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Physikalisch-chemische Eigenschaften |
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Reines
Magnesium ist ein silbergrau glänzendes Leichtmetall, das man aufgrund
seiner geringen Härte leicht verformen kann. An der Luft läuft
es infolge Oxidation grau an. Die entstehende Oxidschicht schützt
das Metall vor weiterer Korrosion. Das kompakte Magnesium ist relativ stabil,
während es in Pulverform oder als Grieß sehr viel reaktionsfähiger
ist. Bei ganz feinem, unstabilisiertem Magnesiumpulver oder in verflüssigter
Form besteht sogar die Gefahr einer Selbstzündung.
Beim Erhitzen an der Luft verbrennt Magnesium oberhalb von 500°C mit blendend weißer Flamme zu Magnesiumoxid und teilweise auch zu Magnesiumnitrid, da es bei diesen Temperaturen mit dem Stickstoff der Luft reagiert: 2 Mg + O2 
2 MgO ΔHR
= -1202 kJ/mol
3 Mg + N2
Mg3N2 ΔHR
= -461 kJ/mol
Brennendes Magnesium erreicht Temperaturen von mehr als 2500°C. Magnesiumbrände dürfen nicht mit Wasser gelöscht werden. Das Wasser wird dabei teilweise zersetzt, und es erfolgt eine fast explosionsartige Reaktion, da Wasserstoff entsteht. Zum Löschen verwendet man am besten Sand.
Hält man ein brennendes Magnesiumband in Wasserdampf oder in Alkoholdampf, dann brennt es weiter, da es mit dem chemisch gebundenen Sauerstoff reagiert. Aufgrund dieser Eigenschaft brennen Magnesiumfackeln unter Wasser und können als Unterwasserlicht bei Tauchgängen eingesetzt werden. Magnesium brennt auch in Schwefeldioxid oder in Kohlenstoffdioxid: 2 Mg + CO2
2 MgO + C
Mit Säuren bilden sich die entsprechenden Salze unter Wasserstoffbildung, beispielsweise bei der Reaktion mit Salzsäure: Mg + 2 HCl
MgCl2 + H2
In siedendem Wasser löst sich Magnesiumpulver unter Bildung von Magnesiumhydroxid und Wasserstoff auf: Mg + 2 H2O
Mg(OH)2 + H2
Laugen greifen Magnesium nicht an. Mit den Halogenen reagiert Magnesium heftig. Verbrennt man beispielsweise ein Magnesiumband in Bromdämpfen, erhält man Magnesiumbromid: Mg + Br2
MgBr2
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Physiologie |
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Magnesium
als Bioelement ist für alle Lebewesen essenziell.
Im Chlorophyllmolekül der Pflanzen ist ein Magnesiumatom in zentraler
Stellung enthalten, bei Magnesiummangel gehen die grünen Pflanzen
ein. Im menschlichen Körper sind Magnesiumionen für den Energiestoffwechsel
von Bedeutung, sie sind wie die Calciumionen
am Aufbau der Knochen und der Zähne beteiligt. Beim Herzmuskel sind
sie Gegenspieler zu den Calciumionen. Beim Transport von Natrium-
und Kaliumionen aus und in die Zelle fungieren
sie als Regelelement. Außerdem regulieren sie das Zusammenziehen
und Erschlaffen der Muskeln. Bei Mangel treten Symptome wie Muskelkrämpfe,
Migräne, Konzentrationsstörungen, Müdigkeit bis hin zu Herz-Rhythmus-Störungen
auf. Als besonders magnesiumreich gelten Vollkornbrot und Körner aller
Art, bestimmte Mineralwässer, Fisch und Geflügel, Milch, Spinat,
Kohlrabi, Kartoffeln, Beerenfrüchte, sowie Orangen und Bananen.
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Vorkommen |
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Das
Metall ist ein relativ häufiges Element. Es steht in der Elementhäufigkeit
mit einem Anteil von 1,94% an achter Stelle. In elementarer Form kommt
es in der Natur nicht vor. Die häufigsten Magnesiumverbindungen finden
sich in den Silicaten, so auch im Olivin oder im Serpentin. Das Mineral
Dolomit, aus dem die Dolomiten gebildet
sind, ist ein Calcium-Magnesiumcarbonat. Das wichtigste Magnesiumerz stellt
der Magnesit (Magnesiumcarbonat)
dar:
In den Meeren machen die Magnesiumsalze wie Magnesiumchlorid etwa 15% des Salzgehalts aus. Manche Mineralquellen führen Bittersalz (Magnesiumsulfat) in Lösung. Magnesiumsalze spielen vor allem bei den Pflanzen im Stoffwechsel ein bedeutende Rolle. Sie dienen zum Aufbau des Chlorphylls und ermöglichen so die Fotosynthese. |
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Geschichte |
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Obwohl
Magnesiumverbindungen schon lange bekannt sind und als Heilmittel eingesetzt
wurden (z.B. Bittersalz gegen Verstopfungen), erkannte erst der englische
Chemiker Joseph Black (1728-1799) im Jahre 1755 den Elementcharakter des
Metalls. Sir Humphry Davy stellte
1808 durch Schmelzfluss-Elektrolyse von Magnesiumerde (MgO/Mg(OH)2)
reines Magnesium dar. Das chemische Symbol "Mg" schlug J.J.
Berzelius im Jahre 1814 vor.
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Herstellung |
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| Zur
Herstellung von reinem Magnesium sind zwei Verfahren von Bedeutung. Das
bedeutendere ist die Herstellung durch Schmelzflusselektrolyse von wasserfreiem
Magnesiumchlorid, das nach dem sogenannten DOW-Verfahren aus Meerwasser
gewonnen wir. Durch Zugabe von Kalkmilch fällt aus dem Meerwasser
unlösliches Magnesiumhydroxid aus:
MgCl2 + Ca(OH)2 Mg(OH)2
+ CaCl2
Das Magnesiumhydroxid wird mit Salzsäure zu Magnesiumchlorid umgewandelt: Mg(OH)2 + 2 HCl MgCl2
+ 2 H2O
Nach einem Verfahren der IG-Farben kann das Magnesiumhydroxid durch Calcinieren, bzw. durch kräftiges Erhitzen zunächst in Magnesiumoxid und dann unter Zusatz von Kohle und Chlor in Schachtöfen zu Magnesiumchlorid umgesetzt werden: I.) Mg(OH)2
MgO + H2O
II.) MgO + C + Cl2
MgCl2 + CO
Die nachfolgende Schmelzflusselektrolyse erfolgt bei ca. 800°C und 5-7 Volt unter Zusatz von Kaliumchlorid und Calciumchlorid zur Schmelzpunkterniedrigung. Die Herstellung von Magnesium ist relativ energieaufwendig, für 1kg Magnesium werden 18 kWh Energie benötigt. An den Graphitanoden entsteht Chlor, das wieder verwendet werden kann (s.o.). An den Eisenkathoden sammelt sich flüssiges Magnesium, das abgesaugt wird. Die Gesamtreaktion der Elektrolyse stellt sich wie folgt dar: MgCl2
Mg + Cl2
Nach dem zweiten Verfahren wird Magnesium durch die thermische Reduktion von Magnesiumoxid hergestellt. Der Prozess findet in Elektroöfen bei ca. 2000°C statt. Als Reduktionsmittel eignen sich Koks und Calciumcarbid: MgO + CaC2
Mg + CaO + 2 C
Ein Teil des benötigten Magnesiums wird auch durch Recycling aus Altmetallschrott gewonnen.
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Verwendung |
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Reines
Magnesium findet in der Technik aufgrund der geringen Härte und der
hohen Korrosionsanfälligkeit kaum Verwendung. Magnesiumlegierungen,
beispielsweise mit Aluminium, zeichnen sich jedoch
durch ihre geringe Dichte, ihre hohe Festigkeit und ihre Korrosionsbeständigkeit
aus. Daher werden diese zum Bau von Kraftfahrzeugen, Flugzeugen, Schiffen
und Maschinenbauteilen häufig eingesetzt. Die NASA verwendete für
die Saturn-V-Rakete eine Magnesiumlegierung mit 84,75% Magnesium, 14% Lithium
und 1,25% Aluminium. Gelegentlich findet sich das Leichtmetall auch in
Gebrauchsgegenständen wie Spitzer oder hochwertigen Kameras und Fotostativen.
Früher diente Magnesiumpulver in einem Gemisch mit Kaliumpermanganat zur Herstellung von Blitzlichtpulver. Heute wird es noch in Feuerwerkskörpern und in Leuchtmunition zur Erzeugung von sehr hellem, weißem Licht eingesetzt. Magnesium eignet sich auch in besonderem Maße als Reduktionsmittel zur Herstellung von Metallen aus ihren Oxiden oder Halogeniden, so auch bei der Herstellung von Titan oder Uran. |
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Experimente - Medien |
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| Experiment:
Merkwürdiges Band
Trockeneis reagiert mit Magnesium Folien: Flammenfarben, Linienspektren Folien: Chemische Reaktionen |
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Magnesiumverbindungen im Portrait |
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| Copyright: Thomas Seilnacht |
Gefahr
