magnézium(lat. Horčík), Mg, chemický prvok II. skupiny Mendelejevovej periodickej sústavy, atómové číslo 12, atómová hmotnosť 24,305. Prírodný horčík sa skladá z troch stabilných izotopov: 24 Mg (78,60 %), 25 Mg (10,11 %) a 26 Mg (11,29 %). Horčík objavil v roku 1808 G. Davy, ktorý podrobil navlhčenú magnéziu (dlho známa látka) elektrolýze ortuťovou katódou; Davy dostal amalgám a z neho po destilácii ortuti nový práškový kov zvaný horčík. V roku 1828 získal francúzsky chemik A. Bussy redukciou roztaveného chloridu horečnatého parami draslíka horčík vo forme malých guľôčok s kovovým leskom.

Distribúcia horčíka v prírode. Horčík je charakteristickým prvkom zemského plášťa, jeho ultramafické horniny obsahujú 25,9 % hmotnosti. Horčíka je v zemskej kôre menej, jeho priemerná klivosť je 1,87 %; V zásaditých horninách prevláda horčík (4,5 %), v granitoch a iných kyslých horninách je to menej (0,56 %). V magmatických procesoch je Mg2+ analógom Fe2+, čo sa vysvetľuje blízkosťou ich iónových polomerov (0,74 a 0,80 Á). Mg 2+ je spolu s Fe 2+ súčasťou olivínu, pyroxénov a iných magmatických minerálov.

Minerály horčíka sú početné - silikáty, uhličitany, sírany, chloridy a iné. Viac ako polovica z nich vznikla v biosfére – na dne morí, jazier, v pôde atď.; zvyšok je spojený s vysokoteplotnými procesmi.

V biosfére sa pozoruje intenzívna migrácia a diferenciácia horčíka; tu hlavnú úlohu zohrávajú fyzikálno-chemické procesy - rozpúšťanie, zrážanie solí, sorpcia horčíka ílmi. Horčík sa na kontinentoch mierne zadržiava v biologickom cykle a s riečnym odtokom sa dostáva do oceánu. V morskej vode je v priemere 0,13% horčíka menej ako sodíka, ale viac ako všetky ostatné kovy. Morská voda nie je nasýtená horčíkom a nedochádza k zrážaniu jeho solí. Keď sa voda vyparuje v morských lagúnach, sírany a chloridy horečnaté sa hromadia v sedimentoch spolu s draselnými soľami. Dolomit sa hromadí v bahne niektorých jazier (napríklad v jazere Balchaš). V priemysle sa horčík získava najmä z dolomitov, ako aj z morskej vody.

Fyzikálne vlastnosti horčíka. Kompaktný horčík je lesklý strieborno-biely kov, ktorý na vzduchu bledne v dôsledku tvorby oxidového filmu na povrchu. Horčík kryštalizuje v hexagonálnej mriežke, a = 3,2028 Á, c = 5,1998 Á. Atómový polomer 1,60 Á, iónový polomer Mg 2+ 0,74 Á. Hustota horčíka je 1,739 g/cm3 (20 °C); tpl 651 °C; t kip 1107 °C. Špecifická tepelná kapacita (pri 20 °C) 1,04 10 3 J/(kg K), t.j. 0,248 cal/(g °C); tepelná vodivosť (20 ° C) 1,55 10 2 W / (m K), to znamená 0,37 cal / (cm s ° C); tepelný koeficient lineárnej rozťažnosti v rozsahu 0-550 °C sa určí z rovnice 25,0 10 -6 + 0,0188 t. konkrétne elektrický odpor(20 °C) 4,5 ± 10-8 ohm m (4,5 μm cm). Horčík je paramagnetický, špecifická magnetická susceptibilita je +0,5·10 -6, Horčík je relatívne mäkký a tvárny kov; jeho mechanické vlastnosti sú veľmi závislé od spôsobu spracovania. Napríklad pri 20 ° C sú vlastnosti liateho a deformovaného horčíka charakterizované nasledujúcimi hodnotami: Tvrdosť podľa Brinella 29,43 10 7 a 35,32 10 7 n / m 2 (30 a 36 kgf / mm 2), medza klzu 2, 45 10 7 a 8,83 10 7 n / m 2 (2,5 a 9,0 kgf / mm 2), pevnosť v ťahu 11,28 10 7 a 19,62 10 7 n / m 2 (11,5 a 20,0 kgf.0 mm2), dĺžka 8,0 kgf / mm2 a 11,5 %.

Chemické vlastnosti horčíka. Konfigurácia vonkajších elektrónov atómu horčíka je 3s2. Vo všetkých stabilných zlúčeninách je horčík dvojmocný. Chemicky je horčík veľmi aktívny kov. Zahriatie na 300-350 °C nevedie k významnej oxidácii kompaktného horčíka, pretože jeho povrch je chránený oxidovým filmom, ale pri 600-650 °C sa horčík zapáli a jasne horí, pričom vzniká oxid horečnatý a čiastočne nitrid Mg 3 N 2 . Ten sa tiež získava zahrievaním horčíka na približne 500 °C v dusíkovej atmosfére. So studenou vodou, ktorá nie je nasýtená vzduchom, horčík takmer nereaguje, pomaly vytláča vodík z vriacej vody; reakcia s parou začína pri 400 °C. Roztavený horčík vo vlhkej atmosfére, uvoľňujúci vodík z H 2 O, ho absorbuje; keď kov stuhne, vodík sa takmer úplne odstráni. Vo vodíkovej atmosfére horčík tvorí MgH2 pri 400-500 °C.

Horčík vytláča väčšinu kovov z vodných roztokov ich solí; štandardný elektródový potenciál Mg pri 25 °C je 2,38 V. Horčík za studena reaguje so zriedenými minerálnymi kyselinami, ale v kyseline fluorovodíkovej sa nerozpúšťa v dôsledku tvorby ochranného filmu nerozpustného fluoridu MgF 2 . V koncentrovanej H 2 SO 4 a jej zmesi s HNO 3 je horčík prakticky nerozpustný. Horčík za studena neinteraguje s vodnými roztokmi zásad, ale rozpúšťa sa v roztokoch hydrogénuhličitanov alkalických kovov a amónne soli. Žieravá zásada zráža z roztokov solí hydroxid horečnatý Mg(OH) 2, ktorého rozpustnosť vo vode je zanedbateľná. Väčšina solí horčíka je vysoko rozpustná vo vode, ako je síran horečnatý, mierne rozpustný MgF2, MgC03, Mg3 (P04)2 a niektoré podvojné soli.

Pri zahrievaní horčík reaguje s halogénmi za vzniku halogenidov; pri vlhkom chlóre vzniká MgCl 2 už za studena. Keď sa horčík zahreje na 500-600 °C so sírou alebo s SO2 a H2S, môže sa získať sulfid MgS04 s uhľovodíkmi - karbidy MgC2 a Mg2C3. Známe sú aj silicídy Mg2Si, Mg3Si2, fosfid Mg3P2 a iné binárne zlúčeniny. Horčík je silné redukčné činidlo; pri zahriatí vytláča iné kovy (Be, Al, alkálie) a nekovy (B, Si, C) z ich oxidov a halogenidov. Horčík tvorí početné organokovové zlúčeniny, ktoré určujú jeho veľkú úlohu v organickej syntéze. Zliatiny horčíka s väčšinou kovov a sú základom mnohých technicky dôležitých ľahkých zliatin.

Získanie horčíka. V priemysle sa najväčšie množstvo Horčíka získava elektrolýzou bezvodého chloridu MgCl 2 alebo dehydrovaného karnalitu KCl MgCl 2 6H 2 O. Elektrolyt obsahuje aj chloridy Na, K, Ca a malé množstvo NaF alebo CaF 2 . Obsah MgCl2 v tavenine nie je nižší ako 5-7%; keďže elektrolýza prebieha pri 720-750°C, upravuje sa zloženie kúpeľa odstránením časti elektrolytu a pridaním MgCl2 alebo karnallitu. Katódy sú vyrobené z ocele, anódy sú vyrobené z grafitu. Roztavený horčík, ktorý pláva na povrch elektrolytu, sa periodicky odstraňuje z katódového priestoru, ktorý je oddelený od anódového priestoru prepážkou, ktorá nedosahuje na dno kúpeľa. Zloženie surového horčíka obsahuje až 2% nečistôt; rafinuje sa v téglikových elektrických peciach pod vrstvou taviva a leje sa do foriem. Najlepšie triedy primárneho horčíka obsahujú 99,8 % Mg. Následné čistenie horčíka sa uskutočňuje vákuovou sublimáciou: 2-3 sublimácie zvýšia čistotu horčíka na 99,999 %. Anódový chlór sa po čistení používa na získanie bezvodého MgCl2 z magnezitu, chloridu titaničitého TiCl4 z oxidu Ti02 a iných zlúčenín.

Ďalšími spôsobmi získavania horčíka sú kov-tepelné a uhlíkovo-tepelné. Podľa prvého sa brikety z dolomitu a redukčného činidla (ferosilícia alebo kremičitanu) kalcinované do úplného rozkladu zahrievajú pri 1280-1300 °C vo vákuu (zvyškový tlak 130-260 N/m2, t.j. 1-2 mm Hg). Para horčíka kondenzuje pri 400-500 °C. Na čistenie sa roztaví pod tavivom alebo vo vákuu, potom sa naleje do foriem. Podľa uhlíkovo-tepelnej metódy sa brikety zo zmesi uhlia s oxidom horečnatým zahrievajú v elektrických peciach nad 2100 ° C; Pary horčíka sa oddestilujú a kondenzujú.

Použitie horčíka. Kritická oblasť aplikácia kovového horčíka - výroba zliatin na jeho báze. Horčík má široké využitie v metalotermických procesoch na získavanie ťažko obnoviteľných a vzácnych kovov (Ti, Zr, Hf, U a iné), Horčík sa používa na dezoxidáciu a odsírenie kovov a zliatin. Zmesi horčíkového prášku s oxidačnými činidlami slúžia ako osvetľovacie a zápalné kompozície. Zlúčeniny horčíka sú široko používané.

Horčík v tele. Horčík je stálou súčasťou rastlinných a živočíšnych organizmov (v tisícinách – stotinách percenta). Koncentrátory horčíka sú niektoré riasy, ktoré akumulujú až 3% horčíka (v popole), niektoré foraminifery - až 3,5%, vápenaté huby - až 4%. Horčík je súčasťou zeleného farbiva rastlín – chlorofylu (celková hmotnosť chlorofylu pozemských rastlín obsahuje asi 100 miliárd ton horčíka) a nachádza sa aj vo všetkých bunkových organelách rastlín a ribozómoch všetkých živých organizmov. Horčík aktivuje mnohé enzýmy spolu s vápnikom a mangánom, zabezpečuje stabilitu štruktúry chromozómov a koloidných systémov v rastlinách a podieľa sa na udržiavaní tlaku turgoru v bunkách. Horčík stimuluje príjem fosforu z pôdy a jeho vstrebávanie rastlinami, vo forme soli kyseliny fosforečnej je súčasťou fytínu. Nedostatok horčíka v pôdach spôsobuje mramorovanie listov rastlín, chlorózu rastlín (v takýchto prípadoch sa používajú horčíkové hnojivá). Zvieratá a ľudia získavajú horčík z potravy. Denná ľudská potreba horčíka - 0,3-0,5 g; v detstve, ako aj počas tehotenstva a dojčenia je táto potreba vyššia. Normálny obsah horčíka v krvi je približne 4,3 mg%; pri zvýšený obsah pozoruje sa ospalosť, strata citlivosti, niekedy paralýza kostrových svalov. V tele sa horčík hromadí v pečeni, potom jeho značná časť prechádza do kostí a svalov. Vo svaloch sa horčík podieľa na aktivácii anaeróbneho metabolizmu sacharidov. Antagonistom horčíka v tele je vápnik. Porušenie rovnováhy horčíka a vápnika sa pozoruje pri krivici, keď horčík prechádza z krvi do kostí a vytláča z nich vápnik. Nedostatok horčíkových solí v potravinách narúša normálnu excitabilitu nervový systém, svalová kontrakcia. Dobytok s nedostatkom horčíka v krmive ochorie na takzvanú trávovú tetániu (zášklby svalov, zakrpatenie končatín). Metabolizmus horčíka u zvierat reguluje parathormón, ktorý znižuje obsah horčíka v krvi a prolán, ktorý obsah horčíka zvyšuje. Z horčíkových prípravkov v lekárskej praxi používajú: síran horečnatý (ako sedatívum, antikonvulzívum, spazmolytikum, laxatívum a choleretikum), magnézium pálené (oxid horečnatý) a uhličitan horečnatý (ako zásada, mierne preháňadlo).

Zlúčeniny horčíka sú človeku známe už dlho. Latinský názov prvku pochádza z názvu staroveké mesto Magnesia v Malej Ázii, v okolí ktorej sa nachádzajú ložiská nerastu magnezit. Kovový horčík prvýkrát získal v roku 1808 anglický chemik G. Davy. Horčík získaný Davym bol dosť špinavý, čistý kovový horčík získal prvýkrát v roku 1828 francúzsky chemik A. Bussy.

Byť v prírode, získať:

Horčík je jedným z desiatich najbežnejších prvkov v zemskej kôre. Obsahuje 2,35 % hmotnosti horčíka. Vďaka vysokej chemickej aktivite sa horčík nevyskytuje vo voľnej forme, ale je súčasťou mnohých minerálov - kremičitany, hlinitokremičitany, uhličitany, chloridy, sírany atď. Horčík teda obsahuje rozšírené kremičitany olivín (Mg, Fe) 2 a hadec Mg 6(OH)8.
Veľký praktický význam majú také minerály obsahujúce horčík ako azbest, magnezit, dolomit MgC03 CaC03, bischofite MgCl26H20, karnallit KCl MgCl 2 6H 2 O, epsomit MgSO 4 7H 2 O, kainit KCl MgSO 4 3H 2 O, astrachanit Na 2 SO 4 MgSO 4 4H 2 O atď.
Horčík sa nachádza v morskej vode (4 % Mg v sušine), v prírodných soľankách a v mnohých podzemných vodách.
Zvyčajným priemyselným spôsobom výroby kovového horčíka je elektrolýza zmesi bezvodých chloridov horečnatých MgCl2, NaCl sodného a KCl draselného. Chlorid horečnatý podlieha elektrochemickej redukcii v tejto tavenine.
Ďalším spôsobom získavania horčíka je termálny. V tomto prípade sa na redukciu oxidu horečnatého pri vysokej teplote používa koks alebo kremík. Použitie kremíka umožňuje získať horčík zo surovín, ako je dolomit CaC03·MgC03 bez predbežnej separácie horčíka a vápnika. Za účasti dolomitu sa vyskytujú reakcie:
CaCO 3 MgCO 3 \u003d CaO + MgO + 2CO2, 2MgO + 2CaO + Si \u003d Ca2Si04 + 2Mg.
Na získanie horčíka sa používajú nielen minerálne suroviny, ale aj morská voda. Čistota rafinovaného horčíka dosahuje 99,999 % a vyššie.

Fyzikálne vlastnosti:

Horčík je strieborno-biely lesklý kov, relatívne mäkký a ťažný, dobrý vodič tepla a elektriny. Hustota horčíka g / cm 3, je takmer 5-krát ľahší ako meď, 4,5-krát ľahší ako železo; dokonca aj hliník je 1,5-krát ťažší ako horčík. Teplota topenia???°C, teplota varu???°C.

Chemické vlastnosti:

Vzťah k vzduchu a kyslíku normálnych podmienkach: ...
Pri zahrievaní:...
Horčík takmer neinteraguje so studenou vodou, ale pri zahrievaní sa rozkladá s uvoľňovaním vodíka. V tomto ohľade zaujíma medzipolohu medzi berýliom, ktoré vo všeobecnosti nereaguje s vodou, a vápnikom, ktorý s ním ľahko interaguje.
V elektrochemickej sérii napätí je horčík oveľa vľavo od vodíka a aktívne reaguje so zriedenými kyselinami za vzniku solí. V týchto reakciách má horčík vlastnosti. Nerozpúšťa sa v fluorovodíkovej, koncentrovanej sírovej a v zmesi sírovej a v zmesi kyselín dusičných, ktorá rozpúšťa ostatné kovy takmer rovnako účinne ako "aqua regia" (zmes HCl a HNO 3). Neinteraguje s alkalickými roztokmi.

Najdôležitejšie spojenia:

Oxid horečnatý, MgO: ???.
Pri skladovaní na vzduchu oxid horečnatý postupne absorbuje vlhkosť a CO 2 a mení sa na Mg (OH) 2 a MgCO 3
Peroxid horečnatý, MgO2: pripravuje sa reakciou čerstvo vyzrážaného Mg(OH)2 s 30 % H202. Bezfarebná mikrokryštalická látka, málo rozpustná vo vode a skladovaním na vzduchu sa postupne rozkladá.
Hydroxid horečnatý, Mg(OH) 2: biela, veľmi málo rozpustná vo vode. Okrem kyselín je rozpustný v roztokoch amónnych solí (čo je dôležité pre analytická chémia). Vyskytuje sa v prírode (minerál brucit).
Horčíkové soli. Väčšina solí horčíka je vysoko rozpustná vo vode. Roztoky obsahujú bezfarebné ióny Mg 2+, ktoré dodávajú tekutine horkú chuť. Vodou sa výrazne hydrolyzuje len pri zahrievaní roztoku.
Väčšina solí sa z roztokov uvoľňuje vo forme kryštalických hydrátov (napr. MgCl 2 * 6H 2 O, MgSO 4 * 7H 2 O). MgSO 4 * 7 H 2 O v prírode tvorí minerál " Epsom soľ".
Keď sa kryštalické hydráty halogenidových solí zahrejú, vytvoria sa zásadité soli, ktoré sú ťažko rozpustné vo vode.
Málo rozpustné horečnaté soli zahŕňajú MgF2 (rozpustnosť 0,08 g / l), uhličitan horečnatý. Ten je možné získať výmennou reakciou len za súčasnej prítomnosti veľkého nadbytku C02 v roztoku, inak sa vyzrážajú zásadité soli. Príkladom takejto soli je „ biela magnézia"- zásaditá soľ s približným zložením 3MgCO 3 *Mg (OH) 2 * 3H 2 O

Aplikácia:

Prevažná časť vyťaženého horčíka sa používa na výrobu rôznych ľahkých zliatin. Zloženie týchto zliatin okrem horčíka zahŕňa spravidla hliník, zinok, zirkónium. Takéto zliatiny sú dostatočne pevné a používajú sa pri stavbe lietadiel, výrobe nástrojov a na iné účely.
Na ochranu proti korózii ohrievačov vody a vykurovacích kotlov sa používajú horčíkové anódy, čo sú oceľové tyče potiahnuté vrstvou horčíkovej zliatiny. V tomto prípade je zničená samotná anóda a nie steny ohrievača vody (ochrana behúňa).
Vysoká chemická aktivita kovového horčíka umožňuje jeho využitie pri horčíkovej tepelnej výrobe takých kovov, ako je titán, zirkónium, vanád, urán atď. V tomto prípade horčík reaguje s oxidom alebo fluoridom výsledného kovu, napr. príklad:
2Mg + Ti02 = 2MgO + Ti alebo 2Mg + UF4 = 2MgF2 + U.
Mnohé zlúčeniny horčíka sú široko používané, najmä jeho oxid, uhličitan a síran. Horká soľ sa teda používa v textilnom a papierenskom priemysle, ako aj v medicíne.

V ľudskom tele je množstvo horčíka len niekoľko desatín či stotín percenta, no zohráva dôležitú úlohu v životných procesoch. Horčík zvyšuje procesy metabolizmu uhľohydrátov vo svaloch, reguluje metabolizmus vápnika; preto pri nedostatku horčíka vzniká osteoporóza a zápalovo-dystrofické ochorenia pohybového aparátu.
Nedostatočné množstvo horčíka v krvi je znakom prepracovanosti alebo stresu. Je dokázané, že nedostatok horčíka v organizme prispieva k ochoreniu na infarkt myokardu. Do tela sa dostáva s jedlom, ale absorbuje sa menej ako 40% horčíka, pretože jeho zlúčeniny sa v črevách zle vstrebávajú.

Hlavným producentom tohto kovu vo svete je Čína, ktorá „monopolizovala“ svetový trh. V roku 2007 dosiahla čínska produkcia horčíka 260 000 ton. V Rusku je výroba sústredená na území Perm (25 tisíc ton/rok). V roku 2004 bola založená spoločnosť Russian Magnesium JSC s cieľom vybudovať závod na výrobu horčíka v Asbeste (región Sverdlovsk), ale projekt je v súčasnosti zmrazený.

Aliullov Andrej
Štátna univerzita HF Tyumen, 581 skupín, 2011

magnézium
atómové číslo	12
Vzhľad jednoduchá látka	ľahký, kujný, strieborno-biely kov
Vlastnosti atómu
Atómová hmotnosť (molárna hmota)	24,305 a. e. m. (/mol)
Polomer atómu	160 hod
Ionizačná energia (prvý elektrón)	737,3 (7,64) kJ/mol (eV)
Elektronická konfigurácia	3 s 2
Chemické vlastnosti
kovalentný polomer	136 hod
Polomer iónov	66 (+2e) popoludní
Elektronegativita (podľa Paulinga)	1,31
Elektródový potenciál	-2,37 V
Oxidačné stavy	2
Termodynamické vlastnosti jednoduchej látky
Hustota	1,738 g/cm³
Molárna tepelná kapacita	24,90 J/(K mol)
Tepelná vodivosť	156 W/(m K)
Teplota topenia	922 tis
Teplo topenia	9,20 kJ/mol
Teplota varu	1363 tis
Teplo odparovania	131,8 kJ/mol
Molárny objem	14,0 cm³/mol
Kryštálová mriežka jednoduchej látky
Mriežková štruktúra	šesťuholníkový
Parametre mriežky	a = 3,210 c = 5,21 Á
pomer c/a	1,624
Debyeho teplota	318 tis

mg	12
24,305
3 s 2
magnézium

magnézium- prvok hlavnej podskupiny druhej skupiny, tretia perióda periodickej sústavy chemické prvky, s atómovým číslom 12. Označuje sa symbolom Mg Horčík. Jednoduchá látka horčík (číslo CAS: 7439-95-4) je ľahký, tvárny strieborno-biely kov.

Príbeh

pôvod mena

V roku 1695 od r minerálka Epsomská jar v Anglicko izolovaná soľ, ktorá mala horkú chuť a laxatívny účinok. Lekárnici to nazývali horká soľ, rovnako ako anglická alebo epsomská soľ. Minerál epsomit má zloženie MgSO 4 7H 2 O.

Prvýkrát ho v čistej forme izoloval Sir Humphry Davy v roku 1808.

Potvrdenie

Zvyčajným priemyselným spôsobom získavania kovového horčíka je elektrolýza taveniny zmesi bezvodých chloridov horečnatých MgCl2 (bischofit), NaCl sodného a KCl draselného. V tejto tavenine podlieha chlorid horečnatý elektrochemickej redukcii:

MgCl2 (elektrolýza) \u003d Mg + Cl2.

Roztavený kov sa periodicky odoberá z elektrolytického kúpeľa a pridávajú sa do neho nové časti surovín obsahujúcich horčík. Keďže takto získaný horčík obsahuje pomerne veľké množstvo – asi 0,1 % nečistôt, v prípade potreby sa „surový“ horčík podrobí dodatočnému čisteniu. Na tento účel sa používa elektrolytická rafinácia, pretavenie vo vákuu pomocou špeciálnych prísad - tavív, ktoré „odstraňujú“ nečistoty z horčíka, alebo destilácia (sublimácia) kovu vo vákuu. Čistota rafinovaného horčíka dosahuje 99,999 % a vyššie.

Bol vyvinutý aj ďalší spôsob získavania horčíka – tepelný. V tomto prípade sa koks používa na redukciu oxidu horečnatého pri vysokej teplote:

alebo kremík. Použitie kremíka umožňuje získať horčík zo surovín, ako je dolomit CaC03·MgC03 bez predbežnej separácie horčíka a vápnika. Za účasti dolomitu sa vyskytujú reakcie:

CaCO 3 MgCO 3 \u003d CaO + MgO + 2CO 2,

2MgO + CaO + Si = Ca2Si04 + 2Mg.

Výhodou tepelného procesu je, že umožňuje získať horčík vyššej čistoty. Na získanie horčíka sa používajú nielen minerálne suroviny, ale aj morská voda.

Fyzikálne vlastnosti

Horčík je veľmi ľahký, pomerne krehký kov, ktorý na vzduchu postupne oxiduje a mení sa na biely oxid horečnatý. Kryštalická mriežka α-formy Ca (stabilná pri bežnej teplote) je plošne centrovaná kubická, a = 5,56 Á. Atómový polomer 1,97 Á, iónový polomer Ca2+, 1,04 Á. Hustota 1,74 g/cm3 (20 °C). Nad 464 °C je hexagonálna β-forma stabilná. t pl \u003d 650 ° C, t bp \u003d 1105 ° C; teplotný koeficient lineárnej rozťažnosti 22,10-6 (0-300 °C); tepelná vodivosť pri 20 °C 125,6 W/(m.K) alebo 0,3 cal/(cm.s°C); merná tepelná kapacita (0-100 °C) 623,9 j/(kg.K) alebo 0,149 cal/(g.°C); elektrický odpor pri 20 °C 4.6.10-8 ohm.m alebo 4.6.10-6 ohm.cm; teplotný koeficient elektrického odporu 4,57,10-3 (20 °C). Modul pružnosti 26 Gn/m² (2600 kgf/mm²); pevnosť v ťahu 60 MN/m² (6 kgf/mm²); medza pružnosti 4 MN/m² (0,4 kgf/mm²), medza klzu 38 MN/m² (3,8 kgf/mm²); predĺženie 50 %; Tvrdosť podľa Brinella 200-300 MN/m² (20-30 kgf/mm²). Horčík dostatočne vysokej čistoty je plastický, dobre lisovaný, valcovaný a opracovateľný.

Chemické vlastnosti

Zmes práškového horčíka s manganistanom draselným KMnO 4 je výbušnina! Horúci horčík reaguje s vodou:
Mg (rozpad) + H20 \u003d MgO + H2;
Zásady nepôsobia na horčík, ľahko sa rozpúšťa v kyselinách za uvoľňovania vodíka:
Mg + 2HCl \u003d MgCl2 + H2;
Pri zahrievaní na vzduchu horčík horí na oxid; malé množstvo nitridu sa môže vytvárať aj s dusíkom:
2Mg + O2 \u003d 2MgO;
3Mg + N2 \u003d Mg3N2

Definícia

Strieborne biely, stredne tvrdý kov. Stredne bežné v prírode. Pri spaľovaní sa uvoľňuje veľké množstvo svetla a tepla.

Aplikácia

Zliatiny

Zliatiny na báze horčíka sú dôležitým konštrukčným materiálom v letectve a automobilový priemysel vďaka ich ľahkosti a pevnosti. Ceny magnéziových prútov boli v roku 2006 v priemere 3 USD/kg.

Zdroje chemického prúdu

Horčík vo forme čistého kovu, ako aj jeho chemické zlúčeniny(bromid, chloristan) sa používajú na výrobu veľmi výkonných záložných elektrických batérií (napríklad magnéziovo-chloristanový, sírovo-horčíkový, chlorid olovnatý-horčíkový, chlorid strieborný-horčíkový, chlorid meďnatý-horčíkový, horčík- vanádový článok atď.) a suché prvky (mangán-horčíkový prvok, bizmut-horčíkový prvok, horčík-m-DNB prvok atď.). HIT na báze horčíka sa vyznačujú veľmi vysokými hodnotami špecifických energetických charakteristík a vysokým vybíjacím napätím. IN posledné roky V mnohých krajinách sa problém vývoja batérie s dlhou životnosťou stal naliehavejším, pretože teoretické údaje nám umožňujú presadiť veľmi veľké vyhliadky na jej široké využitie ( vysokoenergetický, šetrnosť k životnému prostrediu, dostupnosť surovín).

Spojenia

Hydrid horečnatý je jedným z najpriestrannejších vodíkových akumulátorov používaných na jeho skladovanie.

Žiaruvzdorné materiály

Oxid horečnatý MgO sa používa ako žiaruvzdorný materiál na výrobu téglikov a špeciálnych výmuroviek v hutníckych peciach.

Chloristan horečnatý, Mg (ClO 4) 2 - (anhydron) sa používa na hlboké sušenie plynov v laboratóriách a ako elektrolyt pre chemické zdroje prúd s horčíkom.

Fluorid horečnatý MgF 2 - vo forme syntetických monokryštálov sa používa v optike (šošovky, hranoly).

Bromid horečnatý MgBr 2 - ako elektrolyt pre chemické záložné zdroje prúdu.

Liek

Oxid horečnatý a soli sa používajú v medicíne (asparkam, síran horečnatý, citrát horečnatý, minerál bischofite). Bishofytoterapia využíva biologické účinky prírodného horčíka pri liečbe a rehabilitácii širokého spektra ochorení, predovšetkým pohybového ústrojenstva, nervového a kardiovaskulárneho systému.

Foto

Horčíkový prášok s oxidačnými prísadami (dusičnan bárnatý, dusičnan amónny, manganistan draselný, chlórnan sodný, chlorečnan draselný a pod.) sa používal (a v súčasnosti už len ojedinele používa) pri fotografovaní v chemických baterkách (horčíková baterka).

Biologická úloha a toxikológia

Horčík je jedným z dôležitých biogénnych prvkov, ktoré sa nachádzajú vo významných množstvách v tkanivách zvierat a rastlín. Horčík je kofaktorom mnohých enzymatických reakcií. Horčík je potrebný na premenu kreatínfosfátu na ATP, nukleotid, ktorý je univerzálnym dodávateľom energie v živých bunkách tela. Preto je horčík prvkom, ktorý riadi energiu tela. Horčík je nevyhnutný vo všetkých štádiách syntézy bielkovín. Tiež sa zistilo, že 80-90% moderných ľudí trpia nedostatkom horčíka. To sa môže prejaviť mnohými spôsobmi: nespavosť, chronická únava, osteoporóza, artritída, fibromyalgia, migréna, svalové kŕče a kŕče, srdcová arytmia, zápcha, predmenštruačný syndróm (PMS) a ďalšie symptómy a ochorenia. A pri častom užívaní laxatív, alkoholu, veľkej psychickej a fyzickej záťaži sa potreba horčíka zvyšuje.

Medzi potraviny bohaté na horčík patria: sezamové semienka, otruby, orechy. Horčík je veľmi nízky v chlebe, mliečnych výrobkoch, mäse a iných každodenných potravinách moderný človek. Na získanie dennej normy horčíka, asi 300 mg pre ženy a 400 mg pre mužov, musíte vypiť 2-3 litre mlieka alebo zjesť 1,5-2 kg mäsa.

Podľa výsledkov nedávnych štúdií sa zistilo, že najstráviteľnejším produktom obsahujúcim horčík je citrát horečnatý.

Zistilo sa, že na vstrebávanie vápnika telo potrebuje horčík. Jedným z biologicky najvhodnejších zdrojov horčíka pre transkutánnu (perkutánnu) absorpciu je minerál bischofit, ktorý je široko používaný na liečebnú rehabilitáciu, fyzioterapiu a kúpeľnú liečbu.

Horčík, horčík, Mg (12)
Názov magnézia sa už nachádza v Leidenskom papyruse-X (III. storočie). Pravdepodobne pochádza z názvu mesta v hornatej oblasti Tesálie - Magnesia. Magnesian kameň v dávnych dobách bol nazývaný magnetický oxid železa, a magnes - magnet. Tieto názvy prešli do latinčiny a iných jazykov.

Vonkajšia podobnosť magnetického oxidu železa s pyrolyzitom (oxid manganičitý) viedla k tomu, že minerály a rudy tmavej a tmavohnedej farby sa začali nazývať magnézsky kameň, magnetis a magne a neskôr aj iné minerály. V alchymistickej literatúre slovo magnes (Magnes) označovalo mnoho látok, ako ortuť, etiópsky kameň, Heracliov kameň. Minerály s obsahom horčíka boli tiež známe z dávnych čias (dolomit, mastenec, azbest, nefrit atď.) a už vtedy boli široko používané. Nebrali sa však do úvahy jednotlivé látky, a modifikácie iných, známejších minerálov, najčastejšie vápna.

Štúdium minerálnej vody z prameňa Epsom v Anglicku, objaveného v roku 1618, pomohlo zistiť, že minerály a soli s obsahom horčíka obsahujú špeciálnu kovovú bázu, ktorá sa výrazne líši od všetkých ostatných solí. V XVIII storočí. Epsomskú soľ študovali mnohí významní analytickí chemici - Bergman, Neumann, Black a i. Keď boli v kontinentálnej Európe objavené zdroje vody podobné Epsomu, tieto štúdie sa ešte viac rozšírili. Neumann bol zrejme prvý, kto navrhol nazývať Epsomskú soľ (uhličitan horečnatý) bielou magnéziou na rozdiel od čiernej magnézie (pyroluzit). Krajina bielej magnézie (Magnesia alba) pod názvom magnesia figuruje v Lavoisierovom zozname jednoduchých telies a Lavoisier považuje za synonymum pre túto zem základ epsomskej soli (base de sel d „Epsom).

Ruská literatúra začiatku 19. storočia. magnézia sa niekedy nazývala horká zem. V roku 1808 Davy podrobením bielej magnézie elektrolýze získal trochu nečistého kovového horčíka; vo svojej čistej forme tento kov získal Bussy v roku 1829. Spočiatku Davy navrhol nazývať nový kov horčíkom (Magnium) na rozdiel od magnézie, ktorá v tom čase označovala kovovú bázu pyrolusitu (Magnesium). Keď sa však zmenil názov čiernej magnézie, Davy radšej nazval kov magnézia. Zaujímavosťou je, že pôvodný názov magnézium prežil len v ruštine vďaka Hessovej učebnici. Na začiatku XIX storočia. boli navrhnuté aj iné názvy - magnézia (Strach), magnézia, horká zem (Ščeglov).

Horčík je svetlý strieborno-biely kov, lesklý, ale na vzduchu bledne v dôsledku tvorby ochranného oxidového filmu na jeho povrchu. Chemický vzorec horčík - Mg. 12 - atómové číslo horčíka v periodickej sústave chemických prvkov D.I. Mendelejev.

Horčík je v zemskej kôre celkom bežný. Pred horčíkom sú v tomto smere iba kyslík, kremík, hliník, železo a vápnik. V prírode sa vyskytuje vo forme zlúčenín. Najdôležitejšie minerály s obsahom horčíka - magnezit MgCO 3 a podvojná soľ dolomit CaMg2. Obrovské zásoby horčíka sa nachádzajú v moriach a oceánoch vo forme MgCl 2 . Veda pozná asi 1500 minerálov. A takmer 200 z nich obsahuje horčík.

Získanie horčíka

Ako bol objavený horčík?

V roku 1695 anglický lekár Crewe analyzoval minerálnu vodu z prameňa neďaleko mesta Epsom. Keď sa táto voda odparila, na stenách nádoby sa vytvorila biela soľ s horkastou chuťou. Táto soľ má liečivé vlastnosti. Lekárni nazývali túto soľ anglický alebo Epson. Neskôr bola soľ nazvaná biela magnézia kvôli jej podobnosti s bielym práškom, ktorý sa získal kalcináciou minerálu nájdeného v blízkosti gréckeho mesta Magnesia.

Kovový horčík prvýkrát získal v roku 1808 britský chemik Humphrey Davy. Davy elektrolyzoval zmes bielej magnézie a oxidu ortuti. V dôsledku toho dostal zliatinu ortuti a neznámeho kovu. Keď Davy kov izoloval, navrhol ho nazvať horčíkom. Ale horčík, ktorý Davy dostal, obsahoval nečistoty. Čistý, bez nečistôt, horčík získal až v roku 1829 francúzsky chemik Antoine Bussy.

Chemické vlastnosti horčíka

Horčík je aktívny kov. A ako všetky aktívne kovy dobre horí. Za normálnych podmienok je jeho povrch chránený oxidovým filmom. Ale pri zahriatí na 600 stupňov sa film zničí a horčík reaguje s kyslíkom. Produktom spaľovania horčíka je oxid horečnatý, biely prášok.

2Mg + O2 \u003d 2MgO

Pri horení sa uvoľňuje veľa tepla a svetla. Navyše podľa jeho spektrálnej analýzy je svetlo pri spaľovaní horčíka takmer rovnaké ako slnečné svetlo. Túto nehnuteľnosť používali prví fotografi pred viac ako 100 rokmi. Spaľovanie práškového horčíka s prídavkom manganistanu draselného alebo dusičnanu bárnatého osvetľovalo objekt, čo umožnilo robiť jasné snímky v interiéri, kde osvetlenie nebolo dostatočné.

Horčík reaguje s vodou len pri zahriatí. V dôsledku tejto reakcie sa uvoľňuje vodík.

Mg + 2H20 \u003d Mg (OH)2 + H2

Horčík tiež horí v oxide uhličitom.

2Mg + CO2 \u003d 2MgO + C

Horčík reaguje s halogénmi pri izbovej teplote.

Mg + Br2 = MgBr2

Horčík reaguje so sírou iba pri zahrievaní, pričom vzniká sulfid horečnatý.

Mg + S = MgS04

Horčík nereaguje s alkáliami.

Získanie horčíka

Kovový horčík sa získava elektrotermickými alebo elektrolytickými metódami.

V prvom prípade sa magnezit alebo dolomit v reakčnom zariadení kalcinuje. Výsledkom je oxid horečnatý MgO. Oxid horečnatý sa potom redukuje hliníkom, kremíkom alebo uhlíkom. Takto sa získava čistý horčík.

Hlavnou priemyselnou metódou získavania horčíka je však elektrolytická. V špeciálnych kúpeľoch-elektrolyzéroch sa nachádza tavenina chloridu horečnatého MgCl2. V dôsledku elektrolýzy sa na železnej katóde uvoľňuje horčík a na grafitovej anóde sa zbierajú chloridové ióny. Roztavený horčík sa zbiera a naleje do foriem. Potom sa horčík čistí od nečistôt.

Použitie horčíka

Schopnosť horčíka pohotovo reagovať s kyslíkom umožňuje jeho použitie pri výrobe ocele na odstránenie kyslíka rozpusteného v roztavených kovoch. Horčíkový prášok sa používa v raketovej technike ako vysokokalorické palivo. Vysoko čistený horčík sa používa pri výrobe polovodičov.

Horčík je najľahší z kovov. Je štyrikrát ľahší ako železo a jedenapolkrát ľahší ako hliník. Vo svojej čistej forme je horčík mäkký a krehký. Nie je možné z toho robiť technické štruktúry. Ale mechanická pevnosť horčíka sa výrazne zvýši, ak sa k nemu pridá zinok, hliník alebo mangán. Prísady sa zavádzajú v malom množstve, aby sa nezvyšovala špecifická hmotnosť horčíka. Bohužiaľ, tieto zliatiny strácajú svoju pevnosť pri zahrievaní. Ale ak sa k nim pridá zinok, meď, striebro, berýlium, tórium, zirkónium, titán, tak si zachovávajú svoju mechanickú pevnosť aj pri zvyšovaní teploty. Puzdrá z horčíkovej zliatiny nájdete v mobilné telefóny, videokamery, notebooky. Diely zo zliatiny horčíka navyše absorbujú vibrácie 100-krát lepšie ako hliník a 20-krát lepšie ako legovaná oceľ. Preto sú široko používané v letectve, automobilovom priemysle a iných oblastiach techniky.

Horčík je prvkom hlavnej podskupiny druhej skupiny, tretej periódy s atómovým číslom 12.

Štruktúra atómu:

1) Konfigurácia E-cloud 1s 2 | 2s 2 2p 6 3s 2

2) Polomer atómu je 145 10 -12 (meter)

3) Atómová hmotnosť 24,305 (g/mol)

Fyzikálne vlastnosti:

1) strieborno-biely kov, má kovový lesk

2) plast a tvárny kov, dobre lisovaný, valcovaný a vhodný na rezanie.

3) tepelná vodivosť pri 20 °C - 156 W/(m*K)

4) mäkký (tvrdosť horčíka 2 na Mohsovej stupnici)

5) bod varu tvar = 1103 °C

6) teplota topenia kovu tmelt = 651 °C

7) hustota horčíka pri 20 °C - 1,737 g/cm

8) neželezný kov

9) vedie elektrinu (merný elektrický odpor vodičov (pri 20°C) - 4 400 10 -8 (Ohm meter)

10) podľa magnetických vlastností paramagnetu

Distribúcia v prírode

Horčík je jedným z najrozšírenejších prvkov v zemskej kôre. Hlavné typy hľadania magnéziových surovín sú:

morská voda - (Mg 0,12-0,13%),

karnallit - MgCl2 * KCl * 6H20 (Mg 8,7 %),

bischofite - MgCl2 * 6H20 (Mg 11,9%),

kieserit - MgS04 * H20 (Mg 17,6 %),

epsomit - MgS04 * 7H20 (Mg 16,3 %),

kainit - KCl * MgS04 * 3H20 (Mg 9,8 %),

magnezit - MgCO 3 (Mg 28,7%),

dolomit - CaCO 3 * MgCO 3 (Mg 13,1 %),

brucit - Mg (OH)2 (Mg 41,6 %).

Horčík sa nachádza v kryštalických horninách vo forme nerozpustných uhličitanov alebo síranov a tiež (v menej dostupnej forme) vo forme silikátov. Odhad jeho celkového obsahu výrazne závisí od použitého geochemického modelu, najmä od hmotnostných pomerov vulkanických a sedimentárnych hornín. Teraz sa používajú hodnoty od 2 do 13,3 %. Snáď najprijateľnejšou hodnotou je 2,76 %, čo zaraďuje horčík na šieste miesto za vápnikom (4,66 %), pred sodíkom (2,27 %) a draslíkom (1,84 %).

Veľké pevninské oblasti, ako sú Dolomity v Taliansku, pozostávajú prevažne z minerálneho dolomitu. Vyskytujú sa tu aj sedimentárne minerály – magnezit, epsomit, karnalit, langbeinit.

Ložiská dolomitu sa nachádzajú v mnohých ďalších regiónoch, vrátane Moskovskej a Leningradskej oblasti. Bohaté ložiská magnezitu sa nachádzajú na Strednom Urale a v regióne Orenburg. Najväčšie ložisko karnallitu sa vyvíja v oblasti Solikamsk. Kremičitany horečnaté sú zastúpené čadičovým minerálom olivínom, mastencom, azbestom (chryzotil) a sľudou. Spinel patrí medzi drahé kamene.

Veľké množstvo horčíka sa nachádza vo vodách morí a oceánov a v prírodných soľankách. V niektorých krajinách sú surovinou na výrobu horčíka. Medzi kovovými prvkami je na druhom mieste za sodíkom v obsahu v morskej vode. Každý meter kubický morskej vody obsahuje asi 4 kg horčíka. Prítomný je aj horčík sladkej vody, čo spolu s vápnikom spôsobuje jeho tuhosť.

Horčík sa vždy nachádza v rastlinách, pretože je súčasťou chlorofylov.

Chemické vlastnosti:

1) konfigurácia vonkajších elektrónov atómu horčíka 3s 2

2) vo všetkých stabilných zlúčeninách je horčík dvojmocný

3) aktívny kov

4) atómový polomer 145 * 10 -12 (meter)

5) hexagonálna kryštálová mriežka

6) kovová kryštálová mriežka

7) kovová chemická väzba

Najdôležitejšie zlúčeniny horčíka a ich využitie.

Hydrid horečnatý MgH 2 . Pevná biela neprchavá látka. Mierne rozpustný vo vode. Rozkladá vodu a alkoholy. Pri zahrievaní sa rozkladá na prvky. Vzniká interakciou horčíka s vodíkom pri zahrievaní. Je to jeden z najpriestrannejších vodíkových akumulátorov používaných na jeho skladovanie.

Oxid (biela magnézia, pálená magnézia) horčík MgO. Prirodzene sa vyskytuje vo forme sivozelených priehľadných oktaedrických kryštálov. Mierne rozpustný vo vode, rozpustný v alkohole, zriedené kyseliny. Dá sa získať spaľovaním horčíka v kyslíku, kalcináciou hydroxidu horečnatého alebo uhličitanu.

Používa sa na výrobu laboratórnych výrobkov (tégliky, člny, bagety, spaľovacie rúry), žiaruvzdorných tehál, magnéziového cementu.

Hydroxid horečnatý Mg(OH) 2 . Prirodzene sa vyskytuje ako biela, vláknitá látka nazývaná brucit. Bezfarebné trigonálne kryštály s vrstvenou mriežkou. Slabá základňa. Rozpustný v zriedených kyselinách a amónnych soliach. Mierne rozpustný vo vode. Pri zahrievaní sa dehydratuje. V priemysle sa získava z morskej vody zrážaním vápenným alebo dolomitovým mliekom. Dá sa získať pôsobením hydroxidov alkalických kovov na horečnaté soli.

Používa sa ako potravinárska prísada, na viazanie oxidu siričitého, ako čistiaci flokulant Odpadová voda, ako spomaľovač horenia v termoplastických polyméroch (polyolefíny, PVC), ako prísada do detergentov, na výrobu oxidu horečnatého, rafinácia cukru, ako zložka zubných pást. V medicíne sa používa ako liek na neutralizáciu žalúdočnej kyseliny a tiež ako veľmi silné preháňadlo. V Európskej únii je hydroxid horečnatý registrovaný ako potravinárska prídavná látka E528.

Fluorid horečnatý MgF 2 . Bezfarebné diamagnetické tetraedrické kryštály. Mierne rozpustný vo vode a acetóne, rozpustný v roztokoch fluoridov a síranov alkalických kovov. Môže sa získať spaľovaním horčíka vo fluórovej atmosfére alebo úpravou oxidu horečnatého kyselinou fluorovodíkovou.

Používa sa na ochranu kovov pred koróziou a na výrobu matného skla a keramiky.

Chlorid horečnatý MgCl 2 . Bezfarebné šesťuholníkové kryštály s vrstvenou štruktúrou, veľmi hygroskopické. Dáme dobre rozpustiť vo vode, liehu, pyridíne, trochu rozpustíme v acetóne. Možno získať spaľovaním horčíka v chlóre, pôsobiacim kyselina chlorovodíková na kovový horčík.

Používa sa na elektrolytickú výrobu kovového horčíka, na impregnáciu látok a dreva, na výrobu magnéziových cementov, ako aj v medicíne.

bromid horečnatý MgBr 2 . Bezfarebné hexagonálne diamagnetické kryštály. Rozpustný vo vode, alkohole. Ľahko pripája amoniak, pyridín a etyléndiamín. Získava sa interakciou horčíka a brómu pri zahrievaní.

Používa sa na získanie elementárneho brómu, bromidu strieborného a iných bromidov, ktoré sú málo rozpustné vo vode.

Jodid horečnatý MgI 2 . Bezfarebné kryštály, veľmi hygroskopické. Ľahko rozpustný vo vode, alkohole, éteri. Získava sa priamou interakciou horčíka a jódu alebo reakciou medzi chloridom horečnatým a jodidom amónnym.

Používa sa v niektorých homeopatických prípravkoch.

Sulfid horečnatý MgS. Bezfarebné kubické kryštály. Mierne rozpustný vo vode. Reaguje s halogénmi. Rozkladá sa so zriedenými kyselinami za vzniku solí a uvoľňuje sírovodík. Získava sa interakciou horčíka so sírou alebo sírovodíkom.

Síran horečnatý MgSO 4 . Bezfarebné romboedrické diamagnetické kryštály. Rozpustný vo vode, alkohole a éteri. Dá sa získať v laboratóriu reakciou oxidu horečnatého alebo uhličitanu s kyselinou sírovou. V priemysle sa získava z morskej vody alebo z prírodných minerálov - karnallitu a kieseritu.

Používa sa na konečnú úpravu látok, výrobu ohňovzdorných látok a papiera, pri garbiarstve, ako moridlo vo farbiarskom priemysle.

Dusičnan horečnatý Mg(NO 3 ) 2 . Bezfarebné kryštály. Rozpustný vo vode, alkohole a koncentrovaný kyselina dusičná. V priemysle sa získava z prírodného minerálu nitromagnezitu. Získava sa v laboratóriu interakciou horčíka, oxidu horečnatého alebo hydroxidu horečnatého so zriedenou kyselinou dusičnou.