МА́ГНИЙ
-
Рубрика: Химия
-
-
Скопировать библиографическую ссылку:
МА́ГНИЙ (лат. Magnesium), Mg, химич. элемент II группы короткой формы (2-й группы длинной формы) периодич. системы; относится к щёлочноземельным металлам; ат. н. 12, ат. м. 24,3050. В природе три стабильных нуклида: 24 Mg (78,99%), 25 Mg (10,00%) и 26 Mg(11,01%); искусственно получены радионуклиды с массовыми числами 19–37.
Историческая справка
Минералы, содержащие М. (магнезит, тальк, асбест), известны с глубокой древности. Индивидуальность М. как химич. элемента установлена в 1755 Дж. Блэком. М. впервые получен в 1808 Г. Дэви, который выделил этот металл из амальгамы (сплава с ртутью), образовавшейся при воздействии электрич. тока на влажную смесь, содержащую гидроксид М. Mg(OH)2 и оксид ртути HgO. Лат. назв. элемента, вероятно, произошло от назв. г. Магнесия-на-Меандре в Малой Азии. Рус. назв. элемента «М.» впервые появилось в 1831.
Распространённость в природе
На долю М. приходится, по разным данным, от 1,80 до 2,35% массы земной коры. В природе М. встречается только в виде соединений. Известно более 100 минералов, содержащих М., из них пром. значение имеют магнезит, доломит, асбест, бишофит, карналлит, эпсомит и некоторые др. (см. Магниевые руды). Значительно содержание М. в воде морей и океанов, а также в составе некоторых подземных вод и солевых озёр. Присутствие ионов Mg2+ определяет жёсткость воды. М. входит в состав хлорофилла, поэтому все зелёные растения содержат М. (до 2,7% массы сухого вещества).
Свойства
Конфигурация внешней электронной оболочки атома М. 3s2; в соединениях проявляет степень окисления +2. Электроотрицательность по Полингу 1,31. Энергии ионизации Mg0→Mg+→Mg2+ равны соответственно 7,646 и 15,035 эВ. Атомный радиус 150 пм (эмпирический), радиус иона Mg2+ 86 пм (координац. число 6). В свободном виде – серебристо-белый относительно мягкий и пластичный металл. Кристаллич. решётка гексагональная; tпл 650 °C, tкип 1090 °C; плотность 1738 кг/м3.
М. химически активен, обладает свойствами сильного восстановителя. Поверхность металлич. М. при обычных условиях защищена от разрушающего действия атмосферных газов плёнкой магния оксида MgO. При нагревании на воздухе выше 600 °C эта плёнка разрушается и М. сгорает с ослепительным белым пламенем (образуются оксид MgO и нитрид Mg3N2); ранее горящую магниевую ленту использовали при фотосъёмках в условиях плохой освещённости. С холодной водой М. не реагирует, при взаимодействии М. с кипящей водой выделяется водород и образуется гидроксид Mg(OH)2. Если горящий М. внести в воду, горение продолжается. При этом образуется MgO и выделяется водород, который тут же воспламеняется. Горение М. продолжается в атмосфере диоксида углерода, в результате образуются MgO и сажа.
При взаимодействии М. с галогенами образуются дигалогениды (напр., хлорид MgCl2). Взаимодействием М. с водородом при нагревании можно получить солеобразный гидрид MgH2. При нагревании М. с серой, селеном или теллуром образуются соответственно сульфид MgS, селенид MgSe и теллурид MgTe. При нагревании с коксом образуются карбиды MgС2 и Mg2C3. С кремнием М. образует силицид Mg2Si, с бором – бориды разных составов, среди которых наибольшее значение имеет борид MgB2. При действии разбавленной соляной кислоты на Mg2Si и MgB2 образуются соответственно кремневодороды (силаны) SiH4 и др. и бороводороды (бораны) B2H6 и др. С разбавленными кислотами М. энергично взаимодействует с образованием водорода и соответствующих солей, напр. сульфата MgSO4, нитрата Mg(NO3)2.
Магния оксид MgO с водой не реагирует. Отвечающее М. основание Mg(OH)2 в воде растворимо плохо и к числу щелочей не относится. Осадок гидроксида М. образуется при взаимодействии солей М. с растворами щелочей.
Большинство солей М. (нитрат, сульфат, хлорид, ацетат и др.) хорошо растворимы в воде. К числу плохо растворимых солей М. относятся фторид MgF2 и карбонат MgCO3. Ионы Mg 2+ бесцветны и нетоксичны. Растворы, в которых они содержатся, имеют горький вкус. Сульфат MgSO4 применяют в медицине как успокаивающее, желчегонное и слабительное средство. Мн. соли М. образуют устойчивые кристаллогидраты. Так, при взаимодействии безводного перхлората Mg(ClO4)2 (технич. назв. ангидрон) c парáми воды образуется термически устойчивый кристаллогидрат Mg(ClO4)2·6Н2О, что позволяет применять ангидрон как эффективный осушитель.
В среде эфира при взаимодействии порошкообразного М. и алкилгалогенидов RHal образуются алкилмагнийгалогениды RMgHal – реактивы Гриньяра – важнейшие магнийорганические соединения.
Получение
Для получения металлич. М. используют два метода – электролиз расплавов солей (этот метод преобладает) и восстановление MgO кремнием, карбидом кальция или коксом (термич. метод). Электролизу подвергают нагретый до 700–720 °C расплав безводных хлоридов М., натрия и калия, в котором массовое содержание М. составляет 5–8%. Полученный электролизом металл содержит ок. 0,1% примесей. Для очистки М. подвергают переплавке с флюсами – хлоридами или фторидами натрия, калия, бария или магния. Последующая глубокая очистка М. методами зонной плавки, дистилляции в вакууме и др. позволяет получить М. чистотой 99,999% и выше. При использовании термич. метода нагревание смесей исходного оксидного материала и восстановителя ведут при темп-рах от 1100–1300 °C (карбидный способ) до 2100 °C.
Объём мирового произ-ва М. ок. 300 тыс. т/год.
Применение
Важнейшая область применения металлич. М. – произ-во лёгких сплавов М. с алюминием и др. компонентами (см. Магниевые сплавы). Металлич. М. используется для металлотермич. выделения таких металлов, как титан, цирконий, ванадий, уран. Смеси порошкообразного М. с окислителями применяются в зажигательных и осветительных составах. Гидрид MgH2 перспективен как аккумулятор водорода. М. применяется для изготовления растворимых анодов для химич. источников тока, используется в антикоррозионных системах защиты др. металлов.
М. необходим для нормального функционирования организма человека, входит в состав ряда ферментов (суточная потребность человека в М. составляет 0,3–0,5 г). Потребность с.-х. растений в М. обеспечивается внесением в почву магниевых удобрений.