Propiedades químicas características del Be, Mg y metales alcalinotérreos. Magnesio, ecuación de reacción para su combustión Reacción con carbonato de amonio

Propiedades del MgS

Se recibe MgS:

1. Mg+S=MgS (la reacción ocurre en un tubo de porcelana a 8000C).

2. 2Mg + S + H2S = 2MgS + H2

3. MgO + CS2 = 2MgS + CO2 (temperatura 700-9000C).

4. MgO + C + S = MgS + CO

5. MgSO4 + 2C = MgS + 2 CO2 (temperatura 9000C).

El MgS son cristales cúbicos incoloros (o de color rojo rosado debido a las impurezas) con una red de tipo NaCl (distancias interatómicas 2,89 A) y una densidad de 2,79 g/cm3. Se funden a una temperatura de 20000 ° C, son fosforescentes, provocan un brillo catódico rojo, son poco solubles en agua y reaccionan con agua fría:

3MgS + 2HOH = Mg (HS)2 + 2MgO + H2S

Cuando se hidroliza MgS en agua tibia, se forman óxido de magnesio y sulfuro de hidrógeno:

MgS + HOH = MgO + H2S

Los ácidos diluidos como HF, HCl, H2SO4 reaccionan con MgS para formar sales y H2S. Cl, Br, I reaccionan vigorosamente con MgS calentado por encima de 3000 ° C, formando los haluros correspondientes.

Dióxido de carbono bajo presión 50-100 mmHg. reacciona con MgS calentado por encima de 6600C:

MgS + CO2 = MgO + COS

1.1.2. Equilibrio de fases en el sistema Y-S.

Existen las siguientes fases de sulfuro de itrio: YS, Y5S7, d-Y2S3, γ‑Y2S3, YS2.

Los resultados del estudio de las características químicas de los cristales y algunas propiedades físicas de los sulfuros se recogen en la Tabla 1. No se encontraron datos del diagrama de estado del sistema Y-S.

Se puede hacer una propuesta para un diagrama de fases basándose en los datos químicos de los cristales disponibles para el sistema Y-S. El monosulfuro de YS cristaliza en el tipo de estructura NaCl. Con base en YS, existe una solución sólida defectuosa del tipo sustracción de azufre a la composición YS0.75 (Y4S3), mientras que el parámetro reticular a disminuye de 5.493 (YS) a 5.442 A° (Y4S3).

El compuesto Y5S7 contiene dos unidades de fórmula por celda unitaria. El sesquisulfuro d-Y2S3 cristaliza en el tipo de estructura monoclínica Ho2S3 con 6 unidades de fórmula por celda. La celda contiene disulfuro de itrio (polisulfuro). 8 unidades de fórmula YS2.

El YS2 tetragonal existe a temperaturas superiores a 500 °C en el rango de presión de 15 a 35 kbar. El YS2 cúbico se forma en el rango de presión de 35 a 70 kbar.

El disulfuro de itrio estequiométrico no existe incluso en condiciones de altas presiones y temperaturas (500-1200°C).

1.1.3. Características químicas cristalinas de las fases del sistema Mg-S, Y-S.

Tabla 1 Propiedades químicas de los cristales de los sulfuros de itrio y magnesio..

		sintonía	grupo espacial	tipo estructural	Período reticular, Å			Densidad g/cm3
		cúbico
	rojo rubí	cúbico
	Azul negro	monoclínico
		monoclínico
		Cúbico
	marrón-violeta de gris oscuro a negro	tetragonal cúbico

EKOFISK, un campo de gas y petróleo en el sector noruego del Mar del Norte; forma parte de la cuenca de petróleo y gas de Europa Central. Descubierto en 1969. Depósitos a una profundidad de 3,1-3,3 km. Las reservas iniciales son de 230 millones de toneladas. La densidad del petróleo es de 0,85 g/cm3.

BATALLA, buque de guerra en la segunda mitad. 19 - comienzo siglos 20 con artillería de torre de gran calibre (hasta 305 mm) y potente blindaje. En la flota rusa había acorazados de escuadrón, diseñados para llevar a cabo combates navales como parte de un escuadrón, y acorazados de defensa costera. Después de la Guerra Ruso-Japonesa de 1904-05, los barcos del tipo acorazado de escuadrón comenzaron a llamarse acorazados.

LAVROVSKY Konstantin Petrovich (1898-1972), químico orgánico ruso, miembro correspondiente de la Academia de Ciencias de la URSS (1953). Principales trabajos sobre la química del petróleo y la tecnología de su refinación.

En este artículo aprenderá qué es el magnesio y verá un verdadero milagro químico: ¡la combustión del magnesio en agua!

En el siglo XVII, en la localidad inglesa de Epsom, se aisló de un manantial mineral una sustancia amarga que tenía efecto laxante. Esta sustancia resultó ser un hidrato cristalino de sulfato de magnesio o MgSO₄∙7H₂O. Debido a su sabor específico, los farmacéuticos denominaron a este compuesto “sal amarga”. En 1808, el químico inglés Humphry Davy obtuvo una amalgama del duodécimo elemento utilizando magnesia y mercurio. Once años después, el químico francés Antoine Bussy obtuvo la sustancia en cuestión utilizando magnesio y cloruro de potasio, reduciendo el magnesio.

El magnesio es uno de los elementos más comunes en la corteza terrestre. La mayoría de los compuestos de magnesio se encuentran en el agua de mar. Este elemento juega un papel importante en la vida de humanos, animales y.

Como metal, el magnesio no se utiliza en su forma pura, sólo en aleaciones (por ejemplo, con titanio). El magnesio te permite crear aleaciones ultraligeras.

Propiedades físicas del magnesio.

Es un metal ligero y dúctil de color plateado claro con un brillo metálico característico.

El magnesio se oxida con el aire y se forma una película de MgO bastante fuerte en su superficie, que protege el metal de la corrosión.

El punto de fusión del metal plateado es de 650 °C y el punto de ebullición es de 1091 °C.

Propiedades químicas del magnesio.

Este metal está cubierto con una película protectora de óxido. Si se destruye, el magnesio se oxidará rápidamente en el aire. Bajo la influencia de la temperatura, el metal interactúa activamente con halógenos y muchos no metales. El magnesio reacciona con agua caliente para formar hidróxido de magnesio como precipitado:

Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂

Si prende fuego al polvo de magnesio en un quemador de gas con una cuchara química especial y luego lo sumerge en agua, el polvo comenzará a arder más intensamente.

Así es como sucede:

Esto irá acompañado del intenso hidrógeno liberado. En este caso se forma óxido de magnesio y luego su hidróxido.

El magnesio es un metal activo y por tanto reacciona violentamente con los ácidos. Sin embargo, esto no ocurre tan violentamente como en el caso del potasio, metal alcalino, es decir, la reacción se produce sin ignición. Pero con un silbido característico, se liberan activamente burbujas de hidrógeno. Y aunque las burbujas de hidrógeno levantan el metal, no es lo suficientemente ligero como para mantenerse a flote.

Ecuación para la reacción de magnesio y ácido clorhídrico:

Mg + 2HCl = MgCl₂ +H₂

A temperaturas superiores a 600 °C, el magnesio se enciende en el aire y emite una luz extremadamente brillante en casi todo el espectro, similar a la del Sol.

¡Atención! ¡No intentes repetir estos experimentos tú mismo!

Un destello tan cegador puede dañar los ojos: puede quemarse la retina y, en el peor de los casos, perder la visión. Por lo tanto, estas experiencias no sólo se encuentran entre las más bellas, sino también entre las más peligrosas. No se recomienda realizar este experimento sin gafas protectoras oscuras especiales. Encontrará un experimento de combustión de magnesio que se puede realizar de forma segura en casa.

La reacción produce un polvo blanco de óxido de magnesio (también llamado magnesia), así como nitruro de magnesio. Ecuaciones de combustión:

2Mg + O₂ = 2MgO;

3Mg + N₂ = Mg₃N₂.

El magnesio continúa ardiendo tanto en agua como en una atmósfera de dióxido de carbono, por lo que es bastante difícil extinguir tal incendio. La extinción con agua solo agrava la situación, ya que comienza a liberarse hidrógeno, que también se enciende.

Uso inusual del magnesio como fuente de luz (1931)

El duodécimo elemento es muy similar al metal alcalino. Por ejemplo, también reacciona con nitrógeno para formar nitruro:

3Mg +N₂ = Mg₃N₂.

Además, al igual que el litio, el nitruro de magnesio se puede descomponer fácilmente con agua:

Mg₃N₂ + 6H₂O = 3Mg(OH)₂ + 2NH₃.

El cuarto grupo analítico incluye los cationes Mg 2+, Mn 2+, Fe 2+, Fe 3+.

Los hidróxidos de cationes del grupo IV son insolubles en exceso de álcalis y solución de amoníaco. Se precipitan cuantitativamente mediante un exceso de solución de NaOH en presencia de peróxido de hidrógeno, que es un reactivo grupal para los iones de este grupo. Todos los cationes forman fosfatos, oxalatos y sulfuros poco solubles (excepto Mg 2+). Mn 2+, Fe 2+, Fe 3+ exhiben propiedades redox.

Reacciones de iones de magnesio.

Reacción con álcalis.

Los álcalis cáusticos forman un precipitado gelatinoso blanco de hidróxido de magnesio:

MgCl 2 + 2NaOH = Mg(OH) 2  + 2NaCl

El hidróxido de magnesio es soluble en ácidos y sales de amonio, pero insoluble en exceso de álcali.

Reacción con solución acuosaNueva Hampshire 3 .

El amoníaco con iones de magnesio forma un precipitado de hidróxido de magnesio:

Mg2+ + 2NH3 ˙ H 2 O = Mg(OH) 2  + 2NH 4 + ,

que no se asienta del todo. En presencia de sales de amonio, disociación de NH 3. ˙ El H 2 O disminuye tanto que la concentración de iones OH – se vuelve menor de lo necesario para exceder el producto de solubilidad Mg(OH) 2. En otras palabras, NH 4 Cl y NH 3 forman una solución tampón con pH = 8,3, en la que el hidróxido de magnesio no precipita.

3. Reacción con hidrogenofosfato de sodio.

MgCl 2 + Na 2 HPO 4 = MgHPO 4  + 2NaCl

El hidrogenofosfato de magnesio es un precipitado amorfo blanco, soluble en ácidos minerales y, cuando se calienta, en ácido acético.

Ejecutando la reacción: al realizar la reacción en presencia de NH 3 ˙ H 2 O y NH 4 Cl precipitan un precipitado cristalino blanco de fosfato de magnesio y amonio. Coloque de 3 a 4 gotas de sal de magnesio (tarea) en un tubo de ensayo, agregue una solución de amoníaco hasta que esté ligeramente turbia, una solución de NH 4 Cl hasta que se disuelva y 2 a 3 gotas de una solución de Na 2 HPO 4. Enfríe el tubo de ensayo. bajo agua fría frotando una varilla de vidrio contra las paredes internas del tubo de ensayo. En presencia de iones de magnesio, con el tiempo se forma un precipitado cristalino blanco:

MgCl 2 + Na 2 HPO 4 + NH 3 ˙ H 2 O = MgNH 4 PO 4  + 2NaCl + H 2 O

La reacción también se puede llevar a cabo como reacción microcristalscópica. Se aplica una gota de sal de magnesio (tarea), una gota de NH 4 Cl a un portaobjetos de vidrio, mantenido encima de una botella con una solución concentrada de NH 3 (desplegable), se aplica un cristal de Na 2 HPO 4·12H 2 O seco. se agrega y al cabo de un minuto se observan al microscopio cristales de MgNH 4 PO 4 en forma de dendritas (hojas).

Reacción con carbonato de amonio.

2MgCl 2 + 2(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O = Mg 2 (OH) 2 CO 3  + 4NH 4 Cl + CO 2 

El precipitado es ligeramente soluble en agua y se forma sólo a pH > 9. Es soluble en sales de amonio, lo que se puede explicar basándose en el siguiente equilibrio: Mg 2 (OH) 2 CO 3  Mg 2 (OH) 2 CO 3  2Mg 2+ + 2OH – + CO 3 2–

Cuando se introduce NH 4 Cl, se produce su disociación NH 4 Cl  NH 4 + + Cl – . Los iones NH 4 + se unen a iones hidróxido para formar un compuesto NH 3 de baja disociación ˙ H 2 O, como resultado de lo cual la concentración de iones OH – disminuye y no se alcanza y el precipitado se disuelve.

5. Reacción con 8-hidroxiquinolina.

La 8-hidroxiquinolina en un medio de amoníaco a un pH de 9,5 a 12,7 forma con iones de magnesio un precipitado cristalino de color amarillo verdoso de la sal intracompleja de oxiquinolato de magnesio Mg(C 9 H 6 NO) 2 · 2H 2 O:

Mg 2+ + 2C 9 H 6 NOH + 2NH 4 OH = Mg(C 9 H 6 NO) 2 + 2NH 4 +

El precipitado es soluble en ácidos acético y mineral. Los cationes de metales alcalinos y alcalinotérreos no interfieren con la reacción.

Ejecutando la reacción: A 3 o 4 gotas de la solución problema, agregue gota a gota 2 gotas de solución de fenolftaleína y solución de amoníaco 2 M hasta que aparezca un color rosado. El contenido del tubo de ensayo se calienta hasta ebullición y se añaden de 4 a 5 gotas de una solución alcohólica de 8-hidroxiquinolina al 5%. En presencia de magnesio se forma un precipitado de color amarillo verdoso. La reacción no se ve interferida por iones de metales alcalinos y alcalinotérreos.

La ciencia que estudia estos elementos es la química. La tabla periódica, a partir de la cual podemos estudiar esta ciencia, nos muestra que hay doce protones y neutrones contenidos en un átomo de magnesio. Esto se puede determinar por el número atómico (es igual al número de protones, y habrá el mismo número de electrones si es un átomo neutro y no un ion).

Las propiedades químicas del magnesio también son estudiadas por la química. La tabla periódica también es necesaria para su consideración, ya que nos muestra la valencia del elemento (en este caso es igual a dos). Depende del grupo al que pertenece el átomo. Además, con su ayuda puedes averiguar que la masa molar del magnesio es veinticuatro. Es decir, un mol de este metal pesa veinticuatro gramos. La fórmula del magnesio es muy simple: no se compone de moléculas, sino de átomos unidos por una red cristalina.

Características del magnesio desde el punto de vista de la física.

Como todos los metales, excepto el mercurio, este compuesto tiene un estado sólido de agregación en condiciones normales. Tiene un color gris claro con un brillo peculiar. Este metal tiene una resistencia bastante alta. Las características físicas del magnesio no terminan ahí.

Considere los puntos de fusión y ebullición. El primero es igual a seiscientos cincuenta grados Celsius, el segundo es mil noventa grados Celsius. Podemos concluir que se trata de un metal bastante fusible. Además, es muy ligero: su densidad es de 1,7 g/cm3.

Magnesio. Química

Conociendo las características físicas de esta sustancia, puedes pasar a la segunda parte de sus características. Este metal tiene un nivel medio de actividad. Esto se puede ver en la serie electroquímica de los metales: cuanto más pasivo es, más a la derecha está. El magnesio es uno de los primeros a la izquierda. Consideremos en orden con qué sustancias reacciona y cómo sucede.

con sencillo

Estos incluyen aquellos cuyas moléculas constan de un solo elemento químico. Esto incluye oxígeno, fósforo, azufre y muchos otros. Primero, veamos la interacción con el oxígeno. Se llama combustión. En este caso se forma un óxido de este metal. Si quemamos dos moles de magnesio y gastamos un mol de oxígeno, obtenemos dos moles de óxido. La ecuación para esta reacción se escribe de la siguiente manera: 2Mg + O 2 = 2MgO. Además, cuando el magnesio se quema al aire libre, también se forma su nitruro, ya que este metal reacciona simultáneamente con el nitrógeno contenido en la atmósfera.

Cuando se queman tres moles de magnesio, se consume un mol de nitrógeno y el resultado es un mol de nitruro del metal en cuestión. La ecuación para este tipo de interacción química se puede escribir de la siguiente manera: 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2.

Además, el magnesio puede reaccionar con otras sustancias simples como los halógenos. La interacción con ellos se produce sólo si los componentes se calientan a temperaturas muy altas. En este caso se produce una reacción de adición. Los halógenos incluyen las siguientes sustancias simples: cloro, yodo, bromo, flúor. Y las reacciones se denominan en consecuencia: cloración, yodación, bromación, fluoración. Como habrás adivinado, como resultado de tales interacciones se pueden obtener cloruro, yoduro, bromuro y fluoruro de magnesio. Por ejemplo, si tomamos un mol de magnesio y la misma cantidad de yodo, obtenemos un mol de yoduro de este metal. Esta reacción química se puede expresar mediante la siguiente ecuación: Mg + I 2 = MgI 2. La cloración se realiza según el mismo principio. Aquí está la ecuación de reacción: Mg + Cl 2 = MgCl 2.

Además, los metales, incluido el magnesio, reaccionan con el fósforo y el azufre. En el primer caso, puede obtener fosfuro, en el segundo, sulfuro (¡no debe confundirse con fosfatos y sulfatos!). Si se toman tres moles de magnesio, se le añaden dos moles de fósforo y se calienta a la temperatura deseada, se forma un mol de fosfuro del metal en cuestión. La ecuación para esta reacción química es la siguiente: 3Mg + 2P = Mg 3 P 2. De la misma forma, si mezclamos magnesio y azufre en proporciones molares iguales y creamos las condiciones necesarias en forma de alta temperatura, obtenemos el sulfuro de este metal. La ecuación para dicha interacción química se puede escribir de la siguiente manera: Mg + S = MgS. Entonces observamos las reacciones de este metal con otras sustancias simples. Pero las características químicas del magnesio no terminan ahí.

Reacciones con compuestos complejos.

Estas sustancias incluyen agua, sales y ácidos. Los metales reaccionan de manera diferente con diferentes grupos. Miremos todo en orden.

magnesio y agua

Cuando este metal interactúa con el compuesto químico más común en la Tierra, se forman óxido e hidrógeno en forma de un gas con un olor fuerte y desagradable. Para llevar a cabo este tipo de reacción, también es necesario calentar los componentes. Si mezclas un mol de magnesio y agua, obtienes la misma cantidad de óxido e hidrógeno. La ecuación de reacción se escribe de la siguiente manera: Mg + H 2 O = MgO + H 2.

Interacción con ácidos

Como otros metales reactivos, el magnesio es capaz de desplazar los átomos de hidrógeno de sus compuestos. Este tipo de proceso se llama En tales casos, los átomos de metal reemplazan a los átomos de hidrógeno y se forma una sal que consiste en magnesio (u otro elemento) y un precipitado ácido. Por ejemplo, si se toma un mol de magnesio y se lo suma a dos moles, se forma un mol del cloruro del metal en cuestión y la misma cantidad de hidrógeno. La ecuación de reacción se verá así: Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2.

Interacción con sales

Ya hemos descrito cómo se forman las sales a partir de ácidos, pero la caracterización del magnesio desde un punto de vista químico también implica considerar sus reacciones con las sales. En este caso, la interacción sólo puede ocurrir si el metal contenido en la sal es menos activo que el magnesio. Por ejemplo, si tomamos un mol de sulfato de magnesio y cobre, obtenemos el sulfato del metal en cuestión y el cobre puro en igual proporción molar. La ecuación para este tipo de reacción se puede escribir de la siguiente manera: Mg + CuSO 4 = MgSO 4 + Cu. Aquí es donde entran en juego las propiedades reconstituyentes del magnesio.

Aplicación de este metal.

Debido a que es superior al aluminio en muchos aspectos: es aproximadamente tres veces más ligero, pero al mismo tiempo dos veces más resistente, se utiliza ampliamente en diversas industrias. En primer lugar, se trata de la industria aeronáutica. En este caso, las aleaciones a base de magnesio ocupan el primer lugar en popularidad entre todos los materiales utilizados. Además, se utiliza en la industria química como agente reductor para extraer ciertos metales de sus compuestos. Debido a que cuando se quema, el magnesio produce un destello muy potente, se utiliza en la industria militar para la fabricación de bengalas, municiones con ruido de destello, etc.

Obtener magnesio

La principal materia prima para ello es el cloruro del metal en cuestión. Esto se hace mediante electrólisis.

Reacción cualitativa a cationes de un metal determinado.

Este es un procedimiento especial diseñado para determinar la presencia de iones de una sustancia. Para probar la solución para detectar la presencia de compuestos de magnesio, puede agregarle carbonato de potasio o sodio. Como resultado, se forma un precipitado blanco que se disuelve fácilmente en ácidos.

¿Dónde se puede encontrar este metal en la naturaleza?

Este elemento químico es bastante común en la naturaleza. Casi el dos por ciento de la corteza terrestre está compuesta de este metal. Se encuentra en muchos minerales, como la carnalita, la magnesita, la dolomita, el talco y el amianto. La fórmula del primer mineral se ve así: KCl.MgCl 2 .6H 2 O. Parece cristales de color azulado, rosa pálido, rojo descolorido, amarillo claro o transparente.

La magnesita es su fórmula química: MgCO 3. Es de color blanco, pero dependiendo de las impurezas puede tener un tinte gris, marrón o amarillo. La dolomita tiene la siguiente fórmula química: MgCO 3 .CaCO 3 . Es un mineral de color gris amarillento con un brillo vítreo.

El talco y el amianto tienen fórmulas más complejas: 3MgO.4SiO 2 .H 2 O y 3MgO.2SiO 2 .2H 2 O, respectivamente. Debido a su alta resistencia al calor, se utilizan ampliamente en la industria. Además, el magnesio forma parte de la composición química de la célula y de la estructura de muchas sustancias orgánicas. Veremos esto con más detalle.

El papel del magnesio para el organismo.

Este elemento químico es importante tanto para las criaturas vegetales como animales. El magnesio es simplemente vital para el organismo vegetal. Así como el hierro es la base de la hemoglobina, necesaria para la vida animal, el magnesio es el componente principal de la clorofila, sin la cual una planta no puede existir. Este pigmento participa en el proceso de fotosíntesis, durante el cual se sintetizan nutrientes a partir de compuestos inorgánicos de las hojas.

El magnesio también es muy necesario para el organismo animal. La fracción de masa de este microelemento en la célula es del 0,02 al 0,03%. A pesar de que hay tan poco, cumple funciones muy importantes. Gracias a él, se mantiene la estructura de orgánulos como las mitocondrias, responsables de la respiración celular y la síntesis de energía, así como de los ribosomas, en los que se forman las proteínas necesarias para la vida. Además, forma parte de la composición química de muchas enzimas necesarias para el metabolismo intracelular y la síntesis de ADN.

Para el organismo en su conjunto, el magnesio es necesario para participar en el metabolismo de la glucosa, las grasas y algunos aminoácidos. Además, con la ayuda de este oligoelemento se puede transmitir una señal nerviosa. Además de todo lo anterior, una cantidad suficiente de magnesio en el organismo reduce el riesgo de sufrir infartos, infartos y accidentes cerebrovasculares.

Síntomas de aumento y disminución del contenido en el cuerpo humano.

La falta de magnesio en el cuerpo se manifiesta por síntomas principales como presión arterial alta, fatiga y bajo rendimiento, irritabilidad y falta de sueño, deterioro de la memoria y mareos frecuentes. También puede experimentar náuseas, convulsiones, dedos temblorosos y confusión: estos son signos de un nivel muy bajo de ingesta de este microelemento a través de los alimentos.

La falta de magnesio en el cuerpo provoca frecuentes enfermedades respiratorias, trastornos del sistema cardiovascular y diabetes tipo 2. A continuación, veamos el contenido de magnesio en los productos. Para evitar su deficiencia es necesario saber qué alimentos son ricos en este elemento químico. También es necesario tener en cuenta que muchos de estos síntomas también pueden manifestarse en el caso contrario: un exceso de magnesio en el cuerpo, así como una falta de microelementos como el potasio y el sodio. Por lo tanto, es importante revisar cuidadosamente su dieta y comprender la esencia del problema; es mejor hacerlo con la ayuda de un nutricionista;

Como se mencionó anteriormente, este elemento es el componente principal de la clorofila. Por tanto, se puede adivinar que una gran cantidad se encuentra en las verduras: apio, eneldo, perejil, coliflor y col blanca, lechuga, etc. Además, muchos cereales, especialmente trigo sarraceno y mijo, así como avena y cebada. Además, los frutos secos son ricos en este microelemento: anacardos, nueces, cacahuetes, avellanas y almendras. Las legumbres como las judías y los guisantes también contienen grandes cantidades del metal en cuestión.

Una gran cantidad también se encuentra en las algas, por ejemplo en las algas marinas. Si estos productos se consumen en cantidades normales, a su cuerpo no le faltará el metal que se analiza en este artículo. Si no tiene la oportunidad de comer regularmente los alimentos enumerados anteriormente, lo mejor es comprar suplementos nutricionales que contengan este microelemento. Sin embargo, antes de hacer esto, definitivamente debes consultar a tu médico.

Conclusión

El magnesio es uno de los metales más importantes del mundo. Ha encontrado una amplia aplicación en numerosas industrias, desde la química hasta la aviación y la militar. Además, es muy importante desde el punto de vista biológico. Sin él, la existencia de organismos no vegetales ni animales es imposible. Gracias a este elemento químico se lleva a cabo el proceso que da vida a todo el planeta: la fotosíntesis.

Reacción con hidrogenofosfato de sodio. a) Coloque gotas de soluciones en un tubo de ensayo, agregue 2-3 gotas de solución a la mezcla resultante. Mezcle bien el contenido del tubo de ensayo con una varilla de vidrio y luego agréguelo a la solución hasta que la reacción sea alcalina. Precipita un precipitado cristalino blanco de fosfato amónico magnésico:

o en forma iónica:

b) Para la detección microcristaloscópica, coloque una gota de la solución problema en un portaobjetos de vidrio. Agregue con una pipeta capilar, primero una gota de solución, luego una gota de solución concentrada. Finalmente, agregue un cristal de hidrogenofosfato de sodio a la solución. Se recomienda calentar suavemente el portaobjetos sobre la tapa de un baño maría. En este caso, los cristales se forman en forma de estrellas de seis rayos (Fig. 42).

De las soluciones diluidas se destacan cristales de diferente tipo (Fig. 43).

Arroz. 42. Cristales aislados de soluciones concentradas.

Arroz. 43. Cristales aislados de soluciones diluidas.

El precipitado resultante se disuelve en ácidos. Las reacciones están dirigidas a la formación de electrolitos débiles: iones hidrógeno fosfato y dihidrógeno fosfato. Cuando se expone a ácidos fuertes, también se forma ácido ortofosfórico:

La formación de ciertos productos de reacción depende de la acidez de la solución, es decir, de la fuerza y ​​concentración del ácido tomado para disolver el precipitado. Cuando se expone a, solo y no se forma, ya que el ácido acético es un ácido más débil que. Por tanto, la reacción de disolución en ácido acético debe representarse de la siguiente manera:

Sin embargo, hay que tener en cuenta que cuando se disuelve en ácidos fuertes se forma predominantemente ácido fosfórico.

Condiciones de reacción. 1. Se recomienda que las precipitaciones se realicen a las .

2. y otros cationes (excepto los cationes del grupo analítico I) deben eliminarse primero, porque la mayoría de los cationes de otros grupos analíticos forman fosfatos insolubles en estas condiciones.

Al realizar una reacción microcristaloscópica en presencia, a menudo acompañante, se añade ácido cítrico a la solución de prueba.

Esto hace posible llevar a cabo la reacción en presencia de .

3. Durante la precipitación se debe añadir un pequeño exceso para evitar la formación de un precipitado amorfo en un ambiente alcalino. Sin embargo, un gran exceso impide la precipitación debido a la formación de iones complejos:

4. Calentar la solución hasta que favorezca la formación de un precipitado cristalino.

5. Las soluciones son propensas a la sobresaturación, por lo que para acelerar la precipitación se recomienda frotar una varilla de vidrio contra las paredes del tubo de ensayo.

6. Cuando el contenido es bajo o cuando se trabaja con soluciones diluidas, la conclusión final sobre la presencia o ausencia se puede sacar sólo después de que se haya llevado a cabo la reacción.

Reacción con -hidroxiquinolina (oxina). Coloque una gota de una solución que contenga , en un tubo de ensayo o en un plato de porcelana, agregue una gota de soluciones e -hidroxiquinolina. En este caso, se forma un precipitado cristalino de color amarillo verdoso de hidroxiquinolato de magnesio:

Los iones no producen precipitación con -hidroxiquinolina.

Esta reacción se utiliza para la separación de otros cationes del grupo I, incluido el magnesio, así como para la determinación cuantitativa.

Condiciones de reacción. 1. Se recomienda realizar la precipitación a

Los hidroxiquinolatos de otros iones precipitan a diferentes valores:

2. El reactivo precipita cationes de muchos otros elementos, por lo que deberían estar ausentes cationes distintos de los grupos analíticos I y II.

3. Si la reacción debe realizarse en presencia de otros cationes precipitados por hidroxiquinolina, se utilizan métodos para enmascarar los iones perturbadores (véase el Capítulo III, § 14).

4. La precipitación se realiza mejor cuando se calienta.

Reacción con -nitrobencenazoresorcinol (“magnezona”). Coloque 2-3 gotas de la solución neutra o ligeramente ácida que se está probando en la placa de gotas, agregue 1-2 gotas de solución de magnesona, que tiene un color rojo violeta en un ambiente alcalino. Si la solución se vuelve amarilla (lo que indica la naturaleza ácida del medio), agregue de 1 a 3 gotas de la solución y KOH. En presencia de iones de magnesio, la solución se vuelve azul o se forma un precipitado del mismo color.

El mecanismo de reacción se basa en la precipitación, acompañada del fenómeno de adsorción de colorante en la superficie del hidróxido de magnesio. La adsorción de algunos colorantes de la denominada serie de antraquinonas va acompañada de un cambio en el color original del colorante no adsorbido. Dado que la adsorción del tinte en la superficie se produce instantáneamente, este fenómeno sirve como un medio excelente para detectar iones de magnesio. No interfieras con esta reacción. Las sales de amonio evitan la precipitación, por lo que primero hay que eliminarlas.

Reacción de caída N. A. Tananaev. Coloque una gota de solución de fenolftaleína, una gota de solución neutra de la sustancia problema y una gota de solución de amoníaco sobre el papel de filtro. En este caso, aparece una mancha roja debido a la alcalinidad de la solución de amoníaco y al hidróxido de magnesio resultante. La apariencia de la coloración aún no permite sacar conclusiones sobre su presencia. Cuando la mancha húmeda se seca sobre la llama de un quemador, el exceso se evapora, el hidróxido de magnesio se deshidrata y la mancha roja se decolora. Si luego humedeces la mancha seca con agua destilada, el color rojo vuelve a aparecer debido a la formación.

Tabla 8. Efecto de los reactivos sobre cationes del primer grupo analítico.

Continuación de la mesa. 8.

La reacción de color de Tananaev permite abrirse en presencia de. Deben eliminarse los cationes de otros grupos analíticos. La reacción en papel de filtro se muestra en la Fig. 12 (véase el Capítulo III, § 5).

Reacción con hipoyoditis. El precipitado blanco recién precipitado se vuelve marrón rojizo cuando se expone al hipoyodito debido a la adsorción de yodo elemental en la superficie del precipitado de hidróxido de magnesio. El color marrón rojizo cambia cuando el precipitado se trata con yoduro o hidróxido de potasio, alcohol y otros disolventes que disuelven el yodo, así como cuando se expone a sulfito o tiosulfato, que reducen el yodo elemental.

2. Deben estar ausentes las sales de amonio y los iones de los grupos analíticos III, IV y V.

3. Los agentes reductores interfieren con la reacción.

4. Los fosfatos y oxalatos también interfieren con la reacción debido a la formación de precipitados compactos de fosfato y oxalato de magnesio, que no pueden adsorber el yodo elemental, a diferencia de la superficie bien desarrollada de un precipitado amorfo.