Charakterystyczne właściwości chemiczne Be, Mg i metali ziem alkalicznych. Magnez, równanie reakcji jego spalania. Reakcja z węglanem amonu

Właściwości MgS

MgS otrzymuje się:

1. Mg+S=MgS (reakcja zachodzi w porcelanowej rurce w temperaturze 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).

MgS to bezbarwne (lub różowoczerwone ze względu na zanieczyszczenia) sześcienne kryształy o siatce typu NaCl (odległości międzyatomowe 2,89 A) i gęstości 2,79 g/cm3. Topią się w temperaturze 20000C, fosforyzują, powodują świecenie czerwonej katody, są trudno rozpuszczalne w wodzie i reagują z zimną wodą:

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

Hydroliza MgS w ciepłej wodzie wytwarza tlenek magnezu i siarkowodór:

MgS + HOH = MgO + H2S

Rozcieńczone kwasy, takie jak HF, HCl, H2SO4, reagują z MgS, tworząc sole i H2S. Cl, Br, I reagują energicznie z MgS ogrzanym powyżej 3000C, tworząc odpowiednie halogenki.

Dwutlenek węgla pod ciśnieniem 50-100 mmHg. reaguje z MgS ogrzanym powyżej 6600C:

MgS + CO2 = MgO + COS

1.1.2. Równowaga fazowa w układzie Y-S.

Występują następujące fazy siarczku itru: YS, Y5S7, d-Y2S3, γ‑Y2S3, YS2.

Wyniki badań właściwości chemicznych kryształów i niektórych właściwości fizycznych siarczków zestawiono w tabeli 1. Nie znaleziono danych diagramu stanu systemu Y-S.

Propozycję diagramu fazowego można sporządzić w oparciu o dane dotyczące chemii kryształów dostępne dla układu Y-S. Monosiarczek YS krystalizuje w strukturze typu NaCl. Na podstawie YS istnieje wadliwy roztwór stały typu odejmowania siarki do składu YS0,75 (Y4S3), natomiast parametr sieci a spada z 5,493 (YS) do 5,442 A° (Y4S3).

Związek Y5S7 zawiera dwie jednostki formuły na komórkę elementarną. Seskwisiarczek d-Y2S3 krystalizuje w jednoskośnej strukturze typu Ho2S3 z 6 jednostkami formuły na komórkę. Ogniwo zawiera dwusiarczek itru (polisulfid). 8 jednostek formuły YS2.

Tetragonalny YS2 występuje w temperaturach powyżej 500°C w zakresie ciśnień 15-35 kbar. Cubic YS2 powstaje w zakresie ciśnień 35-70 kbar.

Stechiometryczny disiarczek itru nie występuje nawet w warunkach wysokich ciśnień i temperatur (500-1200°C).

1.1.3. Krystalicznie chemiczne właściwości faz w układzie Mg-S, Y-S.

Tabela 1 Krystaliczne właściwości chemiczne siarczków itru i magnezu.

EKOFISK, złoże gazowo-naftowe w norweskim sektorze Morza Północnego; jest częścią środkowoeuropejskiego basenu naftowo-gazowego. Odkryty w 1969 r. Złoża na głębokości 3,1-3,3 km. Początkowe rezerwy wynoszą 230 milionów ton. Gęstość ropy wynosi 0,85 g/cm3.

BATTLESHIP, okręt wojenny w drugiej połowie. 19 - początek XX wiek z artylerią wieżową dużego kalibru (do 305 mm) i potężnym pancerzem. We flocie rosyjskiej znajdowały się pancerniki eskadrowe, przeznaczone do prowadzenia walki morskiej w ramach eskadry oraz pancerniki obrony wybrzeża. Po wojnie rosyjsko-japońskiej w latach 1904-05 okręty typu pancerników eskadrowych zaczęto nazywać pancernikami.

ŁAWROWSKI Konstantin Pietrowicz (1898-1972), rosyjski chemik organiczny, członek korespondent Akademii Nauk ZSRR (1953). Główne prace dotyczące chemii ropy naftowej i technologii jej rafinacji.

Z tego artykułu dowiesz się czym jest magnez i zobaczysz prawdziwy cud chemiczny - spalanie magnezu w wodzie!

W XVII wieku w angielskim mieście Epsom ze źródła mineralnego wyizolowano gorzką substancję, która miała działanie przeczyszczające. Substancją tą okazał się krystaliczny hydrat siarczanu magnezu czyli MgSO₄∙7H₂O. Ze względu na specyficzny smak farmaceuci nazywali ten związek „gorzką solą”. W 1808 roku angielski chemik Humphry Davy uzyskał amalgamat dwunastego pierwiastka przy użyciu tlenku magnezu i rtęci. Jedenaście lat później francuski chemik Antoine Bussy otrzymał omawianą substancję, wykorzystując magnez i chlorek potasu, redukując magnez.

Magnez jest jednym z pierwiastków najpowszechniej występujących w skorupie ziemskiej. Większość związków magnezu występuje w wodzie morskiej. Pierwiastek ten odgrywa ważną rolę w życiu ludzi, zwierząt i.

Jako metal magnez nie jest stosowany w czystej postaci - tylko w stopach (na przykład z tytanem). Magnez pozwala na tworzenie ultralekkich stopów.

Właściwości fizyczne magnezu

Jest to lekki i ciągliwy metal o srebrzysto-jasnej barwie i charakterystycznym metalicznym połysku.

Magnez utlenia się na powietrzu, a na jego powierzchni tworzy się dość mocny film MgO, który chroni metal przed korozją.

Temperatura topnienia srebra metalicznego wynosi 650°C, a temperatura wrzenia 1091°C.

Właściwości chemiczne magnezu

Metal ten pokryty jest ochronną warstwą tlenku. Jeśli zostanie zniszczony, magnez szybko utleni się w powietrzu. Pod wpływem temperatury metal aktywnie oddziałuje z halogenami i wieloma niemetalami. Magnez reaguje z gorącą wodą, tworząc wodorotlenek magnezu w postaci osadu:

Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂

Jeśli podpalisz proszek magnezu specjalną łyżką chemiczną na palniku gazowym, a następnie opuścisz go do wody, proszek zacznie palić się intensywniej.

Oto jak to się dzieje:

Ze względu na intensywnie wydzielający się wodór będzie mu towarzyszył. W tym przypadku powstaje tlenek magnezu, a następnie jego wodorotlenek.

Magnez jest metalem aktywnym i dlatego reaguje gwałtownie z kwasami. Nie następuje to jednak tak gwałtownie jak w przypadku potasu metalu alkalicznego, to znaczy reakcja przebiega bez zapłonu. Ale z charakterystycznym syczeniem aktywnie uwalniają się pęcherzyki wodoru. I chociaż pęcherzyki wodoru unoszą metal, nie jest on wystarczająco lekki, aby utrzymać się na powierzchni.

Równanie reakcji magnezu i kwasu solnego:

Mg + 2HCl = MgCl₂ +H₂

W temperaturach powyżej 600°C magnez zapala się w powietrzu, emitując niezwykle jasne światło w niemal całym spektrum, podobne do światła słonecznego.

Uwaga! Nie próbuj samodzielnie powtarzać tych eksperymentów!

Taki oślepiający błysk może zranić oczy: możesz poparzyć siatkówkę, aw najgorszym przypadku stracić wzrok. Dlatego takie doświadczenia należą nie tylko do najpiękniejszych, ale i do najniebezpieczniejszych. Nie zaleca się przeprowadzania tego eksperymentu bez specjalnych ciemnych okularów ochronnych. Znajdziesz eksperyment ze spalaniem magnezu, który można bezpiecznie przeprowadzić w domu.

W wyniku reakcji powstaje biały proszek tlenku magnezu (zwanego także magnezją) oraz azotek magnezu. Równania spalania:

2Mg + O₂ = 2MgO;

3Mg + N₂ = Mg₃N₂.

Magnez nadal pali się zarówno w wodzie, jak i w atmosferze dwutlenku węgla, dlatego dość trudno jest ugasić taki pożar. Gaszenie wodą tylko pogarsza sytuację, ponieważ zaczyna wydzielać się wodór, który również ulega zapaleniu.

Dwunasty pierwiastek jest bardzo podobny do metalu alkalicznego. Na przykład reaguje również z azotem, tworząc azotek:

3Mg +N₂ = Mg₃N₂.

Podobnie jak lit, azotek magnezu można łatwo rozłożyć w wodzie:

Mg₃N₂ + 6H₂O = 3Mg(OH)₂ + 2NH₃.

Czwarta grupa analityczna obejmuje kationy Mg 2+, Mn 2+, Fe 2+, Fe 3+.

Wodorotlenki kationów grupy IV są nierozpuszczalne w nadmiarze zasad i roztworze amoniaku. Wytrąca się je ilościowo za pomocą nadmiaru roztworu NaOH w obecności nadtlenku wodoru, który jest odczynnikiem grupowym dla jonów tej grupy. Wszystkie kationy tworzą słabo rozpuszczalne fosforany, szczawiany i siarczki (z wyjątkiem Mg 2+). Mn 2+, Fe 2+, Fe 3+ wykazują właściwości redoks.

Reakcje jonów magnezu

Reakcja z alkaliami.

Zasady żrące tworzą biały galaretowaty osad wodorotlenku magnezu:

MgCl 2 + 2NaOH = Mg(OH) 2  + 2NaCl

Wodorotlenek magnezu jest rozpuszczalny w kwasach i solach amonowych, ale nierozpuszczalny w nadmiarze zasad.

Reakcja z roztworem wodnymN.H. 3 .

Amoniak z jonami magnezu tworzy osad wodorotlenku magnezu:

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

który nie ustabilizuje się całkowicie. W obecności soli amonowych dysocjacja NH3 ˙ H 2 O maleje tak bardzo, że stężenie jonów OH – staje się mniejsze niż jest to konieczne do przekroczenia iloczynu rozpuszczalności Mg(OH) 2. Innymi słowy, NH4Cl i NH3 tworzą roztwór buforowy o pH = 8,3, przy którym wodorotlenek magnezu nie wytrąca się.

3. Reakcja z wodorofosforanem sodu.

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

Wodorofosforan magnezu jest białym, bezpostaciowym osadem, rozpuszczalnym w kwasach mineralnych, a po podgrzaniu w kwasie octowym.

Wykonanie reakcji: podczas prowadzenia reakcji w obecności NH3 ˙ H2O i NH4Cl wytrącają biały krystaliczny osad magnezu i fosforanu amonu. Do probówki umieść 3–4 krople soli magnezu (zadanie), dodaj roztwór amoniaku do lekkiego zmętnienia, roztwór NH 4 Cl do rozpuszczenia i 2–3 krople roztworu Na 2 HPO 4. Ochłodź probówkę pod zimną wodą pocierając szklanym prętem o wewnętrzne ścianki probówki. W obecności jonów magnezu z czasem tworzy się biały krystaliczny osad:

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

Reakcję można także prowadzić jako reakcję mikrokrystaliczną. Kroplę soli magnezu (zadanie), kroplę NH 4 Cl nanosi się na szkiełko, umieszczone nad butelką ze stężonym roztworem NH 3 (drop down), kryształ suchego Na 2 HPO 4 · 12H 2 O dodaje się i po minucie obserwuje się pod mikroskopem kryształy MgNH 4 PO 4 w postaci dendrytów (liście).

Reakcja z węglanem amonu.

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

Osad jest słabo rozpuszczalny w wodzie i tworzy się dopiero przy pH > 9. Jest rozpuszczalny w solach amonowych, co można wytłumaczyć na podstawie następującej równowagi: Mg 2 (OH) 2 CO 3  Mg 2 (OH) 2 CO 3  2Mg 2+ + 2OH – + CO 3 2–

Po wprowadzeniu NH 4 Cl następuje jego dysocjacja NH 4 Cl  NH4 + + Cl – . Jony NH 4 + wiążą się z jonami wodorotlenkowymi, tworząc słabo dysocjujący związek NH 3 ˙ H 2 O, w wyniku czego stężenie jonów OH – maleje i nie jest osiągane, a osad rozpuszcza się.

5. Reakcja z 8-hydroksychinoliną.

8-hydroksychinolina w środowisku amoniaku o pH 9,5–12,7 tworzy z jonami magnezu zielonkawo-żółty krystaliczny osad wewnątrzkompleksowej soli oksychinolanu magnezu 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 +

Osad jest rozpuszczalny w kwasach octowych i mineralnych. Kationy metali alkalicznych i ziem alkalicznych nie zakłócają reakcji.

Wykonanie reakcji: Do 3–4 kropli roztworu testowego dodawać kroplami 2 krople roztworu fenoloftaleiny i 2 M roztwór amoniaku, aż do uzyskania różowego zabarwienia. Zawartość probówki doprowadza się do wrzenia i dodaje się 4–5 kropli 5% alkoholowego roztworu 8-hydroksychinoliny. W obecności magnezu tworzy się zielonkawo-żółty osad. Reakcji nie zakłócają jony metali alkalicznych i ziem alkalicznych.

Nauką badającą te pierwiastki jest chemia. Układ okresowy, na podstawie którego możemy badać tę naukę, pokazuje nam, że w atomie magnezu znajduje się dwanaście protonów i neutronów. Można to określić na podstawie liczby atomowej (jest równa liczbie protonów, a elektronów będzie tyle samo, jeśli będzie to atom obojętny, a nie jon).

Właściwości chemiczne magnezu są również badane chemicznie. Układ okresowy jest również niezbędny do ich rozważenia, ponieważ pokazuje nam wartościowość pierwiastka (w tym przypadku jest równa dwa). Zależy to od grupy, do której należy atom. Ponadto za jego pomocą można dowiedzieć się, że masa molowa magnezu wynosi dwadzieścia cztery. Oznacza to, że jeden mol tego metalu waży dwadzieścia cztery gramy. Formuła magnezu jest bardzo prosta – nie składa się z cząsteczek, ale z atomów połączonych siecią krystaliczną.

Charakterystyka magnezu z punktu widzenia fizyki

Podobnie jak wszystkie metale, z wyjątkiem rtęci, związek ten w normalnych warunkach ma stały stan skupienia. Ma jasnoszary kolor i specyficzny połysk. Metal ten ma dość wysoką wytrzymałość. Na tym nie kończą się właściwości fizyczne magnezu.

Rozważ temperatury topnienia i wrzenia. Pierwsza równa się sześćset pięćdziesiąt stopni Celsjusza, druga tysiąc dziewięćdziesiąt stopni Celsjusza. Możemy stwierdzić, że jest to dość topliwy metal. Ponadto jest bardzo lekki: jego gęstość wynosi 1,7 g/cm3.

Magnez. Chemia

Znając właściwości fizyczne tej substancji, możesz przejść do drugiej części jej właściwości. Metal ten charakteryzuje się średnim poziomem aktywności. Widać to po elektrochemicznym szeregu metali - im bardziej pasywny, tym bardziej na prawo. Magnez jest jednym z pierwszych po lewej stronie. Zastanówmy się po kolei, z jakimi substancjami reaguje i jak to się dzieje.

Z prostym

Należą do nich te, których cząsteczki składają się tylko z jednego pierwiastka chemicznego. Obejmuje to tlen, fosfor, siarkę i wiele innych. Najpierw przyjrzyjmy się interakcji z tlenem. Nazywa się to spalaniem. W tym przypadku powstaje tlenek tego metalu. Jeśli spalimy dwa mole magnezu, wydając jeden mol tlenu, otrzymamy dwa mole tlenku. Równanie tej reakcji zapisano w następujący sposób: 2Mg + O 2 = 2MgO. Ponadto, gdy magnez spala się na świeżym powietrzu, powstaje również jego azotek, ponieważ metal ten jednocześnie reaguje z azotem zawartym w atmosferze.

Podczas spalania trzech moli magnezu zużywany jest jeden mol azotu, w wyniku czego powstaje jeden mol azotku danego metalu. Równanie tego rodzaju interakcji chemicznej można zapisać w następujący sposób: 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2.

Ponadto magnez może reagować z innymi prostymi substancjami, takimi jak halogeny. Interakcja z nimi zachodzi tylko wtedy, gdy komponenty zostaną podgrzane do bardzo wysokich temperatur. W takim przypadku zachodzi reakcja addycji. Do halogenów zaliczamy następujące proste substancje: chlor, jod, brom, fluor. I odpowiednio nazywa się reakcje: chlorowanie, jodowanie, bromowanie, fluorowanie. Jak można się domyślić, w wyniku takich interakcji można otrzymać chlorek, jodek, bromek i fluorek magnezu. Na przykład, jeśli weźmiemy jeden mol magnezu i taką samą ilość jodu, otrzymamy jeden mol jodku tego metalu. Tę reakcję chemiczną można wyrazić za pomocą następującego równania: Mg + I 2 = MgI 2. Chlorowanie odbywa się według tej samej zasady. Oto równanie reakcji: Mg + Cl 2 = MgCl 2.

Ponadto metale, w tym magnez, reagują z fosforem i siarką. W pierwszym przypadku można otrzymać fosforek, w drugim siarczek (nie mylić z fosforanami i siarczanami!). Jeśli weźmiesz trzy mole magnezu, dodasz do nich dwa mole fosforu i podgrzejesz do żądanej temperatury, powstanie jeden mol fosforku danego metalu. Równanie tej reakcji chemicznej jest następujące: 3Mg + 2P = Mg 3 P 2. W ten sam sposób, jeśli zmieszamy magnez i siarkę w równych proporcjach molowych i stworzymy niezbędne warunki w postaci wysokiej temperatury, otrzymamy siarczek tego metalu. Równanie takiego oddziaływania chemicznego można zapisać następująco: Mg + S = MgS. Przyjrzeliśmy się więc reakcjom tego metalu z innymi prostymi substancjami. Ale na tym właściwości chemiczne magnezu się nie kończą.

Reakcje ze związkami złożonymi

Substancje te obejmują wodę, sole i kwasy. Metale reagują różnie z różnymi grupami. Spójrzmy na wszystko w porządku.

Magnez i woda

Kiedy metal ten wchodzi w interakcję z najpowszechniejszym związkiem chemicznym na Ziemi, tlenek i wodór tworzą się w postaci gazu o silnym, nieprzyjemnym zapachu. Aby przeprowadzić tego typu reakcję, składniki również muszą zostać podgrzane. Jeśli zmieszasz jeden mol magnezu i wody, otrzymasz taką samą ilość tlenku i wodoru. Równanie reakcji zapisuje się w następujący sposób: Mg + H 2 O = MgO + H 2.

Interakcja z kwasami

Podobnie jak inne metale reaktywne, magnez ma zdolność wypierania atomów wodoru ze swoich związków. Ten rodzaj procesu nazywa się. W takich przypadkach atomy metalu zastępują atomy wodoru i powstaje sól składająca się z magnezu (lub innego pierwiastka) i kwaśnego osadu. Na przykład, jeśli weźmiemy jeden mol magnezu i dodamy go do dwóch moli, powstanie jeden mol chlorku danego metalu i taka sama ilość wodoru. Równanie reakcji będzie wyglądać następująco: Mg + 2HCl = MgCl2 + H2.

Interakcja z solami

Opisaliśmy już, jak powstają sole z kwasów, ale charakterystyka magnezu z chemicznego punktu widzenia wymaga również uwzględnienia jego reakcji z solami. W takim przypadku interakcja może nastąpić tylko wtedy, gdy metal zawarty w soli jest mniej aktywny niż magnez. Na przykład, jeśli weźmiemy jeden mol magnezu i siarczanu miedzi, otrzymamy siarczan danego metalu i czystą miedź w równym stosunku molowym. Równanie dla tego typu reakcji można zapisać w następujący sposób: Mg + CuSO 4 = MgSO 4 + Cu. Tutaj właśnie wchodzą w grę regenerujące właściwości magnezu.

Zastosowanie tego metalu

Dzięki temu, że pod wieloma względami przewyższa aluminium – jest około trzykrotnie lżejszy, ale jednocześnie dwukrotnie mocniejszy, znajduje szerokie zastosowanie w różnych gałęziach przemysłu. Przede wszystkim jest to przemysł lotniczy. Tutaj stopy na bazie magnezu zajmują pierwsze miejsce wśród wszystkich stosowanych materiałów. Ponadto stosowany jest w przemyśle chemicznym jako środek redukujący do ekstrakcji niektórych metali z ich związków. Ze względu na to, że magnez po spaleniu wytwarza bardzo silny błysk, w przemyśle wojskowym wykorzystuje się go do produkcji flar sygnalizacyjnych, amunicji błyskowo-szumowej itp.

Zdobywanie magnezu

Głównym surowcem do tego jest chlorek danego metalu. Odbywa się to poprzez elektrolizę.

Jakościowa reakcja na kationy danego metalu

Jest to specjalna procedura mająca na celu określenie obecności jonów substancji. Aby przetestować roztwór na obecność związków magnezu, można do niego dodać węglan potasu lub sodu. W rezultacie tworzy się biały osad, który łatwo rozpuszcza się w kwasach.

Gdzie można znaleźć ten metal w przyrodzie?

Ten pierwiastek chemiczny jest dość powszechny w przyrodzie. Prawie dwa procent skorupy ziemskiej składa się z tego metalu. Występuje w wielu minerałach, takich jak karnalit, magnezyt, dolomit, talk i azbest. Formuła pierwszego minerału wygląda następująco: KCl.MgCl 2 .6H 2 O. Wyglądem przypomina kryształy w kolorze niebieskawym, bladoróżowym, wyblakłej czerwieni, jasnożółtym lub przezroczystym.

Magnezyt to jego wzór chemiczny - MgCO 3. Ma kolor biały, ale w zależności od zanieczyszczeń może mieć odcień szary, brązowy lub żółty. Dolomit ma następujący wzór chemiczny: MgCO 3 .CaCO 3 . Jest to żółtawo-szary lub mineralny o szklistym połysku.

Talk i azbest mają bardziej złożone wzory: odpowiednio 3MgO.4SiO 2 .H 2 O i 3MgO.2SiO 2 .2H 2 O. Ze względu na wysoką odporność termiczną są szeroko stosowane w przemyśle. Ponadto magnez wchodzi w skład składu chemicznego komórki i struktury wielu substancji organicznych. Przyjrzymy się temu bardziej szczegółowo.

Rola magnezu dla organizmu

Ten pierwiastek chemiczny jest ważny zarówno dla roślin, jak i zwierząt. Magnez jest po prostu niezbędny dla organizmu rośliny. Tak jak żelazo jest podstawą hemoglobiny niezbędnej do życia zwierząt, tak magnez jest głównym składnikiem chlorofilu, bez którego roślina nie może istnieć. Pigment ten bierze udział w procesie fotosyntezy, podczas którego syntetyzowane są składniki odżywcze ze związków nieorganicznych znajdujących się w liściach.

Magnez jest również bardzo potrzebny organizmowi zwierzęcia. Udział masowy tego mikroelementu w komórce wynosi 0,02-0,03%. Mimo, że jest go tak mało, pełni bardzo ważne funkcje. Dzięki niemu zachowana zostaje struktura takich organelli jak mitochondria, które odpowiadają za oddychanie komórkowe i syntezę energii, a także rybosomy, w których powstają niezbędne do życia białka. Ponadto wchodzi w skład składu chemicznego wielu enzymów niezbędnych do metabolizmu wewnątrzkomórkowego i syntezy DNA.

Dla całego organizmu magnez jest niezbędny do wzięcia udziału w metabolizmie glukozy, tłuszczów i niektórych aminokwasów. Za pomocą tego pierwiastka śladowego można również przesyłać sygnał nerwowy. Oprócz tego wystarczająca ilość magnezu w organizmie zmniejsza ryzyko zawałów serca, zawałów serca i udarów mózgu.

Objawy zwiększonej i zmniejszonej zawartości w organizmie człowieka

Brak magnezu w organizmie objawia się takimi głównymi objawami, jak wysokie ciśnienie krwi, zmęczenie i niska wydajność, drażliwość i słaby sen, zaburzenia pamięci i częste zawroty głowy. Mogą wystąpić także nudności, drgawki, drżenie palców, dezorientacja – to oznaki bardzo niskiego poziomu spożycia tego mikroelementu z pożywienia.

Brak magnezu w organizmie prowadzi do częstych chorób układu oddechowego, zaburzeń układu sercowo-naczyniowego i cukrzycy typu 2. Następnie przyjrzyjmy się zawartości magnezu w produktach. Aby uniknąć jego niedoborów, warto wiedzieć, które produkty spożywcze są bogate w ten pierwiastek chemiczny. Trzeba też wziąć pod uwagę, że wiele z tych objawów może objawiać się także w przypadku odwrotnym – nadmiarem magnezu w organizmie, a także brakiem mikroelementów, takich jak potas i sód. Dlatego ważne jest, aby dokładnie przejrzeć swoją dietę i zrozumieć istotę problemu; najlepiej zrobić to z pomocą dietetyka.

Jak wspomniano powyżej, pierwiastek ten jest głównym składnikiem chlorofilu. Można więc się domyślić, że duża jego ilość zawarta jest w warzywach: selerze, koperku, pietruszce, kalafiorze i białej kapuście, sałacie itp. Ponadto wiele zbóż, zwłaszcza gryki i prosa, a także płatków owsianych i jęczmienia. Ponadto bogate w ten mikroelement są orzechy: nerkowce, orzechy włoskie, orzeszki arachidowe, orzechy laskowe i migdały. Rośliny strączkowe, takie jak fasola i groch, również zawierają duże ilości omawianego metalu.

Dużo go znajdziemy także w algach, na przykład w wodorostach. Jeśli te produkty będą spożywane w normalnych ilościach, w Twoim organizmie nie zabraknie metalu omawianego w tym artykule. Jeśli nie masz możliwości regularnego spożywania wymienionych wyżej pokarmów, najlepiej zaopatrzyć się w suplementy diety zawierające ten mikroelement. Jednak zanim to zrobisz, zdecydowanie powinieneś skonsultować się z lekarzem.

Wniosek

Magnez jest jednym z najważniejszych metali na świecie. Znalazło szerokie zastosowanie w wielu gałęziach przemysłu – od chemicznego po lotniczy i wojskowy. Co więcej, jest to bardzo ważne z biologicznego punktu widzenia. Bez niej istnienie organizmów roślinnych i zwierzęcych nie jest możliwe. Dzięki temu pierwiastkowi chemicznemu zachodzi proces dający życie całej planecie – fotosynteza.

Reakcja z wodorofosforanem sodu. a) Krople roztworów umieścić w probówce, do powstałej mieszaniny dodać 2-3 krople roztworu. Zawartość probówki dokładnie wymieszać szklaną pałeczką, a następnie dodawać do roztworu aż do uzyskania odczynu zasadowego. Wytrąca się biały krystaliczny osad fosforanu amonowo-magnezowego:

lub w formie jonowej:

b) W celu wykrycia mikrokrystaloskopowego umieścić kroplę roztworu testowego na szkiełku. Dodać do niego z pipety kapilarnej najpierw kroplę roztworu, następnie kroplę stężonego roztworu. Na koniec do roztworu dodać kryształ wodorofosforanu sodu. Zaleca się delikatne podgrzanie szkiełka na pokrywie łaźni wodnej. W tym przypadku kryształy powstają w postaci sześciopromienistych gwiazd (ryc. 42).

Z rozcieńczonych roztworów wyróżniają się kryształy innego typu (ryc. 43).

Ryż. 42. Kryształy izolowane ze stężonych roztworów.

Ryż. 43. Kryształy izolowane z rozcieńczonych roztworów.

Powstały osad rozpuszcza się w kwasach. Reakcje ukierunkowane są na powstawanie słabych elektrolitów: jonów wodorofosforanowych i diwodorofosforanowych. Pod wpływem silnych kwasów powstaje również kwas ortofosforowy:

Tworzenie się niektórych produktów reakcji zależy od kwasowości roztworu, tj. od mocy i stężenia kwasu użytego do rozpuszczenia osadu. Pod wpływem działania nie tworzy się, ponieważ kwas octowy jest słabszym kwasem. Dlatego reakcję rozpuszczania w kwasie octowym należy przedstawić w następujący sposób:

Należy jednak pamiętać, że po rozpuszczeniu w mocnych kwasach powstaje głównie kwas fosforowy.

Warunki reakcji. 1. Opady zaleca się przeprowadzać o godz.

2. i inne kationy (z wyjątkiem kationów I grupy analitycznej) należy najpierw usunąć, ponieważ większość kationów innych grup analitycznych tworzy w tych warunkach nierozpuszczalne fosforany.

Podczas prowadzenia reakcji mikrokrystaloskopowej w obecności, często towarzyszącej, do roztworu testowego dodaje się kwas cytrynowy.

Umożliwia to prowadzenie reakcji w obecności .

3. Podczas wytrącania należy dodać niewielki nadmiar, aby w środowisku zasadowym nie doszło do powstania amorficznego osadu. Jednak duży nadmiar zapobiega wytrącaniu się z powodu tworzenia się jonów złożonych:

4. Ogrzewanie roztworu aż do sprzyjania tworzeniu się krystalicznego osadu.

5. Roztwory są podatne na przesycenie, dlatego w celu przyspieszenia wytrącania zaleca się pocierać szklanym prętem o ścianki probówki.

6. Przy małej zawartości lub przy pracy z rozcieńczonymi roztworami ostateczny wniosek o obecności lub nieobecności można wyciągnąć dopiero po przeprowadzeniu reakcji.

Reakcja z -hydroksychinoliną (oksyną). Umieść kroplę roztworu zawierającego w probówce lub na porcelanowej płytce, dodaj kroplę roztworów i -hydroksychinoliny. W tym przypadku tworzy się zielonkawo-żółty krystaliczny osad hydroksychinolanu magnezu:

Jony nie powodują wytrącania -hydroksychinoliny.

Reakcję tę stosuje się do oddzielania od innych kationów grupy I, w tym od, a także do ilościowego oznaczania magnezu.

Warunki reakcji. 1. Opady zaleca się przeprowadzać o godz

Hydroksychinolany innych jonów wytrącają się przy różnych wartościach:

2. Odczynnik wytrąca kationy wielu innych pierwiastków, zatem kationy inne niż grupy analityczne I i II powinny być nieobecne.

3. Jeżeli reakcja musi być prowadzona w obecności innych kationów wytrąconych przez hydroksychinolinę, stosuje się metody maskowania jonów zakłócających (patrz rozdział III, § 14).

4. Opady najlepiej przeprowadzać po podgrzaniu.

Reakcja z -nitrobenzenazoresorcynolem („magnezonem”). Na płytce kroplowej umieść 2-3 krople badanego roztworu obojętnego lub lekko kwaśnego, dodaj 1-2 krople roztworu magnezonu, który w środowisku zasadowym ma czerwono-fioletową barwę. Jeżeli roztwór zmieni kolor na żółty (co wskazuje na kwaśny charakter podłoża), dodać 1-3 krople roztworu i KOH. W obecności jonów magnezu roztwór zmienia kolor na niebieski lub tworzy się osad o tym samym kolorze.

Mechanizm reakcji opiera się na wytrącaniu, któremu towarzyszy zjawisko adsorpcji barwnika na powierzchni wodorotlenku magnezu. Adsorpcji niektórych barwników z tzw. serii antrachinonowej towarzyszy zmiana pierwotnej barwy barwnika niezaadsorbowanego. Ponieważ adsorpcja barwnika na powierzchni następuje natychmiastowo, zjawisko to stanowi doskonałą metodę wykrywania jonów magnezu. nie zakłócaj tej reakcji. Sole amonowe zapobiegają wytrącaniu się opadów, dlatego należy je najpierw usunąć.

Reakcja na upuszczenie N. A. Tananaev. Na bibule filtracyjnej umieścić kroplę roztworu fenoloftaleiny, kroplę obojętnego roztworu substancji badanej i kroplę roztworu amoniaku. W tym przypadku pojawia się czerwona plama z powodu zasadowości roztworu amoniaku i powstałego wodorotlenku magnezu. Pojawienie się zabarwienia nie daje jeszcze podstaw do wyciągania wniosków na temat obecności. Po wysuszeniu mokrej plamy nad płomieniem palnika nadmiar odparowuje, wodorotlenek magnezu odwadnia się, a czerwona plama ulega odbarwieniu. Jeśli następnie zwilżysz zaschniętą plamę wodą destylowaną, czerwony kolor pojawi się ponownie w wyniku tworzenia się plamy.

Tabela 8. Wpływ odczynników na kationy pierwszej grupy analitycznej

Kontynuacja tabeli. 8.

Reakcja barwna Tananaeva umożliwia otwarcie w obecności. Należy usunąć kationy innych grup analitycznych. Reakcję na bibule filtracyjnej pokazano na ryc. 12 (patrz rozdział III, § 5).

Reakcja z zapaleniem niedoczynności tarczycy. Świeżo wytrącony biały osad zmienia kolor na czerwono-brązowy pod wpływem podjodytu w wyniku adsorpcji pierwiastkowego jodu na powierzchni osadu wodorotlenku magnezu. Czerwono-brązowy kolor ulega odbarwieniu pod wpływem działania osadu jodkiem lub wodorotlenkiem potasu, alkoholem i innymi rozpuszczalnikami rozpuszczającymi jod, a także pod wpływem siarczynu lub tiosiarczanu, które redukują jod elementarny.

2. Sole amonowe i jony grup analitycznych III, IV i V muszą być nieobecne.

3. Środki redukujące zakłócają reakcję.

4. Fosforany i szczawiany również zakłócają reakcję z powodu tworzenia zwartych osadów fosforanu i szczawianu magnezu, które nie są w stanie adsorbować pierwiastkowego jodu, w przeciwieństwie do dobrze rozwiniętej powierzchni amorficznego osadu.