Charakteristické chemické vlastnosti Be, Mg a kovov alkalických zemín. Horčík, reakčná rovnica pre jeho spaľovanie Reakcia s uhličitanom amónnym

Vlastnosti MgS04

MgS sa prijíma:

1. Mg+S=MgS (reakcia prebieha v porcelánovej skúmavke pri 800°C).

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

3. MgO + CS2 = 2 MgS + C02 (teplota 700-900 °C).

4. MgO + C + S = MgS + CO

5. MgS04 + 2C = MgS + 2 C02 (teplota 900 °C).

MgS04 sú bezfarebné (alebo ružovo-červené kvôli nečistotám) kubické kryštály s mriežkou typu NaCl (medziatómové vzdialenosti 2,89 A) a hustotou 2,79 g/cm3. Topia sa pri teplote 20 000 C, fosforeskujú, spôsobujú červenú katódovú žiaru, sú ťažko rozpustné vo vode a reagujú so studenou vodou:

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

Keď sa MgS04 hydrolyzuje v teplej vode, vytvorí sa oxid horečnatý a sírovodík:

MgS + HOH = MgO + H2S

Zriedené kyseliny ako HF, HCl, H2SO4 reagujú s MgS za vzniku solí a H2S. Cl, Br, I prudko reagujú s MgS ohriatym nad 300 °C za vzniku zodpovedajúcich halogenidov.

Oxid uhličitý pod tlakom 50-100 mmHg. reaguje s MgS ohriatym nad 6600C:

MgS + C02 = MgO + COS

1.1.2. Fázová rovnováha v systéme Y-S.

Existujú nasledujúce fázy sulfidu ytria: YS, Y5S7, d-Y2S3, γ‑Y2S3, YS2.

Výsledky štúdia kryštalochemických charakteristík a niektorých fyzikálnych vlastností sulfidov sú zhrnuté v tabuľke 1. Nenašli sa žiadne údaje diagramu stavu systému Y-S.

Návrh fázového diagramu možno urobiť na základe kryštalochemických údajov dostupných pre systém Y-S. YS monosulfid kryštalizuje v štruktúrnom type NaCl. Na základe YS existuje defektný tuhý roztok typu odčítania síry do zloženia YS0,75 (Y4S3), pričom mriežkový parameter a klesá z 5,493 (YS) na 5,442 A° (Y4S3).

Zlúčenina Y5S7 obsahuje dve jednotky vzorca na jednotkovú bunku. Seskvisulfid d-Y2S3 kryštalizuje v monoklinickom type štruktúry Ho2S3 so 6 jednotkami vzorca na bunku. Článok obsahuje disulfid ytritý (polysulfid). 8 jednotiek vzorca YS2.

Tetragonálny YS2 existuje pri teplotách nad 500 °C v rozsahu tlaku 15-35 kbar. Kubický YS2 sa vytvára v rozsahu tlaku 35-70 kbar.

Stechiometrický disulfid ytritý neexistuje ani v podmienkach vysokých tlakov a teplôt (500-1200°C).

1.1.3. Kryštálovo chemické charakteristiky fáz v systéme Mg-S, Y-S.

Tabuľka 1 Kryštálovo chemické vlastnosti sulfidov ytria a magnézia.

		singonia	Vesmírna skupina	Štrukturálny typ	Lattice period, Å			Hustota g/cm3
		kubický
	rubínovo červená	kubický
	Modro-čierne	monoklinika
		monoklinika
		Kubický
	hnedofialová od tmavošedej po čiernu	štvoruholníkový kubický

EKOFISK, plynové a ropné pole v nórskom sektore Severného mora; je súčasťou stredoeurópskej ropnej a plynovej panvy. Objavený v roku 1969. Ložiská v hĺbke 3,1-3,3 km. Počiatočné zásoby sú 230 miliónov ton Hustota ropy je 0,85 g/cm3.

BATTLESHIP, vojnová loď v 2. pol. 19 - začiatok 20. storočia s vežovým delostrelectvom veľkého kalibru (až 305 mm) a silným pancierom. V ruskej flotile boli bojové lode eskadry určené na vedenie námorného boja ako súčasť eskadry a bojové lode pobrežnej obrany. Po rusko-japonskej vojne v rokoch 1904-05 sa lode typu bitevných lodí začali nazývať bojové lode.

LAVROVSKIJ Konstantin Petrovič (1898-1972), ruský organický chemik, člen korešpondenta Akadémie vied ZSSR (1953). Hlavné práce na chémii ropy a technológii jej rafinácie.

Z tohto článku sa dozviete, čo je horčík a uvidíte skutočný chemický zázrak – spaľovanie horčíka vo vode!

V 17. storočí v anglickom meste Epsom izolovali z minerálneho prameňa horkú látku, ktorá mala laxatívny účinok. Ukázalo sa, že táto látka je kryštalický hydrát síranu horečnatého alebo MgS04∙7H2O. Pre jej špecifickú chuť lekárnici nazvali túto zlúčeninu „horká soľ“. V roku 1808 anglický chemik Humphry Davy získal amalgám dvanásteho prvku pomocou horčíka a ortuti. O jedenásť rokov neskôr francúzsky chemik Antoine Bussy získal predmetnú látku pomocou horčíka a chloridu draselného, ​​čím redukoval horčík.

Horčík je jedným z najbežnejších prvkov v zemskej kôre. Väčšina zlúčenín horčíka sa nachádza v morskej vode. Tento prvok zohráva dôležitú úlohu v živote ľudí, zvierat a.

Ako kov sa horčík nepoužíva v čistej forme - iba v zliatinách (napríklad s titánom). Horčík umožňuje vytvárať ultraľahké zliatiny.

Fyzikálne vlastnosti horčíka

Je to ľahký a tvárny kov striebristo svetlej farby s charakteristickým kovovým leskom.

Horčík sa oxiduje vzduchom a na jeho povrchu sa vytvorí pomerne silný film MgO, ktorý chráni kov pred koróziou.

Teplota topenia strieborného kovu je 650 ° C a teplota varu je 1091 ° C.

Chemické vlastnosti horčíka

Tento kov je pokrytý ochranným oxidovým filmom. Ak sa zničí, horčík na vzduchu rýchlo oxiduje. Pod vplyvom teploty kov aktívne interaguje s halogénmi a mnohými nekovmi. Horčík reaguje s horúcou vodou za vzniku hydroxidu horečnatého ako zrazeniny:

Mg + 2H20 = Mg(OH)2 + H2

Ak zapálite horčíkový prášok v špeciálnej chemickej lyžičke na plynovom horáku a potom ho spustíte do vody, prášok začne horieť intenzívnejšie.

Stáva sa to takto:

Kvôli intenzívne uvoľňovanému vodíku bude sprevádzaný. V tomto prípade vzniká oxid horečnatý a potom jeho hydroxid.

Horčík je aktívny kov, a preto prudko reaguje s kyselinami. Toto však neprebieha tak prudko ako v prípade draslíka alkalického kovu, to znamená, že reakcia prebieha bez vznietenia. Ale s charakteristickým syčaním sa aktívne uvoľňujú vodíkové bubliny. A hoci vodíkové bubliny kov zdvihnú, nie je dostatočne ľahký, aby sa udržal na hladine.

Rovnica pre reakciu horčíka a kyseliny chlorovodíkovej:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2

Pri teplotách nad 600 °C sa na vzduchu vznieti horčík, ktorý vyžaruje extrémne jasné svetlo takmer v celom spektre, podobne ako Slnko.

Pozor! Nepokúšajte sa sami opakovať tieto experimenty!

Takýto oslepujúci záblesk vám môže zraniť oči: môžete si popáliť sietnicu a v najhoršom prípade stratiť zrak. Preto takéto zážitky patria nielen k tým najkrajším, ale aj k tým najnebezpečnejším. Neodporúča sa vykonávať tento experiment bez špeciálnych ochranných tmavých okuliarov. Nájdete tu experiment so spaľovaním horčíka, ktorý sa dá bezpečne vykonať doma.

Reakciou vzniká biely prášok oxidu horečnatého (tiež nazývaný magnézia), ako aj nitrid horečnatý. Rovnice spaľovania:

2Mg + 02 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2.

Horčík naďalej horí vo vode aj v atmosfére oxidu uhličitého, takže je dosť ťažké uhasiť takýto požiar. Hasenie vodou situáciu len zhoršuje, pretože sa začína uvoľňovať vodík, ktorý sa aj vznieti.

Neobvyklé použitie horčíka ako zdroja svetla (1931)

12. prvok je veľmi podobný alkalickému kovu. Napríklad tiež reaguje s dusíkom za vzniku nitridu:

3Mg +N2 = Mg3N2.

Rovnako ako lítium, aj nitrid horečnatý možno ľahko rozložiť vodou:

Mg3N2 + 6H20 = 3Mg(OH)2 + 2NH3.

Do 4. analytickej skupiny patria katióny Mg 2+, Mn 2+, Fe 2+, Fe 3+.

Hydroxidy katiónov skupiny IV sú nerozpustné v nadbytku alkálií a roztoku amoniaku. Kvantitatívne sa vyzrážajú nadbytkom roztoku NaOH v prítomnosti peroxidu vodíka, ktorý je skupinovým činidlom pre ióny tejto skupiny. Všetky katióny tvoria slabo rozpustné fosfáty, oxaláty a sulfidy (okrem Mg 2+). Mn 2+, Fe 2+, Fe 3+ vykazujú redoxné vlastnosti.

Reakcie horčíkových iónov

Reakcia s alkáliami.

Žieravé alkálie tvoria bielu želatínovú zrazeninu hydroxidu horečnatého:

MgCl 2 + 2NaOH = Mg(OH) 2  + 2NaCl

Hydroxid horečnatý je rozpustný v kyselinách a amónnych soliach, ale nerozpustný v nadbytku zásad.

Reakcia s vodným roztokomN.H. 3 .

Amoniak s iónmi horčíka tvorí zrazeninu hydroxidu horečnatého:

Mg2+ + 2NH3 ˙ H20 = Mg(OH)2 + 2NH4+,

ktorá sa úplne neusadí. V prítomnosti amónnych solí dochádza k disociácii NH3 ˙ H 2 O klesá natoľko, že koncentrácia OH – iónov je nižšia, ako je potrebné na prekročenie súčinu rozpustnosti Mg(OH) 2 . Inými slovami, NH 4 Cl a NH 3 tvoria tlmivý roztok s pH = 8,3, pri ktorom sa nezráža hydroxid horečnatý.

3. Reakcia s hydrogénfosforečnanom sodným.

MgCl2 + Na2HP04 = MgHP04 + 2NaCl

Hydrogenfosforečnan horečnatý je biela amorfná zrazenina, rozpustná v minerálnych kyselinách a po zahriatí v kyseline octovej.

Vykonanie reakcie: keď sa reakcia uskutočňuje v prítomnosti NH3 ˙ H20 a NH4CI vyzrážajú bielu kryštalickú zrazeninu fosforečnanu horečnatého a amónneho. Do skúmavky dajte 3–4 kvapky horečnatej soli (úloha), pridajte roztok amoniaku do mierneho zakalenia, roztok NH 4 Cl do rozpustenia a 2–3 kvapky roztoku Na 2 HPO 4 ochlaďte pod studenou vodou trením sklenenej tyčinky o vnútorné steny skúmavky . V prítomnosti horčíkových iónov sa časom vytvorí biela kryštalická zrazenina:

MgCl2 + Na2HP04 + NH3 ˙ H20 = MgNH4P04 + 2NaCl + H20

Reakcia môže byť tiež uskutočnená ako mikrokryštalická reakcia. Kvapka horečnatej soli (úloha), kvapka NH 4 Cl sa nanesie na podložné sklíčko, udržiavané nad fľašou s koncentrovaným roztokom NH 3 (kvapkanie), kryštál suchého Na 2 HPO 4 · 12H 2 O sa pridá a po minúte sa pod mikroskopom pozorujú kryštály MgNH4P04 vo forme dendritov (listov).

Reakcia s uhličitanom amónnym.

2MgCl2 + 2(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O = Mg 2 (OH) 2 CO 3  + 4NH 4 Cl + CO 2 

Zrazenina je málo rozpustná vo vode a tvorí sa len pri pH > 9. Je rozpustná v amónnych soliach, čo možno vysvetliť na základe nasledujúcej rovnováhy: Mg 2 (OH) 2 CO 3  Mg 2 (OH) 2 CO 3  2Mg 2+ + 2OH – + CO 3 2–

Keď sa zavedie NH4CI, dôjde k jeho disociácii NH4CI  NH4++ Cl-. NH4+ ióny sa viažu na hydroxidové ióny za vzniku nízko disociujúcej zlúčeniny NH3 ˙ H 2 O, v dôsledku čoho koncentrácia OH – iónov klesá a nedosahuje sa a zrazenina sa rozpúšťa.

5. Reakcia s 8-hydroxychinolínom.

8-hydroxychinolín v amoniakovom prostredí pri pH 9,5–12,7 tvorí s iónmi horčíka zelenožltú kryštalickú zrazeninu intrakomplexnej soli oxychinolátu horečnatého Mg(C 9 H 6 NO) 2 2H 2 O:

Mg2+ + 2C9H6NOH + 2NH4OH = Mg(C9H6NO)2 + 2NH4+

Zrazenina je rozpustná v octovej a minerálnej kyseline. Katióny alkalických kovov a kovov alkalických zemín neinterferujú s reakciou.

Vykonanie reakcie: K 3-4 kvapkám testovacieho roztoku pridajte 2 kvapky roztoku fenolftaleínu a 2 M roztoku amoniaku po kvapkách, kým sa neobjaví ružové sfarbenie. Obsah skúmavky sa zahreje do varu a pridá sa 4–5 kvapiek 5 % alkoholového roztoku 8-hydroxychinolínu. V prítomnosti horčíka sa vytvorí zelenožltá zrazenina. Reakcia nie je rušená iónmi alkalických kovov a kovov alkalických zemín.

Veda, ktorá študuje tieto prvky, je chémia. Periodická tabuľka, na základe ktorej môžeme študovať túto vedu, nám ukazuje, že v atóme horčíka je obsiahnutých dvanásť protónov a neutrónov. Dá sa to určiť podľa atómového čísla (rovná sa počtu protónov a rovnaký počet elektrónov bude, ak ide o neutrálny atóm a nie ión).

Chemické vlastnosti horčíka študuje aj chémia. Na ich posúdenie je potrebná aj periodická tabuľka, pretože nám ukazuje valenciu prvku (v tomto prípade sa rovná dvom). Závisí to od skupiny, do ktorej atóm patrí. Navyše s jeho pomocou môžete zistiť, že molárna hmotnosť horčíka je dvadsaťštyri. To znamená, že jeden mól tohto kovu váži dvadsaťštyri gramov. Vzorec horčíka je veľmi jednoduchý – neskladá sa z molekúl, ale z atómov spojených kryštálovou mriežkou.

Charakteristika horčíka z hľadiska fyziky

Ako všetky kovy, okrem ortuti, aj táto zlúčenina má za normálnych podmienok pevný stav agregácie. Má svetlosivú farbu so zvláštnym leskom. Tento kov má pomerne vysokú pevnosť. Fyzikálne vlastnosti horčíka tu nekončia.

Zvážte body topenia a varu. Prvý sa rovná šesťstopäťdesiatim stupňom Celzia, druhý tisícdeväťdesiat stupňov Celzia. Môžeme konštatovať, že ide o pomerne taviteľný kov. Navyše je veľmi ľahký: jeho hustota je 1,7 g/cm3.

magnézium. Chémia

Keď poznáte fyzikálne vlastnosti tejto látky, môžete prejsť k druhej časti jej charakteristík. Tento kov má strednú úroveň aktivity. Vidno to z elektrochemického radu kovov – čím je pasívnejší, tým je viac vpravo. Horčík je jeden z prvých vľavo. Uvažujme v poradí, s akými látkami reaguje a ako sa to deje.

S jednoduchým

Patria sem tie, ktorých molekuly pozostávajú iba z jedného chemického prvku. To zahŕňa kyslík, fosfor, síru a mnoho ďalších. Najprv sa pozrime na interakciu s kyslíkom. Volá sa to spaľovanie. V tomto prípade vzniká oxid tohto kovu. Ak spálime dva móly horčíka, pričom minieme jeden mól kyslíka, získame dva móly oxidu. Rovnica pre túto reakciu je napísaná takto: 2Mg + O2 = 2MgO. Okrem toho, keď horčík horí na čerstvom vzduchu, vytvára sa aj jeho nitrid, pretože tento kov súčasne reaguje s dusíkom obsiahnutým v atmosfére.

Keď sa spália tri móly horčíka, spotrebuje sa jeden mól dusíka a výsledkom je jeden mól nitridu príslušného kovu. Rovnicu pre tento druh chemickej interakcie možno napísať takto: 3Mg + N2 = Mg3N2.

Okrem toho môže horčík reagovať s inými jednoduchými látkami, ako sú halogény. K interakcii s nimi dochádza iba vtedy, ak sú komponenty zahriate na veľmi vysoké teploty. V tomto prípade nastáva adičná reakcia. Medzi halogény patria tieto jednoduché látky: chlór, jód, bróm, fluór. A podľa toho sú reakcie pomenované: chlorácia, jodácia, bromácia, fluorácia. Ako ste možno uhádli, v dôsledku takýchto interakcií je možné získať chlorid, jodid, bromid a fluorid horečnatý. Napríklad, ak vezmeme jeden mól horčíka a rovnaké množstvo jódu, dostaneme jeden mól jodidu tohto kovu. Túto chemickú reakciu možno vyjadriť pomocou nasledujúcej rovnice: Mg + I 2 = MgI 2. Chlorácia sa vykonáva podľa rovnakého princípu. Tu je reakčná rovnica: Mg + Cl2 = MgCl2.

Kovy, vrátane horčíka, navyše reagujú s fosforom a sírou. V prvom prípade môžete získať fosfid, v druhom - sulfid (nezamieňať s fosfátmi a síranmi!). Ak vezmete tri móly horčíka, pridáte k nemu dva móly fosforu a zahrejete ho na požadovanú teplotu, vytvorí sa jeden mól fosfidu príslušného kovu. Rovnica pre túto chemickú reakciu je nasledovná: 3Mg + 2P = Mg3P2. Rovnakým spôsobom, ak zmiešate horčík a síru v rovnakých molárnych pomeroch a vytvoríte potrebné podmienky vo forme vysokej teploty, získame sulfid tohto kovu. Rovnicu pre takúto chemickú interakciu možno napísať takto: Mg + S = MgS. Pozreli sme sa teda na reakcie tohto kovu s inými jednoduchými látkami. Tým však chemické vlastnosti horčíka nekončia.

Reakcie s komplexnými zlúčeninami

Tieto látky zahŕňajú vodu, soli a kyseliny. Kovy reagujú rôzne s rôznymi skupinami. Pozrime sa na všetko v poriadku.

Horčík a voda

Keď tento kov interaguje s najbežnejšou chemickou zlúčeninou na Zemi, vzniká oxid a vodík vo forme plynu so silným nepríjemným zápachom. Na uskutočnenie tohto typu reakcie je potrebné komponenty tiež zahriať. Ak zmiešate jeden mol horčíka a vody, získate rovnaké množstvo oxidu a vodíka. Reakčná rovnica je napísaná takto: Mg + H20 = MgO + H2.

Interakcia s kyselinami

Rovnako ako iné reaktívne kovy, horčík je schopný vytesniť atómy vodíka z ich zlúčenín. Tento druh procesu sa nazýva V takýchto prípadoch atómy kovu nahradia atómy vodíka a vytvorí sa soľ pozostávajúca z horčíka (alebo iného prvku) a kyslej zrazeniny. Napríklad, ak vezmete jeden mól horčíka a pridáte ho k dvom mólom, vytvorí sa jeden mól chloridu príslušného kovu a rovnaké množstvo vodíka. Reakčná rovnica bude vyzerať takto: Mg + 2HCl = MgCl2 + H2.

Interakcia so soľami

Už sme opísali, ako vznikajú soli z kyselín, ale charakterizácia horčíka z chemického hľadiska zahŕňa aj úvahy o jeho reakciách so soľami. V tomto prípade môže k interakcii dôjsť len vtedy, ak je kov obsiahnutý v soli menej aktívny ako horčík. Napríklad, ak vezmeme jeden mól horčíka a síranu meďnatého, dostaneme síran príslušného kovu a čistú meď v rovnakom molárnom pomere. Rovnicu pre tento druh reakcie možno napísať takto: Mg + CuSO 4 = MgS04 + Cu. Tu vstupujú do hry regeneračné vlastnosti horčíka.

Aplikácia tohto kovu

Vďaka tomu, že v mnohých ohľadoch predčí hliník – je približne trikrát ľahší, no zároveň dvakrát pevnejší, má široké využitie v rôznych priemyselných odvetviach. V prvom rade je to letecký priemysel. Zliatiny na báze horčíka tu zaujímajú prvé miesto v obľúbenosti medzi všetkými použitými materiálmi. Okrem toho sa používa v chemickom priemysle ako redukčné činidlo na extrakciu určitých kovov z ich zlúčenín. Vzhľadom na to, že horčík pri spaľovaní vytvára veľmi silný záblesk, používa sa vo vojenskom priemysle na výrobu signálnych svetlíc, zábleskovej munície atď.

Získanie horčíka

Hlavnou surovinou na tento účel je chlorid príslušného kovu. To sa vykonáva elektrolýzou.

Kvalitatívna reakcia na katióny daného kovu

Ide o špeciálny postup určený na stanovenie prítomnosti iónov látky. Ak chcete otestovať roztok na prítomnosť zlúčenín horčíka, môžete do neho pridať uhličitan draselný alebo sodný. V dôsledku toho sa vytvorí biela zrazenina, ktorá sa ľahko rozpúšťa v kyselinách.

Kde možno tento kov nájsť v prírode?

Tento chemický prvok je v prírode pomerne bežný. Takmer dve percentá zemskej kôry tvoria tento kov. Nachádza sa v mnohých mineráloch, ako je karnalit, magnezit, dolomit, mastenec a azbest. Vzorec prvého minerálu vyzerá takto: KCl.MgCl 2 .6H 2 O. Vyzerá ako kryštály modrastej, svetloružovej, vyblednutej červenej, svetložltej alebo priehľadnej.

Magnezit je jeho chemický vzorec - MgCO 3. Je bielej farby, ale v závislosti od nečistôt môže mať sivý, hnedý alebo žltý odtieň. Dolomit má nasledujúci chemický vzorec: MgCO 3 .CaCO 3 . Je to žltkastosivý alebo minerál so sklovitým leskom.

Mastenec a azbest majú zložitejšie vzorce: 3MgO.4Si02.H20 a 3MgO.2Si02.2H20, v tomto poradí. Pre svoju vysokú tepelnú odolnosť majú široké využitie v priemysle. Okrem toho je horčík súčasťou chemického zloženia bunky a štruktúry mnohých organických látok. Pozrieme sa na to podrobnejšie.

Úloha horčíka pre telo

Tento chemický prvok je dôležitý pre rastlinné aj živočíšne tvory. Horčík je jednoducho životne dôležitý pre rastlinný organizmus. Tak ako je železo základom hemoglobínu, nevyhnutného pre život zvierat, tak horčík je hlavnou zložkou chlorofylu, bez ktorého rastlina nemôže existovať. Tento pigment sa podieľa na procese fotosyntézy, počas ktorej sa z anorganických zlúčenín v listoch syntetizujú živiny.

Horčík je tiež veľmi potrebný pre živočíšny organizmus. Hmotnostný podiel tohto mikroelementu v článku je 0,02 až 0,03 %. Napriek tomu, že je ho tak málo, plní veľmi dôležité funkcie. Vďaka nej sa zachováva štruktúra takých organel, ako sú mitochondrie, ktoré sú zodpovedné za bunkové dýchanie a syntézu energie, ako aj ribozómy, v ktorých sa tvoria bielkoviny potrebné pre život. Okrem toho je súčasťou chemického zloženia mnohých enzýmov, ktoré sú potrebné pre intracelulárny metabolizmus a syntézu DNA.

Pre telo ako celok je horčík nevyhnutný na to, aby sa podieľal na metabolizme glukózy, tukov a niektorých aminokyselín. Pomocou tohto stopového prvku je tiež možné prenášať nervový signál. Okrem všetkého spomenutého, dostatok horčíka v tele znižuje riziko infarktu, infarktu a mŕtvice.

Príznaky zvýšeného a zníženého obsahu v ľudskom tele

Nedostatok horčíka v tele sa prejavuje takými hlavnými príznakmi, ako je vysoký krvný tlak, únava a nízka výkonnosť, podráždenosť a zlý spánok, poruchy pamäti a časté závraty. Môžete tiež pociťovať nevoľnosť, kŕče, chvenie prstov, zmätenosť – to sú príznaky veľmi nízkeho príjmu tohto mikroelementu z potravy.

Nedostatok horčíka v tele vedie k častým ochoreniam dýchacích ciest, poruchám kardiovaskulárneho systému a cukrovke 2. typu. Ďalej sa pozrime na obsah horčíka vo výrobkoch. Aby ste sa vyhli jeho nedostatku, musíte vedieť, ktoré potraviny sú bohaté na tento chemický prvok. Je potrebné počítať aj s tým, že mnohé z týchto príznakov sa môžu prejaviť aj v opačnom prípade – nadbytkom horčíka v tele, ako aj nedostatkom mikroelementov ako draslík a sodík. Preto je dôležité starostlivo prehodnotiť svoj jedálniček a pochopiť podstatu problému, najlepšie je to urobiť s pomocou odborníka na výživu.

Ako bolo uvedené vyššie, tento prvok je hlavnou zložkou chlorofylu. Preto môžete hádať, že veľké množstvo ho obsahuje zelenina: zeler, kôpor, petržlen, karfiol a biela kapusta, šalát atď. Tiež veľa obilnín, najmä pohánka a proso, ako aj ovsené vločky a jačmeň. Okrem toho sú orechy bohaté na tento mikroelement: kešu, vlašské orechy, arašidy, lieskové orechy a mandle. Strukoviny ako fazuľa a hrach tiež obsahujú veľké množstvo príslušného kovu.

Veľa sa ho nachádza aj v riasach, napríklad v morských riasach. Ak sa tieto produkty konzumujú v bežných množstvách, potom vášmu telu nebude chýbať kov, o ktorom sa hovorí v tomto článku. Ak nemáte možnosť pravidelne jesť vyššie uvedené potraviny, potom je najlepšie zaobstarať si výživové doplnky, ktoré tento mikroelement obsahujú. Predtým, ako to urobíte, by ste sa však mali určite poradiť so svojím lekárom.

Záver

Horčík je jedným z najdôležitejších kovov na svete. Našiel široké uplatnenie v mnohých priemyselných odvetviach – od chemického po letectvo a armádu. Navyše je to veľmi dôležité z biologického hľadiska. Bez nej nie je možná existencia ani rastlinných, ani živočíšnych organizmov. Vďaka tomuto chemickému prvku sa uskutočňuje proces, ktorý dáva život celej planéte - fotosyntéza.

Reakcia s hydrogénfosforečnanom sodným. a) Kvapky roztokov vložte do skúmavky, do výslednej zmesi pridajte 2-3 kvapky roztoku. Obsah skúmavky dôkladne premiešajte sklenenou tyčinkou a potom pridávajte do roztoku, kým reakcia nie je alkalická. Biela kryštalická zrazenina fosforečnanu horečnato-amónneho sa vyzráža:

alebo v iónovej forme:

b) Na mikrokryštaloskopickú detekciu kvapnite kvapku testovacieho roztoku na podložné sklíčko. Pridajte do nej z kapilárnej pipety najprv kvapku roztoku, potom kvapku koncentrovaného roztoku. Nakoniec do roztoku pridajte kryštál hydrogénfosforečnanu sodného. Sklíčko sa odporúča jemne nahriať na veku vodného kúpeľa. V tomto prípade vznikajú kryštály vo forme šesťlúčových hviezd (obr. 42).

Zo zriedených roztokov vystupujú kryštály iného typu (obr. 43).

Ryža. 42. Kryštály izolované z koncentrovaných roztokov.

Ryža. 43. Kryštály izolované zo zriedených roztokov.

Výsledná zrazenina sa rozpúšťa v kyselinách. Reakcie smerujú k tvorbe slabých elektrolytov: hydrogénfosforečnanu a dihydrogenfosforečnanu. Pri vystavení silným kyselinám sa tiež vytvára kyselina ortofosforečná:

Tvorba určitých reakčných produktov závisí od kyslosti roztoku, t.j. od sily a koncentrácie kyseliny použitej na rozpustenie zrazeniny. Pri vystavení sa tvorí len a nevzniká, keďže kyselina octová je slabšia kyselina ako. Reakcia rozpúšťania v kyseline octovej by preto mala byť znázornená takto:

Treba si však uvedomiť, že pri rozpustení v silných kyselinách vzniká prevažne kyselina fosforečná.

Reakčné podmienky. 1. Zrážanie sa odporúča vykonať pri .

2. a ostatné katióny (okrem katiónov analytickej skupiny I) sa musia najskôr odstrániť, pretože väčšina katiónov iných analytických skupín tvorí za týchto podmienok nerozpustné fosforečnany.

Pri uskutočňovaní mikrokryštaloskopickej reakcie v prítomnosti, často sprevádzajúcej, sa k testovanému roztoku pridáva kyselina citrónová.

To umožňuje uskutočniť reakciu v prítomnosti .

3. Počas zrážania by sa mal pridať mierny nadbytok, aby sa zabránilo tvorbe amorfnej zrazeniny v alkalickom prostredí. Veľký prebytok však zabraňuje zrážaniu v dôsledku tvorby komplexných iónov:

4. Zahrievanie roztoku, kým sa nepodporí tvorba kryštalickej zrazeniny.

5. Roztoky sú náchylné na presýtenie, preto sa na urýchlenie zrážania odporúča otrieť sklenenou tyčinkou o steny skúmavky.

6. Pri nízkom obsahu alebo pri práci so zriedenými roztokmi je možné urobiť konečný záver o prítomnosti alebo neprítomnosti až po vykonaní reakcie.

Reakcia s -hydroxychinolínom (oxínom). Do skúmavky alebo na porcelánový tanier kvapnite kvapku roztoku obsahujúceho , pridajte kvapku roztokov a -hydroxychinolín. V tomto prípade sa vytvorí zelenožltá kryštalická zrazenina hydroxychinolátu horečnatého:

Ióny nevytvárajú precipitáciu s -hydroxychinolínom.

Táto reakcia sa používa na separáciu od iných katiónov skupiny I, vrátane , ako aj na kvantitatívne stanovenie horčíka.

Reakčné podmienky. 1. Zrážanie sa odporúča vykonať pri

Hydroxychinoláty iných iónov sa zrážajú v rôznych hodnotách:

2. Činidlo zráža katióny mnohých iných prvkov, takže katióny iné ako analytické skupiny I a II by nemali chýbať.

3. Ak sa reakcia musí uskutočniť v prítomnosti iných katiónov vyzrážaných hydroxychinolínom, potom sa použijú metódy maskovania interferujúcich iónov (pozri kapitolu III, § 14).

4. Zrážanie sa najlepšie vykonáva pri zahrievaní.

Reakcia s -nitrobenzenazorezorcinolom (“magnezón”). Na odkvapkávaciu platňu kvapnite 2-3 kvapky testovaného neutrálneho alebo mierne kyslého roztoku, pridajte 1-2 kvapky roztoku magnezónu, ktorý má v alkalickom prostredí červenofialovú farbu. Ak roztok zožltne (čo naznačuje kyslú povahu média), pridajte 1-3 kvapky roztoku a KOH. V prítomnosti horčíkových iónov sa roztok zmení na modrý alebo sa vytvorí zrazenina rovnakej farby.

Reakčný mechanizmus je založený na precipitácii, sprevádzanej javom adsorpcie farbiva na povrchu hydroxidu horečnatého. Adsorpcia niektorých farbív takzvaného antrachinónového radu je sprevádzaná zmenou pôvodnej farby neadsorbovaného farbiva. Keďže k adsorpcii farbiva na povrchu dochádza okamžite, tento jav slúži ako vynikajúci prostriedok na detekciu iónov horčíka. nezasahujte do tejto reakcie. Amónne soli narúšajú zrážanie, preto sa musia najskôr odstrániť.

Reakcia poklesu N. A. Tananaev. Na filtračný papier dajte kvapku roztoku fenolftaleínu, kvapku neutrálneho roztoku testovanej látky a kvapku roztoku amoniaku. V tomto prípade sa objaví červená škvrna v dôsledku zásaditosti roztoku amoniaku a výsledného hydroxidu horečnatého. Vzhľad sfarbenia ešte neposkytuje dôvod na vyvodenie akýchkoľvek záverov o prítomnosti. Keď sa vlhká škvrna suší nad plameňom horáka, prebytok sa odparí, hydroxid horečnatý sa dehydratuje a červená škvrna sa zafarbí. Ak potom zaschnutú škvrnu navlhčíte destilovanou vodou, v dôsledku tvorby sa opäť objaví červená farba.

Tabuľka 8. Účinok činidiel na katióny prvej analytickej skupiny

Pokračovanie tabuľky. 8.

Tananaevova farebná reakcia umožňuje otváranie v prítomnosti. Katióny iných analytických skupín sa musia odstrániť. Reakcia na filtračnom papieri je znázornená na obr. 12 (pozri kapitolu III, § 5).

Reakcia s hypoioditídou. Čerstvo vyzrážaná biela zrazenina sa po vystavení hypojoditu zmení na červenohnedú v dôsledku adsorpcie elementárneho jódu na povrchu zrazeniny hydroxidu horečnatého. Červeno-hnedá farba sa sfarbí, keď sa zrazenina spracuje s jodidom alebo hydroxidom draselným, alkoholom a inými rozpúšťadlami, ktoré rozpúšťajú jód, ako aj pri vystavení sulfitu alebo tiosíranu, ktoré redukujú elementárny jód.

2. Amónne soli a ióny analytických skupín III, IV a V nesmú chýbať.

3. Redukčné činidlá interferujú s reakciou.

4. Do reakcie zasahujú aj fosforečnany a oxaláty v dôsledku tvorby kompaktných precipitátov fosforečnanu a šťavelanu horečnatého, ktoré nie sú schopné adsorbovať elementárny jód, na rozdiel od dobre vyvinutého povrchu amorfnej zrazeniny.