HOŘČÍK: HISTORIE, STRUKTURA, VLASTNOSTI, REAKCE, POUŽITÍ - CHEMIE - 2025

Hořčík je kov alkalických zemin, které patří do skupiny 2 periodické tabulky. Její atomové číslo je 12 a je představováno chemickým symbolem Mg. Je to osmý nejhojnější prvek zemské kůry, asi 2,5% z toho.

Tento kov, stejně jako jeho kongenéry a alkalické kovy, se nenachází v přírodě ve svém nativním stavu, ale kombinuje se s dalšími prvky a vytváří četné sloučeniny přítomné v horninách, mořské vodě a ve slaném nálevu.

Každodenní předměty vyrobené z hořčíku. Zdroj: Firetwister z Wikipedie.

Hořčík je součástí minerálů, jako je dolomit (uhličitan vápenatý a hořečnatý), magnezit (uhličitan hořečnatý), karnalit (hexahydrát chloridu hořečnatého a chloridu draselného), brucit (hydroxid hořečnatý) a v křemičitanech, jako je mastek a olivine.

Jeho nejbohatším přírodním zdrojem je vzhledem k jeho velikosti moře, které má hojnost 0,13%, i když Velké solné jezero (1,1%) a Mrtvé moře (3,4%) mají vyšší koncentraci hořčíku. Existují solanky s vysokým obsahem, které se koncentrují odpařováním.

Název hořčík pravděpodobně pochází z magnezitu, který se nachází v Magnésii, v oblasti Thesálie, starověké řecké oblasti. Bylo však zdůrazněno, že magnetit a mangan byly nalezeny ve stejné oblasti.

Hořčík silně reaguje s kyslíkem při teplotách nad 645 ° C. Mezitím hořčík pálí na suchém vzduchu a vydává intenzivní bílé světlo. Z tohoto důvodu byl použit jako světelný zdroj ve fotografii. V současné době je tato vlastnost stále používána v pyrotechnice.

Je to základní prvek pro živé bytosti. Je známo, že je kofaktorem více než 300 enzymů, včetně několika enzymů glykolýzy. Jedná se o životně důležitý proces pro živé bytosti díky vztahu s výrobou ATP, hlavního zdroje buněčné energie.

Podobně je součástí komplexu podobného heminové skupině hemoglobinu, přítomné v chlorofylu. Jedná se o pigment, který se podílí na realizaci fotosyntézy.

Dějiny

Uznání

Joseph Black, skotský chemik, jej v roce 1755 uznal jako prvek a experimentálně ukázal, že se liší od vápníku, kovu, s nímž ho zaměňovali.

V tomto ohledu Black napsal: „Experimentem již vidíme, že magnézia alba (uhličitan hořečnatý) je směsí zvláštní země a vzduchu.“

Izolace

V 1808, Sir Humprey Davy uspěl v izolaci to používat electrolysis produkovat amalgam hořčíku a rtuť. Udělalo to elektrolýzou své mokré sulfátové soli s použitím rtuti jako katody. Následně se odpařila rtuť z malgamu zahřátím a zůstal zbytek hořčíku.

V roce 1833 se francouzskému vědci A. Bussyovi podařilo vyrobit první kovový hořčík. Za tímto účelem Bussy vytvořil redukci roztaveného chloridu hořečnatého kovovým draslíkem.

V roce 1833 použil britský vědec Michael Faraday poprvé k izolaci tohoto kovu elektrolýzu chloridu hořečnatého.

Výroba

V roce 1886, německá firma Aluminium und Magnesiumfabrik Hemelingen použít elektrolýzu roztaveného carnalite (MgCl ₂ · KCI · 6H ₂ O) k výrobě hořčíku.

Hemelingen, ve spolupráci s Farbe Industrial Complex (IG Farben), se podařilo vyvinout techniku ​​výroby velkého množství roztaveného chloridu hořečnatého pro elektrolýzu pro výrobu hořčíku a chloru.

Během druhé světové války zahájily Dow Chemical Company (USA) a Magnesium Elektron LTD (UK) elektrolytickou redukci mořské vody; čerpal z Galveston Bay, Texas a v Severním moři do Hartlepool, Anglie, pro výrobu hořčíku.

Současně Ontario (Kanada) vytváří techniku ​​pro jeho výrobu na základě procesu LM Pidgeon. Tato technika spočívá v tepelné redukci oxidu hořečnatého silikáty v externě vypálených retortech.

Struktura a elektronová konfigurace hořčíku

Hořčík krystalizuje v kompaktní hexagonální struktuře, kde každý z jeho atomů je obklopen dvanácti sousedy. Díky tomu je hustší než jiné kovy, například lithium nebo sodík.

Jeho elektronická konfigurace je 3s ², se dvěma valenčními elektrony a deseti vnitřními skořepinami. Tím, že má navíc elektron ve srovnání se sodíkem, jeho kovová vazba se stává silnější.

Je to proto, že atom je menší a jeho jádro má ještě jeden proton; proto mají větší přitažlivý účinek na elektrony sousedních atomů, které zmenšují vzdálenosti mezi nimi. Také, protože existují dva elektrony, výsledný 3s pásek je plný a je schopen cítit ještě více přitažlivost jader.

Potom atomy hořčíku končí hustým hexagonálním krystalem se silnou kovovou vazbou. To vysvětluje jeho mnohem vyšší teplotu tání (650 ° C) než teplotu sodíku (98 ° C).

Všechny 3 orbity všech atomů a jejich dvanáct sousedů se překrývají ve všech směrech v krystalu a oba elektrony odcházejí, jakmile přijdou dva další; tak dále, aniž by vznikaly kationty Mg ²⁺.

Oxidační čísla

Hořčík může ztratit dva elektrony, když vytvoří sloučeniny a zůstane jako Mg ²⁺ kation, který je isoelektronický pro neonový plyn vzácných plynů. Při zvažování jeho přítomnosti v jakékoli sloučenině je oxidační číslo hořčíku +2.

Na druhou stranu, ačkoliv méně běžný, lze vytvořit kationt Mg ⁺, který ztratil pouze jeden ze svých dvou elektronů a je izoelektronický vůči sodíku. Když se předpokládá její přítomnost ve sloučenině, pak se uvádí, že hořčík má oxidační číslo +1.

Vlastnosti

Fyzický vzhled

Brilantní bílá pevná látka v čistém stavu, před oxidací nebo reakcí s vlhkým vzduchem.

Atomová hmotnost

24,304 g / mol.

Bod tání

650 ° C

Bod varu

1 091 ° C

Hustota

1,738 g / cm ³ při teplotě místnosti. Y 1,584 g / cm ³ při teplotě tání; to znamená, že kapalná fáze je méně hustá než pevná fáze, jako je tomu u velké většiny sloučenin nebo látek.

Teplo fúze

848 kJ / mol.

Odpařovací teplo

128 kJ / mol.

Molární kalorická kapacita

24,869 J / (mol · K).

Tlak páry

Při 701 K: 1 Pa; to znamená, že jeho tlak par je velmi nízký.

Elektronegativita

1,31 v Paulingově stupnici.

Ionizační energie

První úroveň ionizace: 1 737,2 kJ / mol (Mg ⁺ plyn)

Druhá úroveň ionizace: 1 450,7 kJ / mol (plyn Mg ²⁺ a vyžaduje méně energie)

Třetí úroveň ionizace: 7 732,7 kJ / mol (plyn Mg ³⁺ a vyžaduje hodně energie).

Atomové rádio

160 pm.

Kovalentní poloměr

141 ± 17 hodin

Atomový objem

13,97 cm ³ / mol.

Teplotní roztažnost

24,8 µm / m · K při 25 ° C

Tepelná vodivost

156 W / m K.

Elektrický odpor

43,9 nΩ · m při 20 ° C

Elektrická vodivost

22,4 x 10 ⁶ S cm ³.

Tvrdost

2,5 na Mohsově stupnici.

Nomenklatura

Kovový hořčík nemá žádná další přiřazená jména. Její sloučeniny, protože se má za to, že ve většině případů mají oxidační číslo +2, se uvádějí za použití skladové nomenklatury, aniž by bylo nutné uvedené číslo uvádět v závorkách.

Například MgO je oxid hořečnatý a nikoliv oxid hořečnatý. Podle systematické nomenklatury je předchozí sloučeninou: oxid hořečnatý a nikoliv oxid hořečnatý.

Na straně tradiční nomenklatury se totéž děje s nomenklaturou zásob: názvy sloučenin končí stejným způsobem; to znamená s příponou --ico. Podle této nomenklatury je tedy MgO oxidem hořečnatým.

Jinak ostatní sloučeniny mohou nebo nemusí mít běžné nebo mineralogické názvy, nebo se skládají z organických molekul (organohorečnaté sloučeniny), jejichž nomenklatura závisí na molekulární struktuře a alkylových (R) nebo arylových (Ar) substituentech.

Pokud jde o organické sloučeniny hořčíku, téměř všechny z nich jsou Grignardova činidla s obecným vzorcem RMgX. Například BrMgCH ₃ je methylmagnesiumbromid. Všimněte si, že nomenklatura se při prvním kontaktu nezdá tak komplikovaná.

Tvary

Slitiny

Hořčík se používá ve slitinách, protože se jedná o lehký kov, který se používá hlavně ve slitinách s hliníkem, což zlepšuje mechanické vlastnosti tohoto kovu. Používá se také ve slitinách se železem.

Jeho použití ve slitinách se však snížilo kvůli jeho tendenci ke korozi při vysokých teplotách.

Minerály a sloučeniny

Díky své reaktivitě se nenachází v zemské kůře ve své nativní nebo elementární formě. Spíše je součástí řady chemických sloučenin, které se zase nacházejí v asi 60 známých minerálech.

Mezi nejčastější minerály hořčíku patří:

-Dolomite, uhličitan vápníku a hořčíku, MgCO ₃ CaCO ₃

-Magnesite, uhličitan hořečnatý, CaCO ₃

-Brucit, hydroxid hořečnatý, Mg (OH) ₂

-carnalite, chlorid draselný hořečnatý, MgCI ₂ · KCI · H ₂ O.

Může být také ve formě jiných minerálů, jako například:

-Kieserite, síran hořečnatý, síran hořečnatý ₄ H ₂ O

-Forsterite, křemičitan hořečnatý, MgSiO ₄

-Chrisotyl nebo azbest, jiný křemičitan hořečnatý, Mg ₃ Si ₂ O ₅ (OH) ₄

-Talc, Mg ₃ Si ₁₄ O ₁₁₀ (OH) ₂.

Izotopy

Hořčík se v přírodě vyskytuje jako kombinace tří přírodních izotopů: ²⁴ Mg, s 79% hojností; ²⁵ Mg, s 11% hojností; a ²⁶ Mg, s 10% hojností. Kromě toho existuje 19 umělých radioaktivních izotopů.

Biologická role

Glykolýza

Hořčík je nezbytným prvkem všech živých věcí. Lidé mají denní příjem 300 - 400 mg hořčíku. Jeho obsah těla se pohybuje mezi 22 a 26 g, u dospělého člověka, koncentrovaného hlavně v kostní kostře (60%).

Glykolýza je sled reakcí, při kterém je glukóza přeměněna na kyselinu pyruvovou s čistou produkcí 2 molekul ATP. Pyruvát kináza, hexokináza a fosfhofruct kináza jsou enzymy, mimo jiné, glykolýzy, které používají jako aktivátor Mg.

DNA

DNA je tvořena dvěma nukleotidovými řetězci, které mají ve své struktuře záporně nabité fosfátové skupiny; proto řetězce DNA podléhají elektrostatickému odpuzování. Ionty Na ⁺, K ⁺ a Mg2 ⁺ neutralizují negativní náboje a zabraňují disociaci řetězců.

ATP

Molekula ATP obsahuje fosfátové skupiny se záporně nabitými atomy kyslíku. Mezi sousedními atomy kyslíku dochází k elektrickému odpuzování, které by mohlo štěpit molekulu ATP.

K tomu nedochází, protože hořčík interaguje se sousedními atomy kyslíku a vytváří chelát. ATP-Mg je považován za aktivní formu ATP.

Fotosyntéza

Hořčík je nezbytný pro fotosyntézu, centrální proces při využívání energie rostlinami. Je součástí chlorofylu, který má ve svém vnitřku strukturu podobnou hemové skupině hemoglobinu; ale s atomem hořčíku ve středu namísto atomu železa.

Chlorofyl absorbuje světelnou energii a používá ji ve fotosyntéze k přeměně oxidu uhličitého a vody na glukózu a kyslík. Glukóza a kyslík se později používají při výrobě energie.

Organismus

Snížení koncentrace hořčíku v plazmě je spojeno se svalovými křečemi; kardiovaskulární onemocnění, jako je hypertenze; cukrovka, osteoporóza a jiná onemocnění.

Hořčík iont se podílí na regulaci fungování vápníkových kanálů v nervových buňkách. Při vysokých koncentracích blokuje vápníkový kanál. Naopak, pokles vápníku vyvolává aktivaci nervu tím, že umožňuje vápníku vstupovat do buněk.

To by vysvětlilo křeč a kontrakci svalových buněk ve stěnách hlavních krevních cév.

Kde najít a vyrobit

Hořčík se v přírodě nenachází v elementárním stavu, ale je součástí přibližně 60 minerálů a četných sloučenin, které se nacházejí v moři, horninách a solankách.

Moře má koncentraci hořčíku 0,13%. Moře je díky své velikosti hlavním zásobníkem hořčíku na světě. Dalšími zásobníky hořčíku jsou Great Salt Lake (USA) s koncentrací hořčíku 1,1% a Mrtvé moře s koncentrací 3,4%.

Horčíkové minerály, dolomit a magnezit, se extrahují ze žil tradičními metodami těžby. Mezitím se v karnalitových roztocích používají roztoky, které umožňují, aby ostatní soli vystoupaly na povrch a udržovaly karnalit v pozadí.

Solanky obsahující hořčík se koncentrují v rybnících pomocí slunečního ohřevu.

Hořčík se získává dvěma způsoby: elektrolýzou a tepelnou redukcí (Pidgeonův proces).

Elektrolýza

Při elektrolytických procesech se používají roztavené soli obsahující buď bezvodý chlorid hořečnatý, částečně dehydrovaný bezvodý chlorid hořečnatý nebo minerální bezvodý karnalit. Za určitých okolností se používá umělý k zamezení kontaminace přírodního karnalitu.

Chlorid hořečnatý lze také získat podle postupu navrženého společností Dow. Voda se mísí ve flokulačním zařízení s mírně kalcinovaným minerálním dolomitem.

Chlorid hořečnatý přítomný ve směsi se převede na Mg (OH) ₂ přidáním hydroxidu vápenatého podle následující reakce:

MgCl ₂ + Ca (OH) ₂ → Mg (OH) ₂ + CaCl ₂

Vysrážený hydroxid hořečnatý se zpracuje kyselinou chlorovodíkovou za vzniku chloridu hořečnatého a vody podle naznačené chemické reakce:

Mg (OH) ₂ + 2 HCl → MgCl ₂ + 2 H ₂ O

Potom se chlorid hořečnatý podrobí dehydrataci, dokud se nedosáhne 25% hydratace, čímž se dehydratace dokončí během procesu tavení. Elektrolýza se provádí při teplotě, která se pohybuje mezi 680 až 750 ° C.

MgCl ₂ → Mg + Cl ₂

V anodě se vytváří diatomický chlor a roztavený hořčík se vznáší na vrchol solí, kde se shromažďuje.

Tepelná redukce

Krystaly hořčíku se ukládaly ze svých par. Zdroj: Warut Roonguthai V procesu Pidgeon se rozemletý a kalcinovaný dolomit smísí s jemně rozemletým ferosiliciem a umístí se do válcových retort nikl-chrom-železo. Retorty jsou umístěny uvnitř trouby a jsou v sérii s kondenzátory umístěnými mimo troubu.

Reakce probíhá při teplotě 1200 ° C a nízkém tlaku 13 Pa. Krystaly hořčíku jsou odstraněny z kondenzátorů. Vyrobená struska se shromažďuje ze spodní části retortu.

2 CaO + 2 MgO + Si → 2 Mg (plynný) + Ca ₂ SiO ₄ (struska)

Oxidy vápníku a hořčíku se vyrábějí kalcinací uhličitanů vápenatých a hořečnatých přítomných v dolomitu.

Reakce

Hořčík silně reaguje s kyselinami, zejména oxokyselinami. Reakcí s kyselinou dusičnou vzniká dusičnan hořečnatý, Mg (NO ₃) ₂. Stejným způsobem reaguje s kyselinou chlorovodíkovou za vzniku chloridu hořečnatého a plynného vodíku.

Hořčík nereaguje s alkáliemi, jako je hydroxid sodný. Při pokojové teplotě je pokryta vrstvou oxidu hořečnatého nerozpustného ve vodě, která jej chrání před korozí.

Vytváří mimo jiné chemické sloučeniny s chlorem, kyslíkem, dusíkem a sírou. Je vysoce reaktivní s kyslíkem při vysokých teplotách.

Aplikace

- Elementární hořčík

Slitiny

Slitiny hořčíku se používají v letadlech a automobilech. Ty mají jako požadavek na kontrolu emisí znečišťujících plynů snížení hmotnosti motorových vozidel.

Použití hořčíku je založeno na jeho nízké hmotnosti, vysoké pevnosti a snadnosti výroby slitin. Aplikace zahrnují ruční nářadí, sportovní zboží, fotoaparáty, přístroje, rámy zavazadel, autodíly, předměty pro letecký průmysl.

Slitiny hořčíku se také používají při výrobě letadel, raket a kosmických družic, jakož i při fotoleptání pro výrobu rychlého a kontrolovaného rytí.

Hutnictví

Hořčík se přidává v malém množství do litého bílého železa, což zlepšuje jeho pevnost a kujnost. Kromě toho se do tekutého vysokopecního železa vstřikuje hořčík smíchaný s vápnem, čímž se zlepšují mechanické vlastnosti oceli.

Hořčík se podílí na výrobě titanu, uranu a hafnia. Působí jako redukční činidlo na chlorid titaničitý v procesu Kroll, čímž vzniká titan.

Elektrochemie

Hořčík se používá v suché buňce, která působí jako anoda a chlorid stříbrný jako katoda. Když hořčík přijde do elektrického kontaktu s ocelí v přítomnosti vody, obětavě koroduje a ocel zůstane nedotčena.

Tento typ ocelové ochrany je přítomen v lodích, zásobních nádržích, ohřívačích vody, mostních konstrukcích atd.

Pyrotechnika

Hořčík v práškové nebo pásové formě hoří, emituje velmi intenzivní bílé světlo. Tato vlastnost byla použita ve vojenské pyrotechnice pro zapálení ohně nebo osvětlení světlem.

Jeho jemně rozptýlená pevná látka se používá jako palivová složka, zejména v pohonných hmotách pevných raket.

- Sloučeniny

Uhličitan hořečnatý

Používá se jako tepelný izolátor pro kotle a potrubí. Vzhledem k tomu, že je hygroskopický a rozpustný ve vodě, používá se k zabránění zhutňování běžné soli v třepačkách soli a během koření potravin řádně neteče.

Hydroxid hořečnatý

Má použití jako retardér hoření. Rozpustí se ve vodě a vytvoří známé mléko magnézie, bělavou suspenzi, která se používá jako antacidum a projímadlo.

Chlorid hořečnatý

Používá se při výrobě vysokopevnostních podlahových cementů a také jako přísada při výrobě textilu. Kromě toho se používá jako flokulant v sójovém mléce pro výrobu tofu.

Oxid hořečnatý

Používá se při výrobě žáruvzdorných cihel odolávajících vysokým teplotám a jako tepelný a elektrický izolátor. Používá se také jako projímadlo a antacida.

Síran hořečnatý

Průmyslově se používá k výrobě cementu a hnojiv, činění a barvení. Je to také sušidlo. Epsom sůl, MgSO ₄ · 7H ₂ O, se používá jako projímadlo.

- Minerály

talek prášek

Je považován za nejmenší standard tvrdosti (1) na Mohsově stupnici. Slouží jako výplň při výrobě papíru a lepenky a také zabraňuje podráždění a hydrataci pokožky. Používá se při výrobě žáruvzdorných materiálů a jako základ mnoha prášků používaných v kosmetice.

Chryzotil nebo azbest

Používá se jako tepelný izolátor a ve stavebnictví pro výrobu stropů. V současné době se nepoužívá kvůli vláknům z rakoviny plic.

Reference

1. Mathews, CK, van Holde, KE a Ahern, KG (2002). Biochemie. 3 ^bylo vydání. Editorial Pearson Educación, SA
2. Wikipedia. (2019). Hořčík. Obnoveno z: en.wikipedia.org
3. Clark J. (2012). Kovové lepení. Obnoveno z: chemguide.co.uk
4. Hull AW (1917). Krystalová struktura hořčíku. Sborník Národní akademie věd Spojených států amerických, 3 (7), 470–473. doi: 10,1073 / pnas.3.7.470
5. Timothy P. Hanusa. (7. února 2019). Hořčík. Encyclopædia Britannica. Obnoveno z: britannica.com
6. Hangzhou LookChem Network Technology Co. (2008). Hořčík. Obnoveno z: lookchem.com