Natrium Beryllium  Calcium Aluminium  
 Magnesium                                     12Mg
 engl. magnesium; nach der antiken Stadt Magnesia
 
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Relat. Atommasse  
Ordnungszahl  
Schmelzpunkt  
Siedepunkt    
Oxidationszahlen     
Dichte    
Härte (Mohs)   
Elektronegativität    
Elektronenkonfig.   
Natürl. Häufigkeit    
      
 
24,3050    
12    
650 °C    
1090 °C    
   
1,738 g/cm³     
   
1,31 (Pauling)     
[Ne] 3s²   
Mg-24  78,99%   
Mg-25  10,00%   
Mg-26  11,01%   
 

    
 
Film

17 sek
Ein Magnesiumband wird in die Flamme einer Lötlampe gehalten.
    
GHS-Piktogramm  
  Gefahr
Gefahren (H-Sätze)  
H 228, 252, 261 
Diese Kennzeichnung gilt für 
Magnesium Pulver phlegmatisiert. 
Das kompakte Metall ist nicht 
kennzeichnungspflichtig.
CAS-Nummer   7439-95-4  
 
GBU  Experimente mit Magnesium
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Physikalisch-chemische Eigenschaften
Reines Magnesium ist ein silbrig glänzendes Leichtmetall, das man aufgrund seiner geringen Härte leicht verformen kann. An der Luft läuft es infolge Oxidation grau an. Die entstehende Oxidschicht schützt das Metall vor weiterer Korrosion. Das kompakte Magnesium ist relativ stabil, während es als Grieß oder in Pulverform sehr viel reaktionsfähiger ist. Bei ganz feinem, unstabilisiertem Magnesiumpulver oder in verflüssigter Form besteht sogar die Gefahr einer Selbstzündung an der Luft.  
  
  
 Metallpulver in der Brennerflamme


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Bläst man verschiedene Metallpulver über eine Brennerflamme,
verlaufen
die Reaktionen mit Magnesium und Aluminium heftig.
 
  
Beim Erhitzen an der Luft verbrennt Magnesium oberhalb von 500°C mit blendend weißer Flamme zu Magnesiumoxid und teilweise auch zu Magnesiumnitrid, da es bei diesen Temperaturen mit dem Stickstoff der Luft reagiert:   
  
2 Mg  + O2 reagiert zu  2 MgO        ΔHR = -1202 kJ/mol 
3 Mg  +  N2 reagiert zu  Mg3N2        ΔHR = -461 kJ/mol 
 
 
 Verbrennen eines Magnesiumbandes

Magnesiumband verbrennen
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Ein Magnesiumband verbrennt mit sehr heller, weißer Flamme. Als Produkt erhält man ein weißes lockeres Pulver.
   

Brennendes Magnesium erreicht Temperaturen über 2500°C. Magnesiumbrände dürfen nicht mit Wasser gelöscht werden. Das Wasser wird dabei teilweise zersetzt, und es erfolgt eine fast explosionsartige Reaktion, da Wasserstoff entsteht. Zum Löschen verwendet man am besten Sand.


 Löschversuch eines Magnesiumbrandes mit Wasser
 

 
 So darf ein Magnesiumbrand normalerweise nicht gelöscht werden.
 Film erhältlich auf >DVD  
 

Hält man ein brennendes Magnesiumband in Wasserdampf oder in Alkoholdampf, dann brennt es weiter, da es mit dem chemisch gebundenen Sauerstoff reagiert. Aufgrund dieser Eigenschaft brennen Magnesiumfackeln unter Wasser und können als Unterwasserlicht bei Tauchgängen eingesetzt werden. Magnesium brennt auch in Schwefeldioxid oder in Kohlenstoffdioxid: 
  
2 Mg  +  CO2 reagiert zu  2 MgO  +  C   
 
 
 Brennendes Magnesiumband in Wasserdampf


 
Ein Magnesiumband brennt in Wasserdampf weiter, da es mit den chemisch gebundenen Sauerstoff-Atomen reagiert.
Filme mit Wasserdampf und Trockeneis erhältlich auf >DVD  
 

Mit Säuren bilden sich die entsprechenden Salze unter Wasserstoffbildung, beispielsweise bei der Reaktion mit Salzsäure. In siedendem Wasser löst sich Magnesiumpulver unter Bildung von Magnesiumhydroxid und Wasserstoff auf:
  
Mg  +  2 HCl reagiert zu  MgCl2  +  H2
Mg  +  2 H2reagiert zu  Mg(OH)2  +  H2    
    
Laugen greifen Magnesium nicht an. Mit den Halogenen reagiert Magnesium heftig. Verbrennt man beispielsweise ein Magnesiumband in Bromdämpfen, erhält man Magnesiumbromid: 
 
Mg  +  Br2 reagiert zu   MgBr2 
 
 
 Magnesium reagiert mit Brom und mit heißem Wasser


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Ein brennendes Magnesiumband brennt in Bromdämpfen (links), in heißem Wasser bilden sich Bläschen (rechts).
   

Mit organischen Verbindungen bildet Magnesium die Grignard-Verbindungen, die im Labor zur Synthese zahlreicher organischer Stoffe wie Alkohole, Carbonsäuren oder Ketone benötigt werden. 
 
Physiologie 
Magnesium als Bioelement ist für alle Lebewesen essenziell. Im Chlorophyll-Molekül der Pflanzen ist ein Magnesium-Atom in zentraler Stellung enthalten, bei Magnesiummangel gehen die grünen Pflanzen ein. Im menschlichen Körper sind Magnesium-Ionen für den Energiestoffwechsel von Bedeutung, sie sind wie die Calcium-Ionen am Aufbau der Knochen und der Zähne beteiligt. Beim Herzmuskel sind sie Gegenspieler zu den Calciumionen. Beim Transport von Natrium- und Kalium-Ionen aus und in die Zelle fungieren sie als Regelelement. Außerdem regulieren sie das Zusammenziehen und Erschlaffen der Muskeln. Bei Mangel treten Symptome wie Muskelkrämpfe, Migräne, Konzentrationsstörungen, Müdigkeit bis hin zu Herz-Rhythmus-Störungen auf. Als besonders magnesiumreich gelten Vollkornbrot und Körner aller Art, bestimmte Mineralwässer, Fisch und Geflügel, Milch, Spinat, Kohlrabi, Kartoffeln, Beerenfrüchte, sowie Orangen und Bananen. 
 
 
Bioelemente im menschlichen Körper
    
 
 
  
Vorkommen 
Häufigkeit   sehr häufig

Magnesium ist mit
1,9 Prozent Massenanteil ein sehr häufiges Element in der Erdhülle. In elementarer Form kommt es in der Natur nicht vor. Die häufigsten Magnesiumverbindungen finden sich in den Silicaten, so auch in den Mineralien der Olivin-Gruppe oder im Serpentin.
Zu den bedeutenden Magnesiumerzen gehören der Magnesit und der Dolomit. Sie kommen in vielen Ländern vor. Weitere Magnesiummineralien sind zum Beispiel Periklas, Spinell und Talk.
 
 
 Magnesit und Dolomit

Magnesit
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Dolomit
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 Magnesit (links) ist aus Magnesiumcarbonat aufgebaut, es ist das bedeutendste Magnesiumerz.
Dolomit (rechts) ist aus Calcium-Magnesiumcarbonat aufgebaut.
 
 
In den Meeren machen die Magnesiumsalze wie Magnesiumchlorid etwa 15 Prozent des Salzgehalts aus. Manche Mineralquellen führen gelöstes Magnesiumsulfat, das früher als "Bittersalz" bekannt war. Magnesiumsalze spielen vor allem bei den Pflanzen im Stoffwechsel ein bedeutende Rolle. Sie dienen zum Aufbau des Chlorophylls und ermöglichen so die Fotosynthese.  
  
Geschichte 
Magnesiumverbindungen sind schon lange bekannt und werden seit dem Altertum verwendet. Bittersalz ist zum Beispiel ein altbekanntes Abführmittel, Magnesium alba wurde schon im Altertum in Pudern eingesetzt. Im Jahr 1755 untersuchte der englische Chemiker Joseph Black (1728-1799) in Edinburgh Magnesia alba und erkannte dieses als Carbonat eines neuen Elements. Das Element wurde nach der antiken Stadt Magnesia benannt. Sir Humphry Davy führte 1808 eine Schmelzfluss-Elektrolyse eines Gemisches aus Magnesiumoxid und Magnesiumhydroxid durch. Da er dabei Quecksilberelektroden einsetzte, erhielt er nur ein Magnesiumamalgam. Der französische Chemiker Antoine Bussy (1794-1882) war der erste, der 1828 reines Magnesium aus Magnesiumchlorid und Kalium darstellen konnte. Michael Faraday führte 1833 eine Schmelzflusselektrolyse von trockenem Magnesiumchlorid durch. Dieses Verfahren wurde durch Robert Wilhelm Bunsen (1811-1899) verfeinert und legte die Grundlage für die großtechnische Herstellung des Leichtmetalls. 
 
 
Die Entdeckung des Magnesiums

Black     Davy
 
Joseph Black (links) gilt als der Entdecker, Sir Humphry Davy stellte ein Magnesiumamalgam her.
 
  
Herstellung     
Zur Herstellung von reinem Magnesium existieren mehrere Verfahren. Eine Möglichkeit ist die Schmelzflusselektrolyse von wasserfreiem Magnesiumchlorid, das nach dem DOW-Verfahren aus Meerwasser gewonnen wird. Durch Zugabe von Kalkmilch fällt aus dem Meerwasser unlösliches Magnesiumhydroxid aus. Dieses wird dann mit Salzsäure zu Magnesiumchlorid umgewandelt:    
  
MgCl2  +  Ca(OH)2 reagiert zu Mg(OH)2  +  CaCl2   
Mg(OH)2  +  2 HCl reagiert zu  MgCl2  +  2 H2O
   
Die nachfolgende Schmelzflusselektrolyse des getrockneten Magnesiumchlorids erfolgt in Downs-Zellen bei etwa 750°C unter Zusatz von Kaliumchlorid und Calciumchlorid zur Schmelzpunkterniedrigung. Die Spannung beträgt etwa sieben Volt, dabei können Ströme von bis zu 200000 Ampere fließen. Die Herstellung ist energieaufwändig, für ein Kilogramm Magnesium werden 18 Kilowattstunden Energie benötigt. An den Graphit-Anoden entsteht Chlor. An den Eisen-Kathoden sammelt sich flüssiges Magnesium, das abgesaugt wird. Die Gesamtreaktion der Elektrolyse stellt sich so dar:    
  
MgCl2   Mg  +  Cl2   
    
Nach dem Pidgeon-Prozess wird gebrannter Dolomit mit Ferrosilicium im Vakuum auf 1150°C erhitzt. Dabei entsteht gasförmiges Magnesium, das außerhalb des Ofens kondensiert und Kristalle bildet. Dieses ursprünglich in Kanada entwickelte Verfahren ist heute das bedeutendste, es wird vor allem in China eingesetzt. Ein Teil des wirtschaftlich benötigten Magnesiums wird auch durch Recycling aus Altmetallschrott gewonnen.  
 
 
Magnesium aus dem Pidgeon-Prozess

Kristallisiertes Magnesium
 
Das Magnesium bildet beim Kondensieren schöne Kristalle.
 
  
Verwendung 
Reines Magnesium findet in der Technik aufgrund der geringen Härte und der hohen Korrosionsanfälligkeit kaum Verwendung. Magnesiumlegierungen, beispielsweise mit Aluminium, zeichnen sich durch ihre geringe Dichte, ihre hohe Festigkeit und ihre Korrosionsbeständigkeit aus. Sie werden zum Bau von Kraftfahrzeugen, Flugzeugen, Schiffen und Maschinenbauteilen häufig eingesetzt. Die NASA verwendete für die Saturn-V-Rakete eine Magnesiumlegierung mit 84,75% Magnesium, 14% Lithium und 1,25% Aluminium. Gelegentlich findet sich das Leichtmetall auch in Gebrauchsgegenständen wie Spitzer oder hochwertigen Kameras und Fotostativen. 
 
  
 Feuerwerk zum 1. August über Bern

Feuerwerk

In Feuerwerk erzeugt Magnesium sehr helle Lichteffekte.
 
 
Früher diente Magnesiumpulver in einem Gemisch mit Kaliumpermanganat zur Herstellung von Blitzlichtpulver. Heute wird es noch in Feuerwerkskörpern und in Leuchtmunition zur Erzeugung von sehr hellem, weißem Licht eingesetzt. Magnesium eignet sich auch in besonderem Maße als Reduktionsmittel zur Herstellung von Metallen aus ihren Oxiden oder Halogeniden, so auch bei der Herstellung von Titan oder Uran  
 
Experimente - Medien  
Experiment: Merkwürdiges Band 
Trockeneis reagiert mit Magnesium 
Folien: Flammenfarben, Linienspektren 
Folien: Chemische Reaktionen
 
 
Magnesiumverbindungen im Portrait
 
Magnesiumcarbonat  Magnesiumchlorid  Magnesiumoxid Magnesiumsulfat 
 
 
Copyright: Thomas Seilnacht
www.seilnacht.com