MAGNESIUM

Symbol: Mg
Kategorie: Erdalkalimetalle
Ordnungszahl: 12

Relative Atommasse: 24,305
Schmelzpunkt: 921,95 K
Siedepunkt: 1380 K
Dichte: 1,74 g cm-3
Elektronegativität: 1,2
Ionisierungsenergie: 7,646 eV
Konfiguration: [Ne] 3s²
Oxidationszahlen: 2
Atomradius: 160 pm
Ionenradius: 78 pm (+2)

Der nachfolgende Artikel ist dem Lexikon der Chemie entnommen.

Magnesium, Symbol Mg, chem. Element aus der II. Hauptgruppe des Periodensystems, der Gruppe der Erdalkalimetalle, Leichtmetall; Z 12, Massenzahlen der natürlichen Isotope 24 (78,70 %), 25 (10,13 %), 26 (11,17 %), Atommasse 24,305, Wertigkeit II, Härte nach Mohs 2,0, D. 1,74 g cm-3, F. 648,8 °C, Kp. 1107 °C, elektrische Leitfähigkeit 23,2 Sm/mm2 (bei 18 °C), Standardelektrodenpotential (Mg/Mg2+) -2,375 V.

Eigenschaften
M. ist ein silberglänzendes Leichtmetall, dessen Oberfläche infolge Bildung einer dünnen Oxidhaut allmählich matt anläuft. Es kristallisiert in hexagonal dichtester Kugelpackung. M. ist sehr dehnbar und kann zu dünnen Blechen ausgewalzt und zu Draht gezogen werden. Aufgrund seiner Elektronenkonfiguration neigt M. zur Bildung farbloser Mg2+-Kationen. M. ist ein starkes Reduktionsmittel, was sich auch in einem hohen wäßrigen Standardelektrodenpotential ausdrückt. Mit wäßrigen Säuren bildet M. Wasserstoff, z.B.:
Mg + 2 HCl → Mg2+ + 2 Cl- + H2

Mit neutralem Wasser tritt in der Kälte keine Wasserstoffbildung auf, weil M. durch eine dünne, schwerlösliche Magnesiumhydroxidschicht vor Zutritt weiteren Wassers geschützt wird. In siedendem Wasser löst sich M. unter Wasserstoffentwicklung und es bildet sich Magnesiumhydroxid Mg(OH)2. Erhitzt man M. an der Luft, so verbrennt es mit heller weißer Flamme zu Magnesiumoxid MgO. Bei normaler Temperatur ist M. infolge Passivierung durch eine dünne Oxidhaut gegenüber Luft stabil.

Magnesium und viele seiner Legierungen sind brennbar, was bei Herstellung und Verarbeitung unbedingt zu beachten ist. Brände von Magnesium oder Magnesiumlegierungen sind mit trockenem Sand, trockenem Carnallit oder mittels Spezialhandfeuerlöschern zu löschen. Auf keinen Fall dürfen Wasser, Kohlendioxid oder Tetrachlorkohlenstoff als Löschmittel benutzt werden, da sie mit dem brennenden Metall explosionsartig reagieren.


Durch seine ausgeprägte Reduktionswirkung setzt M. aus vielen Elementoxiden die Elemente frei, z.B.:
2 Mg + SiO2 → 2 MgO + Si oder 2 Mg + CO2 → 2 MgO + C

Auch mit Alkalimetalloxiden und -hydroxiden reagiert M. oftmals explosionsartig, was auf die hohe Bildungstendenz des Magnesiumoxids zurückzuführen ist.

Analytisches
Der qualitative Nachweis des M. erfolgt im analytischen Trennungsgang im Filtrat der Ammoniumcarbonatgruppe durch Fällung als Magnesiumammoniumphosphat MgNH4PO4·6 H2O oder auch als Magnesiumhydroxid Mg(OH)2. Die quantitative Bestimmung kann durch komplexometrische Bestimmung mit EDTA erfolgen. Auch die Atomabsorptionsspektrometrie ist besonders bei kleinen Mg2+-Konzentrationen einsetzbar.

Vorkommen
M. ist am Aufbau der Erdkruste mit 1,93 %. beteiligt und nimmt damit in der Häufigkeit der Elemente die 8. Position ein. Es kommt in der Natur stets gebunden vor, meist in Form von Silicaten, Carbonaten, Chloriden und Sulfaten. Verbreitete Minerale sind Serpentin [Mg3(OH)8][Si4O10], Serpentinasbest
[Mg6(OH)6][Si4O11]·H2O, Olivin (Mg,Fe)2[SiO4], Talk [Mg3(OH)2][Si4O10], Magnesit MgCO3, Dolomit MgCO3·CaCO3, Carnallit MgCl2·KCl·6 H2O, Bischofit MgCl2·6 H2O. Als Verwitterungsprodukte der Mineralien findet man Magnesiumsalze in allen natürlichen Gewässern: Sie machen gemeinsam mit den Calciumsalzen deren Härte aus. In der belebten Natur spielt M. eine wichtige Rolle. Es ist z.B. Bestandteil des Chlorophylls und an Phosphorylierungsvorgängen und der Photosynthese, sowie an vielen anderen enzymatischen Vorgängen im pflanzlichen Stoffwechsel beteiligt. Im menschlichen Organismus fungiert es z.B. als Aktivator des Zuckerabbaus und ist ein Antagonist des Calciums.

Gewinnung
M. wird technisch überwiegend durch Schmelzflusselektrolyse wasserfreien Magnesiumchlorids und in geringem Umfang durch elektrothermische Verfahren hergestellt. Als Basismaterialien dienen Magnesit, Dolomit, Carnallit, Kalisalzendlaugen oder auch Meerwasser.

Ausgehend von Magnesiumcarbonat wird durch Brennen Magnesiumoxid gewonnen, das durch reduzierendes Chlorieren mit Kohlenstoff und Chlor in das wasserfreie Magnesiumchlorid überführt wird:
MgO + C + Cl2→ MgCl2 + CO

Das dazu notwendige Chlor wird bei der Elektrolyse zurückgewonnen. Zur Herabsetzung des Schmelzpunktes werden dem MgCl2, Calciumfluorid oder andere Alkali- und Erdalkalifluoride zugesetzt, und die flüssige Mischung wird bei 650 bis 720 °C unter Schutzgasatmosphäre elektrolysiert. An der Graphitanode entwickelt sich Chlor, an der Eisenkathode M. Letzteres schwimmt auf der Salzschmelze und wird von Zeit zu Zeit abgeschöpft. Der Energieaufwand beträgt etwa 17,5 kWh/kg Mg.

Das elektrothermische Verfahren basiert auf einer Reduktion des Magnesiumoxids mit Kohlenstoff bei etwa 2000 °C im elektrischen Ofen:
MgO + C → Mg + CO2

Erst bei dieser Temperatur liegt das Gleichgewicht der Reaktion weit genug auf der rechten Seite. Zur Vermeidung der Rückreaktion wird - üblicherweise in einer Wasserstoffatmosphäre - abgeschreckt.

Neben diesen Methoden sind weitere Reduktionsverfahren in Anwendung, wobei Magnesiumoxid mit Calciumcarbid, Ferrosilicium, Aluminium u.a. umgesetzt wird.

Verwendung
Die Hauptmenge des produzierten M. dient zur Herstellung von Magnesiumlegierungen. Ebenso findet es Anwendung in der Metallurgie und als Reduktionsmittel zur Darstellung von Metallen. Zunehmende Bedeutung hat der Einsatz hochreinen M. im kathodischen Korrosionsschutz von Rohrleitungen, Tanks u.a. In der organischen Synthese dient M. zur Herstellung magnesiumorganischer Verbindungen (Grignard-Verbindungen, Grignard-Reaktionen).

© Spektrum Akademischer Verlag



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