Metalliskt magnesium uppvisar egenskaper. Magnesium är en viktig metall för industri och människoliv

Magnesium är en silvervitt blank metall, relativt mjuk och duktil, en bra ledare för värme och elektricitet. Nästan 5 gånger lättare än koppar, 4,5 gånger lättare än järn; även aluminium är 1,5 gånger tyngre än magnesium. Magnesium smälter vid en temperatur av 651 ° C, men under normala förhållanden är det ganska svårt att smälta det: uppvärmt i luft till 550 ° C, det blossar upp och brinner omedelbart ut med en bländande eld. En remsa av magnesiumfolie kan lätt antändas med en vanlig tändsticka, och i en atmosfär av klor tänds magnesium spontant även vid rumstemperatur. När magnesium brinner frigörs mycket ultravioletta strålar och värme - för att värma upp ett glas isvatten till koka behöver du bara bränna 4 g magnesium.

Magnesium är beläget i huvudundergrupperna i den andra gruppen av D.I. Mendeleev. Dess serienummer är 12, dess atomvikt är 24.312. Den elektroniska konfigurationen av magnesiumatomen i oexciterat tillstånd 1S 2 2S 2 P 6 3S 2; valenselektroner är det yttre skiktet, i enlighet med detta magnesium uppvisar valens II. I nära anslutning till strukturen för elektronskal av magnesiumatomen är dess reaktivitet. På grund av närvaron av endast två elektroner på det yttre skalet är magnesiumatomen benägen att ge upp dem lätt för att erhålla en stabil åtta-elektronkonfiguration; därför är magnesium kemiskt mycket aktivt.

I luft oxideras magnesium, men oxidfilmen som bildas under detta skyddar metallen från ytterligare oxidation. Den normala elektroniska potentialen för magnesium i ett surt medium är -2,37V, i ett alkaliskt medium - 2,69V. I utspädda syror löses magnesium redan i kylan. Den är olöslig i fluorvätesyra på grund av bildandet av en film av MgF2-fluorid, som knappast är löslig i vatten; den är nästan olöslig i koncentrerad svavelsyra. Magnesium löses lätt när det utsätts för lösningar av ammoniumsalter. Alkalilösningar har ingen effekt på det. Magnesium levereras till laboratorier i form av pulver eller tejp. Om du sätter eld på ett magnesiumtejp, brinner det snabbt ut med en bländande blixt och utvecklar en hög temperatur. Magnesiumblixt används vid fotografering, vid tillverkning av lysande raketer. Kokpunkten för magnesium är 1107 omkring C, densitet \u003d 1,74 g / cm3, atomens radie är 1,60 nm.

Kemiska egenskaper hos magnesium.

De kemiska egenskaperna hos magnesium är ganska märkliga. Det tar lätt syre och klor från de flesta ämnen, är inte rädd för kaustiska alkalier, läsk, fotogen, bensin och mineraloljor. Magnesium interagerar nästan inte med kallt vatten, men vid uppvärmning bryts det ned med utsläpp av väte. I detta avseende upptar den en mellanposition mellan beryllium, som inte reagerar med vatten alls, och kalcium, som enkelt interagerar med det. Reaktionen är särskilt intensiv med vattenånga upphettad över 380 ° C:

Mg 0 (tv) + H2 + O (gas) Mg +20 (tv) + H2O (gas).

Eftersom produkten av denna reaktion är väte är det tydligt att släckning av förbränning av magnesium med vatten är oacceptabelt: bildandet av en explosiv blandning av väte med syre och en explosion kan inträffa. Brinnande magnesium och koldioxid kan inte släckas: magnesium reducerar det till fritt kol -4e

2Mg 0 + C +402 2Mg +20 + C0,

Du kan stoppa syretillgången till brinnande magnesium genom att täcka det med sand, även om magnesium också interagerar med kiseloxid (IV), men med mycket mindre värmeutsläpp:

2Mg 0 + Si +402 \u003d 2Mg +20 + Si0

detta avgör möjligheten att använda sand för att släcka kisel. Risken för antändning av magnesium vid intensiv uppvärmning är en av anledningarna till att dess användning som tekniskt material är begränsad.

I den elektrokemiska serien av spänningar är magnesium mycket till vänster om väte och reagerar aktivt med utspädda syror för att bilda salter. Magnesium har vissa särdrag i dessa reaktioner. Den löser sig inte i fluorvätesyra, koncentrerad svavelsyra och i en blandning av svavelsyra och en blandning av salpetersyror, som löser upp andra metaller nästan lika effektivt som "aqua regia" (en blandning av HCl och HNO 3). Motståndet hos magnesium mot upplösning i fluorvätesyra förklaras enkelt: magnesiumytan är täckt med en film av magnesiumfluorid MgF2, olöslig i fluorvätesyra. Stabiliteten hos magnesium till tillräckligt koncentrerad svavelsyra och dess blandning med salpetersyra är svårare att förklara, även om orsaken i detta fall ligger i passiveringen av magnesiumytan. Magnesium interagerar praktiskt taget inte med lösningar av alkalier och ammoniumhydroxid.

Det finns ingen överraskning i denna reaktion. Denna reaktion är väsentligen densamma som reaktionen att förflytta väte från syror med metaller. I en definition är en syra en substans som dissocieras för att bilda vätejoner.

När magnesium värms upp i en halogenatmosfär uppstår antändning och bildandet av halidsalt.

Orsaken till antändningen är en mycket hög värmeutsläpp, som i fallet med reaktion av magnesium med syre. Så när 1 mol magnesiumklorid bildas av magnesium och klor frigörs 642 kJ. Vid upphettning kombineras magnesium med svavel (MgS) och kväve (Mg 3 N2). Under förhöjt tryck och uppvärmning med väte bildar magnesium magnesiumhydrid

Den höga affiniteten av magnesium för klor gjorde det möjligt att skapa en ny metallurgisk produktion - "magnesiumtermi" - produktion av metaller som ett resultat av reaktionen

MeCln + 0,5nMg \u003d Me + 0,5nMgCl2

denna metod producerar metaller som spelar en mycket viktig roll i modern teknik - zirkonium, krom, torium, beryllium. Lätt och hållbar "rymdåldermetall" - nästan allt titan erhålls på detta sätt.

Kärnan i produktionen beror på följande: när man erhåller metalliskt magnesium genom elektrolys av en magnesiumkloridsmältan bildas klor som en biprodukt. Detta klor används för att erhålla titan (IV) klorid TiCl4, som reduceras med magnesium till titanmetall

Ti +4Cl4 + 2Mg 0 Ti0 + 2Mg +2Cl2

Den resulterande magnesiumkloriden återanvänds för produktion av magnesium etc. Titan-magnesiumfabriker fungerar på grundval av dessa reaktioner. Längs vägen, med titan och magnesium, erhålls andra produkter, såsom bertholletsalt KClO 3, klor, brom och produkter - fibrolit- och xylitskivor, som kommer att diskuteras nedan. I en sådan komplex produktion är graden av användning av råvaror, lönsamheten för produktionen hög och massan av avfall är inte stor, vilket är särskilt viktigt för att skydda miljön från föroreningar.

OMRÅDEN FÖR MAGNESIUMANVÄNDNING.

Magnesium används i form av metallplattor för korrosionsskydd av fartyg och rörledningar. Den skyddande effekten av magnesium "skyddet" beror på det faktum att en elektrisk krets skapas av en stålkonstruktion och ett magnesiumskydd (magnesium är till vänster i den elektrokemiska serien av spänningar än järn). Magnesiumskyddet förstörs; den huvudsakliga ståldelen av strukturen bevaras. I metallurgi används magnesium som ett "deoxideringsmedel" - ett ämne som binder skadliga föroreningar i järnsmältan. Tillsatsen av 0,5% magnesium till gjutjärn ökar gjutjärns duktilitet och dess draghållfasthet. Magnesium används också vid tillverkning av vissa elektrokemiska celler.

Magnesiumlegeringar spelar en mycket viktig roll i tekniken. Det finns en hel familj av magnesiumlegeringar med det allmänna namnet "elektron". De är baserade på magnesium i kombination med aluminium (10%), zink (upp till 5%), mangan (1-2%). Små tillsatser av andra metaller ger "elektronen" olika värdefulla egenskaper. Men den huvudsakliga egenskapen hos alla typer av "elektroner" är deras lätthet (1,8 g / cm 3) och utmärkta mekaniska egenskaper. De används i de tekniska grenarna där lätthet värderas särskilt högt: i flygplan och raket. I senaste åren nya luftstabila magnesium-litiumlegeringar med mycket låg densitet (1,35 g / cm 3) har skapats. Deras användning inom teknik är mycket lovande. Magnesiumlegeringar prissätts inte bara på grund av deras lätthet. Deras värmekapacitet är 2-2,5 gånger högre än stålets. Utrustning gjord av magnesiumlegeringar värmer mindre än stål. En aluminiumlegering med hög magnesiumhalt (5-30%) används också. Denna "Magnalite" -legering är hårdare och starkare än aluminium, lättare att bearbeta och polera. Antalet metaller som magnesium bildar legeringar med är stort. Från diagrammet som illustrerar Hume-Rothery-regeln är det tydligt att magnesium inte blandas i smältan med sin granne, beryllium, som ligger nära i det periodiska systemet. På grund av den stora skillnaden i interatomära avstånd bildar den inte legeringar med magnesium varken med järn.

Bland syreföreningar av Mg är det nödvändigt att notera magnesiumoxid MgO, även kallad bränd magnesia. Det används vid tillverkning av eldfasta tegelstenar, därför att dess smältpunkt är 2800 o C. Bränd magnesia används också i medicinsk praxis.

Magnesiumsilikater är av intresse - talk 3MgO * 4SiO 2 * H 2 O och asbest CaO * MgO * 4SiO 2, som har hög brandmotstånd. Asbest har en fibrös struktur så att den kan spinnas och göras till overall för att arbeta vid höga temperaturer. Magnesiumkarbonater och silikater är olösliga i vatten.

Intresset för magnesium och legeringar baserat på det beror å ena sidan på en kombination av egenskaper som är viktiga för praktisk användning och å andra sidan på stora råvaror av magnesium. Omfattningen av att använda magnesium och magnesiumlegeringar med speciella kemiska egenskaper är bred, till exempel i strömförsörjning och för skydd för att skydda stålkonstruktioner från korrosion.

I OSS, såväl som utomlands, finns det stora reserver av magnesiummineralråvaror som är lämpliga för utvinning. Dessa är avlagringar av fasta salter som innehåller magnesium, samt saltlake från ett antal saltsjöar. Dessutom kan magnesium extraheras från havsvatten. Således står magnesium inte inför problemet med utarmning av råvaror, vilket blir allt viktigare för många andra industriellt viktiga metaller. Även om magnesium är en av de viktigaste industriella metallerna, fortsätter dess produktion att vara betydligt sämre än produktionen av aluminium och stål.

En undersökning av dess produktion och konsumtion i de utvecklade kapitalisterna och utvecklingsländerna ger en bestämd inriktning på industrins behov av magnesium. Efter andra världskriget och fram till början av 70-talet på XX-talet ökade produktionen och konsumtionen av magnesium kontinuerligt, sedan skedde dess stabilisering. Den största producenten av magnesium i de kapitalistiska länderna är USA, vars andel av den totala produktionen är drygt 50%.

Strukturella magnesiumlegeringar är bara en, och inte den största i termer av volym, av magnesiumapplikation. Magnesium används ofta som ett kemiskt reagens i många metallurgiska processer. I synnerhet används den i järnmetallurgi för behandling av gjutjärn för avsvavling. Under de senaste åren har det generellt sett varit en trend mot en ökning av användningen av magnesium som kemiskt reagens. En betydande mängd magnesium används för att erhålla titan, och det är nödvändigt att leta efter sätt att öka effektiviteten i dess användning för dessa ändamål. Det finns också ett stort intresse för magnesium och dess legeringar som väteackumulatorer.

Det finns en viss förspänning mot magnesiumlegeringar från konsumenternas sida med avseende på deras brandrisk, låg korrosionsbeständighet och ökad känslighet för spänningskoncentratorer. Denna fördom måste övervinnas. Samtidigt bör arbetet fortsätta för att förbättra prestandaegenskaperna för magnesiumlegeringar, i synnerhet öka deras korrosionsbeständighet.

Magnesium är en metall som är utbredd i naturen och har ett stort biogeniskt värde för människor. Det är en integrerad del av ett stort antal olika mineraler, havsvatten, hydrotermiskt vatten.

Egenskaper

Silverblank metall, mycket lätt och duktil. Icke-magnetisk, hög värmeledningsförmåga. Under normala förhållanden i luft täcks den av en oxidfilm. Vid upphettning över 600 ° C brinner metallen när mycket värme och ljus släpps ut. Det brinner i koldioxid och reagerar aktivt med vatten, så det är värdelöst att släcka det med traditionella metoder.

Magnesium interagerar inte med alkalier, reagerar med syror med frisättning av väte. Motståndskraftiga mot halogener och deras föreningar; interagerar till exempel inte med fluor, fluorvätesyra, torr klor, jod, brom. Kollapsar inte under påverkan av oljeprodukter. Magnesium är inte korrosionsbeständigt, denna nackdel korrigeras genom att tillsätta små mängder titan, mangan, zink, zirkonium i legeringen.

Magnesium är viktigt för hälsan hos hjärt- och nervsystemet, för syntesen av proteiner och absorptionen av glukos, fetter och aminosyror i kroppen. Magnesiumorotat (vitamin B13) spelar en viktig roll i ämnesomsättningen, normaliserar hjärtaktivitet, förhindrar avsättning av kolesterol på blodkärlens väggar, ökar prestanda hos idrottare, inte sämre i effektivitet än steroidläkemedel.

Magnesium erhålls på olika sätt, från naturliga mineraler och havsvatten.

Ansökan

Det mesta av det brytade magnesiumet används för produktion av magnesiumlegeringar, som efterfrågas inom flyg-, fordons-, kärnkrafts-, kemikalie-, oljeraffineringsindustrin och vid instrumenttillverkning. Magnesiumlegeringar kännetecknas av lätthet, hållfasthet, hög specifik styvhet och god bearbetbarhet. De är icke-magnetiska, utmärkta för att avleda värme och har 20 gånger högre vibrationsmotstånd än legerat stål. Magnesiumlegeringar används för tillverkning av tankar för lagring av bensin- och oljeprodukter, delar av kärnreaktorer, jackhammare, pneumatiska rör, järnvägsvagnar; tankar och pumpar för arbete med fluorvätesyra, för lagring av brom och jod; fall av bärbara datorer och kameror.
- Magnesium används ofta för att erhålla vissa metaller genom reduktion (vanadin, zirkonium, titan, beryllium, krom, etc.); för att ge stål och gjutjärn bättre mekaniska egenskaper, för rengöring av aluminium.
- I sin rena form är den en del av många halvledare.
- I den kemiska industrin används magnesium i pulverform för torkning organiskt materialtill exempel alkohol, anilin. Organomagnesiumföreningar används i komplex kemisk syntes (till exempel för att erhålla vitamin A).
- Magnetpulver är efterfrågad i raket som ett kaloririkt bränsle. I militära angelägenheter - vid produktion av lysande raketer, spårammunition, eldbomber.
- Rent magnesium och dess föreningar används för tillverkning av kemiska kraftfulla strömkällor.
- Magnesiumoxid används för tillverkning av deglar och metallurgiska ugnar, eldfasta tegelstenar, vid tillverkning av syntetgummi.
- Kristaller av magnesiumfluorid är efterfrågade inom optik.
- Magnesiumhydrid är ett fast pulver som innehåller en stor andel väte, vilket lätt kan erhållas genom upphettning. Ämnet används som "lagring" för väte.
- Nu mindre ofta, men tidigare, användes magnesiumpulver i stor utsträckning i kemiska ficklampor.
- Magnesiumföreningar används för blekning och etsning av tyger, för tillverkning av värmeisolerande material, speciella typer av tegelstenar.
- Magnesium är en del av många läkemedel, både internt och externt (bischofit). Det används som ett antikonvulsivt, laxermedel, lugnande medel, hjärt, kramplösande, för att reglera surheten i magsaft, som ett motgift mot syraförgiftning, som ett desinfektionsmedel för magen, för att behandla skador och leder.
- Magnesiumstearat används inom läkemedels- och kosmetikindustrin som fyllmedel för tabletter, pulver, krämer, ögonskuggor; inom livsmedelsindustrin används det som livsmedelstillsats E470, vilket förhindrar att produkter kläms fast.

I kemikaliebutiken "PrimeChemicalsGroup" kan du köpa kemiskt magnesium och dess olika föreningar - magnesiumstearat, bischofitmagnesiumklorid, magnesiumkarbonat och andra, samt ett brett utbud av kemiska reagenser, laboratorieglas och andra varor för laboratorier och produktion. Du kommer att gilla priser och servicenivå!

Magnesiumföreningar har varit kända för människor under mycket lång tid. Magnesit (på grekiska Magnhsia oliqV) kallades ett mjukt vitt, tvålande mineral (täljsten eller talk), som hittades i regionen Magnesia i Thessalien. När detta mineral kalcinerades erhölls ett vitt pulver, som blev känt som vit magnesia.

År 1695 erhöll N. Gro, som förångade mineralvattnet från Epsom-källan (England) salt, som hade en bitter smak och laxerande effekt (MgSO 4 · 7H20). Några år senare visade det sig att detta salt bildar ett vitt löst pulver, när det interagerar med läsk eller kaliumklorid, detsamma som det som bildades när magnesit kalcinerades.

1808 erhöll den engelska kemisten och fysikern Humphrey Davy, genom elektrolys av lätt fuktad vit magnesia med kvicksilveroxid som katod, en amalgam av en ny metall som kunde bilda vit magnesia. De kallade det magnesium. Davy erhöll den förorenade metallen och rent magnesium isolerades först 1829 av den franska kemisten Bussy Antoine (1794–1882).

Fördelning av magnesium i naturen och dess industriella utvinning.

Magnesium finns i kristallina bergarter i form av olösliga karbonater eller sulfater, och även (i en mindre tillgänglig form) i form av silikater. Bedömningen av dess totala innehåll beror väsentligt på den geokemiska modellen som används, i synnerhet på viktförhållandena mellan vulkaniska och sedimentära bergarter. Värden från 2 till 13,3% används för närvarande. Det kanske mest acceptabla värdet är 2,76%, vilket rankar magnesium på sjätte plats efter kalcium (4,66%), över natrium (2,27%) och kalium (1,84%).

Stora landområden som Dolomiterna i Italien består främst av dolomitmineralet MgCa (CO 3) 2. Det finns också sedimentära mineraler magnesit MgCO3, epsomit MgSO 4 · 7H20, karnallit K2 MgCl4 · 6H2O, langbeinit K2Mg2 (SO4) 3.

Det finns dolomitavlagringar i många andra områden, inklusive Moskva och Leningradregionerna. Rika avlagringar av magnesit har hittats i mellersta uralerna och i regionen Orenburg. I området Solikamsk, största insättningen carnallite. Magnesiumsilikater representeras av basaltmineralet olivin (Mg, Fe) 2 (Si04), täljsten (talk) Mg 3 Si4O10 (OH) 2, asbest (krysotil) Mg 3 Si205 (OH) 4 och glimmer. Spinel MgAl 2 O 4 tillhör ädelstenar.

En stor mängd magnesium finns i haven i havet och i naturliga saltlake ( centimeter... KEMI AV HYDROSPHER). I vissa länder är de råvaran för magnesiumproduktion. När det gäller innehållet av metallelement i havsvatten är det näst bara natrium. Varje kubikmeter havsvatten innehåller cirka 4 kg magnesium. Magnesium finns också i sötvatten och orsakar, tillsammans med kalcium, dess hårdhet.

Magnesium finns alltid i växter, eftersom det är en del av klorofyller.

Karakterisering av ett enkelt ämne och industriell produktion av metalliskt magnesium.

Magnesium är en silvervit vit blank metall, relativt mjuk, duktil och formbar. Dess styrka och hårdhet är minimal i förekomst för gjutna prover, högre för pressade prover.

Under normala förhållanden är magnesium resistent mot oxidation på grund av bildandet av en stark oxidfilm. Det reagerar dock aktivt med de flesta icke-metaller, särskilt vid uppvärmning. Magnesium antänds i närvaro av halogener (i närvaro av fukt), bildar motsvarande halider och brinner med en bländande ljus flamma i luft och förvandlas till oxid MgO och nitrid Mg 3 N2:

2Mg (q) + 02 (g) \u003d 2MgO (q); DG ° \u003d –1128 kJ / mol

3Mg (q) + N2 (t) \u003d Mg 3 N2 (q); DG ° \u003d –401 kJ / mol

Trots den låga smältpunkten (650 ° C) är det omöjligt att smälta magnesium i luft.

Vid exponering för väte under ett tryck av 200 atm vid 150 ° C bildar magnesium hydrid MgH2. Magnesium reagerar inte med kallt vatten, men förskjuter väte från kokande vatten och bildar hydroxid Mg (OH) 2:

Mg + 2H20 \u003d Mg (OH) 2 + H2

I slutet av reaktionen motsvarar pH-värdet (10,3) för den resulterande mättade lösningen av magnesiumhydroxid jämvikten:

I det senare fallet måste den resulterande blandningen av kolmonoxid och magnesiumånga kylas snabbt med en inert gas för att förhindra en omvänd reaktion.

Världsproduktionen av magnesium närmar sig 400 tusen ton per år. De största tillverkarna är USA (43%), OSS-länderna (26%) och Norge (17%). Under de senaste åren har Kina ökat exporten av magnesium kraftigt. I Ryssland är en av de största magnesiumproducenterna titan-magnesiumfabriken i Berezniki (Perm-regionen) och Solikamsk-magnesiumfabriken. Magnesiumproduktion utvecklas också i asbest.

Magnesium är det lättaste strukturmaterialet som används i industriell skala... Dess densitet (1,7 g cm –3) är mindre än två tredjedelar av aluminiumens. Magnesiumlegeringar väger fyra gånger mindre än stål. Dessutom bearbetas magnesium utmärkt och kan gjutas och bearbetas med alla vanliga metallbearbetningsmetoder (valsning, stansning, dragning, smide, svetsning, hårdlödning, nitning). Därför är dess huvudsakliga tillämpningsområde som en lätt strukturell metall.

Magnesiumlegeringar innehåller vanligtvis mer än 90% magnesium samt 2-9% aluminium, 1-3% zink och 0,2-1% mangan. Hållfastheten vid höga temperaturer (upp till 450 ° C) förbättras märkbart när den legeras med sällsynta jordartsmetaller (till exempel praseodym och neodym) eller torium. Dessa legeringar kan användas för motorhöljen för fordon och flygkroppar och landningsställ. Magnesium används inte bara inom flyg, utan också för tillverkning av trappor, bryggor, lastplattformar, transportörer och hissar, samt för tillverkning av fotografisk och optisk utrustning.

Upp till 5% magnesium tillsätts industriellt aluminium för att förbättra mekaniska egenskaper, svetsbarhet och korrosionsbeständighet. Magnesium används också för katodiskt skydd av andra metaller från korrosion, som en syrehämmare och ett reduktionsmedel vid produktion av beryllium, titan, zirkonium, hafnium och uran. Blandningar av magnesiumpulver med oxidanter används i pyroteknik för beredning av belysning och brandkompositioner.

Magnesiumföreningar.

Det dominerande oxidationstillståndet (+2) för magnesium beror på dess elektroniska konfiguration, joniseringsenergier och atomstorlek. Oxidationstillståndet (+3) är omöjligt, eftersom den tredje joniseringsenergin för magnesium är 7733 kJ mol –1. Denna energi är mycket högre än vad som kan kompenseras genom bildandet av ytterligare bindningar, även om de övervägande är kovalenta. Orsakerna till instabiliteten hos magnesiumföreningar i oxidationstillståndet (+1) är mindre uppenbara. En uppskattning av entalpi av bildning av sådana föreningar visar att de måste vara stabila med avseende på deras beståndsdelar. Anledningen till att magnesium (I) -föreningar inte är stabila är det mycket högre värdet av entalpi för bildning av magnesium (II) -föreningar, vilket bör leda till snabb och fullständig oproportionering:

Mg (q) + Cl2 (g) \u003d MgCl2 (q);

D H° prov \u003d –642 kJ / (mol MgCl2)

2Mg (q) + Cl2 (g) \u003d 2MgCl (q);

D H° prov \u003d -250 kJ / (2 mol MgCl)

2MgCl (q) \u003d Mg (q) + MgCl2 (q);

D H° oproportioner \u003d -392 kJ / (2 mol MgCl)

Om man hittar en syntetisk väg som gör oproportioneringen svår kan sådana föreningar erhållas. Det finns bevis för bildandet av magnesiumpartiklar (I) under elektrolys på magnesiumelektroder. Under elektrolysen av NaCl frigörs sålunda väte på magnesiumanoden, och mängden magnesium som förloras av anoden motsvarar en laddning av +1,3. På liknande sätt motsvarar mängden frisatt väte vid elektrolysen av en vattenlösning av Na2SO4 oxidationen av vatten med magnesiumjoner, vars laddning motsvarar +1,4.

De flesta magnesiumsalter är mycket lösliga i vatten. Upplösningsförfarandet åtföljs av mindre hydrolys. De resulterande lösningarna har en svagt sur miljö:

2+ + H2O + + H3O +

Magnesiumföreningar med många icke-metaller, inklusive kol, kväve, fosfor, svavel, hydrolyseras irreversibelt av vatten.

Magnesiumhydrid komposition MgH2 är en polymer med överbryggande väteatomer. Koordinationsmängden magnesium i den är 4. Denna struktur leder till en kraftig minskning av föreningens termiska stabilitet. Magnesiumhydrid oxideras lätt av atmosfäriskt syre och vatten. Dessa reaktioner åtföljs av en stor frigöring av energi.

Magnesiumnitrid Mg 3 N2. Bildar gulaktiga kristaller. Hydrolysen av magnesiumnitrid bildar ammoniakhydrat:

Mg 3 N2 + 8H20 \u003d 3Mg (OH) 2 + 2NH3 · H2O

Om hydrolysen av magnesiumnitrid utförs i ett alkaliskt medium bildas inte ammoniakhydrat utan gasformig ammoniak frigörs. Hydrolys i en sur miljö leder till bildandet av magnesium- och ammoniumkatjoner:

Mg 3 N2 + 8H30 + \u003d 3Mg 2+ + 2NH 4 + + 8H20

Magnesiumoxid MgO kallas bränd magnesia. Det erhålls genom kalcinering av magnesit, dolomit, basiskt magnesiumkarbonat, magnesiumhydroxid, liksom kalcinering av bischofit MgCl2 6H20 i en atmosfär av vattenånga.

Reaktiviteten hos magnesiumoxid beror på temperaturen i dess produktion. Magnesiumoxid framställd vid 500–700 ° C kallas lätt magnesia. Det reagerar lätt med utspädda syror och vatten för att bilda motsvarande salter eller magnesiumhydroxid och absorberar koldioxid och fukt från luften. Magnesiumoxid erhållen vid 1200–1600 ° C kallas tung magnesia. Det är syra- och vattentåligt.

Magnesiumoxid används ofta som ett värmebeständigt material. Det kännetecknas av både hög värmeledningsförmåga och goda elektriska isoleringsegenskaper. Därför används denna anslutning vid isolering av radiatorer för lokal uppvärmning.

Lättare grader av magnesia används för att bereda magnesia cement och byggmaterial på dess bas, och också som ett vulkaniseringsmedel i gummiindustrin.

Magnesiumhydroxid Mg (OH) 2 bildar färglösa kristaller. Lösligheten för denna förening är låg (2-10-10 mol / l vid 20 ° C). Det kan omvandlas till lösning genom inverkan av ammoniumsalter:

Mg (OH) 2 + 2NH4Cl \u003d MgCl2 + 2NH3H20

Magnesiumhydroxid är termiskt instabil och sönderdelas vid uppvärmning:

Mg (OH) 2 \u003d MgO + H2O

I industriell skala erhålls magnesiumhydroxid genom kalkutfällning från havsvatten och naturliga saltlösning.

Magnesiumhydroxid är en mild bas som, i form av en vattenlösning (magnesiummjölk), används i stor utsträckning för att minska magsyra. Samtidigt, trots sin mildhet, neutraliserar Mg (OH) 2 syror 1,37 gånger mer än natriumhydroxid NaOH och 2,85 gånger mer än natriumbikarbonat NaHCO3.

Det används också för produktion av magnesiumoxid, sockerraffinering, vattenrening i pannor och som en komponent i tandkräm.

Magnesiumkarbonat MgCO 3 bildar färglösa kristaller. Det förekommer naturligt i vattenfri form (magnesit). Dessutom är magnesiumkarbonatpenta-, tri- och monohydrater kända.

Lösligheten av magnesiumkarbonat i frånvaro av koldioxid är cirka 0,5 mg / l. I närvaro av ett överskott av koldioxid och vatten omvandlas magnesiumkarbonat till lösligt bikarbonat och när kokning sker omvänd process... Karbonat och bikarbonat reagerar med syror för att frigöra koldioxid och bilda motsvarande salter. Vid upphettning sönderdelas magnesiumkarbonat utan att smälta:

MgCOs \u003d MgO + C02

Denna process används för att producera magnesiumoxid. Dessutom är naturligt magnesiumkarbonat ett råmaterial för produktion av metalliskt magnesium och dess föreningar. Det används också som gödningsmedel och för att minska markens surhet.

Löst magnesiumkarbonatpulver hälls mellan de dubbla väggarna i flytande syreförvaring. Denna isolering är billig och pålitlig.

Magnesiumsulfat MgS04 är känt i vattenfritt tillstånd såväl som i form av olika hydrater. Kieserite MgSO 4 H20, epsomit MgSO 4 7H20 och hexahydrat MgSO4 6H20 finns i naturen.

I medicinen används magnesiumsulfatheptahydrat MgSO 4 · 7H20, allmänt känt som engelska eller bittert salt. Denna förening har en laxerande effekt. Med intramuskulär eller intravenös infusion lindrar magnesiumsulfat kramper, minskar vasospasm.

Magnesiumsulfat används i textil- och pappersindustrin som ett färgmedel för färgning, liksom ett viktningsmedel för bomull och siden och ett pappersfyllmedel. Det fungerar som ett råmaterial för produktion av magnesiumoxid.

Magnesiumnitrat Mg (NO 3) 2 är färglösa hygroskopiska kristaller. Löslighet i vatten vid 20 ° C är 73,3 g per 100 g. Hexahydrat kristalliserar ur vattenlösningar. Över 90 ° C torkas det till monohydrat. Därefter delas vatten av med partiell hydrolys och sönderdelning till magnesiumoxid. Denna process används vid syntes av magnesiumoxid med hög renhet. Från magnesiumnitrat erhålls nitrater av andra metaller, liksom olika magnesiumföreningar. Dessutom ingår magnesiumnitrat i komplexa gödningsmedel och pyrotekniska blandningar.

Magnesiumperklorat Mg (ClO4) 2 bildar mycket hygroskopiska färglösa kristaller. Det är lätt lösligt i vatten (99,6 g per 100 g) och organiska lösningsmedel. Hexahydrat kristalliserar från vattenlösningar. Koncentrerade lösningar av magnesiumperklorat i organiska lösningsmedel och dess solvat med reduktionsmedelmolekyler är explosiva.

Delvis hydratiserat magnesiumperklorat, innehållande 2–2,5 vattenmolekyler, marknadsförs under varumärket anhydron. För att erhålla vattenfritt magnesiumperklorat torkas det i vakuum vid 200-300 ° C. Det används som ett gastorkmedel. Det absorberar inte bara vattenångor utan också ammoniak, alkoholångor, aceton och andra polära ämnen.

Magnesiumperklorat används som en acyleringskatalysator för Friedel - Crafts-reaktionen, och också som ett oxidationsmedel vid mikroanalys.

Magnesiumfluorid MgF2 är något lösligt i vatten (0,013 g i 100 g vid 25 ° C). Det förekommer naturligt i form av mineralet selait. Magnesiumfluorid erhålls genom omsättning av magnesiumsulfat eller oxid med fluorvätesyra eller magnesiumklorid med kalium eller ammoniumfluorid.

Magnesiumfluorid är en del av flöden, glas, keramik, emaljer, katalysatorer och blandningar för framställning av konstgjord glimmer och asbest. Dessutom är det ett optiskt material och lasermaterial.

Magnesiumklorid MgCl2 är ett av de mest industriellt viktiga magnesiumsalterna. Dess löslighet är 54,5 g per 100 g vatten vid 20 ° C. Koncentrerade vattenlösningar av magnesiumklorid löser magnesiumoxid. Från de erhållna lösningarna kristalliserar MgCl2 · mMg (OH) 2 · nH20. Dessa föreningar ingår i kompositionen av magnesia-cement.

Magnesiumklorid bildar kristallina hydrater med 1, 2, 4, 6, 8 och 12 vattenmolekyler. Med ökande temperatur minskar antalet kristalliserade vattenmolekyler.

I naturen förekommer magnesiumklorid i form av bischofitmineraler MgCl2 6H20, klormagnesit MgCl2 och även karnallit. Det finns i havsvatten, saltlake från salt sjöar och vissa underjordiska saltlake.

Vattenfri magnesiumklorid används vid framställning av metalliskt magnesium och magnesiumoxid och hexahydrat används för att erhålla magnesiecement. En vattenlösning av magnesiumklorid används som kylmedel och frostskyddsmedel. Det fungerar som ett medel mot isfält av flygfält, järnvägsspår och punkter, samt mot frysning av kol och malm. Träet impregneras med en lösning av magnesiumklorid för att ge det brandbeständighet.

Magnesiumbromid MgBr2 är lättlösligt i vatten (101,5 g per 100 g vid 20 ° C). Från vattenlösningar kristalliserar den från -42,7 till 0,83 ° C i form av dekahydrat, vid högre temperaturer - i form av hexahydrat. Den bildar ett flertal kristallsolvat såsom MgB2 6ROH (R \u003d Me, Et, Pr), MgBr 2 6Me 2 CO, MgBr 2 3Et 2 O, liksom MgBr 2 nNH 3 ( n = 2–6).

Komplexa magnesiumföreningar... I vattenlösningar existerar magnesiumjonen i form av ett vattenkomplex 2+. I ett icke-vattenhaltigt lösningsmedel, såsom flytande ammoniak, bildar magnesiumjonen komplex med lösningsmedelsmolekylerna. Magnesiumsalt solvat kristalliserar vanligtvis från sådana lösningar. Flera halidkomplex av typen MX 4 2– är kända, där X är en halogenidanjon.

Bland de komplexa magnesiumföreningarna är klorofyller, som är modifierade porfyrinkomplex av magnesium, av särskild betydelse. De är viktiga för fotosyntes i gröna växter.

Organomagnesiumföreningar... Många föreningar innehållande metall-kolbindningar har erhållits för magnesium. Särskilt mycket forskning ägnas åt Grignard-reagensen RMgX (X \u003d Cl, Br, I).

Grignardreagens är de viktigaste organometalliska magnesiumföreningarna och är förmodligen de mest använda organometalliska reagensen. Detta beror på deras enkla produktion och syntetiska mångsidighet. Det har fastställts att dessa föreningar i lösning kan innehålla en mängd olika kemiska partiklar i mobil jämvikt.

Grignardreagens framställs vanligen genom att långsamt tillsätta en organisk halogenid till en suspension av magnesiumspån i ett lämpligt lösningsmedel med kraftig omrörning och fullständig frånvaro av luft och fukt. Reaktionen börjar vanligtvis långsamt. Det kan initieras av en liten jodkristall som förstör skyddsskiktet på metallytan.

Grignard-reagens används ofta för syntes av alkoholer, aldehyder, ketoner, karboxylsyror, estrar och amider och är förmodligen de viktigaste reagensen för att skapa kol-kolbindningar, såväl som bindningar mellan kolatomer och andra element (kväve, syre, svavel etc.) etc.).

Föreningar 2 Mg sönderdelas vanligtvis vid upphettning. I kristallint tillstånd har de strukturen av linjära polymerer med överbryggande alkylgrupper. Förening MgMe 2 är en icke-flyktig polymer, stabil upp till ~ 250 ° C, olöslig i kolväten och endast svagt löslig i eter. Förening MgEt 2 och högre homologer liknar mycket MgMe 2, men de sönderdelas vid en lägre temperatur (175-200 ° C) och bildar motsvarande alken och MgH2 genom omvänd reaktion av deras beredning. MgPh 2 liknar dem; den är olöslig i bensen, löser sig i eter med bildningen av det monomera komplexet MgPh2.2Et20 och sönderdelas vid 280 ° C med bildningen av Ph2 och metalliskt magnesium.

Magnesiums biologiska roll.

Gröna blad av växter innehåller klorofyller, som är magnesiuminnehållande porfyrinkomplex involverade i fotosyntes.

Magnesium är också nära involverat i biokemiska processer i djurorganismer. Magnesiumjoner är nödvändiga för initiering av enzymer som ansvarar för omvandlingen av fosfater, för överföring av nervimpulser och för metabolismen av kolhydrater. De är också involverade i muskelsammandragning som initieras av kalciumjoner.

För flera år sedan fann forskare vid University of Minnesota i USA att äggskal är starkare ju mer de innehåller magnesium.

En vuxen kropp som väger 65 kg innehåller cirka 20 g magnesium (huvudsakligen i form av joner). Det mesta är koncentrerat i benen. Den intracellulära vätskan innehåller komplex av magnesium med ATP och ADP.

Det dagliga behovet av detta element är 0,35 g. Med en monoton diet, brist på gröna grönsaker och frukter, liksom alkoholism, uppstår ofta magnesiumbrist. Aprikoser, persikor och blomkål innehåller särskilt mycket magnesium. Det finns också i vanlig kål, potatis, tomater.

Statistik säger att invånare i områden med ett varmare klimat har spasmer i blodkärl mindre ofta än nordlänningar. Man tror att anledningen till detta är matvanor i kalla områden. De äter färre frukter och grönsaker, vilket innebär att de får mindre magnesium.

Studier av franska biologer har visat att trötta människor har mindre magnesium i blodet än de som har vilat. Man tror att en diet rik på magnesium bör hjälpa läkare i kampen mot en så allvarlig sjukdom som överansträngning.

Elena Savinkina

DEFINITION

Magnesium - det tolfte elementet i det periodiska systemet. Beteckning - Mg från latin "magnesium". Beläget i den tredje perioden, IIA-gruppen. Avser metaller. Kärnkraftsavgiften är 12.

Magnesium är rikligt i naturen. Det förekommer i stora mängder som magnesiumkarbonat och bildar mineralerna magnesit MgCO3 och dolomit MgCO 3 × CaCO3. Magnesiumsulfat och klorid är en del av mineralerna KCl × MgSO 4 × 3H 2 O kainit och KCl × MgCl 2 × 6 H 2 O karnallit. Mg 2+ -jonen finns i havsvatten och ger den en bitter smak. Den totala mängden magnesium i jordskorpan är cirka 2% (massa.).

Som ett enkelt ämne är magnesium en silvervit (fig. 1), en mycket lätt metall. I luften förändras den lite, eftersom den snabbt täcks av ett tunt lager oxid, som skyddar den från ytterligare oxidation.

Figur: 1. Magnesium. Utseende.

Atom- och molekylvikt av magnesium

Den relativa molekylvikten för ett ämne (Mr) är ett tal som visar hur många gånger massan av en given molekyl är större än 1/12 av massan av en kolatom, och den relativa atommassan för ett element (Ar) är hur många gånger den genomsnittliga massan av atomer för ett kemiskt element är mer än 1/12 massa av en kolatom.

Eftersom magnesium i fritt tillstånd existerar i form av monatomiska Mg-molekyler sammanfaller värdena för dess atom- och molekylvikter. De är lika med 24.304.

Magnesiumisotoper

Det är känt att magnesium i naturen kan hittas i form av tre stabila isotoper 24 mg (23,99%), 25 mg (24,99%) och 26 mg (25,98%). Deras massnummer är 24, 25 respektive 26. Kärnan i magnesiumisotopen 24 Mg innehåller tolv protoner och tolv neutroner, och isotoperna 25 Mg och 26 Mg har samma antal protoner, tretton respektive fjorton neutroner.

Det finns konstgjorda isotoper av magnesium med massnummer från 5 till 23 och från 27 till 40.

Magnesiumjoner

På den yttre energinivån för magnesiumatomen finns det två elektroner, vilka är valens:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2.

Som ett resultat av kemisk interaktion donerar manier sina valenselektroner, dvs. är deras givare och förvandlas till en positivt laddad jon:

Mg 0 -2e → Mg 2+.

Molekyl och atom av magnesium

I ett fritt tillstånd existerar magnesium i form av monatomiska Mg-molekyler. Här är några av de egenskaper som kännetecknar magnesiumatomen och molekylen:

Magnesiumlegeringar

Det huvudsakliga användningsområdet för metalliskt magnesium är tillverkningen av olika lätta legeringar på grundval. Tillsatsen av små mängder av andra metaller till magnesium förändrar dramatiskt dess mekaniska egenskaper, vilket ger legeringen betydande hårdhet, hållfasthet och korrosionsbeständighet.

Legeringar som kallas elektroner har särskilt värdefulla egenskaper. De tillhör tre system: Mg-Al-Zn, Mg-Mn och Mg-Zn-Zr. De mest använda legeringarna i Mg-Al-Zn-systemet, som innehåller från 3 till 10% aluminium och från 0,2 till 3% zink. Fördelen med magnesiumlegeringar är deras låga densitet (ca 1,8 g / cm ^).

Exempel på problemlösning

EXEMPEL 1

Grupp IIA innehåller endast metaller - Be (beryllium), Mg (magnesium), Ca (kalcium), Sr (strontium), Ba (barium) och Ra (radium). De kemiska egenskaperna hos den första representanten för denna grupp - beryllium - skiljer sig mest från de kemiska egenskaperna hos resten av elementen i denna grupp. Dess kemiska egenskaper liknar på många sätt aluminium mer än andra metaller i grupp IIA (den så kallade "diagonala likheten"). Magnesium, å andra sidan, skiljer sig också markant från Ca, Sr, Ba och Ra i kemiska egenskaper, men har fortfarande mycket mer liknande kemiska egenskaper med sig än med beryllium. På grund av den betydande likheten i de kemiska egenskaperna hos kalcium, strontium, barium och radium kombineras de i en familj, kallad alkalisk jord metaller.

Alla delar av IIA-gruppen tillhör s-element, dvs. innehåller alla valenselektroner på s-undernivå. Således har den elektroniska konfigurationen av det yttre elektronskiktet av alla kemiska element i en given grupp formen ns 2 var n - nummer för perioden under vilken elementet är beläget.

På grund av särdragen i den elektroniska strukturen hos grupp IIA-metaller, kan dessa grundämnen, förutom noll, endast ha ett enda oxidationstillstånd lika med +2. Enkla ämnen bildade av elementen i grupp IIA, med deltagande i alla kemiska reaktioner, kan endast oxideras, d.v.s. donera elektroner:

Ме 0 - 2e - → Ме +2

Kalcium, strontium, barium och radium är extremt reaktiva. De enkla ämnena som bildas av dem är mycket starka reduktionsmedel. Magnesium är också ett kraftfullt reduktionsmedel. Den reducerande aktiviteten hos metaller följer de allmänna lagarna i D.I.s periodiska lag. Mendeleev och ökar ner i undergruppen.

Interaktion med enkla ämnen

med syre

Utan upphettning reagerar beryllium och magnesium varken med atmosfäriskt syre eller med rent syre på grund av att de är täckta med tunna skyddsfilmer som består av respektive BeO- och MgO-oxider. Deras lagring kräver inga speciella metoder för skydd mot luft och fukt, i motsats till jordalkalimetaller, som lagras under ett lager av en vätska som är inert mot dem, oftast fotogen.

Var, Mg, Ca, Sr när man bränner i syreformoxider av kompositionen MeO och Ba - en blandning av bariumoxid (BaO) och bariumperoxid (BaO 2):

2Mg + 02 \u003d 2MgO

2Ca + 02 \u003d 2CaO

2Ba + O2 \u003d 2BaO

Ba + O 2 \u003d BaO 2

Det bör noteras att under förbränningen av jordalkalimetaller och magnesium i luft sker reaktionen av dessa metaller med atmosfäriskt kväve också som en bieffekt, vilket resulterar i att, förutom metallföreningar med syre, även nitrider med den allmänna formeln Me 3 N2 bildas.

med halogener

Beryllium reagerar med halogener endast vid höga temperaturer, och resten av IIA-gruppen metaller - redan vid rumstemperatur:

Mg + I 2 \u003d MgI 2 - magnesiumjodid

Ca + Br 2 \u003d CaBr 2 - kalciumbromid

Ba + Cl2 \u003d BaCl2 - bariumklorid

med icke-metaller från IV-VI-grupper

Alla metaller i grupp IIA reagerar vid upphettning med alla icke-metaller från IV-VI-grupper, men beroende på metallens position i gruppen, liksom aktiviteten hos icke-metaller, krävs en annan uppvärmningsgrad. Eftersom beryllium är det mest kemiskt inerta bland alla IIA-metaller, är det nödvändigt att göra betydligt när man utför sina reaktioner med icke-metaller. handla omhögre temperatur.

Det bör noteras att reaktionen mellan metaller och kol kan bilda karbider av olika natur. Skillnad mellan karbider som tillhör metanider och villkorligt betraktade derivat av metan, där alla väteatomer ersätts med metall. De, liksom metan, innehåller kol i oxidationstillståndet -4, och under deras hydrolys eller interaktion med icke-oxiderande syror är en av produkterna metan. Det finns också en annan typ av karbider - acetylenider, som innehåller C2 2- jonen, som faktiskt är ett fragment av acetylenmolekylen. Karbider av acetylenidtyp vid hydrolys eller interaktion med icke-oxiderande syror bildar acetylen som en av reaktionsprodukterna. Vilken typ av karbid - metanid eller acetylenid - som erhålls genom växelverkan mellan en viss metall och kol beror på storleken på metallkatjonen. Med metalljoner med en liten radie bildas metanider som regel med joner av större storlek, acetylenider. När det gäller metaller från den andra gruppen erhålls metanid genom växelverkan mellan beryllium och kol:

Resten av II A-metallerna bildar acetylenider med kol:

Grupp IIA-metaller bildar silikider med kisel - föreningar av typen Me 2 Si, med kväve - nitrider (Me 3 N 2), fosfor - fosfider (Me 3 P 2):

med väte

Alla jordalkalimetaller reagerar med väte vid upphettning. För att magnesium ska kunna reagera med väte är det inte tillräckligt med uppvärmning, som i fallet med jordalkalimetaller, förutom hög temperatur krävs också ett ökat väte-tryck. Beryllium reagerar inte med väte under några förhållanden.

Interaktion med komplexa ämnen

med vatten

Alla jordalkalimetaller reagerar aktivt med vatten för att bilda alkalier (lösliga metallhydroxider) och väte. Magnesium reagerar endast med vatten vid kokning på grund av att den skyddande oxidfilmen av MgO löses upp i vatten vid upphettning. När det gäller beryllium är den skyddande oxidfilmen mycket resistent: vatten reagerar inte med den varken under kokning eller till och med vid röd värme:

med icke-oxiderande syror

Alla metaller i huvudundergruppen i grupp II reagerar med icke-oxiderande syror, eftersom de är i aktivitetslinjen till vänster om väte. Detta bildar saltet av motsvarande syra och väte. Exempel på reaktioner:

Var + H2SO4 (dil.) \u003d BeSO4 + H2

Mg + 2HBr \u003d MgBr2 + H2

Ca + 2CH3COOH \u003d (CH3COO) 2 Ca + H2

med oxiderande syror

- utspädd salpetersyra

Alla metaller i grupp IIA reagerar med utspädd salpetersyra. I detta fall är reduktionsprodukterna istället för väte (som i fallet med icke-oxiderande syror) kväveoxider, huvudsakligen kväveoxid (I) (N20), och i fallet med högt utspädd salpetersyra, ammoniumnitrat (NH4NO3):

4Ca + 10HNO 3 ( krossade .) \u003d 4Ca (NO3) 2 + N20 + 5H20

4 mg + 10 HNO 3 (dåligt trasig) \u003d 4Mg (NO3) 2 + NH4NO3 + 3H20

- koncentrerad salpetersyra

Koncentrerad salpetersyra passiverar beryllium vid vanliga (eller låga) temperaturer, dvs. reagerar inte med det. Vid kokning är reaktionen möjlig och fortsätter huvudsakligen i enlighet med ekvationen:

Magnesium och jordalkalimetaller reagerar med koncentrerad salpetersyra för att bilda ett brett spektrum av olika kvävedämpande produkter.

- koncentrerad svavelsyra

Beryllium passiveras med koncentrerad svavelsyra, dvs. reagerar inte med det under normala förhållanden, men reaktionen fortsätter under kokning och leder till bildandet av berylliumsulfat, svaveldioxid och vatten:

Var + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Barium passiveras också av koncentrerad svavelsyra på grund av bildandet av olösligt bariumsulfat, men reagerar med det vid upphettning; bariumsulfat upplöses vid upphettning i koncentrerad svavelsyra på grund av dess omvandling till bariumvätesulfat.

Resten av metallerna i huvud IIA-gruppen reagerar med koncentrerad svavelsyra under alla förhållanden, inklusive kyla. Reduktion av svavel kan uppstå till SO2, H2S och S, beroende på metallens aktivitet, reaktionstemperatur och syrakoncentration:

Mg + H2SO4 ( slutet .) \u003d MgS04 + S02 + H20

3Mg + 4H2SO4 ( slutet .) \u003d 3MgS04 + S ^ + 4H20

4Ca + 5H 2 SO 4 ( slutet .) \u003d 4CaS04 + H2S + 4H20

med alkalier

Magnesium och jordalkalimetaller interagerar inte med alkalier, och beryllium reagerar lätt både med alkalilösningar och med vattenfria alkalier under fusion. I detta fall, när reaktionen utförs i en vattenlösning, deltar också vatten i reaktionen, och produkterna är tetrahydroxoberyllater av alkali- eller jordalkalimetaller och gasformigt väte:

Var + 2KOH + 2H20 \u003d H2 + K2 - kaliumtetrahydroxoberyllat

När man utför en reaktion med en fast alkali under fusion bildas beryllater av alkali- eller jordalkalimetaller och väte

Var + 2KOH \u003d H 2 + K 2 BeO 2 - kaliumberyllat

med oxider

Jordalkalimetaller, liksom magnesium, kan minska mindre aktiva metaller och vissa icke-metaller från deras oxider vid upphettning, till exempel:

Metoden för att reducera metaller från deras oxider med magnesium kallas magnesiumvärme.