Magnez

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Przejdź do nawigacji Przejdź do wyszukiwania
Magnez
sód ← magnez → glin
Wygląd
srebrzystobiały
Magnez
Widmo emisyjne magnezu
Widmo emisyjne magnezu
Ogólne informacje
Nazwa, symbol, l.a.

magnez, Mg, 12
(łac. magnesium)

Grupa, okres, blok

2, 3, s

Stopień utlenienia

II

Właściwości metaliczne

metal ziem alkalicznych

Właściwości tlenków

silnie zasadowe

Masa atomowa

24,305 ± 0,002[a][4]

Stan skupienia

stały

Gęstość

1738 kg/m³

Temperatura topnienia

650 °C[1]

Temperatura wrzenia

1090 °C[1]

Numer CAS

7439-95-4

PubChem

5462224

Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa)
Multimedia w Wikimedia Commons
Hasło w Wikisłowniku

Magnez (Mg, łac. magnesium) – pierwiastek chemiczny, metal ziem alkalicznych (druga grupa główna układu okresowego). Ma trzy stabilne izotopy: 24
Mg, 25
Mg oraz 26
Mg.

Magnez po raz pierwszy został uznany za pierwiastek przez Josepha Blacka (1755), zaś wyodrębniony w formie czystej w 1808 roku przez Humphry’ego Davy’ego[6], który nadał mu łacińską nazwę[7]. Polską nazwę zaproponował Filip Neriusz Walter.

Występowanie[edytuj | edytuj kod]

Magnez jest jednym z najpospolitszych pierwiastków, występuje w skorupie ziemskiej w ilości 2,74% pod postacią minerałów: dolomitu, magnezytu, kizerytu, biszofitu, karnalitu, kainitu i szenitu. W wodzie morskiej występuje w ilości około 0,12%, w postaci roztworu soli Mg2+
. Nie występuje w postaci pierwiastkowej.

Otrzymywanie[edytuj | edytuj kod]

Kryształy magnezu otrzymane w procesie Pidgeon

Magnez można otrzymać poprzez redukcję tlenku magnezu lub metodami elektrochemicznymi[8][9]. Do elektrolizy stosuje się stopione sole: karnalit lub chlorek magnezu z topnikami, np. fluorytem lub mieszaniną NaCl i CaCl
2[9][10]. W metodach termicznych jako reduktory stosuje się węgiel lub karbid w temperaturze ok. 2000 °C[8][9][10][11]:

MgO + C ⇌ Mg + CO↑

lub krzem w reakcji z tlenkami magnezu i wapnia pochodzącymi z wyprażenia dolomitu (w metodzie tej uzyskuje się magnez o dużej czystości)[8]:

2(CaO·MgO) + Si → Ca
2SiO
4 + 2Mg

Zamiast czystego krzemu stosuje się także żelazokrzem[9]. W celu ochrony przed ponownym utlenieniem proces prowadzi się w próżni lub atmosferze wodoru lub gazu ziemnego[8][10][11].

Związki[edytuj | edytuj kod]

Najważniejszymi związkami magnezu są tlenek, wodorotlenek oraz sole. Roztwory wodne, w których występuje duże stężenie jonów Mg2+
, mają gorzki smak.

Siarczan magnezu, tzw. sól gorzka, znajduje zastosowanie jako środek przeczyszczający, a w formie bezwodnej – jako środek suszący.

Właściwości fizyczne i chemiczne[edytuj | edytuj kod]

Magnez jest srebrzystobiałym metalem, który staje się kowalny w wysokiej temperaturze, dość łatwo utlenia się na powietrzu, ale podobnie jak w przypadku glinu, proces korozji jest hamowany przez pasywację. W przeciwieństwie do glinu (PBR = 1,28) magnez ma jednak niekorzystny współczynnik Pillinga i Bedwortha (PBR = 0,80)[12], w efekcie powłoka pasywacyjna jest mniej skuteczna.

Pasywacji ulega także w stężonym (98%) kwasie siarkowym (doniesiono jednak o opornym rozpuszczaniu się magnezu w stęż. H
2SO
4 (Bunsen), z wydzielaniem SO
2 (Liebig) lub H
2S i S (A. Ditte)) i wobec par jodu (brak reakcji do temp. 600 °C)[13]. Pasywacyjna warstwa trudnorozpuszczalnego fluorku magnezu chroni go też przed działaniem kwasu fluorowodorowego[10].

Powoli reaguje z gorącą wodą (> 70 °C), tworząc wodorotlenek magnezu. Jest całkowicie odporny na działanie alkaliów, natomiast energicznie reaguje z kwasami z wytworzeniem odpowiednich soli i wydzieleniem wodoru[10]. W analizie jakościowej kationy Mg2+
 należą do V grupy.

Jest substancją palną, temperatura zapłonu wynosi ok. 760 °C[14]. Pył magnezowy jest piroforyczny, jego temperatura samozapłonu wynosi ok. 470 °C[15]. Magnez w powietrzu spala się oślepiającym białym płomieniem o temperaturze 3000–3100 °C[16]. Produktem głównym jest tlenek, któremu towarzyszy azotek magnezu[8][14]:

2Mg + O
2 → 2MgO
3Mg + N
2 → Mg
3N
2

Spalanie podtrzymywane jest także w atmosferze pary wodnej i dwutlenku węgla[8]:

Mg + H
2O → MgO + H
2
2Mg + CO
2 → 2MgO + C (sadza)

Magnez rozpuszcza się po podgrzaniu w metanolu i etanolu z wytworzeniem odpowiednich alkoholanów. Reakcje te inicjowane są przez jod, a inhibowane przez wodę w ilości powyżej 1%. Wykorzystywane są do otrzymywania alkoholanów oraz do uzyskiwania tzw. absolutnego etanolu, tj. produktu o bardzo niskiej zawartości wody[17]:

2ROH + Mg → Mg(OR)
2 + H
2↑

Magnez reaguje też z halogenkami organicznymi z wytworzeniem związków Grignarda[18]:

R-X + Mg → R-Mg-X (X = Cl, Br, I)

Zastosowanie[edytuj | edytuj kod]

Magnez metaliczny wykorzystuje się w chemii organicznej do otrzymywania związków Grignarda, oraz w postaci prętów do ochrony przed korozją pojemnościowych podgrzewaczy wody, wykonanych ze stali (anoda magnezowa montowana wewnątrz zbiornika).

Stopy magnezu są wykorzystywane w przemyśle lotniczym i kosmicznym, tam gdzie stopy tytanu i glinu są za ciężkie. Stopy magnezu z litem mają jedną z najniższych gęstości i korzystny stosunek wytrzymałości mechanicznej do masy. W podobnych zastosowaniach wykorzystywane są także magnale (stopy glinu z magnezem) oraz elektrony (stopy magnezu, glinu, cynku, manganu i krzemu)[19].

Ze stopów magnezowych wykonuje się obudowy niektórych urządzeń elektronicznych i precyzyjnych, np. obudowy notebooków, kamer filmowych i video oraz aparatów fotograficznych.

Znaczenie biologiczne[edytuj | edytuj kod]

Magnez wchodzi w skład chlorofilu. Jony magnezu odgrywają rolę w utrzymywaniu ciśnienia osmotycznego krwi i innych tkanek, oraz utrzymywaniu właściwej struktury rybosomów. Jest składnikiem kości, obniża stopień uwodnienia koloidów komórkowych, uczestniczy w przekazywaniu sygnałów w układzie nerwowym.

Objawy niedoboru magnezu u roślin: więdnięcie, chloroza liści, zahamowanie fotosyntezy.

Objawy niedoboru u człowieka[edytuj | edytuj kod]

Zapotrzebowanie na magnez u osób dorosłych wynosi 300–400 mg na dobę i, chociaż w naturalnym środowisku bogato występuje w spożywanych przez człowieka pokarmach, jest go coraz mniej w wyniku nawożenia chemicznego gleby związkami zawierającymi potas oraz stosowania nadmiernej ilości konserwantów. Inne przyczyny niedoboru magnezu to: nadużywanie alkoholu[20][21][22], stosowanie hormonalnych środków antykoncepcyjnych, stres, spożywanie dużych ilości tłuszczów, niewydolność nerek.

Magnez bierze udział w licznych procesach zachodzących w organizmie, a zakres objawów jego niedoboru jest szeroki.

  • zwiększenie pobudliwości nerwowo-mięśniowej oraz osłabienia i nieprawidłowości pracy serca, czego efektem są:
    • drgania jednej z powiek, czy też częściowo górnych warg

Suplementacja magnezem może mieć wiele korzystnych skutków dla zdrowia w tych schorzeniach i objawach[23].

Magnez a depresja[edytuj | edytuj kod]

Przypuszczalnie niedobór magnezu w diecie może prowadzić do depresji[24][25]. Poziom tego pierwiastka był istotnie mniejszy w płynie mózgowo-rdzeniowym osób z lekooporną depresją grożącą samobójstwem oraz pobranym od osób, które popełniły samobójstwo. Poziom magnezu w mózgu nie jest skorelowany bezpośrednio z jego poziomem w surowicy krwi. Jego nieinwazyjny pomiar w mózgu jest możliwy przy użyciu spektroskopii rezonansu magnetycznego 31P in vivo, gdyż przesunięcia chemiczne sygnałów atomu fosforu β nukleozydotrifosforanów można skorelować ze stężeniem wolnych jonów Mg2+
[26]. Zawartość magnezu w mózgu osób z lekooporną depresją była istotnie mniejsza niż u osób zdrowych[27]. Metoda pomiaru poziomu magnezu w mózgu in vivo metodą MRI opublikowana została w roku 2008[26][28] i wymaga potwierdzenia w badaniach klinicznych[27].

Chlorek magnezu u osób z cukrzycą typu II i niedoborem magnezu już w niewielkich dawkach był tak skuteczny w leczeniu objawów depresyjnych, jak silny lek przeciwdepresyjny – imipramina[29]. Opisywano przypadki, w których suplementacja rozpuszczalną formą magnezu (4 × 125–300 mg jonów Mg2+
 dziennie) nawet w ciągu mniej niż 7 dni zniosła objawy kliniczne depresji[30]. Z niektórych badań wynika, że skuteczna terapia farmakologicznymi środkami przeciwdepresyjnymi przebiega ze wzrostem poziomu magnezu w organizmie[31].

Przedawkowanie[edytuj | edytuj kod]

Nadmiar magnezu z organizmu jest usuwany przez nerki. Istnieje pewna możliwość przedawkowania preparatów magnezu. Ryzyko to dotyczy szczególnie pacjentów starszych, ze znacznie upośledzoną funkcją nerek. Możliwe objawy obejmują niedociśnienie, spowolnienie akcji serca – bradykardia, niewydolność oddechowa, osłabienie odruchów – hiporefleksja, opisano śmierć osoby w podeszłym wieku po przyjęciu bardzo dużej ilości związków magnezu w celu ułatwienia wypróżnienia[32].

Magazynowanie[edytuj | edytuj kod]

Ponad połowa magnezu znajduje się w kościach, jedna czwarta w mięśniach szkieletowych, jedna czwarta rozmieszczona jest w całym organizmie, przeważnie w układzie nerwowym i w narządach o dużej aktywności metabolicznej, jak: mięsień sercowy, wątroba, przewód pokarmowy, nerki, gruczoły wydzielania wewnętrznego i zewnętrznego, układ hemolimfatyczny.

Źródła magnezu w pożywieniu[edytuj | edytuj kod]

Poniżej przedstawiono zawartość magnezu w 100 g poszczególnych produktów. O ile nie napisano inaczej, zawartość magnezu odnosi się do produktów w stanie surowym lub suchych nasion[33][34]:

Łatwo rozpuszczalne związki magnezu (mleczan, wodoroasparaginian, chlorek, siarczan, cytrynian, glicynian, pidolinian), jak i nierozpuszczalne (węglan, tlenek, wodorotlenek) wchodzą w skład wielu suplementów diety. Poszczególne związki różnią się znacznie ilością zawartego w nich jonu Mg2+
 (kilka – kilkanaście procent), dlatego do porównywania dawkowania preparatów brana jest pod uwagę zawartość samego jonu Mg2+
. Preparaty związków łatwo rozpuszczalnych mają lepszą biodostępność, są jednak droższe. Niewielką dostępność związków nierozpuszczalnych można poprawić poprzez przygotowanie ich zawiesiny w wodzie (np. w postaci tabletek musujących, które jednak zawierają istotną ilość sodu)[37]. Dodatek witaminy B6 potęguje działanie preparatów magnezu.

Źródłem magnezu w diecie może być wschodnioazjatycka przyprawa nigari, w której ok. 95% stanowi MgCl
2·6H
2O.

Uwagi[edytuj | edytuj kod]

  1. ↑ Podana wartość stanowi przybliżoną standardową względną masę atomową (ang. abridged standard atomic weight) publikowaną wraz ze standardową względną masą atomową, która wynosi [24,304; 24,307]. Z uwagi na zmienność abundancji izotopów pierwiastka w naturze, wartości w nawiasach klamrowych stanowią zakres wartości względnej masy atomowej dla naturalnych źródeł tego pierwiastka.

Przypisy[edytuj | edytuj kod]

  1. ↑ a b David R. Lide (red.), CRC Handbook of Chemistry and Physics, wyd. 90, Boca Raton: CRC Press, 2009, s. 4-21, ISBN 978-1-4200-9084-0 (ang.).
  2. ↑ magnesium (ang.) w wykazie klasyfikacji i oznakowania Europejskiej Agencji Chemikaliów. [dostęp 2015-04-10].
  3. ↑ Magnesium (nr 254118) (ang.) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck KGaA) na obszar Stanów Zjednoczonych. [dostęp 2011-10-02]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
  4. ↑ Thomas Prohaska i inni, Standard atomic weights of the elements 2021 (IUPAC Technical Report), „Pure and Applied Chemistry”, 94 (5), 2021, s. 573–600, DOI: 10.1515/pac-2019-0603 (ang.).
  5. ↑ Magnez (nr 254118) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck KGaA) na obszar Polski. [dostęp 2011-10-02]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
  6. ↑ Ignacy Eichstaedt: Księga pierwiastków. Warszawa: Wiedza Powszechna, 1973, s. 139–140. OCLC 839118859.
  7. ↑ Andrew Ede, The Chemical Element: A Historical Perspective, Greenwood Publishing Group, 2006, ISBN 978-0-313-33304-0 [dostęp 2019-05-05] (ang.).
  8. ↑ a b c d e f Stanisław Tołłoczko, Wiktor Kemula: Chemia nieorganiczna z zasadami chemii ogólnej. Warszawa: PWN, 1954, s. 405–406.
  9. ↑ a b c d Encyklopedia techniki CHEMIA. Warszawa: WNT, 1965.
  10. ↑ a b c d e Adam Bielański: Chemia ogólna i nieorganiczna. Warszawa: PWN, 1981, s. 516–518. ISBN 83-01-02626-X.
  11. ↑ a b Mały słownik chemiczny. Jerzy Chodkowski (red.). Wyd. V. Warszawa: Wiedza Powszechna, 1976.
  12. ↑ Laurel M. Sheppard, Using „corrosion” to make ceramics, „Chemical Innovation”, 31 (11), 2001, s. 23–30 (ang.).
  13. ↑ Leon. McCulloch, Reactions of magnesium and aluminum with iodine and with concentrated sulfuric acid., „Journal of Chemical Education”, 24 (5), 1947, s. 240, DOI: 10.1021/ed024p240 [dostęp 2021-12-12] (ang.).
  14. ↑ a b Adam Bielański: Podstawy chemii nieorganicznej. Wyd. 5. Warszawa: PWN, 2002, s. 797–798. ISBN 83-01-13654-5.
  15. ↑ Magnesium (powder). W: International Chemical Safety Cards [on-line]. International Programme on Chemical Safety. [dostęp 2014-08-10].
  16. ↑ Edward L. Dreizin, Charles H. Berman, Edward P. Vicenzi, Condensed-phase modifications in magnesium particle combustion in air, „Combustion and Flame”, 122 (1–2), 2000, s. 30–42, DOI: 10.1016/S0010-2180(00)00101-2 [dostęp 2021-12-12] (ang.).
  17. ↑ Arthur I. Vogel: Preparatyka Organiczna. Warszawa: Wydawnictwa Naukowo-Techniczne, 1964, s. 168–171.
  18. ↑ J.D. Roberts, M.C. Caserio: Chemia organiczna. Warszawa: PWN, 1969, s. 360–363.
  19. ↑ Struktury stopów metali lekkich (Al, Mg i Ti). [dostęp 2016-03-08]. [zarchiwizowane z tego adresu (2012-01-03)].
  20. ↑ K. Laitinen, R. Tähtelä, M. Välimäki, The dose-dependency of alcohol-induced hypoparathyroidism, hypercalciuria, and hypermagnesuria, „Bone and Mineral”, 19 (1), 1992, s. 75–83, DOI: 10.1016/0169-6009(92)90845-5, PMID: 1422307 [dostęp 2021-12-12] (ang.).
  21. ↑ L.J. Chandler i inni, Magnesium and zinc potentiate ethanol inhibition of N-methyl-D-aspartate-stimulated nitric oxide synthase in cortical neurons, „The Journal of Pharmacology and Experimental Therapeutics”, 271 (1), 1994, s. 67–75, PMID: 7525932 [dostęp 2021-12-12] (ang.).
  22. ↑ T.D. Murray, A. Berger, Alcohol withdrawal, „Virginia medical quarterly: VMQ”, 124 (3), 1997, s. 184–187, 189, PMID: 9227048 [dostęp 2021-12-12].
  23. ↑ Mary P. Guerrera, Stella Lucia Volpe, Jun James Mao, Therapeutic uses of magnesium, „American Family Physician”, 80 (2), 2009, s. 157–162, PMID: 19621856 [dostęp 2021-12-12] (ang.).
  24. ↑ Felice N. Jacka i inni, Association between magnesium intake and depression and anxiety in community-dwelling adults: the Hordaland Health Study, „The Australian and New Zealand Journal of Psychiatry”, 43 (1), 2009, s. 45–52, DOI: 10.1080/00048670802534408, PMID: 19085527 [dostęp 2021-12-12] (ang.).
  25. ↑ Kathleen Wilson, Vlasios Brakoulias, Magnesium intake and depression, „The Australian and New Zealand Journal of Psychiatry”, 43 (6), 2009, s. 580, DOI: 10.1080/00048670902873748, PMID: 19452662 [dostęp 2021-12-12] (ang.).
  26. ↑ a b Dan V. Iosifescu i inni, Brain bioenergetics and response to triiodothyronine augmentation in major depressive disorder, „Biological Psychiatry”, 63 (12), 2008, s. 1127–1134, DOI: 10.1016/j.biopsych.2007.11.020, PMID: 18206856 [dostęp 2021-12-12] (ang.).
  27. ↑ a b George A. Eby, Karen L. Eby, Magnesium for treatment-resistant depression: a review and hypothesis, „Medical Hypotheses”, 74 (4), 2010, s. 649–660, DOI: 10.1016/j.mehy.2009.10.051, PMID: 19944540 [dostęp 2021-12-12] (ang.).
  28. ↑ Stefano Iotti, Emil Malucelli, In vivo assessment of Mg2+ in human brain and skeletal muscle by 31P-MRS, „Magnesium Research”, 21 (3), 2008, s. 157–162, DOI: 10.1684/mrh.2008.0142, PMID: 19009818 [dostęp 2021-12-12] (ang.).
  29. ↑ Lazaro Barragán-Rodríguez, Martha Rodríguez-Morán, Fernando Guerrero-Romero, Efficacy and safety of oral magnesium supplementation in the treatment of depression in the elderly with type 2 diabetes: a randomized, equivalent trial, „Magnesium Research”, 21 (4), 2008, s. 218–223, DOI: 10.1684/mrh.2008.0149, PMID: 19271419 [dostęp 2021-12-12] (ang.).
  30. ↑ George A. Eby, Karen L. Eby, Rapid recovery from major depression using magnesium treatment, „Medical Hypotheses”, 67 (2), 2006, s. 362–370, DOI: 10.1016/j.mehy.2006.01.047, PMID: 16542786 [dostęp 2021-12-12] (ang.).
  31. ↑ Mihai Nechifor, Magnesium in major depression, „Magnesium Research”, 22 (3), 2009, 163S–166S, DOI: 10.1684/mrh.2009.0177, PMID: 19780403 [dostęp 2021-12-12] (ang.).
  32. ↑ Sachiko Onishi, Shunpei Yoshino, Cathartic-induced fatal hypermagnesemia in the elderly, „Internal Medicine (Tokyo, Japan)”, 45 (4), 2006, s. 207–210, DOI: 10.2169/internalmedicine.45.1482, PMID: 16543690 [dostęp 2021-12-12] (ang.).
  33. ↑ Magnez wzmacnia mięśnie i koi nerwy – bezsenność, czekolada, magnez, mięśnie, nerwy, Poradnik Zdrowie.
  34. ↑ 30 najlepszych źródeł magnezu, Salaterka [dostęp 2019-12-29] (pol.).
  35. ↑ Orzechy laskowe: właściwości, jak kupować i przechowywać?, Beszamel [dostęp 2019-10-17] (pol.).
  36. ↑ Orzechy włoskie – właściwości i zastosowanie w diecie, Bakalland [dostęp 2019-10-17] (pol.).
  37. ↑ Roswitha Siener, Andrea Jahnen, Albrecht Hesse, Bioavailability of magnesium from different pharmaceutical formulations, „Urological Research”, 39 (2), 2011, s. 123–127, DOI: 10.1007/s00240-010-0309-y, PMID: 20862466 [dostęp 2021-12-12] (ang.).

Bibliografia[edytuj | edytuj kod]

p • d • e
Układ okresowy pierwiastków
1 2   3[i] 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 H   He
2 Li Be   B C N O F Ne
3 Na Mg   Al Si P S Cl Ar
4 K Ca   Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr   Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba   La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra   Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
8 Uue Ubn ✱  
  ✱ Ubu Ubb Ubt Ubq Ubp Ubh Ubs ...[ii]  
Metale alkaliczne Metale ziem
alkalicznych 		Lantanowce Aktynowce Metale przejściowe Metale Półmetale Niemetale Halogeny Gazy szlachetne Właściwości
nieznane
  1. ↑ Alternatywnie do skandowców zalicza się często nie lutet i lorens, lecz lantan, aktyn oraz hipotetyczny unbiun.
  2. ↑ Budowa 8. okresu jest przedmiotem badań teoretycznych i dokładne umiejscowienie pierwiastków tego okresu w ramach układu okresowego jest niepewne.
Źródło: „https://pl.wikipedia.org/w/index.php?title=Magnez&oldid=67835194”