Magnez

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Przejdź do nawigacji Przejdź do wyszukiwania
Ten artykuł dotyczy pierwiastka chemicznego. Zobacz też: magnes.
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 24,304–24,307 u[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[5]
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa)
Commons Multimedia w Wikimedia Commons
Wikisłownik 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[7], który nadał mu łacińską nazwę[8]. Polską nazwę jako pierwszy 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[9][10]. Do elektrolizy stosuje się stopione sole: karnalit lub chlorek magnezu z topnikami, np. fluorytem lub mieszaniną NaCl i CaCl
2[10][11]. W metodach termicznych jako reduktory stosuje się węgiel lub karbid w temperaturze ok. 2000 °C[9][10][11][12]:

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)[9]:

2(CaO•MgO) + Si → Ca
2SiO
4 + 2Mg

Zamiast czystego krzemu stosuje się także żelazokrzem[10]. W celu ochrony przed ponownym utlenieniem proces prowadzi się w próżni lub atmosferze wodoru lub gazu ziemnego[9][11][12].

Związki[edytuj | edytuj kod]

Najważniejszymi związkami magnezu są tlenek magnezu, wodorotlenek magnezu 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)[13], w efekcie czego 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)[14]. Pasywacyjna warstwa trudnorozpuszczalnego fluorku magnezu chroni go też przed działaniem kwasu fluorowodorowego[11].

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[11]. Kationy Mg2+
 należą do V grupy kationów.

Jest substancją palną, temperatura zapłonu wynosi ok. 760 °C[15]. Pył magnezowy jest piroforyczny, jego temperatura samozapłonu wynosi ok. 470 °C[16]. Magnez w powietrzu spala się oślepiającym białym płomieniem o temperaturze 3000–3100 °C[17]. Produktem głównym jest tlenek magnezu, któremu towarzyszy azotek magnezu[9][15]:

2Mg + O
2 → 2MgO
3Mg + N
2 → Mg
3N
2

Spalanie podtrzymywane jest także w atmosferze pary wodnej i dwutlenku węgla[9]:

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 magnezu. Reakcje te inicjowane są przez jod, a inhibowane przez wodę w ilości powyżej 1%. Wykorzystywane są one do otrzymywania alkoholanów oraz do uzyskiwania tzw. absolutnego etanolu, tj. produktu o bardzo niskiej zawartości wody[18]:

2ROH + Mg → Mg(OR)
2 + H
2↑

Magnez reaguje też z halogenkami organicznymi z wytworzeniem związków Grignarda[19]:

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)[20].

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 też dużą 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.

Rola magnezu w organizmie 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 żywności. Inne przyczyny niedoboru magnezu to: nadużywanie alkoholu[21][22][23], stosowanie hormonalnych środków antykoncepcyjnych, stres, spożywanie nadmiernych ilości tłuszczów, niewydolność nerek.

Objawy niedoboru magnezu u człowieka[edytuj | edytuj kod]

Magnez bierze udział w bardzo licznych procesach zachodzących w organizmie ludzkim, zakres objawów jego niedoboru jest więc bardzo 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[24].

Magnez a depresja[edytuj | edytuj kod]

Przypuszczalnie niedobór magnezu w diecie może prowadzić do depresji[25][26]. 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+
[27]. Zawartość magnezu w mózgu osób z lekooporną depresją była istotnie mniejsza niż u osób zdrowych[28]. Metoda pomiaru poziomu magnezu w mózgu in vivo metodą MRI opublikowana została w roku 2008[27][29] i wymaga potwierdzenia w badaniach klinicznych[28].

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[30]. Opisywano przypadki, z których wynikało, że suplementacja rozpuszczalną formą magnezu (4 × 125–300 mg jonów Mg2+
 dziennie) może nawet w ciągu mniej niż 7 dni znieść objawy kliniczne depresji[31]. Z niektórych badań wynika, że skuteczna terapia farmakologicznymi środkami przeciwdepresyjnymi przebiega ze wzrostem poziomu magnezu w organizmie[32].

Przedawkowanie[edytuj | edytuj kod]

Nadmiar magnezu z organizmu jest usuwany przez nerki. Istnieje pewna możliwość przedawkowania preparatów magnezu. Ryzyko to dotyczy więc szczególnie pacjentów starszych, ze znacznie upośledzoną funkcją nerek. Możliwe objawy obejmują: niedociśnienie, nadmierne 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[33].

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]

Najbogatsze źródła (zawartość magnezu w 1 kg produktu)[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 czystego jonu Mg2+
 (kilka – kilkanaście %), 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. ↑ Z uwagi na zmienność abundancji izotopów pierwiastka w naturze, podany został zakres wartości masy atomowej dla naturalnych źródeł tego pierwiastka.

Przypisy[edytuj | edytuj kod]

  1. ↑ a b CRC Handbook of Chemistry and Physics, David R. Lide (red.), wyd. 90, Boca Raton: CRC Press, 2009, s. 4-21, ISBN 978-1-4200-9084-0.
  2. ↑ a b Magnez (ang.) w wykazie klasyfikacji i oznakowania Europejskiej Agencji Chemikaliów. [dostęp 2015-04-10].
  3. ↑ Magnez (nr 254118) (ang.) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck KGaA) na obszar Stanów Zjednoczonych (ze względu na zmianę sposobu wywołania karty charakterystyki, aby pobrać kartę dla obszaru USA, na stronie produktu należy zmienić lokalizację na "United States" i ponownie pobrać kartę). [dostęp 2011-10-02].
  4. ↑ Publikacja w otwartym dostępie – możesz ją bezpłatnie przeczytać Juris Meija i inni, Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report), „Pure and Applied Chemistry”, 88 (3), 2016, s. 265–291, DOI: 10.1515/pac-2015-0305.
  5. ↑ Magnez (CID: 5462224) (ang.) w bazie PubChem, United States National Library of Medicine.
  6. ↑ Magnez (nr 254118) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck KGaA) na obszar Polski. [dostęp 2011-10-02].
  7. ↑ Ignacy Eichstaedt: Księga pierwiastków. Warszawa: Wiedza Powszechna, 1973, s. 139–140. OCLC 839118859.
  8. ↑ Andrew Ede, The Chemical Element: A Historical Perspective, Greenwood Publishing Group, 2006, ISBN 978-0-313-33304-0 [dostęp 2019-05-05] (ang.).
  9. ↑ a b c d e f Stanisław Tołłoczko, Wiktor Kemula: Chemia nieorganiczna z zasadami chemii ogólnej. Warszawa: PWN, 1954, s. 405–406.
  10. ↑ a b c d Encyklopedia techniki CHEMIA. Warszawa: WNT, 1965.
  11. ↑ a b c d e Adam Bielański: Chemia ogólna i nieorganiczna. Warszawa: PWN, 1981, s. 516–518. ISBN 83-01-02626-X.
  12. ↑ a b Mały słownik chemiczny. Jerzy Chodkowski (red.). Wyd. V. Warszawa: Wiedza Powszechna, 1976.
  13. ↑ Laurel M. Sheppard. Using „corrosion” to make ceramics. „Chemical Innovation”. 31 (11), s. 23–30, 2001. 
  14. ↑ Leon McCulloch. Reactions of magnesium and aluminum with iodine and with concentrated sulfuric acid. „J. Chem. Educ.”. 24 (5), s. 240, 1947. DOI: 10.1021/ed024p240 (ang.). 
  15. ↑ a b Adam Bielański: Podstawy chemii nieorganicznej. Wyd. 5. Warszawa: PWN, 2002, s. 797–798. ISBN 83-01-13654-5.
  16. ↑ Magnesium (powder). W: International Chemical Safety Cards [on-line]. International Programme on Chemical Safety. [dostęp 2014-08-10].
  17. ↑ Dreizin, Edward L., Berman, Charles H., Vicenzi, Edward P. Condensed-phase modifications in magnesium particle combustion in air. „Combustion and Flame”. 122 (1–2), s. 30–42, 2000. DOI: 10.1016/S0010-2180(00)00101-2. 
  18. ↑ Arthur I. Vogel: Preparatyka Organiczna. Warszawa: Wydawnictwo Naukowo Techniczne, 1964, s. 168–171.
  19. ↑ J.D. Roberts, M.C. Caserio: Chemia organiczna. Warszawa: PWN, 1969, s. 360–363.
  20. ↑ Struktury stopów metali lekkich (Al, Mg i Ti). [dostęp 2016-03-08]. [zarchiwizowane z tego adresu].
  21. ↑ K. Laitinen, R. Tähtelä, M. Välimäki. The dose-dependency of alcohol-induced hypoparathyroidism, hypercalciuria, and hypermagnesuria. „Bone Miner”. 19 (1), s. 75–83, 1992. DOI: 10.1016/0169-6009(92)90845-5. PMID: 1422307. 
  22. ↑ L.J. Chandler, N.J. Guzman, C. Sumners, F.T. Crews. Magnesium and zinc potentiate ethanol inhibition of N-methyl-D-aspartate-stimulated nitric oxide synthase in cortical neurons. „J Pharmacol Exp Ther”. 271 (1), s. 67–75, 1994. PMID: 7525932. 
  23. ↑ T.D. Murray, A. Berger. Alcohol withdrawal. „Va Med Q”. 124 (3), s. 184–187, 1997. PMID: 9227048. 
  24. ↑ M.P. Guerrera, S.L. Volpe, J.J. Mao. Therapeutic uses of magnesium. „Am Fam Physician”. 80 (2), s. 157–162, 2009. PMID: 19621856. 
  25. ↑ F.N. Jacka, S. Overland, R. Stewart, G.S. Tell i inni. Association between magnesium intake and depression and anxiety in community-dwelling adults: the Hordaland Health Study. „Aust N Z J Psychiatry”. 43 (1), s. 45–52, 2009. DOI: 10.1080/00048670802534408. PMID: 19085527. 
  26. ↑ K. Wilson, V. Brakoulias. Magnesium intake and depression. „Aust N Z J Psychiatry”. 43 (6), s. 580, 2009. PMID: 19452662. 
  27. ↑ a b D.V. Iosifescu, N.R. Bolo, A.A. Nierenberg, J.E. Jensen i inni. Brain bioenergetics and response to triiodothyronine augmentation in major depressive disorder. „Biol Psychiatry”. 63 (12), s. 1127–1134, 2008. DOI: 10.1016/j.biopsych.2007.11.020. PMID: 18206856. 
  28. ↑ a b G.A. Eby, K.L. Eby. Magnesium for treatment-resistant depression: a review and hypothesis. „Med Hypotheses”. 74 (4), s. 649–660, 2010. DOI: 10.1016/j.mehy.2009.10.051. PMID: 19944540. 
  29. ↑ S. Iotti, E. Malucelli. In vivo assessment of Mg2+
     in human brain and skeletal muscle by 31P-MRS    . „Magnes Res”. 21 (3), s. 157–162, 2008. DOI: 10.1684/mrh.2008.0142. PMID: 19009818.     
  30. ↑ L. Barragán-Rodríguez, M. Rodríguez-Morán, F. 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. „Magnes Res”. 21 (4), s. 218–223, 2008. DOI: 10.1684/mrh.2008.0149. PMID: 19271419. 
  31. ↑ G.A. Eby, K.L. Eby. Rapid recovery from major depression using magnesium treatment. „Med Hypotheses”. 67 (2), s. 362–370, 2006. DOI: 10.1016/j.mehy.2006.01.047. PMID: 16542786. 
  32. ↑ M. Nechifor. Magnesium in major depression. „Magnes Res”. 22 (3), s. 163S–166S, 2009. DOI: 10.1684/mrh.2009.0177. PMID: 19780403. 
  33. ↑ S. Onishi, S. Yoshino. Cathartic-induced fatal hypermagnesemia in the elderly. „Intern Med”. 45 (4), s. 207–210, 2006. DOI: 10.2169/internalmedicine.45.1482. PMID: 16543690. 
  34. ↑ Magnez wzmacnia mięśnie i koi nerwy – bezsenność, czekolada, magnez, mięśnie, nerwy, Poradnik Zdrowie.
  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. ↑ Siener, Roswitha, Jahnen, Andrea, Hesse, Albrecht. Bioavailability of magnesium from different pharmaceutical formulations. „Urol Res”. 39 (2), s. 123–127, 2011. DOI: 10.1007/s00240-010-0309-y. PMID: 20862466. 

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 unbiunium.
  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=58101171”