Magnez: Różnice pomiędzy wersjami

Edytuj linki
Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Przeglądaj historię interaktywnie
[wersja przejrzana][wersja przejrzana]
← poprzednia edycjanastępna edycja →
Usunięta treść Dodana treść
WizualnieWikikod
Linia 204: Linia 204:
* [[fasola]] biała – 1,7 g
* [[fasola]] biała – 1,7 g
* [[czekolada]] gorzka – 1,7 g
* [[czekolada]] gorzka – 1,7 g
* [[Leszczyna pospolita|orzechy laskowe]] – 1,4 g
* [[Leszczyna pospolita|orzechy laskowe]] – 1,4 - 1,6 g<ref>http://beszamel.se.pl/orzechy/orzechy-laskowe-wlasciwosci-jak-kupowac-i-przechowywac,16589/</ref>
* [[płatki owsiane]] – 1,3 g
* [[płatki owsiane]] – 1,3 g
* [[ciecierzyca]] – 1,2 g
* [[ciecierzyca]] – 1,2 g

Wersja z 11:52, 15 paź 2019

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

{{{nazwa}}}, [w:] PubChem, United States National Library of Medicine, CID: (ang.).

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: 24Mg, 25Mg oraz 26Mg.

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 „magnez” jako pierwszy zaproponował Filip Neriusz Walter.

Występowanie

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

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 CaCl2[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 → Ca2SiO4 + 2Mg

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

Związki

Najważniejsze związki magnezu to 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

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 czego powłoka pasywacyjna jest mniej skuteczna.

Pasywacji ulega także w stężonym (98%) kwasie siarkowym (istnieją jednak doniesienia o opornym rozpuszczaniu się magnezu w stęż. H2SO4 (Bunsen), z wydzielaniem SO2 (Liebig) lub H2S 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]. Kationy Mg2+ należą do V grupy kationów.

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, którego temperatura wynosi 3000–3100 °C[16]. Produktem głównym jest tlenek magnezu, któremu towarzyszy azotek magnezu[8][14]:

2Mg + O2 → 2MgO
3Mg + N2 → Mg3N2

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

Mg + H2O → MgO + H2
2Mg + CO2 → 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[17]:

2ROH + Mg → Mg(OR)2 + H2↑

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

R-X + Mg → R-Mg-X (X = Cl, Br, I)

Zastosowanie

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 są stopami o jednej z najniższych gęstości i lepszym niż dla innych stopów stosunku 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

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

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[20][21][22], stosowanie hormonalnych środków antykoncepcyjnych, stres, spożywanie nadmiernych ilości tłuszczów, niewydolność nerek.

Objawy niedoboru magnezu u człowieka

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[23].

Magnez a depresja

Istnieją uzasadnione podejrzenia, iż 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, 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[30]. Z niektórych badań wynika, iż skuteczna terapia farmakologicznymi środkami przeciwdepresyjnymi przebiega ze wzrostem poziomu magnezu w organizmie[31].

Przedawkowanie

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[32].

Magazynowanie

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

Najbogatsze źródła (zawartość magnezu w 1 kg produktu)[33]:

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)[36]. Dodatek witaminy B6 potęguje działanie preparatów magnezu.

Źródłem magnezu w diecie może być wschodnioazjatycka przyprawa nigari, w której ok. 95% stanowi MgCl2·6H2O.

Uwagi

  1. ↑ Szablon:IUPAC-SAW2013

Przypisy

  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. ↑ a b Magnez, [w:] Classification and Labelling Inventory, Europejska Agencja Chemikaliów [dostęp 2015-04-10] (ang.).
  3. ↑ Magnez (nr 254118) (ang.) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck) na obszar Stanów Zjednoczonych. [dostęp 2011-10-02]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
  4. ↑ Szablon:IUPAC-SAW2013
  5. ↑ Magnez (nr 254118) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck) 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), s. 23–30, 2001. 
  13. ↑ 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.). 
  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. ↑ 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. 
  17. ↑ Arthur I. Vogel: Preparatyka Organiczna. Warszawa: Wydawnictwo 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].
  20. ↑ 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. 
  21. ↑ 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. 
  22. ↑ T.D. Murray, A. Berger. Alcohol withdrawal. „Va Med Q”. 124 (3), s. 184–187, 1997. PMID: 9227048. 
  23. ↑ M.P. Guerrera, S.L. Volpe, J.J. Mao. Therapeutic uses of magnesium. „Am Fam Physician”. 80 (2), s. 157–162, 2009. PMID: 19621856. 
  24. ↑ 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. 
  25. ↑ K. Wilson, V. Brakoulias. Magnesium intake and depression. „Aust N Z J Psychiatry”. 43 (6), s. 580, 2009. PMID: 19452662. 
  26. ↑ 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. 
  27. ↑ 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. 
  28. ↑ 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. 
  29. ↑ 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. 
  30. ↑ 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. 
  31. ↑ M. Nechifor. Magnesium in major depression. „Magnes Res”. 22 (3), s. 163S-166S, 2009. DOI: 10.1684/mrh.2009.0177. PMID: 19780403. 
  32. ↑ 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. 
  33. ↑ Magnez wzmacnia mięśnie i koi nerwy – bezsenność, czekolada, magnez, mięśnie, nerwy – Żywienie – poradnikzdrowie.pl.
  34. ↑ http://beszamel.se.pl/orzechy/orzechy-laskowe-wlasciwosci-jak-kupowac-i-przechowywac,16589/
  35. ↑ https://bakalland.pl/ciekawostki/orzechy-wloskie-wlasciwosci-i-zastosowanie-w-diecie/
  36. ↑ 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

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=57738580”