Магний
ие практически не происходит.
Обусловлено это малой растворимостью оксида магния, образующего защитный
слой на поверхности металла.
С водным раствором аммиака магний почти не реагирует, зато он
растворим при действии на него растворов солей аммония. Реакция в этом
случае идет по схеме 2NH4++Mg=Mg2++H2+2NH3.
Растворы щелочей на магний не действуют.
Соединения магния
Поляризующая способность иона Mg2+ невысока, а по величине
коэффициента поляризации, который количественно характеризует
деформируемость иона, магний уступает большинству металлов.
Поэтому комплексные соединения магния малоустойчивы и образуются
обычно только в щелочной среде.
Ниже представлены теплоты образования некоторых соединений магния и
бериллия, рассчитанные в ккал на грамм-эквивалент металла:
| |F |Cl |Br |I |O |S |N |
|Mg |134 |77 |62 |43 |72 |42 |19 |
|Be |134 |77 |62 |43 |72 |42 |19 |
|Отношение Mg/Be |0,90 |0,73 |0,65 |0,47 |1,00 |0,47 |1,21 |
Из приведенных данных видно, что теплоты образования аналогичных
производных бериллия и магния близки при сравнительно малых объемах
металлоидных атомов (F, O, N) и сильно расходятся при больших (Cl, Br, I,
S). Так как сам атом магния значительно больше атома бериллия, это
свидетельствует о значительной роли объемных соотношений при образовании
рассматриваемых соединений.
Ядерные расстояния в кристаллах MgO (т. пл. 2850оС) равны 1,64 (, а у
их индивидуальных молекул (в парах) – 1,75 (. Пары MgO сильно
диссоциированы на элементы. MgO растворима в воде тем труднее, чем сильнее
она была предварительно прокалена. Такое снижение реакционной способности
обусловлено в данном случае укрупнением кристаллов. При хранении на воздухе
оксид магния постепенно поглощает влагу и CO2, переходя в Mg(OH)2 и в
MgCO3. Окись магния изредка встречается в природе (минерал периклаз).
Получаемая прокаливанием природного магнезита MgO является исходным
продуктом для изготовления различных огнеупорных изделий и искусственных
строительных материалов (“ксилолит” и др.) Кашица из замешанной на
очищенном бензине окиси магния может быть использована для снятия с бумаги
жировых и масляных пятен: ею смазывают пятно и дают бензину испариться,
после чего удаляют сорбировавшую жир окись магния.
В основе ксилолита лежит магнезиальный цемент, получаемый смешиванием
предварительно прокаленной при 800оС окиси магния с 30%-ным водным
раствором MgCl2 (на 4 вес. ч. MgO берется 1 вес. ч. безводного MgCl2).
Вследствие образования более или менее длинных цепей типа –Mg–O–Mg–O–Mg– (с
гидроксилами или атомами хлора на концах) смесь через несколько часов дает
белую, очень прочную и легко полирующуюся массу. При изготовлении ксилолита
к исходной смеси примешивают опилки и т.п. Кроме ксилолита, используемого
главным образом для покрытия полов, на основе магнезиального цемента часто
готовят жернова, точильные камни и т.д.
Белый амфотерный гидроксид магния очень малорастворим в воде.
Растворенная часть Mg(OH)2 диссоциирована по типу основания и является
электролитом слабой силы. Осаждение Mg(OH)2 в процессе нейтрализации
кислого раствора наступает при pH=10,5. Гидроксид магния встречается в
природе (минерал брусит). Помимо кислот, он растворим в растворах солей
аммония (что важно для аналитической химии). Растворение, например, в NH4Cl
протекает по схеме Mg(OH)2+2NH4Cl ( MgCl2+2NH4OH и обусловлено образованием
сравнительно малодиссоциированного гидроксида аммония.
Для магния известна аналогичная гидроксиду этоксидная производная
Mg(OC2H5)2. Она может быть получена взаимодействием амальгамы магния со
спиртом и представляет собой белый порошок, растворимый в спирте и
разлагаемый водой.
Взаимодействием свежеосажденной Mg(OH)2 с 30%-ной H2O2 была получена
перекись магния MgO2. Это бесцветное микрокристаллическое вещество,
малорастворимое в воде и постепенно разлагающееся при хранении на воздухе.
Большинство солей магния хорошо растворимо в воде. Растворы содержат
бесцветные ионы Mg2+, которые сообщают жидкости горький вкус. Соли Mg
гидролизуются водой только при нагревании раствора.
Почти все галоидные соли магния расплываются на воздухе и
легкорастворимы в воде. Исключением является MgF2, растворимость которого
весьма мала (0,08 г/л). Большинство солей выделяется из растворов в виде
кристаллогидратов (напр. MgCl2(6H2O). При их нагревании происходит
отщепление части галоидоводородной кислоты и остаются труднорастворимые в
воде основные соли.
Нитрат магния легкорастворим не только в воде, но и в спирте.
Кристаллизуются он обычно в виде Mg(NO3)2(6H2O (т. пл. 90оС). При
нагревании выше температуры плавления нитрат отщепляет не только воду, но и
HNO3, а затем переходит в оксид.
Для сульфата магния характерен легкорастворимый кристаллогидрат
MgSO4(7H2O. Он полностью обезвоживается при 200оС. Константа
электролитической диссоциации MgSO4 – 5(103. В природе MgSO4 встречается в
виде минералов горькой соли MgSO4(7H2O и кизерита MgSO4(H2O. Кизерит может
служить хорошим материалом для получения MgO и SO2, т.к. при накаливании с
углем разлагается по схеме MgSO4+C+64 ккал=CO+SO2+MgO. Горькая соль
применяется в текстильной и бумажной промышленности, а также в медицине.
С сульфатами некоторых одновалентных металлов MgSO4 образет двойные
соли, так называемые шениты состава M2[Mg(SO4)2](6H2O, где M –
одновалентный катион. Шенитом K2[Mg(SO4)2](6H2O пользуются иногда в
качестве калийного минерального удобрения.
Почти нерастворимый в воде нормальный карбонат магния может быть
получен только при одновременном присутствии в растворе большого избытка
CO2. В противном случае осаждаются также почти неростворимые основные
соли. Белая магнезия – это основная соль приблизительного состава
3MgCO3(Mg(OH)2(3H2O.
Магниды
Кристаллические структуры магнидов, по сравнению со многими системами
на основании других металлов, значительно различаются между собой. В первом
приближении все магниды можно разделить на две большие группы:
. магниды, имеющие структуры, типичные для металлов и сплавов;
. магниды, имеющие структуры, типичные для ионных или гетерополярных
соединений.
Граница между этими группами условна, но, в общем, увеличение атомного
номера в периоде сопровождается последовательным переходом от соединений
металлического типа к валентным и ионным соединениям.
Существуют несколько способов получения магнидов; важнейшими из них
являются следующие:
1) синтез из компонентов по реакции общего вида
xMe + yMg ( MexMgy,
реакция осуществляется сплавлением, спеканием (или горячим прессованием),
дистилляцией. Этим методом можно получать все обнаруженные к настоящему
времени магниды двойных или многокомпонентных систем;
2) магниетермическое восстановление (или восстановление галлоидными
соединениями)
MeO + Mg ( MeMg + MgO
Применяется в случаях, когда прямое сплавление не дает положительного
результата;
3) электрохимический способ (электролитическое выделение);
4) термическое разложение (термолиз)
(например, MgB2 800–960 C( MgB4 970 C( MgB6 >1200 C(MgB12).
Применение магнидов в технике
Магниды – фазовые составляющие многих сплавов на основе Mg, которые
благодаря высокой удельной прочности, хорошей обрабатываемости,
коррозионной стойкости широко применяются в технике. Магниды входят в
состав некоторых промышленных сплавов на основе алюминия. Область
применения магниевых сплавов расширяется при введении в их состав
небольшого количества магнидов, придающих им определенные физические
свойства. Так, сплавы магния с редкоземельными металлами представляют
значительный практический интерес, поскольку механические свойства магния и
его сплавов при повышении температуры могут быть значительно улучшены путем
введения небольших количеств редкоземельных металлов. Практический интерес
представляют сплавы Mg–Zr, поскольку сравнительно небольшая добавка
циркония существенно уменьшает размер зерна магния и таким образом улучшает
механические свойства материала. Такие сплавы применяются, например, в
качестве материала для оболочек тепловыделяющих элементов реактора с
графитовым замедлителем и теплоносителем CO2.
История магния
Природные магнийсодержащие материалы магнезит и доломит издавна
использовались в строительстве.
Во время засухи в Англии летом 1618 г. Генри Уикер обнаружил на
пастбище в Эпсоме небольшую ямку, заполненную водой, которую животные
отказывались пить. Позднее обнаружилось, что при наружном и внутреннем
употреблении эта вода проявляет целебные свойства. С середины XVII века
Эпсом приобретает известность как курорт с источником минеральной воды.
Вскоре натуральной соли из этого источника стало не хватать, что
привело к усиленным поискам ее искуственного заменителя. Каспар Неуманн
(1683–1757) заявил, что приготовил искусственную эпсомскую соль посредством
добавления H2SO4 к водному раствору морской соли, привозимой из Испании и
Португалии. Он отличил эпсомскую соль (MgSO4) от &ldq
| |  скачать работу |
Магний |
