Magnesium

Eigenschaften
[Ne] 3s2 12 Mg Periodensystem
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl	Magnesium, Mg, 12
Serie	Erdalkalimetalle
Gruppe, Periode, Block	2, 3, s
Aussehen	silbrig weiß
CAS-Nummer	7439-95-4
Massenanteil an der Erdhülle	1,94 %[1]
Atomar [2]
Atommasse	24,305 u
Atomradius (berechnet)	150 (145) pm
Kovalenter Radius	141 pm
Van-der-Waals-Radius	173 pm
Elektronenkonfiguration	[Ne] 3s2
Austrittsarbeit	3,66 eV[3]
1. Ionisierungsenergie	737,7 kJ/mol
2. Ionisierungsenergie	1450,7 kJ/mol
Physikalisch [2]
Aggregatzustand	fest
Kristallstruktur	hexagonal
Dichte	1,738 g/cm3 (20 °C)[4]
Mohshärte	2,5
Magnetismus	paramagnetisch (χm = 1,2 · 10−5)[5]
Schmelzpunkt	923 K (650 °C)
Siedepunkt	1363 K (1090 °C)
Molares Volumen	14,00 · 10−6 m3/mol
Verdampfungswärme	128 kJ/mol
Schmelzwärme	8,7 kJ/mol
Schallgeschwindigkeit	4602 m/s bei 293,15 K
Spezifische Wärmekapazität	1023[1] J/(kg · K)
Elektrische Leitfähigkeit	22,7 · 106 A/(V · m)
Wärmeleitfähigkeit	160 W/(m · K)
Chemisch [2]
Oxidationszustände	2
Oxide (Basizität)	MgO (mäßig basisch)
Normalpotential	−2,372 V (Mg2+ + 2 e− → Mg)[6]
Elektronegativität	1,31 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZM ZE (MeV) ZP 23Mg {syn.} 11,317 s ε 4,057 23Na 24Mg 78,99 % Stabil 25Mg 10,00 % Stabil 26Mg 11,01 % Stabil 27Mg {syn.} 9,458 min β− 2,610 27Al 28Mg {syn.} 20,91 h β− 1,832 28Al
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR-Eigenschaften
Spin γ in rad·T−1·s−1 Er(1H) fL bei B = 4,7 T in MHz 25Mg −5/2 −1,637 · 107 0,0ß0268 12,2
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [7] Pulver Gefahr H- und P-Sätze H: 250-260 EUH: keine EUH-Sätze P: 222-​223-​231+232-​370+378-​422 [8] Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I [7] Pulver Leicht- entzündlich (F) R- und S-Sätze R: 15-17 (nicht stabilisiert) R: 11-15 (phlegmatisiert, Späne) S: (2)-7/8-43
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Magnesium ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Mg (Alchemie: ⚩^[9]) und der Ordnungszahl 12. Im Periodensystem steht es in der zweiten Hauptgruppe und gehört damit zu den Erdalkalimetallen. Es hat zwei Außenelektronen (Valenzelektronen), wodurch die Chemie des Magnesiums bestimmt wird. Als achthäufigstes Element ist es zu etwa 1,94 % am Aufbau der Erdkruste beteiligt.

Geschichte

Die Herkunft der Elementbezeichnung wird in der Literatur unterschiedlich dargestellt:

• von altgriech. μαγνησιη λιθός in der Bedeutung „Magnetstein“,
• von Magnisia, einem Gebiet im östlichen Griechenland,
• von Magnesia, einer Stadt in Kleinasien auf dem Gebiet der heutigen Türkei.

Magnesiumverbindungen waren schon Jahrhunderte vor der Herstellung elementaren Magnesiums bekannt und in Gebrauch. Magnesia alba bezeichnete Magnesiumcarbonat, während Magnesia der gebräuchliche Name für Magnesiumoxid war.

Der schottische Physiker und Chemiker Joseph Black war der erste, der Magnesiumverbindungen im 18. Jahrhundert systematisch untersuchte. 1755 erkannte er in seinem Werk De humore acido a cibis orto et Magnesia alba den Unterschied zwischen Kalk (Calciumcarbonat) und Magnesia alba (Magnesiumcarbonat), die zu dieser Zeit oft verwechselt wurden. Er fasste Magnesia alba als Carbonat eines neuen Elements auf. Deswegen wird Black oft als Entdecker des Magnesiums genannt, obwohl er nie elementares Magnesium darstellte.

1808 gewann Sir Humphry Davy Magnesium durch Elektrolyse angefeuchteten Magnesiumhydroxids mit Hilfe einer Voltaschen Säule – allerdings nicht in reiner Form, sondern als Amalgam, da er mit einer Kathode aus Quecksilber arbeitete. So zeigte er, dass Magnesia das Oxid eines neuen Metalls ist, das er zunächst Magnium nannte.

1828 gelang es dem französischen Chemiker Antoine Bussy durch das Erhitzen von trockenem Magnesiumchlorid mit Kalium als Reduktionsmittel, geringe Mengen von reinem Magnesium darzustellen. 1833 stellte Michael Faraday als erster Magnesium durch die Elektrolyse von geschmolzenem Magnesiumchlorid her. Basierend auf diesen Versuchen arbeitete der deutsche Chemiker Robert Wilhelm Bunsen in den 1840er und 1850er Jahren an Verfahren zur Herstellung von Magnesium durch Elektrolyse von Salzschmelzen mit Hilfe des von ihm entwickelten Bunsenelements. 1852 entwickelte er eine Elektrolysezelle zur Herstellung größerer Mengen von Magnesium aus geschmolzenem, wasserfreien Magnesiumchlorid.

Die technische Erzeugung von Magnesium begann 1857 in Frankreich nach einem Verfahren von Henri Etienne Sainte-Claire Deville und H. Caron. Beim sogenannten Deville-Caron-Prozess wird ein Gemisch aus wasserfreiem Magnesiumchlorid und Calciumfluorid mit Natrium reduziert. In England begann die Firma Johnson Matthey um 1860 mit der Magnesiumherstellung nach einem ähnlichen Verfahren. Aufgrund von Fabrikationsschwierigkeiten blieben diese frühen Unternehmungen allerdings unwirtschaftlich.

Vorkommen

Magnesium kommt in der Natur wegen seiner Reaktionsfreudigkeit nicht in elementarer Form vor. Als Mineral tritt es überwiegend in Form von Carbonaten, Silicaten, Chloriden und Sulfaten auf. In Form von Dolomit ist ein Magnesiummineral sogar gebirgsbildend, so z. B. in den Dolomiten.

Die wichtigsten Mineralien sind Dolomit CaMg(CO₃)₂, Magnesit (Bitterspat) MgCO₃, Olivin (Mg, Fe)₂ [SiO₄], Enstatit MgSiO₃ und Kieserit MgSO₄ · H₂O.

Andere Mineralien sind:

• Serpentin Mg₃[Si₂O₅] (OH)₄
• Talk Mg₃[Si₄O₁₀] (OH)₂
• Sepiolith Mg₄[Si₆O₁₅] (OH)₂
• Schönit K₂Mg(SO₄)₂ · 6 H₂O
• Carnallit KMgCl₃ · 6 H₂O
• Spinell MgAl₂O₄

In Wasser gelöst, verursacht es zusammen mit dem Calcium die Wasserhärte. Im Meerwasser ist es zu mehr als 1 kg/m³ enthalten.

Gewinnung und Darstellung

Die Gewinnung von Magnesium erfolgt vorwiegend über zwei Wege:

• Durch Schmelzflusselektrolyse von geschmolzenem Magnesiumchlorid in Downs-Zellen: Downs-Zellen bestehen aus großen eisernen Trögen, die von unten beheizt werden. Als Anoden dienen von oben eingelassene Graphitstäbe, die an den Spitzen von einer ringförmigen Kathode umgeben sind. Das metallische Magnesium sammelt sich auf der Salzschmelze und wird abgeschöpft. Das entstehende Chlorgas sammelt sich im oberen Teil der Zelle und wird wieder verwendet zur Herstellung von Magnesiumchlorid aus Magnesiumoxid. Zur Schmelzpunkterniedrigung des Magnesiumchlorids wird der Salzschmelze Calcium- und Natriumchlorid zugesetzt.

• Durch thermische Reduktion von Magnesiumoxid (Pidgeon-Prozess): In einem Behälter aus Chrom-Nickel-Stahl wird gebrannter Dolomit, Schwerspat und ein Reduktionsmittel wie Ferrosilicium, eingefüllt. Anschließend wird evakuiert (Abpumpen des Gases) und auf 1160 °C erhitzt. Das dampfförmige Magnesium kondensiert am wassergekühlten Kopfstutzen außerhalb des Ofens. Das chargenweise gewonnene Magnesium wird durch Vakuumdestillation weiter gereinigt.

Der Pidgeon-Prozess ist heute der bedeutendste Herstellungsprozess und wird hauptsächlich in China verwendet.

Es wurden 2007 alleine in China ca. 653.000 t Rein-Magnesium erzeugt.^[10]

Auf der australischen Insel Groote Eylandt wurden seit den 1960er Jahren Millionen Tonnen von Magnesium (in Form seiner Verbindung Magnesiumoxid) abgebaut.

Eigenschaften

Das feste, silbrig glänzende Leichtmetall Magnesium, das etwa ein Drittel leichter als Aluminium ist, überzieht sich an Luft mit einer Oxidschicht, die, im Gegensatz zu Aluminium, nicht deckend ist. Grund dafür ist, dass das Magnesiumoxid ein geringeres Molvolumen als Magnesium selbst hat (MgO: 10,96 cm³/mol, Mg: 13,96 cm³/mol); s. Pilling-Bedworth-Verhältnis. In Wasser bildet sich ein schwer löslicher Überzug aus Magnesiumhydroxid, welcher aber bei höheren Temperaturen unbeständig ist. Schwache Säuren, wie beispielsweise Ammoniumsalze, greifen die Hydroxidschicht ebenfalls an, da sie die Hydroxidionen neutralisieren und so das Löslichkeitsprodukt des Magnesiumhydroxids überschritten wird. Mit Säuren wie der Salzsäure reagiert Magnesium recht heftig. Dabei erwärmt es sich stark. Es wird Wasserstoff frei, der mit dem Luftsauerstoff explosive Gemische bildet. Gegen Fluorwasserstoffsäure und Alkalien ist es im Gegensatz zum Aluminium relativ beständig. Grund dafür ist die geringe Löslichkeit des mit HF gebildeten Magnesiumfluorid, MgF₂ und das nicht amphotere Löslichkeitsverhalten von Magnesiumhydroxid Mg(OH)₂. Frisch hergestelltes Magnesiumpulver erwärmt sich an der Luft bis zur Selbstentzündung. Dünne Bänder oder Folien lassen sich leicht entzünden. Es verbrennt an der Luft mit einer grellweißen Flamme zu Magnesiumoxid MgO und wenig Magnesiumnitrid Mg₃N₂. Auch in vielen Oxiden wie Kohlenstoffmonoxid, Stickoxid und Schwefeldioxid verbrennt Magnesium.

Vor allem feinverteiltes Magnesium reagiert auch bei niedrigen Temperaturen mit Wasser unter Freisetzung von Wasserstoff. Bei einer großen spezifischen Oberfläche (Späne, Stäube) kann so viel Wasserstoff frei werden, dass dieser mit Luft ein explosionsfähiges Gemisch (Knallgas) bildet. Gefährliche Reaktionen sind besonders bei höheren Temperaturen, das heißt bei schmelzflüssigem und brennendem Magnesium, zu erwarten.

Reinmagnesium hat eine geringe Festigkeit und Härte. Sein E-Modul liegt bei etwa 45 GPa. Neun von zehn Magnesium-Bauteilen sind Gussteile. Die Kaltumformung ist wegen der hexagonalen Kristallstruktur extrem schwer, weswegen bei Magnesium die Warmumformung bevorzugt wird (oberhalb 225 °C werden Gleitsysteme in den Prismenebenen der Elementarzelle aktiviert, was zu einer sprunghaften Duktilitätszunahme führt).

Verwendung

Metallisches Magnesium

Ein Stab aus Magnesium

Produkte aus Magnesium

Magnesiumband und -draht wird in (Foto-)Blitzlampen beziehungsweise früher als Blitzlichtpulver, Magnesiumpulver in Brandsätzen, -bomben und Leuchtmunition, aber auch als Zusatz in Feuersteinen für Feuerzeuge verwendet. Häufig dienen Magnesiumstäbe als Opferanoden, die Teile aus edleren Metallen vor Korrosion schützen.

In der Metallurgie dient es als vielseitiges Reduktionsmittel, z. B.

• im Kroll-Prozess zur Gewinnung von Titan,
• als Reduktionsmittel zur Gewinnung von Uran, Kupfer, Nickel, Chrom und Zirconium,
• als Magnesiumgranulat zur Entschwefelung von Eisen und Stahl,
• als Zuschlagstoff für Kugelgraphitguss,
• als Brennstoff für Fackeln, die unter Wasser brennen.

In der organischen Chemie wird es zur Herstellung von Grignard-Verbindungen genutzt.

Weil sich Magnesium sehr leicht entzündet, wird es auch als sehr robustes Feuerzeug verwendet. Diese als Fire Starter Kits vertriebenen Magnesiumblöcke haben auf einer Seite einen Stab, dessen Abrieb sich an der Luft spontan entzündet, wie der Feuerstein eines Feuerzeugs. Die Prozedur ähnelt stark der in der Steinzeit üblichen Methode, durch Feuerstein und Zunder Feuer zu machen, wobei das Magnesium die Rolle des Zunders übernimmt. Zuerst werden mit einem Messer Späne vom Magnesiumblock abgeschabt und auf oder unter dem eigentlichen Brennmaterial platziert. Anschließend werden durch Schaben am rückwärtigen „Feuerstein“ (z. B. mit dem Rücken des Messers) Funken möglichst nahe an den Magnesiumspänen erzeugt, um diese zu entzünden.

Magnesiumlegierungen

Für gängige Magnesiumlegierungen liegt der Schmelzbereich zwischen 430 und 630 °C. Werkstofftechnisch sind Mg-Al-, Mg-Mn-, Mg-Si-, Mg-Zn- und vor allem Mg-Al-Zn-Legierungen von Bedeutung. Wichtigste Anwendung ist aber wohl die Härtung von Aluminiumlegierungen durch einen Mg-Zusatz bis zu 5 %. Zusätzlich verbessert sich die Schweißbarkeit. Sie finden Anwendung als Verpackungsmaterial, zum Beispiel in Getränkedosen.

In den letzten Jahrzehnten hat man wegen der möglichen Gewichtseinsparung versucht, Aluminium durch Magnesium zu ersetzen. Bei gleicher Belastbarkeit sind Bauteile aus Magnesiumlegierungen leichter als solche aus Kunststoff. Das machte Magnesium schon früh für mobile Anwendungen interessant. 1909 stellte man Anwendungen auf einer Luftschiffausstellung vor. In Kraftfahrzeugen nutzte man Magnesiumlegierungen zur Herstellung von Gehäuseteilen sowie zur Herstellung von Felgen für Großfahrzeuge. Ab den 1930ern verwendete man sie massiv im deutschen Flugzeugbau. Die möglichen Gewichtseinsparungen gerade im Flugmotorenbau führten zu einem schnellen Ausbau der Magnesiumgewinnung in den USA Anfang der 1940er. Heute werden auch Fahrgestelle und Rumpfteile von Flugzeugen sowie Motorrad- und Fahrradteile aus Magnesiumlegierungen hergestellt. Weiterhin ist Magnesium ein wichtiger Legierungsbestandteil für die Härtung von Aluminium für die Münzenherstellung.

Die Kurbelgehäuse der Motoren des VW-Käfers bestanden aus Mg-Si-Legierungen. Heute werden im Maschinenbau überwiegend Mg-Al-Zn-Legierungen verwendet. Durch Druckgießen lassen sich viele Bauteile endabmessungsnah und ohne kostenintensive Nachbearbeitung herstellen, so z. B. Felgen, Profile, Gehäuse, Motorhauben, Motordeckel, Handbremshebel und Kurbelgehäuse (Motorblock). (Siehe hierzu auch: BMW N52.)

Teile des 3-Liter-Autos VW Lupo und zunehmend auch Fahrzeugteile anderer Automarken werden aus Magnesiumlegierungen gefertigt.

Magnesiumlegierungen zeichnen sich durch hohe Dämpfung aus. Dies führt bei Schwingungsbelastung zu einer Verringerung der Vibration und Geräuschemission. Auch aus diesem Grund sind Magnesiumlegierungen interessante Werkstoffe.

Jüngste Forschungen versprechen ein hohes Entwicklungspotenzial von Magnesiumwerkstoffen als resorbierbares Implantatmaterial (z. B. als Stent) für den menschlichen Körper. Magnesiumwerkstoffe müssen in der Anwendung vor Kontaktkorrosion geschützt werden. Die Korrosionsbeständigkeit gegen normale atmosphärische Einflüsse ist hingegen gut. Das Kontaktkorrosionsverhalten wäre bei einer Verwendung als zeitlich begrenzt einzusetzendes Implantatmaterial ein entscheidender Vorteil, da es sich nach einer bestimmten Zeit gefahrlos auflösen würde. Damit entfielen Risiken und Kosten einer Operation zur Implantatentnahme.

Düngemittel

Bei der Kalkung von Acker- und Grünlandflächen kommt Magnesium in Form von Magnesiumoxid oder Magnesiumcarbonat zum Einsatz, um den Magnesiumentzug durch die Pflanzen wieder in den Boden einzubringen. Weiterhin wird der Boden-pH-Wert angehoben und die Verfügbarkeit weiterer Nährstoffe verbessert. Hierbei wird die Magnesiumverbindung meist zusammen mit Kalk als magnesium- und calciumhaltiger Mehrnährstoffdünger angewendet.^[11] Auch das natürlich als Bobierrit vorkommende Magnesiumphosphat Mg₃(PO₄)₂ (Trimagnesiumphosphat)^[12] sowie Magnesiumnitrat^[13] werden als Mehrnährstoffdünger verwendet.

Physiologie

Da Magnesium für alle Organismen unentbehrlich ist, gehört es zu den Essentiellen Stoffen. Magnesium muss daher dem Körper täglich in ausreichender Menge zugeführt werden, um Magnesiummangel vorzubeugen. In allen Nahrungsmitteln und auch im Trinkwasser ist Magnesium in unterschiedlichen Mengen enthalten. Die Magnesiumresorption findet im oberen Dünndarm statt.

Im Blattgrün der Pflanzen, dem Chlorophyll, ist Magnesium zu etwa 2 % enthalten. Dort bildet es das Zentralatom des Chlorophylls. Pflanzen etiolieren, wie auch bei Lichtmangel, bei Magnesiummangel.

Der Körper eines Erwachsenen enthält etwa 20 g Magnesium (zum Vergleich: 1000 g Calcium). Im Blutplasma ist das Magnesium zu 40 % an Proteine gebunden; der normale Serumspiegel beträgt 0,8–1,1 mmol/l. Magnesium ist an ca. 300 Enzymreaktionen als Enzymbestandteil oder Coenzym beteiligt, zudem beeinflussen freie Mg-Ionen das Potential an den Zellmembranen. Mg-Ionen fungieren als second messenger im Immunsystem. Sie stabilisieren das Ruhepotential von erregbaren Muskel- und Nervenzellen und der Zellen des autonomen Nervensystems. Magnesiummangel löst beim Menschen Ruhelosigkeit, Nervosität, Reizbarkeit, Kopfschmerzen, Konzentrationsmangel, Müdigkeit, allgemeines Schwächegefühl, Herzrhythmusstörungen und Muskelkrämpfe aus. Im Bereich von Psyche und Stoffwechsel wird vermutet, dass Depression und schizophrene Psychosen durch einen Magnesiummangel verstärkt werden. Auch kann es durch Mangel zum Herzinfarkt kommen.^[14]

Die erforderliche Tagesdosis von circa 300 mg wird in der Regel durch eine ausgewogene Ernährung mit den unten angegebenen Lebensmitteln erreicht. Ein erhöhter Bedarf kann über Nahrungsergänzungsmittel oder Medikamente gedeckt werden. Leichter Magnesiummangel kann während schwerer Erkrankungen, Schwangerschaft oder im Leistungssport auftreten. Schwere Mangelzustände rühren von Nierenfunktionsstörungen, langdauerndem Durchfall, chronischen Darmentzündungen, schlecht eingestelltem Diabetes mellitus, Kortikoiden und bestimmten Diuretika oder von Fehlernährung beim Alkoholismus her.^[15]

Magnesiumsalze wie Citrate und Aspartate sind in Deutschland als Arzneimittel zugelassen, in täglichen Dosen von 100–400 mg gegen Mangelzustände und neuromuskuläre Störungen wie beispielsweise Muskelkrämpfe, Migräne oder Schwangerschaftskomplikationen. Magnesium wird im Darm resorbiert und über die Nieren ausgeschieden. Nebenwirkungen sind Magen-Darm-Beschwerden und Durchfall, bei Überdosierung auch Müdigkeit und Pulsverlangsamung. Kontraindikationen sind Nierenfunktionsstörung sowie bestimmte Herzrhythmusstörungen.

Magnesiumsalze finden in der Alternativmedizin Verwendung, siehe auch: Orthomolekulare Medizin; Schüßler-Salze. Magnesiumsulfat („Bittersalz“) war früher als Abführmittel gebräuchlich.

Bei oraler Aufnahme von Magnesiumpräparaten (Tabletten, Kau- oder Lutschtabletten, Granulat) ist die Dosierung wichtig. Verschiedene Studien^[16] kommen zu dem Ergebnis, dass bei einer Einnahme von 120 mg circa 35 % resorbiert werden, jedoch bei Einnahme einer kompletten Tagesdosis von 360 mg nur noch circa 18 %. Für die Aufnahme ist auch die Form der Verbindung, in der das Magnesium vorliegt, von Bedeutung. Organische Salze wie etwa Magnesiumaspartat oder Magnesiumcitrat werden dabei generell besser vom Körper aufgenommen als anorganische Verbindungen.

Lebensmittel

Magnesium kommt als Verbindung in vielen Lebensmitteln vor, insbesondere in

• Vollkornprodukten (zum Beispiel Vollkornbrot, Reis, Cornflakes, Vollkornnudeln)
• Mineralwasser, insbesondere Heilwasser
• Leber
• Geflügel
• Fisch
• Kürbiskernen, Sonnenblumenkernen
• Schokolade
• Nüssen
  • Cashewnüssen
• Erdnüssen
• Kartoffeln
• Gemüse
  • Blattspinat
  • Kohlrabi
• Früchten
  • Beerenobst
  • Orangen
  • Bananen
• Sesam
• Milch und Milchprodukten
• Haferflocken
• Zuckerrübensirup

Gefahren und Schutzmaßnahmen

Die Gefährlichkeit von elementarem Magnesium hängt stark von der Temperatur und der Teilchengröße ab: kompaktes Magnesium ist bei Temperaturen unterhalb des Schmelzpunktes ungefährlich, während Magnesiumspäne und -pulver leichtentzündlich sind. Bedingt durch die große Oberfläche können letztere leicht mit dem Sauerstoff der Luft reagieren. Bei sehr feinem Magnesiumpulver besteht die Gefahr der Selbstentzündung; Luft-Pulver-Gemische sind sogar explosionsgefährlich. Flüssiges Magnesium entzündet sich ebenfalls selbst an der Luft. Auch mit vielen anderen Stoffen, beispielsweise Wasser und anderen sauerstoffhaltigen Verbindungen, reagiert feinkörniges oder erhitztes Magnesium.

Bei Magnesiumbränden treten Temperaturen bis zu etwa 3000 °C auf. Magnesiumbrände dürfen nicht mit gängigen Löschmitteln wie Wasser, Kohlenstoffdioxid, Schaum oder Stickstoff gelöscht werden, da heißes Magnesium zum Teil heftig mit diesen reagiert. Da sich mit Wasser Wasserstoff bildet, ist die Verwendung von Wasser besonders gefährlich (Knallgasreaktion).

Die Löschung erfolgt durch Ersticken (Sauerstoffverdrängung) mit eigens für Metallbrände geeigneten Löschmitteln. Dies sind beispielsweise Löschpulver der Brandklasse D, trockener Sand, Magnesiumoxid-Pulver, trockene rostfreie Graugussspäne, Argon und spezielle trockene Abdecksalze für Magnesiumschmelzen.

Bei der Verwendung von Magnesium müssen einige Sicherheitshinweise befolgt werden. So sind Späne und Staub zu vermeiden beziehungsweise schnell zu entfernen. Das Magnesium sollte möglichst trocken gehandhabt werden. Es darf unter keinen Umständen eine explosionsfähige Atmosphäre (Magnesiumstaub, Wasserstoff, Aerosole und Dämpfe brennbarer Kühlschmierstoffe) entstehen. Auch die normalen Arbeitsschutzmaßnahmen, wie die Vermeidung von Zündquellen, müssen beachtet werden.

Nachweis

Der Nachweis von Magnesium gelingt am besten mittels Magneson II, Titangelb oder Chinalizarin.

Zum Nachweis mit Magneson II (4-(4-Nitrophenylazo)-1-naphthol) wird die Ursubstanz in Wasser gelöst und alkalisch gemacht. Danach gibt man einige Tropfen einer Lösung des Azofarbstoffs Magneson II hinzu. Bei Anwesenheit von Magnesium-Ionen entsteht ein dunkelblauer Farblack. Andere Erdalkalimetalle sollten vorher durch Fällung als Carbonate entfernt werden.

Zum Nachweis mit Titangelb (Thiazolgelb G) wird die Ursubstanz in Wasser gelöst und angesäuert. Anschließend wird sie mit einem Tropfen der Titangelb-Lösung versetzt und mit verdünnter Natronlauge alkalisch gemacht. Bei Anwesenheit von Magnesium entsteht ein hellroter Niederschlag. Nickel-, Zink-, Mangan- und Cobalt-Ionen stören diesen Nachweis und sollten vorher als Sulfide gefällt werden.

Zum Nachweis mit Chinalizarin wird die saure Probelösung mit zwei Tropfen der Farbstofflösung versetzt. Dann wird verdünnte Natronlauge bis zur basischen Reaktion zugegeben. Eine blaue Färbung oder Fällung zeigt Magnesium an.

Als Nachweisreaktion für Magnesiumsalze kann auch die Bildung von Niederschlägen mit Phosphatsalz-Lösungen herangezogen werden. Die schwermetallfreie, mit Ammoniak und Ammoniumchlorid auf pH 8 bis 9 gepufferte Probelösung wird dazu mit Dinatriumhydrogenphosphatlösung versetzt. Eine weiße, säurelösliche Trübung durch Magnesiumammoniumphosphat MgNH₄PO₄ zeigt Magnesiumionen an:

$\mathrm{Mg^{2+} + NH_4^+ + PO_4^{3-} \ \rightarrow \ MgNH_4PO_4 \downarrow}$

Aus ammoniakalischer Lösung kann Mg²⁺ auch mit Oxin als schwerlösliche gelbgrünliche Verbindung nachgewiesen werden. Dieser Nachweis eignet sich für den Kationentrennungsgang.

Verbindungen

Oxide und Hydroxide

• Totgebranntes Magnesiumoxid MgO (Magnesia) zur Auskleidung von Hochtemperaturanlagen wie Schmelzöfen, Gießpfannen usw.
• Magnesiumhydroxid Mg(OH)₂ (Brucit) als Antazidum zur Bindung von überschüssiger Magensäure
• Magnesiumperoxid MgO₂

Halogenide

• Magnesiumfluorid MgF₂
• Magnesiumchlorid MgCl₂
• Magnesiumbromid MgBr₂
• Magnesiumiodid MgI₂

Salze von Sauerstoffsäuren

• Magnesiumcarbonat MgCO₃ (Magnesia, Chalk) zur Verbesserung des Griffs durch Aufsaugen des Schweißes beim Klettern, Turnen, Gewichtheben sowie in der Leichtathletik
• Magnesiumnitrat Mg(NO₃)₂
• Magnesiumsulfat-Heptahydrat Mg(SO₄) · 7 H₂O, bekannt als Mineral Epsomit (Bittersalz)
• Magnesiumhydrogenphosphat MgHPO₄ · 3 H₂O
• Magnesiumammoniumphosphat Mg(NH₄)PO₄
• Magnesiumperchlorat Mg(ClO₄)₂

Verbindungen mit anderen Hauptgruppenelementen

• Magnesiumhydrid MgH₂
• Magnesiumdiborid MgB₂
• Magnesiumcarbid Mg₂C₃
• Magnesiumnitrid Mg₃N₂
• Magnesiumsulfid MgS

Sonstige Verbindungen

• Magnesiumcitrat, das Magnesiumsalz der Zitronensäure, zur Substitutionstherapie
• Magnesiummonoperoxyphthalat, ein Desinfektionsmittel zur Flächendesinfektion
• Magnesiumstearat
• Spinell MgAl₂O₄

Legierungen

• Magnesium-Lithium-Legierungen sind Magnesiumlegierungen, die durch Zusatz von Lithium verbesserte Eigenschaften besitzen
• Elektron ist eine Magnesium-Aluminium-Legierung mit niedriger Dichte.

Einzelnachweise

1. ↑ ^{a b} Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente., S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
2. ↑ Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Magnesium) entnommen.
3. ↑ Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: Lehrbuch der Experimentalphysik, Band 6: Festkörper. 2. Auflage, Walter de Gruyter, 2005, ISBN 978-3-11-017485-4, S. 361.
4. ↑ N. N. Greenwood und A. Earnshaw: Chemie der Elemente, 1. Auflage, VCH, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S. 136.
5. ↑ David R. Lide: CRC Handbook of Chemistry and Physics: A ready-reference book of chemical and physical data, 90. Aufl., CRC Taylor & Francis, Boca Raton Fla. 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0, Section 4, S. 4-142 bis 4-147. Die Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.
6. ↑ David R. Lide: CRC Handbook of Chemistry and Physics: A ready-reference book of chemical and physical data, 90. Aufl., CRC Taylor & Francis, Boca Raton Fla. 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0.
7. ↑ ^{a b} Eintrag zu CAS-Nr. 7439-95-4 im European chemical Substances Information System ESIS (ergänzender Eintrag)
8. ↑ Datenblatt Magnesium bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 13. März 2011.
9. ↑ Definition von Zeichen 26A9 (Hex) als Magnesium im Unicode Standard, Version 5.2
10. ↑ Skript der fh Aalen (pdf, 3,3 MB)
11. ↑ Kalkung von Acker- und Grünland. Abgerufen am 26. Mai 2011. 
12. ↑ Wissenschaft-Online-Lexika: Eintrag zu „Magnesiumphosphate“ im Lexikon der Chemie. Abgerufen am 26. Mai 2011.
13. ↑ Thieme Chemistry (Hrsg.): Eintrag zu Magnesiumnitrat im Römpp Online. Version 3.14. Georg Thieme Verlag, Stuttgart 2011, abgerufen am 26. Mai 2011..
14. ↑ F. Y. Li, B. Chaigne-Delalande u.a.: Second messenger role for Mg2+ revealed by human T-cell immunodeficiency. In: Nature. Band 475, Nummer 7357, Juli 2011, S. 471–476. doi:10.1038/nature10246. PMID 21796205. PMC 3159560.
15. ↑ Swaminathan R: Magnesium metabolism and its disorders, in: Clin Biochem Rev., 2003 May; 24 (2), S. 47–66; PMID 18568054.
16. ↑ z. B. Kenneth D Fine, Carol A Santa Ana, Jack L Porter, John S Fordtran: Intestinal absorption of magnesium from food and supplements. In: J Clin Invest. 88, Nr. 2, American Society for Clinical Investigation, August 1991, S. 396–402, doi:10.1172/JCI115317 (1,20 MB, PMID PMC295344, PDF, abgerufen am 3. Juli 2011).

Weblinks

 Wiktionary: Magnesium – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

 Commons: Magnesium – Album mit Bildern und/oder Videos und Audiodateien

 Wikibooks: Praktikum Anorganische Chemie/ Magnesium – Lern- und Lehrmaterialien

 Wikibooks: Wikijunior Die Elemente/ Elemente/ Magnesium – Lern- und Lehrmaterialien

• Verbrennung von Magnesium (engl.)

Periodensystem der Elemente

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Metalle

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Normdaten: SWD in der DNB: 4128915-8