Horčík, rovnica jeho spaľovacej reakcie. Charakteristické chemické vlastnosti Be, Mg a kovov alkalických zemín Reakcia s uhličitanom amónnym

Do 4. analytickej skupiny patria katióny Mg 2+, Mn 2+, Fe 2+, Fe 3+.

Hydroxidy katiónov skupiny IV sú nerozpustné v nadbytku alkálií a roztoku amoniaku. Kvantitatívne sa vyzrážajú nadbytkom roztoku NaOH v prítomnosti peroxidu vodíka, ktorý je skupinovým činidlom pre ióny tejto skupiny. Všetky katióny tvoria slabo rozpustné fosfáty, oxaláty a sulfidy (okrem Mg 2+). Mn 2+, Fe 2+, Fe 3+ vykazujú redoxné vlastnosti.

Reakcie horčíkových iónov

Reakcia s alkáliami.

Žieravé alkálie tvoria bielu želatínovú zrazeninu hydroxidu horečnatého:

MgCl 2 + 2NaOH = Mg(OH) 2  + 2NaCl

Hydroxid horečnatý je rozpustný v kyselinách a amónnych soliach, ale nerozpustný v nadbytku zásad.

Reakcia s vodným roztokomN.H. 3 .

Amoniak s iónmi horčíka tvorí zrazeninu hydroxidu horečnatého:

Mg2+ + 2NH3 ˙ H20 = Mg(OH)2 + 2NH4+,

ktorá sa úplne neusadí. V prítomnosti amónnych solí dochádza k disociácii NH3 ˙ H 2 O klesá natoľko, že koncentrácia OH – iónov je nižšia, ako je potrebné na prekročenie súčinu rozpustnosti Mg(OH) 2 . Inými slovami, NH 4 Cl a NH 3 tvoria tlmivý roztok s pH = 8,3, pri ktorom sa nezráža hydroxid horečnatý.

3. Reakcia s hydrogénfosforečnanom sodným.

MgCl2 + Na2HP04 = MgHP04 + 2NaCl

Hydrogenfosforečnan horečnatý je biela amorfná zrazenina, rozpustná v minerálnych kyselinách a po zahriatí v kyseline octovej.

Vykonanie reakcie: keď sa reakcia uskutočňuje v prítomnosti NH3 ˙ H20 a NH4CI vyzrážajú bielu kryštalickú zrazeninu fosforečnanu horečnatého a amónneho. Do skúmavky dajte 3–4 kvapky horečnatej soli (úloha), pridajte roztok amoniaku do mierneho zakalenia, roztok NH 4 Cl do rozpustenia a 2–3 kvapky roztoku Na 2 HPO 4. Skúmavka je ochladený pod studená voda trením sklenenej tyčinky o vnútorné steny skúmavky. V prítomnosti horčíkových iónov sa časom vytvorí biela kryštalická zrazenina:

MgCl2 + Na2HP04 + NH3 ˙ H 2 O = MgNH 4 PO 4  + 2NaCl + H 2 O

Reakcia môže byť tiež uskutočnená ako mikrokryštalická reakcia. Kvapka horečnatej soli (úloha), kvapka NH 4 Cl sa nanesie na podložné sklíčko, udržiavané nad fľašou s koncentrovaným roztokom NH 3 (kvapkanie), kryštál suchého Na 2 HPO 4 · 12H 2 O a po minúte sa pod mikroskopom pozorujú kryštály MgNH4P04 vo forme dendritov (listov).

Reakcia s uhličitanom amónnym.

2MgCl2 + 2(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O = Mg 2 (OH) 2 CO 3  + 4NH 4 Cl + CO 2 

Zrazenina je málo rozpustná vo vode a tvorí sa len pri pH > 9. Je rozpustná v amónnych soliach, čo možno vysvetliť na základe nasledujúcej rovnováhy: Mg 2 (OH) 2 CO 3  Mg 2 (OH) 2 CO 3  2Mg 2+ + 2OH – + CO 3 2–

Keď sa zavedie NH4CI, dôjde k jeho disociácii NH4CI  NH4++ Cl-. NH4+ ióny sa viažu na hydroxidové ióny za vzniku nízko disociujúcej zlúčeniny NH3 ˙ H 2 O, v dôsledku čoho koncentrácia OH – iónov klesá a nedosahuje sa a zrazenina sa rozpúšťa.

5. Reakcia s 8-hydroxychinolínom.

8-hydroxychinolín v amoniakovom prostredí pri pH 9,5–12,7 tvorí s iónmi horčíka zelenožltú kryštalickú zrazeninu intrakomplexnej soli oxychinolátu horečnatého Mg(C 9 H 6 NO) 2 2H 2 O:

Mg2+ + 2C9H6NOH + 2NH4OH = Mg(C9H6NO)2 + 2NH4+

Zrazenina je rozpustná v octovej a minerálnej kyseline. Katióny alkalických kovov a kovov alkalických zemín neinterferujú s reakciou.

Vykonanie reakcie: K 3-4 kvapkám testovacieho roztoku pridajte 2 kvapky roztoku fenolftaleínu a 2M roztoku amoniaku po kvapkách, kým sa neobjaví ružové sfarbenie. Obsah skúmavky sa zahreje do varu a pridá sa 4–5 kvapiek 5 % alkoholového roztoku 8-hydroxychinolínu. V prítomnosti horčíka sa vytvorí zelenožltá zrazenina. Reakciu nerušia alkalické a kovy alkalických zemín.

K rodine prvky alkalických zemín zahŕňajú vápnik, stroncium, bárium a rádium. D.I. Mendelejev zaradil do tejto rodiny horčík. Prvky alkalických zemín sa nazývajú, pretože ich hydroxidy, podobne ako hydroxidy alkalických kovov, sú rozpustné vo vode, t.j. sú to zásady. „...Nazývajú sa zemité, pretože v prírode sa nachádzajú v stave zlúčenín, ktoré tvoria nerozpustnú hmotu zeme a samy osebe vo forme oxidov RO majú zemitý vzhľad,“ vysvetlil Mendelejev v „Základy chémie“. .“

Všeobecná charakteristika prvkov skupiny IIa

Kovy hlavnej podskupiny skupiny II majú elektrónovú konfiguráciu vonkajšej energetickej hladiny ns² a sú to s-prvky.

Ľahko darujte dva valenčné elektróny a vo všetkých zlúčeninách majú oxidačný stav +2

Silné redukčné činidlá

Aktivita kovov a ich redukčná schopnosť sa zvyšuje v rade: Be–Mg–Ca–Sr–Ba

Medzi kovy alkalických zemín patrí iba vápnik, stroncium, bárium a rádium, menej často horčík

Berýlium je vo väčšine vlastností bližšie k hliníku

Fyzikálne vlastnosti jednoduchých látok

Kovy alkalických zemín (v porovnaní s alkalickými kovmi) majú vyššie teploty. a bod varu, ionizačné potenciály, hustoty a tvrdosť.

Chemické vlastnosti kovov alkalických zemín + Be

1. Reakcia s vodou.

Za normálnych podmienok je povrch Be a Mg pokrytý inertným oxidovým filmom, takže sú odolné voči vode. Naproti tomu Ca, Sr a Ba sa rozpúšťajú vo vode za vzniku alkálií:

Mg + 2H20 – t° → Mg(OH)2 + H2

Ca + 2H20 -> Ca(OH)2 + H2

2. Reakcia s kyslíkom.

Všetky kovy tvoria oxidy RO, peroxid bária - BaO 2:

2Mg + 02 -> 2MgO

Ba + O2 → BaO2

3. Tvoria binárne zlúčeniny s inými nekovmi:

Be + Cl 2 → BeCl 2 (halogenidy)

Ba + S → BaS (sulfidy)

3Mg + N2 → Mg3N2 (nitridy)

Ca + H 2 → CaH 2 (hydridy)

Ca + 2C → CaC 2 (karbidy)

3Ba + 2P → Ba 3 P 2 (fosfidy)

Berýlium a horčík reagujú s nekovmi pomerne pomaly.

4. Všetky kovy alkalických zemín sa rozpúšťajú v kyselinách:

Ca + 2HCl -> CaCl2 + H2

Mg + H2S04 (zriedený) → MgS04 + H2

5. Berýlium sa rozpúšťa v vodné roztoky alkálie:

Be + 2NaOH + 2H20 → Na2 + H2

6. Prchavé zlúčeniny kovov alkalických zemín dodávajú plameňu charakteristickú farbu:

zlúčeniny vápnika sú tehlovo červené, zlúčeniny stroncia sú karmínovo červené a zlúčeniny bária sú žltozelené.

Berýlium, podobne ako lítium, patrí medzi s-prvky. Štvrtý elektrón nachádzajúci sa v atóme Be je umiestnený v orbitále 2s. Ionizačná energia berýlia je vyššia ako energia lítia v dôsledku vyššieho jadrového náboja. V silných zásadách tvorí berylátový ión BeO 2-2. V dôsledku toho je berýlium kov, ale jeho zlúčeniny sú amfotérne. Berýlium, hoci je kov, je podstatne menej elektropozitívne ako lítium.

Vysoká ionizačná energia atómu berýlia sa výrazne líši od ostatných prvkov podskupiny PA (horčík a kovy alkalických zemín). Jeho chémia je do značnej miery podobná chémii hliníka (diagonálna podobnosť). Ide teda o prvok s amfotérnymi vlastnosťami vo svojich zlúčeninách, medzi ktorými stále prevládajú tie zásadité.

Elektronická konfigurácia Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 v porovnaní so sodíkom má jednu významnú vlastnosť: dvanásty elektrón je umiestnený v orbitále 2s, kde už je 1e - .

Ióny horčíka a vápnika sú nenahraditeľné prvky života každej bunky. Ich pomer v tele musí byť striktne definovaný. Ióny horčíka sa podieľajú na činnosti enzýmov (napríklad karboxylázy), vápnika - na stavbe kostry a látkovej premene. Zvýšenie hladiny vápnika zlepšuje vstrebávanie potravy. Vápnik stimuluje a reguluje činnosť srdca. Jeho nadbytok prudko zvyšuje činnosť srdca. Horčík hrá časť úlohy antagonistu vápnika. Zavedenie iónov Mg 2+ pod kožu spôsobuje anestéziu bez obdobia excitácie, paralýzu svalov, nervov a srdca. Dostať sa do rany vo forme kovu, spôsobuje dlhodobé nehojace sa hnisavé procesy. Oxid horečnatý v pľúcach spôsobuje takzvanú zlievarenskú horúčku. Častý kontakt povrchu kože s jej zlúčeninami vedie k dermatitíde. Najpoužívanejšie vápenaté soli v medicíne sú CaSO 4 síran a CaCL 2 chlorid. Prvý sa používa na sadrové odliatky a druhý sa používa na intravenózne infúzie a ako vnútorný liek. Pomáha bojovať proti opuchom, zápalom, alergiám a uvoľňuje kŕče kardiovaskulárneho systému, zlepšuje zrážanlivosť krvi.

Všetky zlúčeniny bária, okrem BaSO 4, sú jedovaté. Spôsobujú menegoencefalitídu s poškodením mozočku, poškodenie hladkého srdcového svalu, paralýzu a vo veľkých dávkach - degeneratívne zmeny pečeň. V malých dávkach zlúčeniny bária stimulujú aktivitu kostnej drene.

Keď sa zlúčeniny stroncia zavádzajú do žalúdka, dochádza k žalúdočnej nevoľnosti, paralýze a zvracaniu; príznaky lézií sú podobné léziám zo solí bária, ale soli stroncia sú menej toxické. Obzvlášť znepokojujúci je výskyt rádioaktívneho izotopu stroncia 90 Sr v tele. Z tela sa vylučuje extrémne pomaly a jeho dlhý polčas a teda aj dlhé trvanie účinku môže spôsobiť chorobu z ožiarenia.

Rádium je pre telo nebezpečné svojou radiáciou a obrovským polčasom rozpadu (T 1/2 = 1617 rokov). Spočiatku, po objavení a výrobe solí rádia vo viac-menej čistej forme, sa začalo pomerne široko používať na skiaskopiu, liečbu nádorov a niektorých vážnych chorôb. Teraz, s príchodom iných dostupnejších a lacnejších materiálov, sa rádium v ​​medicíne prakticky prestalo používať. V niektorých prípadoch sa používa na výrobu radónu a ako prísada do minerálnych hnojív.

V atóme vápnika je ukončená náplň orbitálu 4s. Spolu s draslíkom tvorí dvojicu s-prvkov štvrtej periódy. Hydroxid vápenatý je pomerne silná zásada. Vápnik, najmenej aktívny zo všetkých kovov alkalických zemín, má vo svojich zlúčeninách iónovú väzbu.

Podľa svojich charakteristík zaujíma stroncium strednú polohu medzi vápnikom a báriom.

Vlastnosti bária sú najbližšie k vlastnostiam alkalických kovov.

Berýlium a horčík sú široko používané v zliatinách. Berýliové bronzy sú elastické zliatiny medi s 0,5-3 % berýlia; Letecké zliatiny (hustota 1,8) obsahujú 85 – 90 % horčíka („elektrón“). Berýlium sa líši od ostatných kovov skupiny IIA - nereaguje s vodíkom a vodou, ale rozpúšťa sa v zásadách, pretože tvorí amfotérny hydroxid:

Be+H20+2NaOH=Na2+H2.

Horčík aktívne reaguje s dusíkom:

3 Mg + N2 = Mg3N2.

V tabuľke je uvedená rozpustnosť hydroxidov prvkov skupiny II.

Tradičný technický problém - tvrdosť vody, spojené s prítomnosťou iónov Mg 2+ a Ca 2+ v ňom. Z uhľovodíkov a síranov na stenách vykurovacích kotlov a potrubí s horúca voda Uhličitany horečnaté a vápenaté a síran vápenatý sa vyzrážajú. Zasahujú najmä do prevádzky laboratórnych liehovarov.

S-prvky v živom organizme hrajú dôležitú úlohu biologická funkcia. V tabuľke je uvedený ich obsah.

Extracelulárna tekutina obsahuje 5-krát viac sodíkových iónov ako vo vnútri buniek. Izotonický roztok („fyziologická tekutina“) obsahuje 0,9 % chloridu sodného, ​​používa sa na injekcie, umývanie rán a očí a pod. Hypertonické roztoky (3-10 % chlorid sodný) sa používajú ako pleťové vody pri liečbe hnisavých rán („ ťahanie " hnisu). 98% iónov draslíka v tele sa nachádza vo vnútri buniek a len 2% v extracelulárnej tekutine. Osoba potrebuje 2,5-5 g draslíka denne. 100 g sušených marhúľ obsahuje až 2 g draslíka. 100 g vyprážaných zemiakov obsahuje až 0,5 g draslíka. ATP a ADP sa podieľajú na intracelulárnych enzymatických reakciách vo forme komplexov horčíka.

Každý deň človek potrebuje 300-400 mg horčíka. Do tela sa dostáva chlebom (90 mg horčíka na 100 g chleba), obilninami (100 g ovsených vločiek obsahuje až 115 mg horčíka), orechmi (až 230 mg horčíka na 100 g orechov). Okrem stavby kostí a zubov na báze hydroxylapatitu Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2 sa katióny vápnika aktívne podieľajú na zrážaní krvi, prenose nervových vzruchov a svalovej kontrakcii. Dospelý človek potrebuje prijať asi 1 g vápnika denne. 100 g tvrdého syra obsahuje 750 mg vápnika; 100 g mlieka – 120 mg vápnika; v 100 g kapusty – do 50 mg.

Veda, ktorá študuje tieto prvky, je chémia. Periodická tabuľka, na základe ktorej môžeme študovať túto vedu, nám ukazuje, že v atóme horčíka je obsiahnutých dvanásť protónov a neutrónov. Dá sa to určiť podľa atómového čísla (rovná sa počtu protónov a rovnaký počet elektrónov bude, ak ide o neutrálny atóm a nie ión).

Chemické vlastnosti horčíka študuje aj chémia. Na ich zváženie je potrebná aj periodická tabuľka, pretože nám ukazuje valenciu prvku (v v tomto prípade rovná sa dvom). Závisí to od skupiny, do ktorej atóm patrí. Okrem toho sa dá použiť na zistenie čoho molárna hmota magnézia je dvadsaťštyri. To znamená, že jeden mól tohto kovu váži dvadsaťštyri gramov. Vzorec horčíka je veľmi jednoduchý – neskladá sa z molekúl, ale z atómov spojených kryštálovou mriežkou.

Charakteristika horčíka z hľadiska fyziky

Ako všetky kovy, okrem ortuti, aj táto zlúčenina má za normálnych podmienok pevný stav agregácie. Má svetlosivú farbu so zvláštnym leskom. Tento kov má pomerne vysokú pevnosť. Fyzikálne vlastnosti horčíka tu nekončia.

Zvážte body topenia a varu. Prvý sa rovná šesťstopäťdesiatim stupňom Celzia, druhý tisícdeväťdesiat stupňov Celzia. Môžeme konštatovať, že ide o pomerne taviteľný kov. Navyše je veľmi ľahký: jeho hustota je 1,7 g/cm3.

magnézium. Chémia

Keď poznáte fyzikálne vlastnosti tejto látky, môžete prejsť k druhej časti jej charakteristík. Tento kov má strednú úroveň aktivity. Vidno to z elektrochemického radu kovov – čím je pasívnejší, tým je viac vpravo. Horčík je jeden z prvých vľavo. Uvažujme v poradí, s akými látkami reaguje a ako sa to deje.

S jednoduchým

Patria sem tie, ktorých molekuly pozostávajú iba z jedného chemického prvku. To zahŕňa kyslík, fosfor, síru a mnoho ďalších. Najprv sa pozrime na interakciu s kyslíkom. Volá sa to spaľovanie. V tomto prípade vzniká oxid tohto kovu. Ak spálime dva móly horčíka, pričom minieme jeden mól kyslíka, získame dva móly oxidu. Rovnica pre túto reakciu je napísaná takto: 2Mg + O2 = 2MgO. Okrem toho, keď horčík horí na čerstvom vzduchu, vytvára sa aj jeho nitrid, pretože tento kov súčasne reaguje s dusíkom obsiahnutým v atmosfére.

Keď sa spália tri móly horčíka, spotrebuje sa jeden mól dusíka a výsledkom je jeden mól nitridu príslušného kovu. Rovnicu pre tento druh chemickej interakcie možno napísať takto: 3Mg + N2 = Mg3N2.

Okrem toho môže horčík reagovať s inými jednoduchými látkami, ako sú halogény. K interakcii s nimi dochádza iba vtedy, ak sú komponenty zahriate na veľmi vysoké teploty. V tomto prípade nastáva adičná reakcia. Medzi halogény patria tieto jednoduché látky: chlór, jód, bróm, fluór. A podľa toho sú reakcie pomenované: chlorácia, jodácia, bromácia, fluorácia. Ako ste možno uhádli, v dôsledku takýchto interakcií je možné získať chlorid, jodid, bromid a fluorid horečnatý. Napríklad, ak vezmeme jeden mól horčíka a rovnaké množstvo jódu, dostaneme jeden mól jodidu tohto kovu. Táto chemická reakcia môže byť vyjadrená pomocou nasledujúca rovnica: Mg + I2 = Mgl2. Chlorácia sa vykonáva podľa rovnakého princípu. Tu je reakčná rovnica: Mg + Cl2 = MgCl2.

Kovy, vrátane horčíka, navyše reagujú s fosforom a sírou. V prvom prípade môžete získať fosfid, v druhom - sulfid (nezamieňať s fosfátmi a síranmi!). Ak vezmete tri móly horčíka, pridáte k nemu dva móly fosforu a zahrejete ho na požadovanú teplotu, vytvorí sa jeden mól fosfidu príslušného kovu. Rovnica tohto chemická reakcia vyzerá takto: 3Mg + 2P = Mg3P2. Rovnakým spôsobom, ak zmiešate horčík a síru v rovnakých molárnych pomeroch a vytvoríte potrebné podmienky ako vysoká teplota, získame sulfid tohto kovu. Rovnicu pre takúto chemickú interakciu možno napísať takto: Mg + S = MgS. Pozreli sme sa teda na reakcie tohto kovu s inými jednoduchými látkami. Tým však chemické vlastnosti horčíka nekončia.

Reakcie s komplexnými zlúčeninami

Tieto látky zahŕňajú vodu, soli a kyseliny. S rôzne skupiny kovy reagujú rôzne. Pozrime sa na všetko v poriadku.

Horčík a voda

Keď daný kov interaguje s najbežnejšími chemická zlúčenina na Zemi sa oxid a vodík tvoria vo forme plynu s ostr nepríjemný zápach. Na uskutočnenie tohto typu reakcie je potrebné komponenty tiež zahriať. Ak zmiešate jeden mol horčíka a vody, získate rovnaké množstvo oxidu a vodíka. Reakčná rovnica je napísaná takto: Mg + H20 = MgO + H2.

Interakcia s kyselinami

Rovnako ako iné reaktívne kovy, horčík je schopný vytesniť atómy vodíka z ich zlúčenín. Tento druh procesu sa nazýva V takýchto prípadoch atómy kovu nahradia atómy vodíka a vytvorí sa soľ pozostávajúca z horčíka (alebo iného prvku) a kyslej zrazeniny. Napríklad, ak vezmete jeden mól horčíka a pridáte ho k dvom mólom, vytvorí sa jeden mól chloridu príslušného kovu a rovnaké množstvo vodíka. Reakčná rovnica bude vyzerať takto: Mg + 2HCl = MgCl2 + H2.

Interakcia so soľami

Už sme opísali, ako vznikajú soli z kyselín, ale charakterizácia horčíka z chemického hľadiska zahŕňa aj úvahy o jeho reakciách so soľami. V tomto prípade môže k interakcii dôjsť len vtedy, ak je kov obsiahnutý v soli menej aktívny ako horčík. Napríklad, ak vezmeme jeden mól horčíka a síranu meďnatého, dostaneme síran príslušného kovu a čistú meď v rovnakom molárnom pomere. Rovnicu pre tento typ reakcie možno napísať nasledovne: Mg + CuSO 4 = MgSO 4 + Cu. Tu vstupujú do hry regeneračné vlastnosti horčíka.

Aplikácia tohto kovu

Vďaka tomu, že v mnohých ohľadoch predčí hliník – je približne trikrát ľahší, no zároveň dvakrát pevnejší, má široké využitie v rôznych priemyselných odvetviach. V prvom rade je to letecký priemysel. Zliatiny na báze horčíka tu zaujímajú prvé miesto v obľúbenosti medzi všetkými použitými materiálmi. Okrem toho sa používa v chemický priemysel ako redukčné činidlo na extrakciu určitých kovov z ich zlúčenín. Vzhľadom na to, že horčík pri spaľovaní vytvára veľmi silný záblesk, používa sa vo vojenskom priemysle na výrobu signálnych svetlíc, zábleskovej munície atď.

Získanie horčíka

Hlavnou surovinou na tento účel je chlorid príslušného kovu. To sa vykonáva elektrolýzou.

Kvalitatívna reakcia na katióny daného kovu

Ide o špeciálny postup určený na stanovenie prítomnosti iónov látky. Ak chcete otestovať roztok na prítomnosť zlúčenín horčíka, môžete do neho pridať uhličitan draselný alebo sodný. V dôsledku toho sa vytvorí biela zrazenina, ktorá sa ľahko rozpúšťa v kyselinách.

Kde možno tento kov nájsť v prírode?

Tento chemický prvok je v prírode pomerne bežný. Takmer dve percentá zemskej kôry tvoria tento kov. Nachádza sa v mnohých mineráloch, ako je karnalit, magnezit, dolomit, mastenec a azbest. Vzorec prvého minerálu vyzerá takto: KCl.MgCl 2 .6H 2 O. Vyzerá ako kryštály modrastej, svetloružovej, vyblednutej červenej, svetložltej alebo priehľadnej.

Magnezit je jeho chemický vzorec - MgCO 3. Je bielej farby, ale v závislosti od nečistôt môže mať sivý, hnedý alebo žltý odtieň. Dolomit má nasledovné chemický vzorec: MgC03.CaC03. Je to žltkastosivý alebo minerál so sklovitým leskom.

Mastenec a azbest majú zložitejšie vzorce: 3MgO.4Si02.H20 a 3MgO.2Si02.2H20, v tomto poradí. Pre svoju vysokú tepelnú odolnosť majú široké využitie v priemysle. Okrem toho obsahuje horčík chemické zloženie bunky a štruktúra mnohých organickej hmoty. Pozrieme sa na to podrobnejšie.

Úloha horčíka pre telo

Tento chemický prvok je dôležitý pre rastlinné aj živočíšne tvory. Horčík je jednoducho životne dôležitý pre rastlinný organizmus. Tak ako je železo základom hemoglobínu, nevyhnutného pre život zvierat, tak horčík je hlavnou zložkou chlorofylu, bez ktorého rastlina nemôže existovať. Tento pigment sa podieľa na procese fotosyntézy, počas ktorej sa z anorganických zlúčenín v listoch syntetizujú živiny.

Horčík je tiež veľmi potrebný pre živočíšny organizmus. Hmotnostný podiel tohto mikroelementu v článku je 0,02 až 0,03 %. Napriek tomu, že je ho tak málo, predvádza veľmi dobré výkony dôležité funkcie. Vďaka nej sa zachováva štruktúra takých organel, ako sú mitochondrie, ktoré sú zodpovedné za bunkové dýchanie a syntézu energie, ako aj ribozómy, v ktorých sa tvoria bielkoviny potrebné pre život. Okrem toho je súčasťou chemického zloženia mnohých enzýmov, ktoré sú potrebné pre intracelulárny metabolizmus a syntézu DNA.

Pre telo ako celok je horčík nevyhnutný na to, aby sa podieľal na metabolizme glukózy, tukov a niektorých aminokyselín. Pomocou tohto stopového prvku je tiež možné prenášať nervový signál. Okrem všetkého spomenutého, dostatok horčíka v tele znižuje riziko infarktu, infarktu a mŕtvice.

Príznaky zvýšeného a zníženého obsahu v ľudskom tele

Nedostatok horčíka v tele sa prejavuje takými základnými príznakmi, ako je zvýšená arteriálny tlak, únava a nízka výkonnosť, podráždenosť a zlý spánok, zhoršenie pamäti, časté závraty. Môže sa objaviť aj nevoľnosť, kŕče, chvenie prstov, zmätenosť – to sú príznaky veľmi znížená hladina príjem tohto mikroelementu z potravy.

Nedostatok horčíka v tele vedie k častým ochoreniam dýchacích ciest, poruchám kardiovaskulárneho systému a cukrovke 2. typu. Ďalej sa pozrime na obsah horčíka vo výrobkoch. Aby ste sa vyhli jeho nedostatku, musíte vedieť, ktoré potraviny sú bohaté na tento chemický prvok. Je potrebné počítať aj s tým, že mnohé z týchto príznakov sa môžu prejaviť aj v opačnom prípade – nadbytkom horčíka v tele, ako aj nedostatkom mikroelementov ako draslík a sodík. Preto je dôležité starostlivo prehodnotiť svoju stravu a pochopiť podstatu problému, najlepšie je to urobiť s pomocou odborníka na výživu.

Ako bolo uvedené vyššie, tento prvok je hlavnou zložkou chlorofylu. Preto môžete hádať, že veľké množstvo ho obsahuje zelenina: zeler, kôpor, petržlen, karfiol a biela kapusta, šalát atď. Tiež veľa obilnín, najmä pohánka a proso, ako aj ovsené vločky a jačmeň. Okrem toho sú orechy bohaté na tento mikroelement: kešu a Orech a arašidy, lieskové orechy a mandle. Tiež veľké množstvo Príslušný kov sa nachádza v strukovinách, ako je fazuľa a hrach.

Veľa sa ho nachádza aj v riasach, napríklad v morských riasach. Ak sa tieto produkty konzumujú v bežných množstvách, potom vášmu telu nebude chýbať kov, o ktorom sa hovorí v tomto článku. Ak nemáte možnosť pravidelne jesť vyššie uvedené potraviny, potom je najlepšie zaobstarať si výživové doplnky, ktoré tento mikroelement obsahujú. Predtým, ako to urobíte, by ste sa však mali určite poradiť so svojím lekárom.

Záver

Horčík je jedným z najdôležitejších kovov na svete. Našiel široké uplatnenie v mnohých priemyselných odvetviach – od chemického po letectvo a armádu. Navyše je to veľmi dôležité z biologického hľadiska. Bez nej nie je možná existencia ani rastlinných, ani živočíšnych organizmov. Vďaka tomuto chemický prvok prebieha proces, ktorý dáva život celej planéte - fotosyntéza.

Z tohto článku sa dozviete, čo je horčík a uvidíte skutočný chemický zázrak – spaľovanie horčíka vo vode!

V 17. storočí v anglickom meste Epsom izolovali z minerálneho prameňa horkú látku, ktorá mala laxatívny účinok. Ukázalo sa, že táto látka je kryštalický hydrát síranu horečnatého alebo MgS04∙7H2O. Pre jej špecifickú chuť lekárnici nazvali túto zlúčeninu „horká soľ“. V roku 1808 anglický chemik Humphry Davy získal amalgám dvanásteho prvku pomocou horčíka a ortuti. O jedenásť rokov neskôr francúzsky chemik Antoine Bussy získal predmetnú látku pomocou horčíka a chloridu draselného, ​​čím redukoval horčík.

Horčík je jedným z najbežnejších prvkov v zemskej kôre. Väčšina zlúčenín horčíka sa nachádza v morská voda. Tento prvok zohráva dôležitú úlohu v živote ľudí, zvierat a.

Ako kov sa horčík nepoužíva v čistej forme - iba v zliatinách (napríklad s titánom). Horčík umožňuje vytvárať ultraľahké zliatiny.

Fyzikálne vlastnosti horčíka

Je to ľahký a tvárny kov striebristo svetlej farby s charakteristickým kovovým leskom.

Horčík sa oxiduje vzduchom a na jeho povrchu sa vytvorí pomerne silný film MgO, ktorý chráni kov pred koróziou.

Teplota topenia strieborného kovu je 650 ° C a teplota varu je 1091 ° C.

Chemické vlastnosti horčíka

Tento kov je pokrytý ochranným oxidovým filmom. Ak sa zničí, horčík na vzduchu rýchlo oxiduje. Pod vplyvom teploty kov aktívne interaguje s halogénmi a mnohými nekovmi. Horčík reaguje s horúcou vodou za vzniku hydroxidu horečnatého ako zrazeniny:

Mg + 2H20 = Mg(OH)2 + H2

Ak zapálite horčíkový prášok v špeciálnej chemickej lyžičke na plynovom horáku a potom ho spustíte do vody, prášok začne horieť intenzívnejšie.

Stáva sa to takto:

Kvôli intenzívne uvoľňovanému vodíku bude sprevádzaný. V tomto prípade vzniká oxid horečnatý a potom jeho hydroxid.

Horčík patrí medzi aktívne kovy, a preto prudko reaguje s kyselinami. Toto však neprebieha tak prudko ako v prípade draslíka alkalického kovu, to znamená, že reakcia prebieha bez vznietenia. Ale s charakteristickým syčaním sa aktívne uvoľňujú vodíkové bubliny. A hoci vodíkové bubliny kov zdvihnú, nie je dostatočne ľahký, aby sa udržal na hladine.

Rovnica pre reakciu horčíka a kyseliny chlorovodíkovej:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2

Pri teplotách nad 600 °C sa na vzduchu vznieti horčík, ktorý vyžaruje extrémne jasné svetlo takmer v celom spektre, podobne ako Slnko.

Pozor! Nepokúšajte sa sami opakovať tieto experimenty!

Takýto oslepujúci záblesk vám môže zraniť oči: môžete si popáliť sietnicu a v najhoršom prípade stratiť zrak. Preto takéto zážitky patria nielen medzi najkrajšie, ale aj najnebezpečnejšie. Neodporúča sa vykonávať tento experiment bez špeciálnych ochranných tmavých okuliarov. Nájdete tu experiment so spaľovaním horčíka, ktorý sa dá bezpečne vykonať doma.

Reakciou vzniká biely prášok oxidu horečnatého (tiež nazývaný magnézia), ako aj nitrid horečnatý. Rovnice spaľovania:

2Mg + 02 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2.

Horčík naďalej horí vo vode aj v atmosfére oxidu uhličitého, takže je dosť ťažké uhasiť takýto požiar. Hasenie vodou situáciu len zhoršuje, pretože sa začína uvoľňovať vodík, ktorý sa aj vznieti.

12. element je veľmi podobný alkalického kovu. Napríklad tiež reaguje s dusíkom za vzniku nitridu:

3Mg +N2 = Mg3N2.

Rovnako ako lítium, aj nitrid horečnatý možno ľahko rozložiť vodou:

Mg3N2 + 6H20 = 3Mg(OH)2 + 2NH3.