Magnesium


Magnesium

Eigenschaften
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 ($ \chi_{m} $ = 1,2 · 10−5)[5]
Schmelzpunkt 923 K (650 °C)
Siedepunkt 1383 K[6] (1110 °C)
Molares Volumen 14,00 · 10−6 m3/mol
Verdampfungswärme 132 kJ/mol[6]
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)[7]
Elektronegativität 1,31 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZA 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) [8]

Pulver
02 – Leicht-/Hochentzündlich

Gefahr

H- und P-Sätze H: 250-260
P: 222-​223-​231+232-​370+378-​422 [9]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [10] aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [8]

Pulver

Leichtentzündlich
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: ⚩[11]) 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:

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.[12]

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 der Säure freigesetzt, 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 findet Magnesium vielseitige Verwendung ,

  • z. B. als Reduktionsmittel im Kroll-Prozess zur Gewinnung von Titan,
  • als Reduktionsmittel zur Gewinnung von Uran, Kupfer, Nickel, Chrom und Zirconium,
  • als Bestandteil von Legierungen der Gruppen AlSiMg und AlMg,
  • als Magnesiumgranulat zur Entschwefelung von Eisen und Stahl,
  • als Zuschlagstoff für Kugelgraphitguss,
  • als Basis einer Gruppe genormter Leichtlegierungen für den Bau von Luft- und Kraftfahrzeugen. (Diese Schmelzen benötigen eine Abdeckschicht aus geschmolzenem Magnesiumchlorid zum Schutz vor Luftzutritt und Oxidation (s.Schmelzebehandlung),
  • 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

Die wichtigste Eigenschaft von Magnesiumlegierungen, die ihnen gegenüber Aluminium und seinen Legierungen zu Bedeutung verholfen hat, ist der mit ihnen mögliche Leichtbau. Mit einer Dichte von rund 1,75 g/cm3 ist der Unterschied zu Aluminiumleichtbau mit einer Dichte um 2,75 g/cm3 deutlich. Hinzu kommt, dass der Schmelzbereich zwischen 430 und 630 °C, also energiesparend niedriger liegt. Die für damalige Anschauung erstaunlich niedere Dichte machte Magnesium schon früh für mobile Anwendungen interessant. Die erste wirklich namhaft gewordene Verwendung fanden die leichten Magnesiumlegierungen daher schon vor dem Ersten Weltkrieg beim Bau des Gerüstes für die starren Zeppelinluftschiffe. Dies blieb auch so bis zur Einstellung des Luftschiffbaus zu Beginn des Zweiten Weltkrieges. In Kraftfahrzeugen nutzte man Magnesiumlegierungen zur Herstellung von Gehäuseteilen sowie zur Herstellung von Felgen für Großfahrzeuge. Nach 1930 verwendete man Magnesiumlegierungen zunehmend im Flugzeugbau, denn die mit ihnen möglichen Gewichtseinsparungen, auch im Motorenbau erlaubten höhere Geschwindigkeiten, wie auch höhere Zuladung. Alles dies führte zu einem raschen Ausbau der Magnesiumerzeugung in Deutschland (Elektron aus der Chemischen Fabrik Griesheim) und nach 1940 auch in den USA. „Elektron“ wurde unmittelbar nach Produktionsanlauf zum markenrechtlich geschützten Namen für die ersten Magnesiumlegierungen.

Andere Verwendungsmöglichkeiten für Magnesiumguss boten sich im Zuge der technischen Entwicklung an, teils kriegsbedingt, teils konstruktiv vorausschauend und zugleich die Legierungen optimierend. Als Werkstoffe auf Magnesiumbasis wurden die Legierungen Mg-Al-, Mg-Mn-, Mg-Si-, Mg-Zn- und schließlich Mg-Al-Zn-Legierungen entwickelt.

Die Getriebegehäuse des VW Käfers wurde in Millionenauflage aus einer Mg-Si-Legierung gegossen. Heute werden Magnesiumlegierungen nicht allein unter dem Gesichtspunkt Gewichtsersparnis verwendet, sondern sie zeichnen sich zudem durch hohe Dämpfung aus. Dies führt bei Schwingungsbelastung zu einer Verringerung der Vibration und Geräuschemission. Auch aus diesem Grunde sind Magnesiumlegierungen interessante Werkstoffe im Motorenbau, wie überhaupt im Automobilbau geworden. So werden nicht nur Teile des Motors aus Magnesiumlegierung hergestellt, sondern zunehmend auch für den Guss von Motorblöcken das Hybridverfahren/Hybridguss angewendet (siehe hierzu auch BMW N52).

Im Druckgießverfahren/Druckguss (siehe auch unter Formguss) lassen sich viele, auch großflächige, dünnwandige Bauteile endabmessungsnah und ohne kostenintensive Nachbearbeitung herstellen, so z. B. Felgen, Profile, Gehäuse, Türen, Motorhauben, Kofferraumdeckel, Handbremshebel und anderes. Nicht nur im Automobilbau, auch im Maschinenbau wird mit Teilen aus Mg-Al-Zn-Legierungen konstruiert.

Die Bestrebung nach Leichtbau führten bereits zu Ende des 20. Jahrhunderts zu noch leichteren Legierungen aus Magnesium mit Zusatz von Lithium.

Magnesiumwerkstoffe in der Medizin

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.[13] Auch das natürlich als Bobierrit vorkommende Magnesiumphosphat Mg3(PO4)2 (Trimagnesiumphosphat)[14] sowie Magnesiumnitrat[15] 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.[16] Ein Magnesiumüberschuss im Blut kann durch exzessive Zufuhr und Nierenfunktionstörungen auftreten und führt zu Störungen im Nervensystem und Herz.

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.[17]

Magnesiumsalze wie etwa Citrat, Gluconat, Aspartat und Aspartathydrochlorid 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 zum Auflösen in Flüssigkeit) ist die Dosierung wichtig. Verschiedene Studien[18] 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 Resorption im Körper ist die Form der heute in Medikamenten gebräuchlichen Verbindungen unerheblich, denn sie sind sowohl pharmakologisch, als auch biologisch und klinisch äquivalent. Organische Salze wie etwa Magnesiumaspartat oder Magnesiumcitrat werden aber generell schneller vom Körper aufgenommen als anorganische Verbindungen.[19]

Lebensmittel

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Magnesium kommt als Verbindung in vielen Lebensmitteln vor, insbesondere in

  • Vollkornprodukten (zum Beispiel Vollkornbrot, Reis, Cornflakes, Vollkornnudeln)
  • Mineralwasser, insbesondere Heilwasser
  • Leitungswasser ausreichender Wasserhärte
  • 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. Phlegmatisierung ist eine die Gefahr herabsetzende Behandlung bei der Verarbeitung von Magnesium-, wie Metallpulvern überhaupt. Geschmolzenes Magnesium entzündet sich ebenfalls von selbst an der Luft. Auch mit vielen anderen Stoffen, beispielsweise Wasser und anderen sauerstoffhaltigen Verbindungen, reagiert feinkörniges oder erhitztes Magnesium. Magnesiumschmelzen bedürfen daher einer permanenten Sicherung gegen Zutritt von Luftsauerstoff. In der Praxis erfolgt dies durch Abdeckung der Schmelze mittels magnesiumchloridreichen Mitteln. Schwefelhexafluorid ist ebenfalls als Oxidationsschutz geeignet. Das früher übliche Abdecken mit elementarem Schwefel wird wegen der starken Belästigung durch entstehendes Schwefeldioxid nicht mehr praktiziert.

Bei Magnesiumbränden treten Temperaturen bis zu etwa 3000 °C auf. Keinesfalls dürfen gängige Löschmittel wie Wasser, Kohlenstoffdioxid, Schaum oder Stickstoff verwendet werden, da Magnesium heftig mit diesen reagiert. Bei Zutritt von Wasser zu einem Magnesiumbrand besteht die akute Gefahr einer Knallgasreaktion.

Für den Brand (Metallbrände) einer Schmelze gilt als Löschprinzip dessen Ersticken, also die rasche Sauerstoffverdrängung. Im einfachsten Fall durch Abdecken mit trockenem Sand, sonst mittels Aufbringung eines Abdecksalzes für Magnesiumschmelzen. Weiter geeignet sind Löschpulver der Brandklasse D, Magnesiumoxid-Pulver (Magnesia usta/gebrannte Magnesia), notfalls auch trockene rostfreie Graugussspäne,

Bei der Verwendung von Magnesium sind insofern alle gegebenen Sicherheitshinweise genau zu befolgen. Es darf unter keinen Umständen eine explosive 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

Halogenide

Salze von Sauerstoffsäuren

Verbindungen mit anderen Hauptgruppenelementen

Sonstige Verbindungen

Einzelnachweise

  1. 1,0 1,1 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. 6,0 6,1 Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, S. 328–337, doi:10.1021/je1011086.
  7. 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.
  8. 8,0 8,1 Eintrag aus der CLP-Verordnung zu CAS-Nr. 7439-95-4 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich)
  9. Datenblatt Magnesium bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 13. März 2011.
  10. Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Zubereitungen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  11. Definition von Zeichen 26A9 (Hex) als Magnesium im Unicode Standard, Version 5.2
  12. Skript der fh Aalen (pdf, 3,3 MB)] (Version vom 28. September 2007 im Internet Archive)
  13. Kalkung von Acker- und Grünland. Abgerufen am 26. Mai 2011.
  14. Wissenschaft-Online-Lexika: Eintrag zu „Magnesiumphosphate“ im Lexikon der Chemie. Abgerufen am 26. Mai 2011.
  15. Thieme Chemistry (Hrsg.): Eintrag zu Magnesiumnitrat im Römpp Online. Version 3.29. Georg Thieme Verlag, Stuttgart 2012, abgerufen am 26. Mai 2011.
  16. 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.
  17. Swaminathan R: Magnesium metabolism and its disorders, in: Clin Biochem Rev., 2003 May; 24 (2), S. 47–66; PMID 18568054.
  18. z. B. Kenneth D Fine, Carol A Santa Ana, Jack L Porter, John S Fordtran: Intestinal absorption of magnesium from food and supplements, J Clin Invest, 88 (2), 1991 August, S. 396–402; PMC 295344; doi:10.1172/JCI115317.
  19. Sighart Golf, Bioverfügbarkeit von organischen und anorganischen Verbindungen, in: Pharmazeutische Zeitung, 07/2009

Weblinks

Wiktionary Wiktionary: Magnesium – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen
 Commons: Magnesium – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien