När elementärt magnesium brinner i luft, kombinerar det med syre för att bilda en jonisk förening kallad magnesiumoxid eller MgO. Magnesium kan också kombinera med kväve för att bilda magnesiumnitrid, Mg3N2, och kan också reagera med koldioxid. Reaktionen är kraftig och den resulterande flammen är en lysande vitfärg. Vid ett tillfälle användes brinnande magnesium för att generera ljus i fotoblocket, trots att idag har elektriska blixtar tagit plats. Det är fortfarande ett populärt klassrumsdemonstration.
Minns din publik att luften är en blandning av gaser; kväve och syre är de viktigaste beståndsdelarna, även om koldioxid och några andra gaser också är närvarande.
Förklara att atomer tenderar att vara stabilare när deras yttersta skal är fullt, dvs innehåller sitt maximala antal elektroner. Magnesium har bara två elektroner i sitt yttersta skal, så det tenderar att ge bort dem. den positivt laddade jonen bildad av denna process, Mg + 2-jonen, har ett fullständigt yttre skal. Syre har däremot en tendens att få två elektroner, som fyller sitt yttersta skal.
Påpeka att när ilt har fått två elektroner från magnesiumet, har det mer elektroner än protoner, så det har en netto negativ laddning . Magnesiumatomen har däremot förlorat två elektroner, så det har nu fler protoner än elektroner och därmed en positiv nettoladdning. Dessa positivt och negativt laddade joner lockas till varandra, så de kommer samman för att bilda en gittertypsstruktur.
Förklara att när magnesium och syre är kombinerade, har produkten magnesiumoxid lägre energi än reaktanter. Den förlorade energin är utsläppt som värme och ljus, vilket förklarar den lysande vita flammen som du ser. Mängden värme är så stor att magnesiumet kan reagera med kväve och koldioxid, som båda är vanligtvis mycket oreaktiva.
Lär din publik att du kan ta reda på hur mycket energi som släpps ut genom denna process genom att bryta den i flera steg. Värme och energi mäts i enheter som kallas joules, där en kilojoule är tusen joules. Förångande magnesium till gasfasen tar ca 148 kJ /mol, där en mol är 6,022 x 10 ^ 23 atomer eller partiklar; Eftersom reaktionen involverar två atomer av magnesium för varje O2-syremolekyl, multiplicera den här siffran med 2 för att få 296 kJ expended. Ioniserande magnesium tar ytterligare 4374 kJ, medan brytningen av O2 upp i individuella atomer tar 448 kJ. Tillsättning av elektronerna till syret tar 1404 kJ. Att lägga upp alla dessa siffror ger dig 6522 kJ expended. Allt detta återvinns emellertid av den energi som frigörs när magnesium- och syrejonerna kombineras i gitterstrukturen: 3850 kJ per mol eller 7700 kJ för de två molerna MgO som produceras genom reaktionen. Nettoresultatet är att bildningen av magnesiumoxid frigör 1206 kJ för två mol produkt bildad eller 603 kJ per mol.
Denna beräkning berättar inte vad som händer, förstås. reaktionens verkliga mekanism innefattar kollisioner mellan atomer. Men det hjälper dig att förstå var den energi som frigörs av denna process kommer ifrån. Överföringen av elektroner från magnesium till syre, följt av bildandet av jonbindningar mellan de två jonerna, släpper ut en stor mängd energi. Reaktionen innebär vissa steg som kräver energi, naturligtvis, varför du behöver leverera värme eller en gnista från en lättare för att kickstart den. När du har gjort det, släpper det så mycket värme att reaktionen fortsätter utan ytterligare ingrepp.
Tips
Om du planerar en demonstration i klassrummet, kom ihåg att brinnande magnesium är potentiellt farligt ; Det här är en högvärmereaktion, och det blir faktiskt mycket sämre att använda en koldioxid eller vattensläckare på en magnesiumbrand.
