Razlika između verzija stranice "Magnezij"
| [pregledana izmjena] | [pregledana izmjena] |
Uklonjeni sadržaj Dodani sadržaj
No edit summary |
|||
Red 28:
| Magnetizam = paramagnetičan
| Tačka topljenja_K = 923
| Tačka topljenja_C = 650<ref name="crc" />
| Tačka ključanja_K = 1383<ref name="kljuc" />
| Tačka ključanja_C = 1110
Red 102:
}}
|}}
'''Magnezij''' ([[latinski jezik|latinski]] - ''magnesium'', [[CAS registarski broj|CAS broj]]: 7439-95-4) je [[hemijski element]] sa simbolom '''Mg''' i atomskim brojem 12. Spada u grupu [[Zemnoalkalni metali|zemnoalkalnih metala]] IIA grupe. Gradi 2+ ione. Oksidacioni broj magnezija u jedinjenjima je +2, uz vrlo rijetke izuzetke gdje ima [[oksidacioni broj]] +1.<ref name="jedan" /> Ima najnižu [[Talište|temperaturu topljenja]] u grupi zemnoalkalnih metala. On je osmi najrasprostranjeniji element u [[Zemljina kora|Zemljinoj kori]]<ref name="Abundance" /><ref name="crc" /> i deveti općenito u poznatom [[svemir]]u.<ref name="housecroft3d" /><ref name="ash10" /> Magnezij je četvrti po rasprostranjenosti element na Zemlji u globalu (iza [[Željezo|željeza]], [[kisik]]a i [[silicij]]a), čini oko 13% ukupne mase planete Zemlje i ima najveći udio u [[Geografski omotač|plaštu Zemlje]]. Relativno velika zastupljenost magnezija na Zemlji je povezana sa činjenicom da se on lahko stvara pri [[Supernova|supernovoj]] zvijezda pri sekvencijalnom dodavanju tri jezgra [[atom]]a [[helij]]a na karbon (koji je također napravljen iz tri jezgra atoma helija). Zbog velike [[rastvorljivost]]i magnezijevih [[ion]]a u [[Voda|vodi]], on je i treći po zastupljenosti element rastvoren u svjetskim morima.<ref name="seawater" /> Magnezij se stvara u zvijezdama većim od tri sunčeve mase putem [[Fuzija|fuzije]] helija i [[neon]]a u alfa procesu pri temperaturama iznad 600 [[Kelvin|megakelvina]].
U elementarnom stanju (kao metal) se ne može naći u prirodi na Zemlji jer je veoma reaktivan. Kada se izdvoji u elementarnom stanju stajanje na zraku vrlo brzo se [[oksid]]ira te se njegova površina prekrije tankim slojem oksida (pasivizira se). U obliku metalnog praha gori uz karakterističan blješteći bijeli plamen, što ga čini čestim sastojkom za [[pirotehnika|pirotehničke]] sprave i rakete. Metal se danas najčešće dobija [[elektroliza|elektrolizom]] magnezijevih soli izolovanih iz slane vode. Komercijalno, magnezij se najčešće koristi za legiranje drugih metala te proizvodnju [[aluminij]]-magnezij [[legura|legure]] poznatije kao magnalij ili magnelij. Pošto je magnezij oko trećine lakši od aluminija (ima manju gustoću<ref name="sae" />) ove legure se cijene zbog svoje relativne lahkoće i čvrstoće. U [[Fiziologija|ljudskom tijelu]], magnezij je jedanaesti najzastupljeniji element po masi. Njegovi [[ion]]i su nezamjenjivi za sve žive [[Ćelija|ćelije]], gdje oni vrše važnu ulogu u manipulaciji važnih bioloških polifosfatnih spojeva poput [[ATP]], [[DNK]] i [[RNK]]. Postoje stotine enzima kojima su magnezijevi ioni neophodni za funkcioniranje. Spojevi magnezija se koriste u medicini kao [[laksativ]]i, antacidi (npr. mlijeko magnezija) te u brojnim drugim situacijama kada je neophodna stabilizacija neuobičajenog nadražaja nekog [[Nervni sistem|nerva]] ili kada je potrebno [[Mišićni spazam|grčenje]] krvnih sudova (npr. pri tretmanu [[eklampsija|eklampsije]]). Magnezijevi ioni su općenito kiselog okusa i u niskim koncentracijama mogu pomoći pri ublažavanju oporosti prirodne mineralne vode. U biljkama, magnezij je metalni ion u centru molekule [[hlorofil]]a i zato je čest dodatak vještačkim đubrivima.<ref name="mg12" />
Red 140:
Magnezij je izuzetno zapaljiv metal, iako ga je lahko zapaliti ako je u obliku praha ili izrezan u tanke pločice, mnogo teže ga je zapaliti u obliku većeg, kompaktnijeg predmeta. Jednom zapaljen, vrlo teško se može ugasiti, a može da gori i u atmosferi [[Dušik|dušika]] (stvarajući [[magnezij nitrid]]), [[ugljik dioksid]]a (dajući [[magnezij oksid]] i [[ugljik]]) te u [[Voda|vodi]] (dajući magnezij oksid i vodonik). Ova osobina se koristila u zapaljivom oružju u [[Drugi svjetski rat|Drugom svjetskom ratu]], naročito u zapaljivim avionskim [[bomba]]ma. Jedina odbrana od [[požar]]a kod takve vrste bombe bila je gašenje vatre suhim pijeskom da bi se onemogućio dotok kisika. Sagorijevajući u zraku, magnezij proizvodi bliješteće [[Svjetlost|bijelo svjetlo]] kao i snažno [[Ultraljubičasto zračenje|ultraljubičasto]]. Prah magnezija se nekad koristio kao izvor osvjetljenja u ranim danima [[Fotografija|fotografije]]. Kasnije, magnezijeve trake su se koristile za električno pobuđivanje sijalica za bliceve. Prah magnezija se koristi za proizvodnju [[vatromet]]a te za signalne pomorske baklje gdje se traži blještava bijela svjetlost. Temperatura plamena magnezija i njegovih legura može dostići oko 3100°C,<ref name="Dreizin, Edward L.; Berman, Charles H. and Vicenzi, Edward P. 2000 30" /> ali je visina koju dostiže plamen iznad gorućeg metala obično manja od 300 mm.<ref name="DOE" /> Magnezij se može koristiti i kao izvor paljenja [[termit]]a, mješavine aluminija i praha željezo oksida koji je drugim načinima vrlo teško zapaliti. Ova osobina magnezija se manifestira zbog velike [[Specifična toplota|specifične toplote]] magnezija, po čemu je četvrti među metalima.
Spojevi magnezija su uglavnom u obliku bijelih kristala. Većina ih je rastvorljiva u vodi, kojoj magnezij ion Mg<sup>2+</sup> daje kiseli, opor ukus. Manje količine rastvorenih iona magnezija doprinose oporosti i ukusu prirodnih voda. Ioni magnezija u većim količinama su ionski laksativi, a ponekad se u ove svrhe koristi i [[magnezij sulfat]] (poznat i kao ''epsom so''). Takozvano ''mlijeko magnezije'' je vodena suspenzija nekog od malobrojnih nerastvorljivih magnezijevih spojeva, [[magnezij hidroksid]]a. Svoj naziv duguje nerastvorenim česticama koje zbog kojih izgleda poput [[Mlijeko|mlijeka]]. ''Mlijeko magnezije'' je blaga [[Baza (hemija)|baza]] koja se često koristi kao [[antacid]] sa laksativnim popratnim efektima. Kationi Mg<sup>2+</sup> spadaju u V analitičku grupu kationa.
== Primjena ==
Red 170:
<ref name="Dreizin, Edward L.; Berman, Charles H. and Vicenzi, Edward P. 2000 30">{{cite journal|title=Condensed-phase modifications in magnesium particle combustion in air|author=Dreizin, Edward L.; Berman, Charles H. and Vicenzi, Edward P.|journal=Scripta Materialia|volume=122|doi=10.1016/S0010-2180(00)00101-2|year=2000|pages=30–42}}</ref>
<ref name="DOE">{{cite book|title = DOE Handbook – Primer on Spontaneous Heating and Pyrophoricity|publisher = U.S. Department of Energy|date = decembar 1994.|page=20|url=http://www.hss.doe.gov/nuclearsafety/techstds/docs/handbook/hbk1081c.html#ZZ22| accessdate = 21.12.2011}}</ref>
<ref name="crc">David R. Lide, ed., ''[http://www.hbcpnetbase.com CRC Handbook of Chemistry and Physics]'', Internet Version 2005, CRC Press, Boca Raton, FL, 2005, str. 4-18</ref>
}}
{{Commonscat|Magnesium}}
| |||