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Magnesium

Verbindungen

Magnesiumhydrid

Magnesiumhydrid, MgH2, lässt sich bei 500 °C aus den Elementen, in hochreaktiver Form (aktiviertes MgH2) auch durch katalytische Hydrierung von Magnesium herstellen:

Mg+ H2 MgH2

MgH2 ist eine weiße, feste Substanz, deren Dichte geringer ist als die von Magnesium. Sie reagiert mit Wasser heftig unter Wasserstoffentwicklung und ist je nach Herstellungsart an der Luft beständig oder selbstentzündlich.

Katalytisch gewonnenes, aktiviertes Magnesiumdihydrid kann u.a. als Trockenmittel oder als Reduktionsmittel genutzt werden. Bei Temperaturen oberhalb 280 °C zerfällt die Verbindung in die Elemente, wobei pyrophores (d.h. an der Luft selbstentzündliches), für eine Wasserstoffspeicherung geeignetes Magnesium entsteht. Dieses kann bei leicht erhöhter Temperatur rasch bis zu 7,66 Gewichts-% Wasserstoff aufnehmen und wieder abgeben.

Magnesiumfluorid

Magnesiumfluorid, MgF2, entsteht durch Reaktion von Alkalifluorid und Magnesiumsalzlösungen. Es ist in Wasser sehr schwer löslich. Mit Alkalifluoriden, MF (M = Alkalimetall), bildet MgF2 Doppelsalze des Typs MF · MgF2 und 2 MF · MgF2. Magnesiumfluorid dient zum Vergüten optischer Systeme, da es nach Aufdampfen auf optische Linsen störende Spiegelungen verhindert.

Magnesiumchlorid

Die technische Gewinnung von Magnesium(II)-chlorid, MgCl2, das in der Natur in Form von Carnallit, KCl · MgCl2 · 6H2O, in den Kalisalzlagerstätten vorkommt, erfolgt durch Eindampfen der Endlaugen der Kaliumchlorid-Gewinnung. Es kristallisiert bei normaler Temperatur als Hexahydrat, MgCl2 · 6H2O.

Das wasserfreie MgCl2 kann nicht durch Eindampfen der wässrigen Lösung und Erhitzen hergestellt werden, da hierbei unter Chlorwasserstoff-Abspaltung basische Chloride wechselnder Zusammensetzung entstehen, z.B.:

MgCl2+ H2O Mg(OH)Cl+ HCl
2MgCl2+ H2O Mg2OCl2+ 2HCl

Das Hexahydrat lässt sich aus diesem Grunde nur durch Erhitzen in einer HCl-Atmosphäre entwässern, wodurch die Hydrolyse zurückgedrängt wird.

MgCl2 ist sehr hygroskopisch. Kochsalz, in dem MgCl2 in geringen Mengen enthalten ist, wird an der Luft feucht und klumpt.

In Wasser ist MgCl2 sehr gut löslich. Mischungen aus konzentrierten Magnesiumchloridlösungen und geglühtem Magnesiumoxid, MgO, erstarren sehr bald unter Bildung von Magnesiumoxidchloriden zu einer sehr harten Masse, dem Magnesiazement (Sorel-Zement). Sie werden – unter Zusatz von neutralen Füllstoffen und Farben – zur Herstellung künstlicher Steine (Kunstmarmor) verwendet. Da sie nicht wasserbeständig sind, eignen sie sich nur zur Verarbeitung in Innenräumen. Magnesiumchlorid bildet mit Alkalichloriden Doppelsalze. Ein Beispiel ist der natürlich vorkommende Carnallit, KCl · MgCl2 · 6H2O.

Die Hauptmenge an Magnesiumchlorid wird zur elektrolytischen Darstellung von Magnesium genutzt, darüber hinaus findet es Anwendung zur Herstellung von Kältelösungen, als Imprägniermittel für Hölzer, als Frostschutzmittel und zur Synthese anderer Magnesiumverbindungen.

Magnesiumoxid

Magnesiumoxid (Magnesia), MgO, bildet sich bei der Verbrennung von Magnesium an der Luft oder durch Glühen des Hydroxids, des Nitrats, des Carbonats oder anderer sauerstoffhaltiger Salze des Magnesiums als farblose (weiße), pulverförmige Substanz. Je nach Herstellungstemperatur wandelt es sich mit Wasser langsam oder gar nicht in Magnesiumhydroxid, Mg(OH)2, um. Das Glühen (Calcinieren) von Magnesit, MgCO3, bei Temperaturen von 800-900 °C führt zu einem lockeren, reaktionsfähigen, mit Wasser abbindenden Pulver, das als Mörtel verwendet werden kann (kaustische Magnesia):

MgCO3 MgO+ CO2

Wird bei sehr hohen Temperaturen geglüht (1600-1700 °C), so sintert das entstehende MgO zu einem Produkt, das mit Wasser nicht mehr abbindet, aber sehr hitzebeständig ist. Es wird als Sintermagnesia zu Laborgeräten (Magnesiatiegel, -rinnen u.a.) und hochfeuerfesten Bauteilen (Magnesiasteine) z.B. zur Auskleidung metallurgischer Öfen verarbeitet. Wird Magnesiumhydroxid oder basisches Magnesiumcarbonat erhitzt, so bildet sich ein lockeres, pulvriges Magnesiumoxid, das in der Medizin als mildes Neutralisationsmittel verwendet wird (Magnesia usta).

Magnesiumcarbonat

Magnesiumcarbonat, MgCO3, wird durch Abbau von Dolomit- oder Magnesit-Lagerstätten im Tagebau gewonnen.

Die Verbindung fällt als schwerlöslicher Niederschlag auch aus wässrigen Magnesiumsalzlösungen bei Zugabe von Alkalicarbonaten in Gegenwart überschüssigen Kohlendioxids aus:

Mg2++ CO32 MgCO3

In Abwesenheit von CO2 scheiden sich basische Carbonate wechselnder Zusammensetzung, z.B. 4 MgCO3 · Mg(OH)2 · 4H2O ab. Neutrales Magnesiumcarbonat wird beim Kochen langsam unter Bildung basischer Carbonate zersetzt. Die Verbindungen werden als Putzpulver, in der Farbenindustrie als weißes Farbpigment sowie in der Medizin als mildes Neutralisationsmittel (Magnesia alba) genutzt.

Magnesiumsulfat

Magnesiumsulfat, MgSO4, ist wasserfrei ein farbloses Pulver. Es bildet Hydrate mit bis zu 12 Molekülen Wasser. Wasserfreies MgSO4 ist in Wasser leicht löslich, die wässrige Lösung reagiert neutral.

MgSO4 ist Nebenprodukt der Kaliindustrie oder wird durch Umsetzen von MgCO3 bzw. Mg(OH)2 mit Schwefelsäure gewonnen.

MgSO4 · 7H2O schmeckt unangenehm bitter (Bittersalz) und wird in der Medizin als Abführmittel eingesetzt. Die Verbindung ist isomorph mit den Sulfaten des Zinks, Mangans, Eisens, Nickels und Cobalts. In diesen früher als Vitriole bezeichneten Salzen, M(II)SO4 · 7H2O, sind sechs H2O-Moleküle oktaedrisch an das Metallion angelagert, während ein H2O-Molekül über Wasserstoffbrücken an das Sulfation gebunden ist (Konstitution: [M(H2O)6]SO4 · H2O). So verliert MgSO4 · 7H2O die ersten sechs Wassermoleküle bei 150 °C, das siebente aber erst oberhalb 200 °C. Magnesiumsulfat wird hauptsächlich als Düngemittel eingesetzt und dient zur Herstellung anderer Sulfate.

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