Når elementært magnesium brænder i luft, kombineres det med ilt til dannelse af en ionforbindelse kaldet magnesiumoxid eller MgO. Magnesium kan også kombineres med nitrogen for at danne magnesiumnitrid, Mg3N2, og kan også reagere med kuldioxid. Reaktionen er kraftig, og den resulterende flamme har en strålende hvid farve. På et tidspunkt blev brændende magnesium brugt til at generere lys i fotograferingslyspærer, selvom elektriske lyspærer i dag har taget plads. Det er ikke desto mindre en populær klassedemonstration.
Mind dit publikum om, at luft er en blanding af gasser; kvælstof og ilt er de vigtigste bestanddele, selvom kuldioxid og nogle andre gasser også er til stede.
Forklar, at atomer har tendens til at være mere stabile, når deres yderste skal er fuld, dvs. indeholder dets maksimale antal elektroner. Magnesium har kun to elektroner i sin yderste skal, så det har tendens til at give dem væk; den positivt ladede ion dannet af denne proces, Mg + 2-ionen, har en fuld ydre skal. Ilt har derimod en tendens til at få to elektroner, der fylder sin yderste skal.
Påpeg, at når ilt først har fået to elektroner fra magnesium, har det flere elektroner end protoner, så det har en netto negativ ladning. Magnesiumatomet har derimod mistet to elektroner, så det har nu flere protoner end elektroner og dermed en nettopositiv ladning. Disse positivt og negativt ladede ioner tiltrækkes af hinanden, så de kommer sammen for at danne en gitterstruktur.
Forklar, at når magnesium og ilt kombineres, har produktet, magnesiumoxid, lavere energi end reaktanterne. Den tabte energi udsendes som varme og lys, hvilket forklarer den strålende hvide flamme, du ser. Varmemængden er så stor, at magnesium også kan reagere med nitrogen og kuldioxid, som begge begge er meget ureaktive.
Lær dit publikum, at du kan finde ud af, hvor meget energi der frigives ved denne proces ved at opdele den i flere trin. Varme og energi måles i enheder kaldet joule, hvor en kilojoule er tusind joule. Fordampning af magnesium til gasfasen tager ca. 148 kJ / mol, hvor et mol er 6,022 x 10 ^ 23 atomer eller partikler; da reaktionen involverer to atomer af magnesium for hvert O2-iltmolekyle, skal du gange dette tal med 2 for at få brugt 296 kJ. At ionisere magnesium tager yderligere 4374 kJ, mens det at bryde O2 op i individuelle atomer tager 448 kJ. Tilføjelse af elektroner til ilt tager 1404 kJ. Tilføjelse af alle disse numre giver dig brugt 6522 kJ. Alt dette genvindes dog af den energi, der frigøres, når magnesium- og iltionerne kombineres ind i gitterstrukturen: 3850 kJ pr. mol eller 7700 kJ for de to mol MgO produceret af reaktion. Nettoresultatet er, at dannelsen af magnesiumoxid frigiver 1206 kJ for to mol dannet produkt eller 603 kJ pr. Mol.
Denne beregning fortæller dig selvfølgelig ikke, hvad der faktisk sker; den egentlige reaktionsmekanisme involverer kollisioner mellem atomer. Men det hjælper dig med at forstå, hvor energien frigivet ved denne proces kommer fra. Overførslen af elektroner fra magnesium til ilt efterfulgt af dannelsen af ionbindinger mellem de to ioner frigiver en stor mængde energi. Reaktionen involverer naturligvis nogle trin, der kræver energi, hvorfor du skal levere varme eller en gnist fra en lighter for at kickstarte den. Når du har gjort det, frigiver det så meget varme, at reaktionen fortsætter uden yderligere indblanding.
Ting, du har brug for
- Tavle
- Kridt
Tips
Hvis du planlægger en klassedemonstration, skal du huske, at forbrænding af magnesium er potentielt farligt. dette er en reaktion med høj varme, og brug af en kuldioxid eller en ildslukker på en magnesiumbrand vil faktisk gøre det meget værre.