Wenn elementares Magnesium an der Luft verbrennt, verbindet es sich mit Sauerstoff zu einer ionischen Verbindung namens Magnesiumoxid oder MgO. Das Magnesium kann sich auch mit Stickstoff verbinden, um Magnesiumnitrid, Mg3N2, zu bilden, und kann auch mit Kohlendioxid reagieren. Die Reaktion ist heftig und die resultierende Flamme hat eine strahlend weiße Farbe. Früher wurde brennendes Magnesium verwendet, um Licht in Fotoblitzlampen zu erzeugen, obwohl heute elektrische Blitzlampen ihren Platz einnehmen. Es bleibt dennoch eine beliebte Demonstration im Klassenzimmer.
Erinnern Sie Ihr Publikum daran, dass Luft ein Gasgemisch ist; Stickstoff und Sauerstoff sind die Hauptbestandteile, aber auch Kohlendioxid und einige andere Gase sind vorhanden.
Erklären Sie, dass Atome tendenziell stabiler sind, wenn ihre äußerste Schale voll ist, d. h. ihre maximale Elektronenzahl enthält. Magnesium hat in seiner äußersten Schale nur zwei Elektronen, daher neigt es dazu, diese abzugeben; das durch diesen Prozess gebildete positiv geladene Ion, das Mg+2-Ion, hat eine vollständige äußere Hülle. Im Gegensatz dazu neigt Sauerstoff dazu, zwei Elektronen aufzunehmen, die seine äußerste Hülle füllen.
Weisen Sie darauf hin, dass Sauerstoff, sobald er zwei Elektronen aus dem Magnesium gewonnen hat, mehr Elektronen als Protonen hat, also eine negative Nettoladung hat. Das Magnesiumatom hingegen hat zwei Elektronen verloren, hat also jetzt mehr Protonen als Elektronen und damit eine positive Nettoladung. Diese positiv und negativ geladenen Ionen werden voneinander angezogen, sodass sie sich zu einer gitterartigen Struktur zusammenschließen.
Erklären Sie, dass bei der Kombination von Magnesium und Sauerstoff das Produkt Magnesiumoxid eine geringere Energie hat als die Reaktanten. Die verlorene Energie wird als Wärme und Licht abgegeben, was die strahlend weiße Flamme erklärt, die Sie sehen. Die Wärmemenge ist so groß, dass das Magnesium auch mit Stickstoff und Kohlendioxid reagieren kann, die beide meist sehr unreaktiv sind.
Bringen Sie Ihrem Publikum bei, dass Sie herausfinden können, wie viel Energie bei diesem Prozess freigesetzt wird, indem Sie ihn in mehrere Schritte aufteilen. Wärme und Energie werden in der Einheit Joule gemessen, wobei ein Kilojoule tausend Joule entspricht. Das Verdampfen von Magnesium in die Gasphase dauert etwa 148 kJ / Mol, wobei ein Mol 6,022 x 10^23 Atome oder Partikel enthält; Da an der Reaktion zwei Magnesiumatome für jedes O2-Sauerstoffmolekül beteiligt sind, multiplizieren Sie diese Zahl mit 2, um 296 kJ verbraucht zu bekommen. Die Ionisierung des Magnesiums erfordert zusätzliche 4374 kJ, während das Aufbrechen des O2 in einzelne Atome 448 kJ erfordert. Das Hinzufügen der Elektronen zum Sauerstoff erfordert 1404 kJ. Wenn Sie alle diese Zahlen addieren, erhalten Sie 6522 kJ verbraucht. All dies wird jedoch durch die Energie zurückgewonnen, die freigesetzt wird, wenn sich Magnesium- und Sauerstoffionen verbinden in die Gitterstruktur: 3850 kJ pro Mol oder 7700 kJ für die zwei Mol MgO, die von der Reaktion. Das Nettoergebnis ist, dass die Bildung von Magnesiumoxid 1206 kJ für zwei Mol gebildetes Produkt oder 603 kJ pro Mol freisetzt.
Diese Berechnung sagt Ihnen natürlich nicht, was tatsächlich passiert; der eigentliche Reaktionsmechanismus beinhaltet Kollisionen zwischen Atomen. Aber es hilft Ihnen zu verstehen, woher die Energie kommt, die bei diesem Prozess freigesetzt wird. Die Übertragung von Elektronen von Magnesium auf Sauerstoff, gefolgt von der Bildung von Ionenbindungen zwischen den beiden Ionen, setzt eine große Menge Energie frei. Die Reaktion umfasst natürlich einige Schritte, die Energie erfordern, weshalb Sie Wärme oder einen Funken von einem Feuerzeug liefern müssen, um sie zu starten. Sobald Sie dies getan haben, gibt es so viel Wärme ab, dass die Reaktion ohne weiteres Zutun weiterläuft.
Dinge, die du brauchen wirst
- Tafel
- Kreide
Tipps
Wenn Sie eine Demonstration im Klassenzimmer planen, denken Sie bitte daran, dass das Verbrennen von Magnesium potenziell gefährlich ist; Dies ist eine Reaktion mit hoher Hitze, und die Verwendung eines Kohlendioxid- oder Wasserfeuerlöschers bei einem Magnesiumbrand wird es tatsächlich noch viel schlimmer machen.