Lorsque le magnésium élémentaire brûle dans l'air, il se combine avec l'oxygène pour former un composé ionique appelé oxyde de magnésium ou MgO. Le magnésium peut également se combiner avec l'azote pour former du nitrure de magnésium, Mg3N2, et peut également réagir avec le dioxyde de carbone. La réaction est vigoureuse et la flamme résultante est d'un blanc brillant. À un moment donné, la combustion du magnésium était utilisée pour générer de la lumière dans les flashs photographiques, bien qu'aujourd'hui les flashs électriques aient pris sa place. Cela reste néanmoins une démonstration populaire en classe.
Rappelez à votre auditoire que l'air est un mélange de gaz; l'azote et l'oxygène sont les principaux constituants, bien que du dioxyde de carbone et d'autres gaz soient également présents.
Expliquez que les atomes ont tendance à être plus stables lorsque leur enveloppe la plus externe est pleine, c'est-à-dire qu'elle contient son nombre maximal d'électrons. Le magnésium n'a que deux électrons dans sa couche la plus externe, il a donc tendance à les donner; l'ion chargé positivement formé par ce processus, l'ion Mg+2, a une enveloppe extérieure pleine. L'oxygène, en revanche, a tendance à gagner deux électrons, ce qui remplit sa couche la plus externe.
Faites remarquer qu'une fois que l'oxygène a gagné deux électrons du magnésium, il a plus d'électrons que de protons, il a donc une charge négative nette. L'atome de magnésium, en revanche, a perdu deux électrons, il a donc maintenant plus de protons que d'électrons et donc une charge positive nette. Ces ions chargés positivement et négativement sont attirés les uns vers les autres, de sorte qu'ils se réunissent pour former une structure de type réseau.
Expliquez que lorsque le magnésium et l'oxygène sont combinés, le produit, l'oxyde de magnésium, a une énergie inférieure à celle des réactifs. L'énergie perdue est émise sous forme de chaleur et de lumière, ce qui explique la flamme blanche brillante que vous voyez. La quantité de chaleur est si grande que le magnésium peut également réagir avec l'azote et le dioxyde de carbone, qui sont tous deux généralement très peu réactifs.
Apprenez à votre auditoire que vous pouvez déterminer la quantité d'énergie libérée par ce processus en le divisant en plusieurs étapes. La chaleur et l'énergie sont mesurées en unités appelées joules, où un kilojoule équivaut à mille joules. La vaporisation du magnésium en phase gazeuse prend environ 148 kJ / mole, où une mole correspond à 6,022 x 10^23 atomes ou particules; puisque la réaction implique deux atomes de magnésium pour chaque molécule d'oxygène O2, multipliez ce chiffre par 2 pour obtenir 296 kJ dépensés. L'ionisation du magnésium prend 4374 kJ supplémentaires, tandis que la décomposition de l'O2 en atomes individuels prend 448 kJ. L'ajout des électrons à l'oxygène prend 1404 kJ. L'addition de tous ces nombres vous donne 6522 kJ dépensés. Tout cela est cependant récupéré par l'énergie libérée lorsque les ions magnésium et oxygène se combinent dans la structure réticulaire: 3850 kJ par mole ou 7700 kJ pour les deux moles de MgO produites par le réaction. Le résultat net est que la formation d'oxyde de magnésium libère 1206 kJ pour deux moles de produit formé soit 603 kJ par mole.
Ce calcul ne vous dit pas ce qui se passe réellement, bien sûr; le mécanisme réel de la réaction implique des collisions entre les atomes. Mais cela vous aide à comprendre d'où vient l'énergie libérée par ce processus. Le transfert d'électrons du magnésium à l'oxygène, suivi de la formation de liaisons ioniques entre les deux ions, libère une grande quantité d'énergie. La réaction implique bien sûr certaines étapes qui nécessitent de l'énergie, c'est pourquoi vous devez fournir de la chaleur ou une étincelle d'un briquet pour le démarrer. Une fois que vous l'avez fait, il libère tellement de chaleur que la réaction se poursuit sans aucune autre intervention.
Choses dont vous aurez besoin
- Tableau
- Craie
Conseils
Si vous prévoyez une démonstration en classe, n'oubliez pas que brûler du magnésium est potentiellement dangereux; il s'agit d'une réaction à haute température, et l'utilisation d'un extincteur à dioxyde de carbone ou à eau sur un feu de magnésium aggravera la situation.