Når elementært magnesium brenner seg i luft, kombineres det med oksygen for å danne en ionisk forbindelse kalt magnesiumoksid eller MgO. Magnesium kan også kombineres med nitrogen for å danne magnesiumnitrid, Mg3N2, og kan også reagere med karbondioksid. Reaksjonen er kraftig og den resulterende flammen har en strålende hvit farge. På et tidspunkt ble brennende magnesium brukt til å generere lys i fotograferingslyspærer, selv om i dag elektriske lyspærer har tatt sin plass. Det er fortsatt en populær klasseromsdemonstrasjon likevel.
Påminn publikum om at luft er en blanding av gasser; nitrogen og oksygen er hovedbestanddelene, selv om karbondioksid og noen andre gasser også er til stede.
Forklar at atomer pleier å være mer stabile når det ytterste skallet er fullt, dvs. inneholder det maksimale antallet elektroner. Magnesium har bare to elektroner i sitt ytterste skall, så det har en tendens til å gi disse bort; det positivt ladede ionet som dannes ved denne prosessen, Mg + 2-ionet, har et helt ytre skall. Oksygen har derimot en tendens til å få to elektroner, som fyller sitt ytterste skall.
Påpek at når oksygen har fått to elektroner fra magnesium, har det flere elektroner enn protoner, så det har en netto negativ ladning. Magnesiumatomet har derimot mistet to elektroner, så det har nå flere protoner enn elektroner og dermed en netto positiv ladning. Disse positivt og negativt ladede ionene tiltrekkes av hverandre, slik at de kommer sammen for å danne en struktur av gittertypen.
Forklar at når magnesium og oksygen kombineres, har produktet, magnesiumoksid, lavere energi enn reaktantene. Den tapte energien sendes ut som varme og lys, noe som forklarer den strålende hvite flammen du ser. Varmemengden er så stor at magnesium også kan reagere med nitrogen og karbondioksid, som begge er veldig ureaktive.
Lær publikum at du kan finne ut hvor mye energi som frigjøres ved denne prosessen ved å dele den opp i flere trinn. Varme og energi måles i enheter kalt joule, hvor en kilojoule er tusen joule. Fordamping av magnesium til gassfasen tar omtrent 148 kJ / mol, hvor et mol er 6,022 x 10 ^ 23 atomer eller partikler; siden reaksjonen involverer to atomer av magnesium for hvert O2-oksygenmolekyl, multipliser denne figuren med 2 for å få brukt 296 kJ. Å ionisere magnesium tar ytterligere 4374 kJ, mens det å bryte O2 opp i individuelle atomer tar 448 kJ. Å tilsette elektronene til oksygenet tar 1404 kJ. Å legge sammen alle disse tallene gir deg 6522 kJ brukt. Alt dette gjenvinnes imidlertid av energien som frigjøres når magnesium- og oksygenionene kombineres inn i gitterstrukturen: 3850 kJ per mol eller 7700 kJ for de to mol MgO produsert av reaksjon. Nettoresultatet er at dannelsen av magnesiumoksid frigjør 1206 kJ for to mol produkt dannet eller 603 kJ per mol.
Denne beregningen forteller deg ikke hva som faktisk skjer, selvfølgelig; selve reaksjonsmekanismen innebærer kollisjoner mellom atomer. Men det hjelper deg å forstå hvor energien som frigjøres ved denne prosessen kommer fra. Overføringen av elektroner fra magnesium til oksygen, etterfulgt av dannelsen av ioniske bindinger mellom de to ionene, frigjør en stor mengde energi. Reaksjonen innebærer selvfølgelig noen trinn som krever energi, og det er derfor du trenger å levere varme eller en gnist fra en lighter for å kickstarte den. Når du har gjort det, frigjør den så mye varme at reaksjonen fortsetter uten ytterligere inngrep.
Ting du trenger
- Tavle
- Kritt
Tips
Hvis du planlegger en demonstrasjon i klasserommet, må du huske at forbrenning av magnesium er potensielt farlig. dette er en reaksjon med høy varme, og bruk av karbondioksid eller vannslukker på magnesiumbrann vil faktisk gjøre det mye verre.