Quando o magnésio elementar queima no ar, ele se combina com o oxigênio para formar um composto iônico chamado óxido de magnésio ou MgO. O magnésio também pode se combinar com o nitrogênio para formar nitreto de magnésio, Mg3N2, e também pode reagir com o dióxido de carbono. A reação é vigorosa e a chama resultante é de uma cor branca brilhante. Em um ponto, a queima de magnésio foi usada para gerar luz em flashes de fotografia, embora hoje os flashes elétricos tenham tomado seu lugar. Mesmo assim, continua sendo uma demonstração popular em sala de aula.
Lembre seu público de que o ar é uma mistura de gases; nitrogênio e oxigênio são os principais constituintes, embora dióxido de carbono e alguns outros gases também estejam presentes.
Explique que os átomos tendem a ser mais estáveis quando sua camada externa está cheia, ou seja, contém seu número máximo de elétrons. O magnésio tem apenas dois elétrons em sua camada mais externa, então tende a distribuí-los; o íon carregado positivamente formado por este processo, o íon Mg + 2, tem uma camada externa completa. O oxigênio, ao contrário, tende a ganhar dois elétrons, que preenchem sua camada mais externa.
Saliente que, uma vez que o oxigênio ganhou dois elétrons do magnésio, ele tem mais elétrons do que prótons e, portanto, tem uma carga líquida negativa. O átomo de magnésio, por outro lado, perdeu dois elétrons, então agora tem mais prótons do que elétrons e, portanto, uma carga líquida positiva. Esses íons carregados positiva e negativamente são atraídos um pelo outro, então eles se juntam para formar uma estrutura do tipo rede.
Explique que quando o magnésio e o oxigênio são combinados, o produto, o óxido de magnésio, tem menos energia do que os reagentes. A energia perdida é emitida como calor e luz, o que explica a chama branca e brilhante que você vê. A quantidade de calor é tão grande que o magnésio também pode reagir com o nitrogênio e o dióxido de carbono, que geralmente são pouco reativos.
Ensine ao seu público que você pode descobrir quanta energia é liberada por esse processo, dividindo-o em várias etapas. Calor e energia são medidos em unidades chamadas joules, onde um kilojoule equivale a mil joules. A vaporização do magnésio para a fase gasosa leva cerca de 148 kJ / mole, onde uma mole tem 6,022 x 10 ^ 23 átomos ou partículas; como a reação envolve dois átomos de magnésio para cada molécula de oxigênio O2, multiplique esse valor por 2 para obter 296 kJ gastos. Ionizar o magnésio leva 4374 kJ adicionais, enquanto a divisão do O2 em átomos individuais leva 448 kJ. Adicionar os elétrons ao oxigênio leva 1404 kJ. Somando todos esses números, você obtém 6522 kJ gastos. Tudo isso é recuperado, no entanto, pela energia liberada quando os íons de magnésio e oxigênio se combinam na estrutura de rede: 3850 kJ por mol ou 7700 kJ para os dois moles de MgO produzidos pelo reação. O resultado líquido é que a formação de óxido de magnésio libera 1206 kJ para dois moles de produto formado ou 603 kJ por mol.
Esse cálculo não informa o que realmente está acontecendo, é claro; o mecanismo real da reação envolve colisões entre átomos. Mas ajuda você a entender de onde vem a energia liberada por esse processo. A transferência de elétrons do magnésio para o oxigênio, seguida pela formação de ligações iônicas entre os dois íons, libera uma grande quantidade de energia. A reação envolve algumas etapas que requerem energia, é claro, e é por isso que você precisa fornecer calor ou uma faísca de um isqueiro para dar a partida. Depois de fazer isso, ele libera tanto calor que a reação continua sem qualquer intervenção adicional.
Coisas que você precisa
- Quadro-negro
- Giz
Pontas
Se você estiver planejando uma demonstração em sala de aula, lembre-se de que queimar magnésio é potencialmente perigoso; esta é uma reação de alto calor, e usar um extintor de dióxido de carbono ou água em um incêndio de magnésio na verdade vai piorar muito a situação.