När elementärt magnesium brinner i luft kombineras det med syre för att bilda en jonförening som kallas magnesiumoxid eller MgO. Magnesium kan också kombineras med kväve för att bilda magnesiumnitrid, Mg3N2, och kan också reagera med koldioxid. Reaktionen är kraftig och den resulterande lågan har en lysande vit färg. Vid ett tillfälle användes brinnande magnesium för att generera ljus i fotograferingsglödlampor, men i dag har elektriska glödlampor tagit sin plats. Det är ändå en populär klassrumsdemonstration.
Påminn publiken om att luft är en blandning av gaser; kväve och syre är de viktigaste beståndsdelarna, även om koldioxid och vissa andra gaser också är närvarande.
Förklara att atomer tenderar att vara mer stabila när deras yttersta skal är fullt, dvs. innehåller dess maximala antal elektroner. Magnesium har bara två elektroner i sitt yttersta skal, så det tenderar att ge bort dessa; den positivt laddade jonen som bildas av denna process, Mg + 2-jonen, har ett fullständigt yttre skal. Syre, däremot, tenderar att få två elektroner, som fyller sitt yttersta skal.
Påpeka att när syre väl har fått två elektroner från magnesium, har det fler elektroner än protoner, så det har en negativ nettoladdning. Magnesiumatomen har däremot tappat två elektroner, så den har nu fler protoner än elektroner och därmed en nettoladdning. Dessa positivt och negativt laddade joner lockas till varandra, så de samlas för att bilda en gitterstruktur.
Förklara att när magnesium och syre kombineras har produkten, magnesiumoxid, lägre energi än reaktanterna. Den förlorade energin avges som värme och ljus, vilket förklarar den lysande vita lågan som du ser. Mängden värme är så stor att magnesium också kan reagera med kväve och koldioxid, vilket vanligtvis är mycket oreaktivt.
Lär din publik att du kan räkna ut hur mycket energi som frigörs genom denna process genom att dela upp den i flera steg. Värme och energi mäts i enheter som kallas joule, där ett kilojoule är tusen joule. Förångning av magnesium till gasfasen tar ungefär 148 kJ / mol, där en mol är 6,022 x 10 ^ 23 atomer eller partiklar; eftersom reaktionen involverar två atomer av magnesium för varje O2-syremolekyl, multiplicera denna siffra med 2 för att få 296 kJ förbrukat. Jonisering av magnesium tar ytterligare 4374 kJ, medan O2 bryts upp i enskilda atomer tar 448 kJ. Att lägga till elektronerna i syret tar 1404 kJ. Att lägga till alla dessa siffror ger dig 6522 kJ förbrukat. Allt detta återvinns emellertid av den energi som frigörs när magnesium- och syrejoner kombineras i gitterstrukturen: 3850 kJ per mol eller 7700 kJ för de två mol MgO som produceras av reaktion. Nettoresultatet är att bildandet av magnesiumoxid frigör 1206 kJ för två molar bildad produkt eller 603 kJ per mol.
Denna beräkning berättar naturligtvis inte vad som faktiskt händer; den verkliga reaktionsmekanismen innebär kollisioner mellan atomer. Men det hjälper dig att förstå varifrån den energi som frigörs genom denna process kommer ifrån. Överföringen av elektroner från magnesium till syre, följt av bildandet av jonbindningar mellan de två jonerna, frigör en stor mängd energi. Reaktionen involverar naturligtvis några steg som kräver energi, varför du måste leverera värme eller en gnista från en tändare för att starta den. När du väl har gjort det släpper det ut så mycket värme att reaktionen fortsätter utan ytterligare ingripande.
Saker du behöver
- Svarta tavlan
- Krita
Tips
Om du planerar en demonstration i klassrummet, kom ihåg att förbränning av magnesium är potentiellt farligt. detta är en reaktion med hög värme, och att använda en koldioxid eller vattensläckare på en magnesiumbrand kommer faktiskt att göra det mycket värre.