Magnesium

Magnesium ist ein chemisches Element mit dem Symbol Mg und der Ordnungszahl 12. Dieses glänzend graue Metall hat eine geringe Dichte, einen niedrigen Schmelzpunkt und ist chemisch sehr reaktiv. Wie andere Erdalkalimetalle der 2. Gruppe des Periodensystems kommt es in der Natur nie elementar vor, sondern stets in Verbindung mit anderen Elementen, und es liegt fast immer in der Oxidationsstufe +2 vor. Es reagiert schnell mit Luft und bildet einen dünnen Überzug aus Magnesiumoxid, der das darunterliegende Metall vor weiterer Korrosion schützt. Wenn das reine Metall verbrennt, erzeugt es ein helles weißes Licht. Der Großteil des Magnesiums wird durch Elektrolyse von Magnesiumsalzen gewonnen, die aus Sole extrahiert werden. Es ist weniger dicht als Aluminium und wird hauptsächlich zur Herstellung von starken, leichten Legierungen, oft mit Aluminium, verwendet. Im Weltraum entsteht Magnesium in großen, alternden Sternen, wenn drei Heliumkerne mit einem Kohlenstoffkern verschmelzen. Wenn diese Sterne als Supernovas explodieren, wird ein Großteil des Magnesiums in das interstellare Medium freigesetzt, wo es später in neue Sternsysteme eingebaut werden kann. Auf der Erde ist Magnesium das achtthäufigste Element in der Erdkruste und das vierthäufigste Element insgesamt (nach Eisen, Sauerstoff und Silicium). Es macht 13 % der Planetenmasse und einen großen Teil des Erdmantels aus. Es ist auch das dritthäufigste im Meerwasser gelöste Element, nach Natrium und Chlor. Im menschlichen Körper ist Magnesium nach Masse das elft häufigste Element. Es ist essenziell für alle Zellen und für die Funktion von etwa 300 Enzymen. Magnesiumionen interagieren mit Polyphosphatverbindungen wie ATP, DNA und RNA. Hunderte von Enzymen benötigen Magnesiumionen, um zu funktionieren. Medizinisch werden Magnesiumverbindungen als gängige Abführmittel und Antazida (z. B. Magnesiummilch) sowie zur Beruhigung abnormaler Nervenaktivität oder Gefäßkrämpfe bei Erkrankungen wie Eklampsie eingesetzt. Elementares Magnesium ist ein grauweißes, leichtes Metall mit einer Dichte von zwei Dritteln der von Aluminium. Es hat den niedrigsten Schmelzpunkt (923 K bzw. 650 °C) und den niedrigsten Siedepunkt (1.363 K bzw. 1.090 °C) aller Erdalkalimetalle. Reines polykristallines Magnesium ist spröde und bricht leicht entlang von Scherbändern. Es wird viel verformbarer, wenn es mit geringen Mengen anderer Metalle, wie z. B. 1 % Aluminium, legiert wird. Seine Verformbarkeit kann auch durch Verringerung der Korngröße auf etwa 1 Mikrometer oder weniger stark verbessert werden. Magnesium wird häufig als Reduktionsmittel verwendet. Obwohl es an der Luft oxidiert, benötigt es keine Inertgasatmosphäre zur Lagerung, da es eine schützende Schicht aus Magnesiumoxid bildet. Die direkte Reaktion mit Luft oder Sauerstoff bei Normaldruck ergibt nur das gewöhnliche Oxid, MgO. Dieses Oxid kann mit Wasserstoffperoxid zu Magnesiumperoxid (MgO₂) umgesetzt werden, und bei niedrigen Temperaturen kann das Peroxid weiter mit Ozon zu Magnesiumsuperoxid (Mg(O₂)₂) reagieren. Wird pulverförmiges Magnesium knapp unter seinem Schmelzpunkt erhitzt, reagiert es im festen Zustand mit Stickstoff zu Magnesiumnitrid (Mg₃N₂). Magnesium reagiert bei Raumtemperatur mit Wasser, jedoch viel langsamer als Calcium. Wenn es in Wasser getaucht wird, bilden sich langsam Wasserstoffblasen auf der Metalloberfläche; diese Reaktion ist mit pulverförmigem Magnesium viel schneller und beschleunigt sich auch bei höheren Temperaturen. Diese reversible Reaktion mit Wasser kann zur Energiespeicherung und zum Betrieb eines Magnesium-basierten Motors genutzt werden. Magnesium reagiert exotherm mit den meisten Säuren, wie z. B. Salzsäure, wobei Magnesiumchlorid und Wasserstoffgas entstehen. Obwohl es in kompakter Form schwer zu entzünden ist, entzündet sich Magnesiummetall dennoch. Es kann auch als Zünder für Thermit verwendet werden, eine Mischung aus Aluminium- und Eisenoxidpulver, die sich erst bei sehr hohen Temperaturen entzündet. In fein pulverisierter Form reagiert Magnesium mit Wasser zu Magnesiumhydroxid und Wasserstoffgas: Mg(s) + 2 H₂O(l) → Mg(OH)₂(aq) + H₂(g). Diese Reaktion ist weitaus weniger heftig als die der Alkalimetalle, da sich das Magnesiumhydroxid auf der Metalloberfläche ablagert und die weitere Reaktion verlangsamt. Mit Wasserdampf erzeugt Magnesium Magnesiumoxid und Wasserstoff: Mg(s) + H₂O(g) → MgO(aq) + H₂(g). Organomagnesiumverbindungen sind in der organischen Chemie weit verbreitet, insbesondere als Grignard-Reagenzien. Diese werden durch Reaktion von Magnesium mit Halogenalkanen oder Arylhalogeniden in Diethylether hergestellt. Beispiele sind Phenylmagnesiumbromid und Ethylmagnesiumbromid. Grignard-Reagenzien wirken als Nucleophile und greifen elektrophile Gruppen an, wie das Kohlenstoffatom in der polaren Bindung einer Carbonylgruppe. Ein weiteres wichtiges Organomagnesium-Reagenz ist Magnesiumanthracen oder Magnesocen, das als Quelle für hochaktives Magnesium verwendet wird. Magnesocen wurde erstmals 1954 von unabhängigen Gruppen unter der Leitung von Ernst Otto Fischer und Albert Wilkinson hergestellt und ist ein weißes bis hellgelbes pyrophores Pulver, das in Wasser heftig hydrolysiert. Das verwandte Butadien-Magnesium-Addukt liefert eine Quelle für das Butadien-Dianion. Es wurden auch Komplexe von Dimagnesium(I) beobachtet. Magnesiumionen können durch Zugabe von Ammoniumchlorid, Ammoniumhydroxid und Mononatriumphosphat zu einer wässrigen oder verdünnten HCl-Lösung des Salzes nachgewiesen werden. Ein weißer Niederschlag zeigt Magnesiumionen an. Auch der Azoviolett-Farbstoff kann verwendet werden; er färbt sich in einer alkalischen Lösung eines Magnesiumsalzes tiefblau. Die Farbe entsteht durch die Adsorption des Farbstoffs an Mg(OH)₂. Im Jahr 2013 lag der Verbrauch von Magnesiumlegierungen bei weniger als einer Million Tonnen pro Jahr, verglichen mit 50 Millionen Tonnen Aluminium.