Magnesium

Le magnésium est un élément chimique, représenté par le symbole Mg et portant le numéro atomique 12. Ce métal gris brillant a une faible densité, un bas point de fusion et est chimiquement très réactif. Comme les autres métaux alcalino-terreux du groupe 2 du tableau périodique, on ne le trouve jamais à l'état libre dans la nature, uniquement combiné à d'autres éléments, et il porte presque toujours un état d'oxydation +2. Il réagit rapidement avec l'air, formant une fine couche d'oxyde de magnésium qui protège le métal sous-jacent d'une corrosion ultérieure. Lorsque le métal pur brûle, il produit une lumière blanche éclatante. La majeure partie du magnésium est obtenue par électrolyse de sels de magnésium extraits de la saumure. Il est moins dense que l'aluminium et est principalement utilisé pour créer des alliages solides et légers, souvent avec de l'aluminium. Dans l'espace, le magnésium se forme à l'intérieur des grandes étoiles vieillissantes lorsque trois noyaux d'hélium fusionnent avec un noyau de carbone. Lorsque ces étoiles explosent en supernovas, une grande partie du magnésium est libérée dans le milieu interstellaire, où elle peut ensuite être incorporée dans de nouveaux systèmes stellaires. Sur Terre, le magnésium est le huitième élément le plus abondant dans la croûte et le quatrième élément le plus courant dans l'ensemble (après le fer, l'oxygène et le silicium), représentant 13 % de la masse de la planète et une grande partie de son manteau. C'est également le troisième élément le plus abondant dissous dans l'eau de mer, après le sodium et le chlore. Dans le corps humain, le magnésium est le onzième élément le plus abondant en masse. Il est essentiel pour toutes les cellules et pour le fonctionnement d'environ 300 enzymes. Les ions magnésium interagissent avec des composés polyphosphates comme l'ATP, l'ADN et l'ARN. Des centaines d'enzymes nécessitent des ions magnésium pour fonctionner. En médecine, les composés du magnésium sont utilisés comme laxatifs et antiacides courants (comme le lait de magnésie), et pour calmer l'activité nerveuse anormale ou les spasmes des vaisseaux sanguins dans des conditions comme l'éclampsie. Le magnésium élémentaire est un métal gris-blanc et léger, avec une densité égale aux deux tiers de celle de l'aluminium. Il a le point de fusion (923 K, soit 650 °C) et le point d'ébullition (1 363 K, soit 1 090 °C) les plus bas de tous les métaux alcalino-terreux. Le magnésium polycristallin pur est cassant et se brise facilement le long de bandes de cisaillement. Il devient beaucoup plus malléable lorsqu'il est allié à de petites quantités d'autres métaux, comme 1 % d'aluminium. Sa malléabilité peut également être grandement améliorée en réduisant sa taille de grain à environ 1 micromètre ou moins. Le magnésium est largement utilisé comme agent réducteur. Bien qu'il s'oxyde à l'air, il n'a pas besoin d'une atmosphère inerte pour le stockage car il forme une couche protectrice d'oxyde de magnésium. La réaction directe avec l'air ou l'oxygène à pression normale ne produit que l'oxyde ordinaire, MgO. Cet oxyde peut être combiné avec du peroxyde d'hydrogène pour former du peroxyde de magnésium (MgO₂), et à basse température, le peroxyde peut réagir davantage avec l'ozone pour former du superoxyde de magnésium (Mg(O₂)₂). Si du magnésium en poudre est chauffé juste en dessous de son point de fusion, il réagit avec l'azote à l'état solide pour former du nitrure de magnésium (Mg₃N₂). Le magnésium réagit avec l'eau à température ambiante, mais beaucoup plus lentement que le calcium. Lorsqu'il est immergé dans l'eau, des bulles d'hydrogène se forment lentement à la surface du métal ; cette réaction est beaucoup plus rapide avec du magnésium en poudre et s'accélère également à des températures plus élevées. Cette réaction réversible avec l'eau peut être utilisée pour stocker de l'énergie et faire fonctionner un moteur à base de magnésium. Le magnésium réagit de manière exothermique avec la plupart des acides, comme l'acide chlorhydrique, produisant du chlorure de magnésium et du gaz hydrogène. Bien que difficile à enflammer en masse, le magnésium métallique peut s'enflammer. Il peut également être utilisé comme amorce pour la thermite, un mélange de poudre d'aluminium et d'oxyde de fer qui ne s'enflamme qu'à des températures très élevées. Finement pulvérisé, le magnésium réagit avec l'eau pour produire de l'hydroxyde de magnésium et du gaz hydrogène : Mg(s) + 2 H₂O(l) → Mg(OH)₂(aq) + H₂(g). Cette réaction est beaucoup moins spectaculaire que celles des métaux alcalins car l'hydroxyde de magnésium s'accumule à la surface du métal et ralentit la réaction ultérieure. Avec la vapeur d'eau, le magnésium produit de l'oxyde de magnésium et de l'hydrogène : Mg(s) + H₂O(g) → MgO(aq) + H₂(g). Les composés organomagnésiens sont courants en chimie organique, notamment en tant que réactifs de Grignard. Ceux-ci sont formés en faisant réagir du magnésium avec des halogénoalcanes ou des halogénures d'aryle dans l'éther diéthylique. Les exemples incluent le bromure de phénylmagnésium et le bromure d'éthylmagnésium. Les réactifs de Grignard agissent comme des nucléophiles, attaquant des groupes électrophiles tels que l'atome de carbone dans la liaison polaire d'un groupe carbonyle. Un autre réactif organomagnésien important est l'anthracène de magnésium, ou magnésocène, utilisé comme source de magnésium hautement actif. Préparé pour la première fois en 1954 par des groupes indépendants dirigés par Ernst Otto Fischer et Albert Wilkinson, le magnésocène est une poudre pyrophorique blanche à blanc-jaunâtre qui s'hydrolyse violemment dans l'eau. L'adduit butadiène-magnésium apparenté fournit une source de dianion butadiène. Des complexes de dimagnésium(I) ont également été observés. Les ions magnésium peuvent être détectés en ajoutant du chlorure d'ammonium, de l'hydroxyde d'ammonium et du phosphate monosodique à une solution aqueuse ou d'HCl dilué du sel. Un précipité blanc indique des ions magnésium. Le colorant azoïque violet peut également être utilisé, virant au bleu foncé dans une solution alcaline d'un sel de magnésium ; la couleur provient de l'adsorption du colorant par Mg(OH)₂. En 2013, la consommation d'alliages de magnésium était inférieure à un million de tonnes par an, contre 50 millions de tonnes d'aluminium.