- Реакции, взаимодействие магния с неметаллами. Уравнения реакции:
- Реакции, взаимодействие магния с металлами и полуметаллами. Уравнения реакции:
- Реакции, взаимодействие магния с оксидами. Уравнения реакции:
- Реакции, взаимодействие магния с солями. Уравнения реакции:
- Реакции, взаимодействие магния с кислотами. Уравнения реакции:
- Реакции, взаимодействие магния с водородсодержащими соединениями. Уравнения реакции:
- Лабораторная работа по химии на тему "Бериллий, магний, щелочноземельные металлы и их соединения"
- Химические свойства магния и его соединений
- Магний
- Изотопы
- Нахождение в природе
- Природные источники магния
- Физические свойства
- Химические свойства
- Применение
- Сплавы
- Соединения
- Огнеупорные материалы
- Военное дело
- Медицина
- Фотография
- Аккумуляторы
- Производство
- Цены
- Биологическая роль и токсикология
- Токсикология
- Биологическая роль
- Таблица нормы потребления магния
Магний реагирует, взаимодействует с неметаллами, металлами, полуметаллами, оксидами, кислотами, солями и пр. веществами.
- Реакции, взаимодействие магния с неметаллами
- Реакции, взаимодействие магния с металлами и полуметаллами
- Реакции, взаимодействие магния с оксидами
- Реакции, взаимодействие магния с солями
- Реакции, взаимодействие магния с кислотами
- Реакции, взаимодействие магния с водородсодержащими соединениями
Реакции, взаимодействие магния с неметаллами. Уравнения реакции:
1. Реакция взаимодействия магния и водорода:
Mg + H2 → MgH2 (t = 175 °C, р, kat = MgI2).
Реакция взаимодействия водорода и магния происходит с образованием гидрида магния. Реакция протекает при избыточном давлении.
- 2. Реакция взаимодействия магния и бора:
- Mg + 2B → MgB2.
- Реакция взаимодействия магния и бора происходит с образованием диборида магния.
- 3. Реакция взаимодействия магния и фосфора:
- 3Mg + 2P → Mg3P2.
- Реакция взаимодействия магния и фосфора происходит с образованием фосфида магния.
- 4. Реакция взаимодействия магния и кремния:
- 2Mg + Si → Mg2Si (t°).
Реакция взаимодействия магния и кремния происходит с образованием силицида магния. Реакция протекает при сплавлении реакционной смеси.
5. Реакция взаимодействия магния и кислорода:
2Mg + O2 → 2MgO (t = 600-650 °C).
Реакция взаимодействия магния и кислорода происходит с образованием оксида магния. Данная реакция представляет собой сгорание магния на воздухе.
- 6. Реакция взаимодействия магния и азота:
- 3Mg + N2 → Mg3N2 (t = 780-800 °C).
- Реакция взаимодействия магния и азота происходит с образованием нитрида магния.
- 7. Реакция взаимодействия магния и хлора:
- Mg + Cl2 → MgCl2.
- Реакция взаимодействия магния и хлора происходит с образованием хлорида магния.
Реакции, взаимодействие магния с металлами и полуметаллами. Уравнения реакции:
- 1. Реакция взаимодействия магния и висмута:
- 2Bi + 3Mg → Mg3Bi2 (t = 300-400 °C).
- Реакция взаимодействия висмута и магния происходит с образованием висмутида магния.
- 2.
Реакция взаимодействия магния и сурьмы:
- 2Sb + 3Mg → Mg3Sb2 (t = 650 °C).
- Реакция взаимодействия сурьмы и магния происходит с образованием антимонида магния.
- 3. Реакция взаимодействия магния и палладия:
- Pd + 3Mg → PdMg3 (t = 1130 °C).
- Реакция взаимодействия палладия и магния происходит с образованием палладийтримагния.
Реакции, взаимодействие магния с оксидами. Уравнения реакции:
1. Реакция взаимодействия магния и воды:
Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2.
Реакция взаимодействия магния и воды происходит с образованием гидроксида магния. В ходе реакции используется горячая вода.
2. Реакция взаимодействия магния и оксида углерода (IV):
CO2 + 2Mg → 2MgO + C (t = 500 °C).
Реакция взаимодействия магния и оксида углерода (IV) происходит с образованием оксида магния и углерода. Данная реакция представляет собой сжигание магния в среде углекислого газа.
3. Реакция взаимодействия магния и оксида азота (IV):
Mg + 2N2O4 → Mg(NO3)2 + 2NO (t = 150 °C).
Реакция взаимодействия магния и оксида азота (IV) происходит с образованием нитрата магния и оксида азота (II). Реакция протекает в вакууме, в этилацетате.
- 4. Реакция взаимодействия магния и оксида лития:
- Li2O + Mg → 2Li + MgO (t > 800 °C).
- Реакция взаимодействия магния и оксида лития происходит с образованием оксида магния и лития.
- 5. Реакция взаимодействия магния и оксида бериллия:
- BeO + Mg → MgO + Be (t = 700-800 °C).
- Реакция взаимодействия магния и оксида бериллия происходит с образованием оксида магния и бериллия.
- 6. Реакция взаимодействия магния и оксида кремния:
- SiO2 + 4Mg → Mg2Si + 2MgO (t < 800 °C),
- SiO2 + 2Mg → Si + 2MgO (t = 1000 °C).
Реакция взаимодействия магния и оксида кремния происходит с образованием в первом случае – оксида магния и силицида магния, во втором – оксида магния и кремния. Первая реакция протекает в атмосфере водорода.
- 7. Реакция взаимодействия магния и оксида бора:
- B2O3 + 6Mg → Mg3B2 + 3MgO (t = 750-900 °C).
- Реакция взаимодействия магния и оксида бора происходит с образованием оксида магния и борида магния.
Реакции, взаимодействие магния с солями. Уравнения реакции:
- 1. Реакция взаимодействия магния и карбоната лития:
- Li2CO3 + Mg → 2Li + MgO + CO2 (t = 550-600 °C).
- Реакция взаимодействия карбоната лития и магния происходит с образованием лития, оксида магния и оксида углерода.
- 2. Реакция взаимодействия магния и хлорида олова:
- SnCl2 + Mg → MgCl2 + Sn (t = 200-300 °C).
- Реакция взаимодействия хлорида олова и магния происходит с образованием хлорида магния и олова.
- 3. Реакция взаимодействия магния и хлорида циркония:
- ZrCl4 + 2Mg → Zr + 2MgCl2 (t = 700 °C).
- Реакция взаимодействия хлорида циркония и магния происходит с образованием циркония и хлорида магния.
- 4. Реакция взаимодействия магния и хлорида железа:
- 2FeCl3 + 3Mg → 2Fe + 3MgCl2 (t = 300-400 °C).
- Реакция взаимодействия хлорида железа и магния происходит с образованием хлорида магния и железа.
Реакции, взаимодействие магния с кислотами. Уравнения реакции:
1. Реакция взаимодействия магния и азотной кислоты:
5Mg + 12HNO3 → 5Mg(NO3)2 + N2 + 6H2O.
Реакция взаимодействия магния и азотной кислоты происходит с образованием нитрата магния, азота и воды. В ходе реакции используется разбавленный раствор азотной кислоты.
Аналогичные реакции протекают и с другими минеральными кислотами.
Реакции, взаимодействие магния с водородсодержащими соединениями. Уравнения реакции:
1. Реакция взаимодействия магния и бромоводорода:
Mg + 2HBr → MgBr2 + H2.
Реакция взаимодействия магния и бромоводорода происходит с образованием бромида магния и водорода. В ходе реакции используется разбавленный раствор бромоводорода.
2. Реакция взаимодействия магния и фтороводорода:
Mg + 2HF → MgF2 + H2.
Реакция взаимодействия магния и фтороводорода происходит с образованием фторида магния и водорода. В ходе реакции используется разбавленный раствор фтороводорода.
- 3. Реакция взаимодействия магния и сероводорода:
- Mg + H2S → MgS + H2 (t = 500 °C).
- Реакция взаимодействия магния и сероводорода происходит с образованием сульфида магния и водорода.
Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com
карта сайта
Лабораторная работа по химии на тему "Бериллий, магний, щелочноземельные металлы и их соединения"
- Лабораторная
работа - Бериллий,
магний, щелочноземельные металлы и их соединения. - Цель работы:
изучение химических свойств металлов IIA группы и их соединений; формирование
навыков выполнения химического эксперимента.
Опыт 1. Получение и свойства гидроксида
бериллия.
В пробирку поместили 2 мл.
нитрата бериллия и по каплям добавили раствор гидроксида натрия. При этом
наблюдалось образование белого аморфного осадка гидроксида бериллия.
- Be(NO3)2 + 2NaOH = 2NaNO3 + Be(OH)2
- Be2+ + 2NO-3 + 2Na+
+ 2OH- = 2Na+ + 2NO-3 + Be(OH)2 - Be2+ + 2OH- = Be(OH)2
- Полученный осадок разделили на две части.
К первой части осадка (гидроксида бериллия)
прилили раствор соляной кислоты. Наблюдалось растворение осадка.
- Be(OH)2 + 2HClразб.= BeCl2 + 2H2O
- Be(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Be2+ + 2Cl- + 2H2O
- Be(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Be2+
+ 2Cl- + 2H2O
Ко второй части осадка (гидроксида бериллия)
добавили избыток концентрированного раствора гидроксида натрия. Наблюдалось
растворение осадка.
- Be(OH)2 + 2NaOHконц.= Na2[Be(OH)4]
- Be2+ + 2OH- + 2Na+ + 2OH- = 2Na+ + [Be(OH)4]2-
- Be2+ + 4OH- = [Be(OH)4]2-
- В данном опыте гидроксид бериллия
взаимодействует и с кислотой, и с щелочью, это позволяет сказать, что гидроксид
бериллия проявляет амфотерные свойства.
Опыт 2. Гидролиз солей бериллия.
В пробирку поместили 2 мл. раствора хлорида
бериллия. Добавили несколько капель лакмуса, после чего жидкость к пробирке
приобрела красный цвет. Это указывает на кислый характер среды раствора в
пробирке. Можно сказать, что хлорид бериллия гидролизуется по катиону, так как
соль образована сильной кислотой и слабым основанием.
- Первая стадия гидролиза.
- BeCl2 + H2O BeOHCl + HCl
- Be2+ + 2Cl-
+ H2O BeOH+ + Cl- + H+ + Cl- - Be2+ + H2O BeOH+ + H+
- Вторая стадия гидролиза.
- BeOHCl + H2O
Be(OH)2 + HCl - BeOH+ + Cl-
+ H2O Be(OH)2 + H+ + Cl- - BeOH+ + H2O
Be(OH)2 + H+
Запись второй стадии гидролиза при
рассмотрении данного опыта условна, так как гидролиз хлорида бериллия проходит
только до первой ступени. Объяснить это можно тем, что уже на первой ступени
гидролиза образуется хлорид гидроксобериллия. BeOH+ при этом частично полимеризуется, что ведет к прекращению гидролиза.
Опыт 3. Восстановительные свойства
металлического магния.
А) Взаимодействие магния с водой.
Кусочек магниевой ленты был очищен с помощью
наждачной бумаги и помещен в пробирку с дистиллированной водой. При этом
видимые признаки реакции отсутствовали.
Пробирку с дистиллированной
водой и магниевой лентой начали нагревать на пламени спиртовки. При этом
наблюдалось растворение выделение бесцветного газа. Реакция проходила
достаточно медленно. В пробирку был добавлен фенолфталеин. После этого жидкость
приобрела малиновый цвет. Это говорит о щелочном характере среды полученного
раствора.
- Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2
- Mg0 — 2e = Mg+2 2 1; Mg0 – восстановитель;
- 2H+ + 2e = H20 1; H+ — окислитель;
- Взаимодействие магния с водой происходит при
повышенной температуре. - б) Взаимодействие магния с кислотами.
- Теоретический вывод о возможности протекания
реакции магния с серной с соляной кислотами можно сделать, используя значения
стандартных электродных потенциалов элементов, возможность взаимодействия
которых необходимо установить. - Так, стандартный электродный потенциал магния:
ϕ0(Mg2+ / Mgтв.) = -2,34 В.
Стандартный электродный потенциал водорода:
ϕ0(2H+ / H2) = 0,00 В.
Возможность протекания
окислительно-восстановительной реакции в данном направлении определяет
положительной значение Э.Д.С., которое может быть вычислено по формуле:
Э.Д.С. = ϕ(окислителя) – ϕ(восстановителя).
ϕ0(Mg2+ / Mgтв.) = -2,34
В.
ϕ0(2H+ / H2) = 0,00 В.
Э.Д.С. = 0 + 2,34 = 2,34 В. Э.Д.С. > 0 –
магний может взаимодействовать с раствором соляной кислоты и разбавленным
раствором серной кислоты с выделением молекулярного водорода. Вывод, сделанный
теоретически, подтверждает опыт.
В две пробирки поместили 2 мл. растворов
серной и соляной кислот. В каждую пробирку добавили по кусочку магниевой
стружки. В обеих пробирках наблюдалось выделение бесцветного газа, в пробирке с
серной кислотой реакция проходила более бурно.
- Mg
+ H2SO(разб.) = MgSO4 + H2 - Mg0 — 2e = Mg+2 2 1; Mg+2 – восстановитель;
- 2H+ + 2e = H20 1; H+ — окислитель;
- Mg + 2HCl + 4H2O = [Mg(H2O)4]Cl2
+ H2 - Mg0 — 2e = Mg+2 2 1; Mg+2 –
восстановитель; - 2H+ + 2e = H20 1; H+ — окислитель;
- На основе значений стандартных электродных
потенциалов определим возможность протекания реакции магния с концентрированной
серной кислотой.
ϕ0(Mg2+ / Mgтв.) = -2,34 В.
ϕ0(SO4. / H2SO3)
= +0,20 В.
Э.Д.С. = 0,2 + 2,34 = 2,54 В. Э.Д.С. > 0 – магний
может взаимодействовать с концентрированной серной кислотой с образованием
неустойчивой сернистой кислоты.
ϕ0(Mg2+ / Mgтв.) = -2,34 В.
ϕ0(SO2-4
/ S) = +0,357 В.
Э.Д.С. = 0,357 + 2,34 = 2,697 В. Э.Д.С. > 0
– магний может восстанавливать концентрированную серную кислоту до молекулярной
серы.
ϕ0(Mg2+ / Mgтв.) = -2,34 В.
ϕ0(SO2-4
/ H2S) = +0,311 В.
Э.Д.С. = 0,311 + 2,34 = 2,651 В. Э.Д.С. > 0
– магний может восстанавливать концентрированную серную кислоту до сероводорода.
На основании этих расчетов можно сделать
вывод, что магний может восстанавливать концентрированную серную кислоту и до
сернистой кислоты (диоксида серы), и до молекулярной серы, и до сероводорода.
В ходе опыта в пробирку поместили
концентрированную серную кислоту и добавили кусочек магниевой стружки.
Наблюдалось выделение бесцветного газа с характерным запахом разлагающегося
белка. Реакция проводилась в вытяжном шкафу.
- 4Mg + 5H2SO4(конц.) = 4MgSO4 + H2S + 4H2O
- Mg0 – 2e = Mg+2
8 4; Mg0 – восстановитель; - S+6O4 + 10H+ + 8e = H2S-2
+ 4H2O 1; S+6 – окислитель; - 4Mg + SO2-4 + 10H+ = 4Mg2+
+ H2S + 4H2O - Mg + 5H2SO4(конц.)
= 4MgSO4 + H2S + 4H2O
Опыт 4. Получение и свойства гидроксида
магния.
В три пробирки налили по 2 мл. раствора
нитрата магния, после чего в каждую пробирку налили по каплям раствор
гидроксида натрия. Наблюдалось образование белого студенистого осадка.
- Mg(NO3)2 + 2NaOH
= Mg(OH)2 + 2NaNO3 - Mg2+ + 2NO-3 + 2Na+
+ 2OH- = Mg(OH)2 + 2Na+ + 2NO-3 - Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2
В одну пробирку налили раствор соляной
кислоты. При этом наблюдалось растворение осадка.
- Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
- Mg(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Mg2+ +2Cl- + 2H2O
- Mg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + 2H2O
В другую пробирку налили раствор хлорида
аммония. При этом наблюдалось растворение осадка.
- Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH4OH
- Mg(OH)2 + 2NH+4 + 2Cl- = Mg2+ +2Cl- + 2NH4OH
- Mg(OH)2 + 2NH+4 = Mg2+ + 2NH4OH
В третью пробирку налили избыток раствора
гидроксида натрия. При этом наблюдалось растворение осадка.
- Mg(OH)2 + 2NaOH = Na2[Mg(OH)4]
- Mg(OH)2 + 2Na+ + 2OH- = 2Na+
+ [Mg(OH)4]2- - Mg(OH)2 + 2OH- = [Mg(OH)4]2-
В данных реакциях гидроксид магния проявляет
свойства слабого основания. Реакция с кислотой возможна, потому что ее продукт
– вода обладает произведением растворимости меньшим (10-14), чем
у гидроксида магния (7,1*10-12). Гидроксид магния взаимодействует с
хлоридом аммония, так как образующееся вещество – гидроксид аммония – более
слабое основание.
Опыт 5. Взаимодействие кальция с водой.
В пробирку налили 8 мл. дистиллированной воды
и поместили в нее небольшой кусочек металлического кальция. Наблюдалось
выделение бесцветного газа и последующее помутнение раствора.
Газ был собран в
пробирку, после чего в ее горлышко была внесена тлеющая лучинка, был слышен
глухой хлопок, что говорит о том, что выделяющийся газ – водород. Помутнение
раствора происходит потому, что образующийся гидроксид кальция –
малорастворимое основание.
Стронций и барий также будут взаимодействовать с
водой с образованием водорода и соответствующих оснований, однако помутнения
раствора, скорее всего, наблюдаться не будет, так как Sr(OH)2 и Ba(OH)2
представляют собой сильные основания, растворимые в воде лучше, чем гидроксид
кальция.
После завершения реакции в жидкость в пробирке был добавлен
фенолфталеин, после чего она окрасилась в малиновый цвет, что говорит о
щелочном характере среды в пробирке.
- Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
- Ca0 + 2H2O – 2e = Ca+2 (OH)2 + 2H+ 2 1; Ca0 – восстановитель;
- 2H+ + 2e = H20
1; H+ — окислитель; - Ca + 2H2O + 2H+ = Ca(OH)2 +
2H+ + H2; - Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2.
Опыт 6. Получение
гидроксидов щелочноземельных металлов.
В три пробирки добавили по 2 мл. растворов
хлорида кальция, хлорида стронция, хлорида бария. После этого в каждую пробирку
добавили раствор гидроксида натрия.
Наблюдалось образование осадков, причем в
пробирке с хлоридом бария объем образовавшегося осадка был наименьшим
(образование осадка происходило в незначительной мере), а в пробирке с хлоридом
кальция – наибольшим.
Объяснить это можно тем, что сила оснований в ряду Ca(OH)2 – Sr(OH)2 – Ba(OH)2
увеличивается, возрастает и растворимость этих веществ в воде.
При этом опытные данные можно доказать
теоретически.
В одном литре воды при 20 °C растворимо 38 грамм гидроксида бария (m1) (Общая химия: учебное пособие / Н.Л. Глинка.). Масса гидроксида
лития, находящегося в жидкости в пробирке, может быть определена следующим
путем.
- Cн = ;
- n(Ba(OH)2) = Cн(Ba(OH)2)fэ(Ba(OH)2)V(раствора);
- m(Ba(OH)2) = Cн(Ba(OH)2)fэ(Ba(OH)2)V(раствора)M(Ba(OH)2).
- При этом объем жидкости составит:
2 + 1 = 3 мл. (2 мл. – объем раствора хлорида
бария; 1 мл. – объем раствора гидроксида натрия, найденный из закона
эквивалентов:
- )
- Можно составить пропорцию:
- 3 — Cн(Ba(OH)2)fэ(Ba(OH)2)V(раствора)M(Ba(OH)2)
- 1000 – m2 (масса гидроксида бария в 1 литре раствора).
m2 = 114 г. Δm
= m2 – m1 = 76 г.
- ε = = 3.
- В лабораторной работе использовались растворы
хлоридов кальция, стронция, бария концентрацией 2н. - Максимальное значение растворенного вещества
превышено – будет выпадать осадок. - Аналогичные вычисления можно провести в
отношении гидроксида кальция и гидроксида стронция.
m2(Sr(OH)2) = 81 г.
m1(Sr(OH)2) = 8 г. Δm
= m2 – m1 = 73 г.
ε = = 10,1.
m2(Ca(OH)2) = 49 г.
m1(Ca(OH)2) = 1,56 г. Δm = m2 – m1 = 47,44 г.
- ε = = 31,4.
- Данные расчеты позволяют сказать, что в ходе
всех трех реакций будут выпадать осадки. - 1.
CaCl2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaCl - Ca2+ + 2Cl- + 2Na+ + 2OH-
= Ca(OH)2 + 2Na+ + 2Cl- - Ca2+ + 2OH- = Ca(OH)2
- 2.
SrCl2 + 2NaOH = Sr(OH)2 + 2NaCl - Sr2+ + 2Cl- + 2Na+ + 2OH-
= Sr(OH)2 + 2Na+ + 2Cl- - Sr2+ + 2OH- = Sr(OH)2
- 3.
BaCl2 + 2NaOH = Ba(OH)2 + 2NaCl - Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + 2OH-
= Ba(OH)2 + 2Na+ + 2Cl- - Ba2+ + 2OH- = Ba(OH)2 (образование осадка происходит в незначительной мере).
Опыт 7. Получение и свойства солей
щелочноземельных металлов.
А) Получение и свойства карбонатов
щелочноземельных металлов.
Взаимодействием нитратов
кальция, стронция и бария с раствором соды в трех пробирках были получены
соответствующие карбонаты. В ходе реакции наблюдалось образование белых
кристаллических осадков (карбонаты кальция, стронция, бария обладают малой
растворимостью в воде) – карбонатов кальция, стронция, бария.
- 1.
Ca(NO3)2 + Na2CO3 = CaCO3
+ 2NaNO3 - Ca2+ + 2NO-3 + 2Na+
+ CO-3 = CaCO3 + 2Na+ + 2NO-3 - Ca2+ + CO-3
= CaCO3 - 2.
Sr(NO3)2 + Na2CO3 = SrCO3
+ 2NaNO3 - Sr2+ + 2NO-3 + 2Na+
+ CO-3 = SrCO3 + 2Na+ + 2NO-3 - Sr2+ + CO-3
= SrCO3 - 3.
Ba(NO3)2 + Na2CO3 = BaCO3
+ 2NaNO3 - Ba2+ + 2NO-3 + 2Na+
+ CO-3 = BaCO3 + 2Na+ + 2NO-3 - Ba2+ + CO-3 = BaCO3
В каждую пробирку прилили раствор соляной
кислоты. Наблюдалось растворение полученных ранее осадков и выделение
бесцветного газа.
- 1.
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O - CaCO3 + 2H+ + 2Cl- = Ca2+
+ 2Cl- + CO2 + H2O - CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + CO2
+ H2O - 2.
SrCO3 + 2HCl = SrCl2 + CO2 + H2O - SrCO3 + 2H+ + 2Cl- = Sr2+
+ 2Cl- + CO2 + H2O - SrCO3 + 2H+ = Sr2+ + CO2
+ H2O - 3.
BaCO3 + 2HCl = BaCl2 + CO2 + H2O - BaCO3 + 2H+ + 2Cl- = Ba2+
+ 2Cl- + CO2 + H2O - BaCO3 + 2H+ = Ba2+ + CO2 + H2O
- Теоретически проанализировать растворимость
карбонатов кальция, стронция, бария в воде можно, использовав значения
произведений растворимостей этих веществ.
П.Р. (CaCO3) = 3,8*10-9
П.Р. (SrCO3) = 1,1*10-10
П.Р. (BaCO3) = 4,0*10-10
- На основании этих данных можно сделать вывод,
что в ряду SrCO3 – BaCO3 – CaCO3 растворимость веществ в воде увеличивается. - Б) Получение и свойства сульфатов
щелочноземельных металлов. - Взаимодействием нитратов кальция, стронция,
бария с раствором сульфата натрия в трех пробирках были получены белые
кристаллические осадки соответствующих сульфатов. - 1.
Ca(NO3)2 + Na2SO4
= CaSO4 + 2NaNO3 - Ca2+ + 2NO-3 + 2Na+
+ SO2-4 = CaSO4 + 2Na+ + 2NO-3
- Ca2+ + SO2-4 = CaSO4
- 2.
Sr(NO3)2 + Na2SO4
= SrSO4 + 2NaNO3 - Sr2+ + 2NO-3 + 2Na+
+ SO2-4 = SrSO4 + 2Na+ + 2NO-3 - Sr2+ + SO2-4 = SrSO4
- 3.
Ba(NO3)2 + Na2SO4
= BaSO4 + 2NaNO3 - Ba2+ + 2NO-3 + 2Na+
+ SO2-4 = BaSO4 + 2Na+ + 2NO-3 - Ba2+ + SO2-4 = BaSO4
- При этом образование осадка происходило
быстрее всего мере в реакции с нитратом бария, медленнее всего – в реакции с
сульфатом кальция. - Теоретически проанализировать растворимость сульфатов
кальция, стронция, бария в воде можно, использовав значения произведений
растворимостей этих веществ.
П.Р. (CaSO4) = 2,5*10-5
П.Р. (SrSO4) = 3,2*10-7
П.Р. (BaSO4) = 1,1*10-10
На основании этих данных можно сделать вывод,
что в ряду BaSO4 – SrSO4 – CaSO4 растворимость веществ в воде увеличивается.
Исследовали отношение полученных сульфатов к
разбавленным растворам соляной и азотной кислот. Сульфаты бария, стронция и
кальция в растворах указанных кислот нерастворимы. Объяснить это можно тем, что
продукты такого взаимодействия хорошо растворимы в воде (намного лучше, чем
сульфаты кальция, стронция и бария).
Опыт 8. Окрашивание пламени солями
щелочноземельных металлов.
В бесцветное пламя спиртовой горелки внесли
нихромовую проволоку, изменения цвета пламени при этом не наблюдалось.
Проволока была смочена раствором хлорида
кальция и внесена в нижнюю часть пламени спиртовки. При этом пламя приобрело кирпично-красный
цвет.
Аналогичные действия были проведены в
отношении хлоридов стронция и бария. В случае хлорида стронция пламя приобрело карминово-красный
цвет, а в случае хлорида бария – желто-зеленый цвет.
После каждого опыта проволока промывалась
раствором соляной кислоты.
Химические свойства магния и его соединений
- Взаимодействие с водородом при повышенной температуре приводит к твердому гидриду MgH:
- Mg + H = MgH (4.1)
- На воздухе в компактном состоянии он устойчив, но мелко раздробленный способен самовозгораться. С холодной водой вследствие низкой растворимости Mg(OH) магний реагирует медленно, но нагревание заметно ускоряет реакцию:
- Mg + 2НO = Mg(OH) + Н (4.2)
Низкие растворимости оксида и гидроксида магния связаны с ковалентностью связи в них. Этим объясняется также тугоплавкость MgO, представляющей собой полимер (MgO)x. Являясь основанием средней силы, гидроксид магния образует соли, слабогидролизующиеся в концентрированных растворах. Если повысить концентрацию ионов ОН- в растворе, то их гидролиз заметно усиливается.
Магний легко растворяется в кислотах с выделением водорода:
Mg + HCl = MgCl + H (4.3)
Щелочи на него не действуют. Следовательно, амфотерность у соединений магния отсутствует [5, c. 88 — 89].
- Нитрид магния, получается при непосредственном взаимодействии азота с металлами при высокой температуре:
- 3Mg + N = MgN (4.4)
- При соприкосновении с водой многие нитриды полностью гидролизуются с образованием аммиака и гидроксида металла. Например:
MgN + 6НO = 3Mg(OH) + 2NH (4.5) [1, c. 400].
При нагревании диоксида кремния с избытком металлического магния восстанавливающийся кремний соединяется с магнием, образуя силицид магния MgSi:
4Mg + SiO = MgSi + 2MgO (4.6) [1, c. 509].
Хотя магний стоит в ряду напряжений далеко впереди водорода, но, как мы уже говорили, воду он разлагает очень медленно вследствие образования малорастворимого гидроксида магния. При нагревании на воздухе магний сгорает, образуя оксид магния MgO:
2Mg + O = 2 MgO (4.7)
и небольшое количество нитрида магния MgN [1, c. 612].
Первыми «нашли» применение магнию зеленые растения. В самом деле, магний входит в состав хлорофилла, который преобразует солнечную энергию, делая ее доступной для других живых существ. Образуемые с помощью хлорофилла органические вещества (сахар, крахмал) необходимы для питания человека и животных. Это означает, что магний является элементом жизни.
Потребность растений в магнии неодинакова.
Все корнеплоды — картофель, столовая и кормовая свекла и другие овощи — являются важными потребителями магния, также как и бобовые растения — клевер, люцерна, люпин.
Но вот хлебным злакам — ржи, овсу, пшенице—магния нужно меньше. В хлорофилле содержится от 2 до 3% магния, а общее количество магния в хлорофилле всех растений Земли близко к 100 000 000 000 т.
Поэтому магниевые соли давно уже с успехом используются в качестве удобрений: ведь магний участвует в процессах фотосинтеза. Прибавка урожая картофеля, обусловленная магниевыми удобрениями, составляет 27—28 ц с 1 га, и это в Московской области! В других областях (с другим составом почвы) прибавка урожая может быть даже больше!
Входит магний и в состав человеческого организма. Так, магний найден в крови (переутомление чаще всего вызвано снижением количества магния в крови человека), в зубах и в мозгу.
Установлено, что фермент, способствующий переносу фосфора в нашем организме, содержит магний. Молекулы ферментов постепенно разрушаются. Поэтому в организме должны все время создаваться новые молекулы.
Отсюда постоянная потребность организма в магнии.
В человеческом организме содержится около 80 г железа, 150 г натрия, 1000 г кальция и около 60 г магния. Медики давно уже обратили внимание на лечебные свойства магниевых препаратов. Так, уже знакомый нам сульфат магния при приеме внутрь оказывает слабительное действие.
Для борьбы с судорожными состояниями (например, при столбняке или отравлении) применяют внутримышечные инъекции сульфата магния. Другой магниевый медицинский препарат — карбонат магния MgCО — рекомендуется для приема внутрь при повышенной кислотности желудочного сока, а также при изжоге.
Это вещество используют в качестве присыпки, входит оно и в состав зубного порошка.
Потребность в магнии у взрослого человека составляет в сутки приблизительно 10 мг на 1 кг его массы. В быстрорастущем организме ребенка при увеличении массы на 1 кг задерживается 25 мг магния.
Но многие загадки магния в живом организме еще не разгаданы учеными. Для их разрешения ученые проводят опыты.
Оказалось, например, что собаки, в пище которых не достает магния, заболевали инфарктом миокарда. Избыток в пище коров кальция и магния приводит к появлению потомства женского пола.
Давно уже выяснено, что скорлупа куриных яиц тем прочнее, чем больше в пище несушек магния [3, c. 228 — 229].
Главная область применения металлического магния — это получение на его основе различных легких сплавов.
Прибавка к магнию небольших количеств других металлов резко изменяет его механические свойства, сообщая сплаву значительную твердость, прочность и сопротивляемость коррозии. Особенно ценными свойствами обладают сплавы, называемые электронами.
Они относятся к трем системам: Mg—Al—Zn, Mg—Мn и Mg—Zn—Zr. Наиболее широкое применение имеют сплавы системы Mg—Al — Zn, содержащие от 3 до 10% А1 и от 0,2 до 3% Zn. Достоинством магниевых сплавов является их малая плотность (около 1,8 г/см).
Они используются прежде всего в ракетной технике и в авиастроении, а также в авто-, мото-, приборостроении. Недостаток сплавов магния — их низкая стойкость против коррозии во влажной атмосфере и в воде, особенно морской.
Чистый магний находит применение в металлургии. Магнийтермическим методом получают некоторые металлы, в частности титан. При производстве некоторых сталей и сплавов цветных металлов магний используется для удаления из них кислорода и серы.
Весьма широко применяется магний в промышленности органического синтеза. С его помощью получают многочисленные вещества, принадлежащие к различным классам органических соединений, а также элементорганические соединения.
Смеси порошка магния с окислителями употребляются при изготовлении осветительных и зажигательных ракет.
Оксид магния MgO обычно получают путем прокаливания природного магнезита MgCО. Он представляет собой белый рыхлый порошок, известный под названием жженой магнезии. Благодаря высокой температуре плавления (около 3000°С) оксид магния применяется для приготовления огнеупорных тиглей, труб, кирпичей.
Гидроксид магния Mg(OH) получается в виде малорастворимого белого осадка при действии щелочей на растворимые соли магния. В отличие от гидроксида бериллия гидроксид магния обладает только основными свойствами, представляя собой основание средней силы.
Сульфат магния MgSО* 7HО, или горькая соль, содержится в морской воде. В отличие от сульфатов щелочноземельных металлов хорошо растворим в воде.
Хлорид магния MgCl * 6HО образует бесцветные, хорошо растворимые, расплывающиеся на воздухе кристаллы. Гигроскопичность неочищенной поваренной соли обусловливается примесью в ней незначительных количеств хлорида магния.
При действии соды на растворимые соли магния получается не средняя соль, а смесь основных карбонатов. Эта смесь применяется в медицине под названием белой магнезии.
Важное промышленное значение имеет гидроксохлорид магния MgOHCl.
Технический продукт получается путем замешивания оксида магния с концентрированным водным раствором хлорида магния и носит название магнезиального цемента.
Такая смесь через некоторое время затвердевает, превращаясь в плотную белую, легко полирующуюся массу. Затвердевание можно объяснить тем, что гидроксохлорид, первоначально образующийся согласно уравнению:
MgO + MgCl + HO = 2MgOHCl (5.1)
затем полимеризуется в цепи типа —Mg—О—Mg—О—Mg—, на концах которых находятся атомы хлора или гидроксильные группы.
Магнезиальный цемент в качестве вяжущего материала применяется при изготовлении мельничных жерновов, точильных камней, различных плит. Смесь его с древесными опилками под названием ксилолита используют для покрытия полов.
Большое применение находят природные силикаты магния: тальк 3MgO * 4SiО* HО и особенно асбест CaO * 3MgO * 4SiО. Последний, благодаря своей огнестойкости, малой теплопроводности и волокнистой структуре, является прекрасным теплоизоляционным материалом [1, c. 612 — 614].
Магний
Магний — элемент второй группы (по старой классификации — главной подгруппы второй группы), третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 12. Обозначается символом Mg (лат. Magnesium). Простое вещество магний — лёгкий, ковкий металл серебристо-белого цвета.
В 1695 году из минеральной воды Эпсомского источника в Англии выделили соль, обладавшую горьким вкусом и слабительным действием. Аптекари назвали её «горькой солью», а также «английской» или «эпсомской солью».
Минерал эпсомит представляет собой кристаллогидрат сульфата магния и имеет химическую формулу MgSO4 · 7H2O.
Латинское название элемента происходит от названия древнего города Магнезия в Малой Азии, в окрестностях которого имеются залежи минерала магнезита.
В 1792 году Антон фон Рупрехт выделил из белой магнезии восстановлением углём неизвестный металл, названный им австрием. Позже было установлено, что «австрий» представляет собой магний крайне низкой степени чистоты, поскольку исходное вещество было сильно загрязнено железом.
В 1808 г. английский химик Гемфри Дэви с помощью электролиза увлажнённой смеси магнезии и оксида ртути получил амальгаму неизвестного металла, которому дал название «магнезиум», сохранившееся до сих пор во многих странах.
В России с 1831 года принято название «магний». В 1829 г. французский химик А. Бюсси получил магний, восстанавливая его расплавленный хлорид металлическим калием. В 1830 г. М.
Фарадей получил магний электролизом расплавленного хлорида магния.
Изотопы
- Основная статья: Изотопы магния
- Природный магний состоит из смеси 3 стабильных изотопов 24Mg, 25Mg и 26Mg с молярной концентрацией в смеси 78,6 %, 10,1 % и 11,3 % соответственно.
- Все остальные 19 изотопов нестабильны, самый долгоживущий из них 28Mg с периодом полураспада 20,915 часов.
Нахождение в природе
Кларк магния — 1,95 % (19,5 кг/т). Это один из самых распространённых элементов земной коры. Большие количества магния находятся в морской воде в виде раствора солей. Основные минералы с высоким массовым содержанием магния:
- морская вода — (0,12—0,13 %),
- карналлит — MgCl2 • KCl • 6H2O (8,7 %),
- бишофит — MgCl2 • 6H2O (11,9 %),
- кизерит — MgSO4 • H2O (17,6 %),
- эпсомит — MgSO4 • 7H2O (9,9 %),
- каинит — KCl • MgSO4 • 3H2O (9,8 %),
- магнезит — MgCO3 (28,7 %),
- доломит — CaCO3·MgCO3 (13,1 %),
- брусит — Mg(OH)2 (41,6 %).
Магнезиальные соли встречаются в больших количествах в солевых отложениях самосадочных озёр. Месторождения карналлита осадочного происхождения имеются во многих странах.
Магнезит образуется преимущественно в гидротермальных условиях и относящихся к среднетемпературным гидротермальным месторождениям. Доломит также является важным магниевым сырьём. Месторождения доломита широко распространены, запасы их огромны.
Они генетически связаны с карбонатными осадочными слоями и большинство из них имеет докембрийский или пермский геологический возраст.
Доломитовые залежи образуются осадочным путём, но могут возникать также при воздействии на известняки гидротермальных растворов, подземных или поверхностных вод.
Чрезвычайно редким минералом является самородный магний, образующийся в потоках восстановительных газов и впервые обнаруженный в 1991 году в береговых отложениях Чоны (Восточная Сибирь), а затем в лавах в Южном Гиссаре (Таджикистан).
Природные источники магния
- Ископаемые минеральные отложения (магнезиальные и калийно-магнезиальные карбонаты: доломит, магнезит).
- Морская вода.
- Рассолы (рапа соляных озёр).
В 1995 г. бо́льшая часть мирового производства магния была сосредоточена в США (43 %), странах СНГ (26 %) и Норвегии (17 %), на рынке возрастает доля Китая.
Обычный промышленный метод получения металлического магния — это электролиз расплава смеси безводных хлоридов магния MgCl2 (бишофит), натрия NaCl и калия KCl. В расплаве электрохимическому восстановлению подвергается хлорид магния:
MgCl2 → Mg + Cl2
Расплавленный металл периодически отбирают из электролизной ванны, а в неё добавляют новые порции магнийсодержащего сырья.
Так как полученный таким способом магний содержит сравнительно много (около 0,1 %) примесей, при необходимости «сырой» магний подвергают дополнительной очистке.
С этой целью используют электролитическое рафинирование, переплавку в вакууме с использованием специальных добавок — флюсов, которые удаляют примеси из магния или перегонку (сублимацию) металла в вакууме. Чистота рафинированного магния достигает 99,999 % и выше.
Разработан и другой способ получения магния — термический. В этом случае для восстановления оксида магния при высокой температуре используют кремний или кокс:
MgO + C → Mg + CO
Применение кремния позволяет получать магний из такого сырья, как доломит CaCO3·MgCO3, не проводя предварительного разделения магния и кальция. С участием доломита протекают реакции, вначале производят обжиг доломита:
CaCO3 ⋅ MgCO3 → CaO + MgO + 2CO2
Затем сильный нагрев с кремнием:
2MgO + CaO + Si → CaSiO3 + 2Mg
Преимущество термического способа состоит в том, что он позволяет получать магний более высокой чистоты. Для получения магния используют не только минеральное сырьё, но и морскую воду.
Физические свойства
Магний — металл серебристо-белого цвета с гексагональной решёткой, обладает металлическим блеском; пространственная группа P 63/mmc, параметры решётки a = 0,32029 нм, c = 0,52000 нм, Z = 2.
При обычных условиях поверхность магния покрыта довольно прочной защитной плёнкой оксида магния MgO, которая разрушается при нагреве на воздухе до примерно 600 °C, после чего металл сгорает с ослепительно белым пламенем с образованием оксида и нитрида магния Mg3N2.
Скорость воспламенения магния намного выше скорости одёргивания руки, поэтому при поджоге магния человек не успевает одёрнуть руку и получает ожог.
На горящий магний желательно смотреть только через темные очки или стекло, так как в противном случае есть риск получить световой ожог сетчатки и на время ослепнуть.
Плотность магния при 20 °C — 1,738 г/см³, температура плавления 650 °C, температура кипения 1090 °C, теплопроводность при 20 °C — 156 Вт/(м·К).
Магний высокой чистоты пластичен, хорошо прессуется, прокатывается и поддаётся обработке резанием.
При температуре Тс= 0,0005 К магний (Mg) переходит в сверхпроводящее состояние.
Химические свойства
При нагревании на воздухе магний сгорает с образованием оксида и небольшого количества нитрида. При этом выделяется большое количество теплоты и света:
2Mg + O2 → 2MgO + 1203 кДж 3Mg + N2 → Mg3N2
Магний хорошо горит даже в углекислом газе:
2Mg + CO2 → 2MgO + C
Раскаленный магний энергично реагирует с водой, вследствие чего горящий магний нельзя тушить водой:
Mg + H2O → MgO + H2 + 75 kcal
Возможна также реакция:
Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2↑ + 80,52 kcal
Щелочи на магний не действуют, в кислотах он растворяется с бурным выделением водорода:
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2↑
Смесь порошка магния со взрывом реагирует с сильными окислителями, например с сухим перманганатом калия.
Также следует упомянуть реактивы Гриньяра, то есть алкил- или арилмагнийгалогениды:
RHal + Mg →(C2H5)2O RMgHal
Где Hal = I, Br, реже Cl.
Металлический магний — сильный восстановитель, применяется в промышленности для восстановления титана до металла из тетрахлорида титана и металлического урана из его тетрафторида
TiCl4 + 2Mg → Ti + 2MgCl2 UF4 + 2Mg → U + 2MgF2
Применение
Используется для получения лёгких и сверхлёгких литейных сплавов (самолётостроение, производство автомобилей), а также в пиротехнике и военном деле для изготовления осветительных и зажигательных ракет.
Со второй половины XX века магний в чистом виде и в составе сплава кремния с железом — ферросиликомагния, стал широко применяться в чугунолитейном производстве благодаря открытию его свойства влиять на форму графита в чугуне, что позволило создать новые уникальные конструкционные материалы для машиностроения — высокопрочный чугун (чугун с шаровидным графитом — ЧШГ и чугун с вермикулярной формой графита — ЧВГ), сочетающие в себе свойства чугуна и стали.
Сплавы
Сплавы на основе магния являются важным конструкционным материалом в космической, авиационной и автомобильной промышленности благодаря их лёгкости и прочности. Из магниевого сплава изготавливались картеры двигателей бензопилы «Дружба» и автомобиля «Запорожец», ряда других машин. Сейчас из этого сплава производятся легкосплавные колёсные диски.
Магний в виде чистого металла, а также его химические соединения (бромид, перхлорат) применяются для производства энергоёмких резервных электрических батарей (например, магний-перхлоратный элемент, серно-магниевый элемент, хлористосвинцово-магниевый элемент, хлорсеребряно-магниевый элемент, хлористомедно-магниевый элемент, магний-ванадиевый элемент и др.) и сухих элементов (марганцево-магниевый элемент, висмутисто-магниевый элемент, магний-м-ДНБ элемент и др.). Химические источники тока на основе магния отличаются очень высокими значениями удельных энергетических характеристик и высокой ЭДС.
Соединения
Гидрид магния — один из наиболее ёмких аккумуляторов водорода, применяемых для его компактного хранения и получения.
Огнеупорные материалы
- Оксид магния MgO применяется в качестве огнеупорного материала для производства тиглей и специальной футеровки металлургических печей.
- Перхлорат магния, Mg(ClO 4)2 — (ангидрон) применяется для глубокой осушки газов в лабораториях, и в качестве электролита для химических источников тока с применением магния.
- Фторид магния MgF2 — в виде синтетических монокристаллов применяется в оптике (линзы, призмы).
- Бромид магния MgBr2 — в качестве электролита для химических резервных источников тока.
Военное дело
Свойство магния гореть белым ослепительным пламенем широко используется в военной технике для изготовления осветительных и сигнальных ракет, трассирующих пуль и снарядов, зажигательных бомб. В смеси с соответствующими окислителями он также является основным компонентом заряда светошумовых боеприпасов.
Медицина
Магний является жизненно-важным элементом, который находится во всех тканях организма и необходим для нормального функционирования клеток.
Участвует в большинстве реакций обмена веществ, в регуляции передачи нервных импульсов и в сокращении мышц, оказывает спазмолитическое и антиагрегантное действие.
Оксид и соли магния традиционно применяются в медицине в кардиологии, неврологии и гастроэнтерологии (аспаркам, сульфат магния, цитрат магния). В то же время, использование солей магния в кардиологии при нормальном уровне ионов магния в крови является недостаточно обоснованным.
Фотография
Магниевый порошок с окисляющими добавками (нитрат бария, перманганат калия, гипохлорит натрия, хлорат калия и т. д.) применялся (и применяется сейчас в редких случаях) в фотоделе в химических фотовспышках (магниевая фотовспышка).
Аккумуляторы
Магниево-серные батареи являются одними из самых перспективных, теоретически превосходя ёмкость ионно-литиевых, однако пока эта технология находится на стадии лабораторных исследований в силу непреодолимости некоторых технических препятствий.
Производство
Производство в России сосредоточено на двух предприятиях: г. Соликамск (СМЗ) и г. Березники (АВИСМА). Общая производительность составляет, примерно, 35 тыс. тонн в год.
| — | Весь мир | 6,970 |
| 1 | Китай | 4,900 |
| 2 | Россия | 400 |
| 3 | Турция | 300 |
| 4 | Испания | 280 |
| 5 | Австрия | 200 |
| 6 | Словакия | 200 |
| 7 | Бразилия | 150 |
| 8 | Австралия | 130 |
| 9 | Греция | 115 |
| 10 | КНДР | 80 |
| 11 | Индия | 60 |
| — | Другие страны | 150 |
Цены
Цены на магний в слитках в 2006 году составили в среднем 3 долл./кг. В 2012 году цены на магний составляли порядка 2,8—2,9 долл./кг.
Биологическая роль и токсикология
Токсикология
Соединения магния малотоксичны (за исключением солей таких ядовитых кислот, как синильная, азотистоводородная, плавиковая, хромовая).
Биологическая роль
Магний — один из важных биогенных элементов, в значительных количествах содержится в тканях животных и растений (хлорофиллы). Его биологическая роль сформировалась исторически в период зарождения и развития протожизни на нашей планете в связи с тем, что солевой состав морской воды древней Земли был преимущественно хлоридно-магниевый, в отличие от нынешнего — хлоридно-натриевого.
Магний является кофактором многих ферментативных реакций. Магний необходим для превращения креатинфосфата в АТФ — нуклеотид, являющийся универсальным поставщиком энергии в живых клетках организма. Магний необходим на всех этапах синтеза белка.
Он участвует в поддержании нормальной функции нервной системы и мышцы сердца, оказывает сосудорасширяющее действие, стимулирует желчеотделение, повышает двигательную активность кишечника, что способствует выведению из организма холестерина.
Усвоению магния мешают наличие фитина и избыток жиров и кальция в пище.
Недостаток магния в организме может проявляться по-разному: бессонница, хроническая усталость, остеопороз, артрит, фибромиалгия, мигрень, мышечные судороги и спазмы, сердечная аритмия, запоры, предменструальный синдром (ПМС).
При потливости, частом употреблении слабительных и мочегонных, алкоголя, больших психических и физических нагрузках (в первую очередь при стрессах и у спортсменов) потребность в магнии увеличивается.
Более всего магния содержится в пшеничных отрубях, тыквенных семечках, какао-порошке. К пище, богатой магнием относят также кунжут, отруби, орехи.
Однако обилие фитина в этих продуктах делает его малодоступным для усвоения, поэтому только зелёные овощи могут служить надёжным источником магния. Магния совсем мало в хлебе, молочных, мясных и других повседневных продуктах питания современного человека.
Суточная норма магния — порядка 300 мг для женщин и 400 мг для мужчин (предполагается, что всасывается около 30 % магния).
При употреблении витаминно-минеральных комплексов, содержащих магний, необходимо помнить, что при чрезмерном его потреблении возможна передозировка, сопровождающаяся снижением артериального давления, тошнотой, рвотой, угнетением центральной нервной системы, снижением рефлексов, изменениями на электрокардиограмме, угнетением дыхания, комой, остановкой сердца, параличом дыхания, анурическим синдромом.
Также следует соблюдать осторожность при приеме магния людям с почечной недостаточностью.
Таблица нормы потребления магния
| от 0 до 6 месяцев | 30 | Не определён |
| от 7 до 12 месяцев | 75 | Не определён |
| от 1 до 3 лет | 80 | 145 |
| от 4 до 8 лет | 130 | 240 |
| от 9 до 13 лет | 240 | 590 |
| от 14 до 18 лет | 360 | 710 |
| от 14 до 18 лет | 410 | 760 |
| от 19 до 30 лет | 400 | 750 |
| 31 год и старше | 420 | 770 |
| от 19 до 30 лет | 310 | 660 |
| 31 год и старше | 320 | 670 |
| от 14 до 18 лет | 400 | 750 |
| от 19 до 30 лет | 350 | 700 |
| 31 год и старше | 360 | 710 |
| от 14 до 18 лет | 360 | 710 |
| от 19 до 30 лет | 310 | 660 |
| 31 год и старше | 320 | 670 |
