Magnesium, grunnstoff i gruppe 2 i grunnstoffenes periodesystem. Kjemisk symbol Mg. Det er det andre grunnstoffet blant jordalkalimetallene. Elektronkonfigurasjon [Ne]3s2. Mg2+ har samme elektronkonfigurasjon som edelgassen neon da de to 3s elektronene er spaltet av.

Det er tre stabile isotoper av magnesium i jordskorpen: 24Mg (79 %), 25Mg (10 %), 26Mg (11 %).

Magnesiummetall er sølvhvitt og glinsende det har lav tetthet, er meget reaktivt og er et sterkt reduksjonsmiddel. Det er det metallet med minst tetthet som brukes som konstruksjonsmateriale, vesentlig i form av legeringer med større mekanisk styrke enn metallet. Tettheten er bar ¼ av den for stål.

Magnesium utgjør 2,4 vektprosent av jordskorpen. Grunnstoffet forekommer bare i oksidert tilstand i naturen. Magnesium er toverdig (oksidasjonstrinn +II). Av mineralene er særlig dolomitt, utbredt, og er enkelte steder det dominerende mineral i store fjellmassiver. Magnesitt har også stor utbredelse, mens kalisaltleier fra inndampende sjøer inneholder salter som kainitt og kieseritt. Sjøvann, som inneholder ca. 0,13 vektprosent Mg2+, ble tidligere brukt av Norsk Hydro på Herøya til utvinning av magnesium. Magnesium inngår også i silikater som olivin, enstatitt, talk, o.a.

I luft og ved vanlige temperaturer dannes en tynn oksidfilm på overflaten av magnesiummetall som virker beskyttende mot videre reaksjon. Syrer, baser og enkelte andre forbindelser vil løse opp denne oksidfilmen, og gjøre at metallet reagerer med vann eller luft. Ved høye temperaturer antennes pulver, spon og bånd (stor overflate i forhold til volum) av magnesium og brenner med et blendende hvitt lys til magnesiumoksid, MgO. I form av større, kompakte metallstykker er imidlertid magnesium lite brannfarlig. Magnesium er så sterkt reduserende at det reagerer heftig med tørris (fast karbondioksid):

Mg(s) + CO2(s) → MgO2(s) + C(s)

Magnesiummetall blir oksidert til magnesiumoksid og tørrisen blir redusert til fast karbon. Det reduserer også svoveldioksid til fritt svovel i en tilsvarende reaksjon.

Ved vanlig temperatur er metallet korrosjonsbestandig i vann, men ved oppvarming dannes magnesiumhydroksid og hydrogengass:

Mg(s) + 2H2O(l) = Mg2+(aq) + 2OH(aq) + H2(g)

Magnesium løses i syre under dannelse av hydrogen og Mg2+-ioner, men reagerer lite med flussyre og basiske løsninger pga. dannelsen av beskyttende belegg av reaksjonsprodukter på overflaten. Mange saltløsninger angriper også metallet. For korrosjonsbeskyttelse blir magnesium og dets legeringer lakkert, galvanisert, oksidert med kromat o.l.

Magnesium reagerer også med mange andre grunnstoffer, f.eks. nitrogen, ved oppvarming til Mg3N2.

Tre magnesiumforbindelser som har trivialnavn er Epsom salt (epsomitt, bittersalt (SML-artikkel)), merskum og talkum.

Magnesium fremstilles kommersielt ved to metoder: 1) elektrolyse av smeltet vannfritt magnesiumklorid og 2) silikotermisk reduksjon av magnesiumoksid. Den første metoden er den langt viktigste. Den ble tidligere brukt av Hydro på Herøya og i Canada, men er nå nedlagt på Herøya i 2002 og i Canada i 2006 pga konkurranse fra bedrifter i Kina. Hydro vurderer nå (2009) å starte produksjon av magnesium og silika fra olivin i Porsgrunn.

Magnesium forekommer i alle levende organismer og er nødvendig for livsprosessene. Det inngår i plantenes klorofyll, tjener som regulator for fosfatomsetningen hos planter og dyr og er av betydning for biosyntese av fettsyrer og for andre enzymatiske prosesser. Menneskekroppen inneholder i gjennomsnitt ca. 20 g magnesium, hovedsakelig i knoklene og tennene. Et voksent menneske trenger daglig 250–380 mg magnesium.

Forbindelser med magnesiumkarbonat (MgCO3) brukes i syrenøytraliserende midler (antacida), for eksempel ved for stor produksjon av magesyre. Forbindelsen blir nesten ikke tatt opp, verken gjennom mageveggen eller gjennom tarmveggen, og utskilles derved med avføringen. Den kan derfor gis i forholdsvis store mengder (i form av tabletter).

Vannholdig magnesiumsulfat, kalt bittersalt (MgSO4 · 7H2O), brukes som avføringsmiddel. Magnesiumoksid har i motsetning til andre avføringsmidler ingen ubehagelig smak og egner seg derfor til barn. Dette ble første gang ble fremstilt av mineralvann fra kildene i Epsom, og er derfor også kalt epsomsalt eller epsomitt.

Magnesiumoksid (MgO) har både syrebindende og avførende virkning. I magen finner følgende reaksjon sted: 

MgO + 2HCl→MgCl2 + H2O

Og deretter i tynntarmen:

MgCl2 + 2NaHCO3→MgCO3 + 2NaCl + CO2 + H2O

Magnesiummetall, magnesiumlegeringer og forbindelser har mange anvendelser. Som ulegert metall blir magnesium bl.a. brukt i fyrverkeriindustri, i blitzlamper for fotografering, i lysbomber, lyssignaler, ved synteser i organisk kjemi (Grignards reaksjon) o.a. Metallet brukes også som reduksjonsmiddel ved fremstilling av metaller som titan, zirkonium, hafnium, beryllium, thorium og uran. En annen viktig anvendelse er for katodisk beskyttelse av stålkonstruksjoner som skip, boreplattformer, olje- og gassledninger o.a. Metallet brukes videre i elektriske batterier og for avsvovling og deoksidasjon av stål og andre metaller og for fremstilling av duktilt støpejern (seigjern).

Den langt største anvendelsen er i form av magnesiumlegeringer. Magnesium blir legert med aluminium, sink, mangan, actinider o.a. Generelt bidrar tilsetning av aluminium til å øke magnesiums strekkfasthet, sinktilsetning gjør legeringene lettere å bearbeide og maskinere, mens mangan øker korrosjonsbestandigheten. Se magnesiumlegeringer.

Magnesiumforbindelser brukes kommersielt i mange industrielle prosesser og produkter: fremstilling av stål, sement, gjødningsstoffer, ildfaste materialer og andre keramer, glass, farmasøytiske produkter, maling o.a.

Magnesiumforbindelser var kjent lenge før Joseph Black undersøkte magnesia og hevdet at det var oksidet av et nytt grunnstoff. Oksidet hadde fått navn fra Magnesia i Hellas der magnesiummineraler ble funnett. Metallet ble først fremstilt ved elektrolyse av en blanding av kvikksølvoksid og magnesiumoksid av Humphry, Sir Davy i 1808.

Kjemisk symbol Mg
Atomnummer 12
Relativ atommasse 24,305
Smeltepunkt 649 °C
Kokepunkt 1090 °C
Densitet 1,738 g/cm3
Oksidasjonstall II
Elektronkonfigurasjon [Ne]3s2

Foreslå endringer i tekst

Foreslå bilder til artikkelen

Kommentarer

Har du spørsmål om artikkelen? Skriv her, så får du svar fra fagansvarlig eller redaktør.

Du må være logget inn for å kommentere.