Innhold
Når elementært magnesium brenner i luft, kombineres det med oksygen for å danne en ionisk forbindelse som kalles magnesiumoksyd eller MgO. Magnesiumet kan også kombineres med nitrogen for å danne magnesiumnitrid, Mg3N2, og kan reagere med karbondioksid også. Reaksjonen er kraftig, og den resulterende flammen har en strålende hvit farge. På et tidspunkt ble brennende magnesium brukt til å generere lys i fotografering av lyspærer, selv om i dag elektriske glødepærer har tatt sin plass. Det er likevel en populær demonstrasjon i klasserommet.
Minn publikum på at luft er en blanding av gasser; nitrogen og oksygen er hovedbestanddelene, selv om karbondioksid og noen andre gasser også er til stede.
Forklar at atomer har en tendens til å være mer stabile når deres ytterste skall er fullt, dvs. inneholder det maksimale antall elektroner. Magnesium har bare to elektroner i det ytterste skallet, så det har en tendens til å gi disse bort; det positivt ladede ion dannet av denne prosessen, Mg + 2-ionet, har et fullstendig ytre skall. Oksygen, derimot, har en tendens til å få to elektroner, som fyller det ytterste skallet.
Påpek at når oksygen har fått to elektroner fra magnesium, har den flere elektroner enn protoner, så det har en netto negativ ladning. Derimot har magnesiumatom mistet to elektroner, så det har nå flere protoner enn elektroner og derav en netto positiv ladning. Disse positivt og negativt ladede ionene tiltrekkes av hverandre, så de kommer sammen for å danne en gitter-type struktur.
Forklar at når magnesium og oksygen kombineres, har produktet, magnesiumoksyd, lavere energi enn reaktantene. Den tapte energien slippes ut som varme og lys, noe som forklarer den strålende hvite flammen du ser. Varmemengden er så stor at magnesiumet også kan reagere med nitrogen og karbondioksid, som begge vanligvis er veldig ureaktive.
Lær publikum at du kan finne ut hvor mye energi som frigjøres ved denne prosessen ved å dele den opp i flere trinn. Varme og energi måles i enheter som kalles joule, der en kilojoule er tusen joule. Fordamping av magnesium til gassfasen tar omtrent 148 kJ / mol, hvor en mol er 6,022 x 10 ^ 23 atomer eller partikler; siden reaksjonen involverer to atomer med magnesium for hvert O2 oksygenmolekyl, multipliser dette tallet med 2 for å få 296 kJ brukt. Ionisering av magnesium tar ytterligere 4374 kJ, mens det å bryte O2 opp i individuelle atomer tar 448 kJ. Å legge elektronene til oksygenet tar 1404 kJ. Hvis du legger opp alle disse tallene, blir du brukt 6522 kJ. Alt dette gjenvinnes imidlertid av energien som frigjøres når magnesium- og oksygenionene kombineres i gitterstrukturen: 3850 kJ per mol eller 7700 kJ for de to molene MgO produsert ved reaksjonen. Nettoresultatet er at dannelse av magnesiumoksyd frigjør 1206 kJ for to mol produkt dannet eller 603 kJ per mol.
Denne beregningen forteller deg ikke hva som faktisk skjer, selvfølgelig; reaksjonsmekanismen innebærer kollisjoner mellom atomer. Men det hjelper deg å forstå hvor energien som frigjøres ved denne prosessen kommer fra. Overføringen av elektroner fra magnesium til oksygen, etterfulgt av dannelse av ioniske bindinger mellom de to ionene, frigjør en stor mengde energi. Reaksjonen innebærer selvfølgelig noen trinn som krever energi, og det er grunnen til at du trenger å tilføre varme eller en gnist fra en lighter for å starte den. Når du har gjort det, slipper den så mye varme at reaksjonen fortsetter uten ytterligere inngrep.