Hvordan man forklarer, hvad der sker, når vi brænder Magnesium Metal

Når elementært magnesium forbrænder i luft, kombineres det med ilt for at danne en ionisk forbindelse kaldet magnesiumoxid eller MgO. Magnesium kan også kombinere med nitrogen for at danne magnesiumnitrid, Mg3N2, og kan også reagere med kuldioxid. Reaktionen er kraftig, og den resulterende flamme er en strålende hvid farve. På et tidspunkt blev brændende magnesium brugt til at generere lys i fotoblaster, selv om i dag elektriske flashbulbs har taget plads. Det er stadig et populært klasseværelset demonstration alligevel.

Påmind dit publikum om, at luft er en blanding af gasser; nitrogen og ilt er de vigtigste bestanddele, selv om kuldioxid og andre gasser også er til stede.

Forklar at atomer har en tendens til at være mere stabile, når deres yderste skal er fuld, dvs. indeholder dets maksimale antal elektroner. Magnesium har kun to elektroner i sin yderste skal, så det har tendens til at give dem væk; den positivt ladede ion dannet ved denne proces, Mg + 2-ionet, har en fuld ydre skal. Oxygen har derimod tendens til at få to elektroner, som fylder sin yderste skal.

Påpege, at når ilt har fået to elektroner fra magnesium, har det flere elektroner end protoner, så det har en netto negativ ladning . Magnesiumatomet har derimod mistet to elektroner, så det har nu flere protoner end elektroner og dermed en netto positiv ladning. Disse positivt og negativt ladede ioner tiltrækkes hinanden, så de kommer sammen til at danne en gittertype.

Forklar at når magnesium og ilt er kombineret, har produktet magnesiumoxid lavere energi end reaktanter. Den tabte energi udledes som varme og lys, hvilket forklarer den strålende hvide flamme, som du ser. Mængden af ​​varme er så stor, at magnesium kan reagere med nitrogen og kuldioxid også, som begge normalt er meget ureaktive.

Lær dit publikum, at du kan finde ud af, hvor meget energi der frigives ved denne proces ved at bryde den i flere trin. Varme og energi måles i enheder kaldet joules, hvor en kilojoule er tusind joules. Fordampningsmagnesium til gasfasen tager ca. 148 kJ /mol, hvor en mol er 6,022 x 10 ^ 23 atomer eller partikler; Da reaktionen involverer to atomer af magnesium for hvert O2-oxygenmolekyle, multiplicere denne figur med 2 for at få 296 kJ udnyttet. Ioniseringen af ​​magnesium tager yderligere 4374 kJ, mens brydningen af ​​O2 op i individuelle atomer tager 448 kJ. Tilsætning af elektronerne til oxygenet tager 1404 kJ. Tilføjelse af alle disse tal giver dig 6522 kJ udnyttet. Alt dette genvindes imidlertid af den energi, der frigives, når magnesium- og iltionerne kombineres i gitterstrukturen: 3850 kJ pr. Mol eller 7700 kJ for de to mol MgO produceret ved reaktionen. Nettoresultatet er, at dannelsen af ​​magnesiumoxid frigiver 1206 kJ for to mol produkt dannet eller 603 kJ pr. Mol.

Denne beregning fortæller dig ikke, hvad der rent faktisk sker, selvfølgelig; den reelle reaktionsmekanisme involverer kollisioner mellem atomer. Men det hjælper dig med at forstå, hvor energien frigivet af denne proces kommer fra. Overførslen af ​​elektroner fra magnesium til oxygen, efterfulgt af dannelsen af ​​ionbindinger mellem de to ioner, frigiver en stor mængde energi. Reaktionen involverer nogle trin, der kræver energi, selvfølgelig, hvorfor du har brug for at levere varme eller en gnist fra en lighter til kickstart den. Når du har gjort det, frigiver det så meget varme, at reaktionen fortsætter uden yderligere indgreb.

Tip

Hvis du planlægger en klasseværelset demonstration, skal du huske at brændende magnesium er potentielt farligt ; dette er en højvarmereaktion, og ved at bruge en kuldioxid eller et brandblusser på en magnesiumbrand vil det gøre det meget værre.