Indhold
Når elementært magnesium forbrænder i luft, kombineres det med ilt til dannelse af en ionisk forbindelse kaldet magnesiumoxid eller MgO. Magnesium kan også kombineres med nitrogen til dannelse af magnesiumnitrid, Mg3N2, og kan også reagere med kuldioxid. Reaktionen er kraftig, og den resulterende flamme er en strålende hvid i farve. På et tidspunkt blev brændende magnesium brugt til at generere lys i fotografering flashpærer, selvom i dag elektriske flashpærer har taget sin plads. Det er ikke desto mindre en populær demonstration i klasseværelset.
Husk dit publikum, at luft er en blanding af gasser; nitrogen og ilt er de vigtigste bestanddele, selvom kuldioxid og nogle 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 det maksimale antal elektroner. Magnesium har kun to elektroner i sin yderste skal, så det har en tendens til at give disse væk; den positivt ladede ion dannet ved denne proces, Mg + 2-ion, har en fuld ydre skal. Oxygen har derimod en tendens til at få to elektroner, der udfylder dens yderste skal.
Påpeg, at når ilt først har fået to elektroner fra magnesium, har det flere elektroner end protoner, så det har en negativ negativ ladning. I modsætning hertil har magnesiumatom mistet to elektroner, så det har nu flere protoner end elektroner og dermed en nettopositiv ladning. Disse positivt og negativt ladede ioner tiltrækkes af hinanden, så de mødes for at danne en gitter-type struktur.
Forklar, at når magnesium og ilt kombineres, har produktet, magnesiumoxid, lavere energi end reaktanterne. Den tabte energi udsendes som varme og lys, hvilket forklarer den geniale hvide flamme, du ser. Mængden af varme er så stor, at magnesium også kan reagere med nitrogen og kuldioxid, 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 dele den op i flere trin. Varme og energi måles i enheder kaldet joule, hvor en kilojoule er tusind joule. Fordampning af magnesium 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-iltmolekyle, multipliceres dette tal med 2 for at få 296 kJ forbrugt. Ionisering af magnesium tager yderligere 4374 kJ, mens det at bryde O2 op i individuelle atomer tager 448 kJ. At tilføje elektronerne til iltet tager 1404 kJ. Hvis du tilføjer alle disse numre, får du 6522 kJ brugt. 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, der produceres 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 faktisk sker, selvfølgelig; reaktionens faktiske mekanisme involverer kollisioner mellem atomer. Men det hjælper dig med at forstå, hvor den energi, der frigives ved denne proces, kommer fra. Overførslen af elektroner fra magnesium til ilt efterfulgt af dannelse af ioniske bindinger mellem de to ioner frigiver en stor mængde energi. Reaktionen involverer selvfølgelig nogle trin, der kræver energi, og det er derfor, du har brug for at tilføre varme eller en gnist fra en lighter for at kickstarte den. Når du først har gjort det, frigiver det så meget varme, at reaktionen fortsætter uden yderligere indgreb.