När elementärt magnesium brinner i luft, kombineras det med syre och bildar en jonisk förening som kallas magnesiumoxid eller MgO. Magnesiumet kan också kombineras med kväve för att bilda magnesiumnitrid, Mg3N2, och kan reagera med koldioxid också. Reaktionen är kraftig och den resulterande lågan är en lysande vit färg. Vid ett tillfälle användes brinnande magnesium för att generera ljus i fotoblixtlampor, även om elektriska blixtlampor idag har tagit dess plats. Det är fortfarande en populär demonstration i klassrummet.
Påminn publiken om att luft är en blandning av gaser; kväve och syre är de viktigaste beståndsdelarna, även om koldioxid och vissa andra gaser också finns.
Förklara att atomer tenderar att vara stabilare när deras yttersta skal är fullt, dvs innehåller sitt maximala antal elektroner. Magnesium har bara två elektroner i sitt yttersta skal, så det tenderar att ge bort dessa; den positivt laddade jonen som bildas av denna process, Mg+2-jonen, har ett helt yttre skal. Syre, däremot, tenderar att få två elektroner, som fyller dess yttersta skal.
Påpeka att när syre har fått två elektroner från magnesiumet har det fler elektroner än protoner, så den har en negativ nettoladdning. Magnesiumatomen har däremot förlorat två elektroner, så den har nu fler protoner än elektroner och därmed en positiv nettoladdning. Dessa positivt och negativt laddade joner attraheras av varandra, så de går samman för att bilda en gitterliknande struktur.
Förklara att när magnesium och syre kombineras har produkten, magnesiumoxid, lägre energi än reaktanterna. Den förlorade energin avges som värme och ljus, vilket förklarar den lysande vita lågan som du ser. Värmemängden är så stor att magnesiumet kan reagera med kväve och koldioxid också, som båda vanligtvis är väldigt oreaktiva.
Lär din publik att du kan räkna ut hur mycket energi som frigörs av denna process genom att dela upp den i flera steg. Värme och energi mäts i enheter som kallas joule, där en kilojoule är tusen joule. Förångning av magnesium till gasfasen tar cirka 148 kJ/mol, där en mol är 6,022 x 10^23 atomer eller partiklar; eftersom reaktionen involverar två magnesiumatomer för varje O2-syremolekyl, multiplicera denna siffra med 2 för att få 296 kJ förbrukade. Att jonisera magnesiumet tar ytterligare 4374 kJ, medan det tar 448 kJ att bryta upp O2 i enskilda atomer. Att addera elektronerna till syret tar 1404 kJ. Att lägga ihop alla dessa siffror ger dig 6522 kJ förbrukad. Allt detta återvinns dock av den energi som frigörs när magnesium- och syrejonerna kombineras i gitterstrukturen: 3850 kJ per mol eller 7700 kJ för de två mol MgO som produceras av reaktionen. Nettoresultatet är att bildningen av magnesiumoxid frigör 1206 kJ för två mol bildad produkt eller 603 kJ per mol.
Den här beräkningen berättar naturligtvis inte vad som faktiskt händer; själva reaktionsmekanismen innebär kollisioner mellan atomer. Men det hjälper dig att förstå var energin som frigörs av denna process kommer ifrån. Överföringen av elektroner från magnesium till syre, följt av bildandet av jonbindningar mellan de två jonerna, frigör en stor mängd energi. Reaktionen involverar naturligtvis några steg som kräver energi, vilket är anledningen till att du behöver tillföra värme eller en gnista från en tändare för att kickstarta den. När du väl har gjort det avger den så mycket värme att reaktionen fortsätter utan ytterligare ingrepp.
Saker du behöver
Svarta tavlan
Krita
Tips
Om du planerar en klassrumsdemonstration, kom ihåg att förbränning av magnesium är potentiellt farligt; detta är en reaktion med hög värme, och att använda en koldioxid- eller vattenbrandsläckare på en magnesiumbrand kommer faktiskt att göra det mycket värre.
