Innhold

• retninger
• tips
• Hva du trenger

Når magnesium brenner i luften, kombineres det med oksygen for å danne en ionisk forbindelse kalt magnesiumoksid, eller MgO. Den kan kombinere med nitrogen for å danne magnesiumnitrit, Mg3N2, og kan også reagere med karbondioksid. Reaksjonen er sterk og den resulterende flammen er en hvit farge. Det pleide å bruke forbrenningen av magnesium for å generere lyset som brukes i blinker av fotokameraer, men i dag har lyspærene tatt over dette stedet. Likevel er dette en vanlig demonstrasjon i klasserom.

retninger

I gamle dager har forbrenningen av magnesium generert lys for kameraet blinker (Hemera Technologies / PhotoObjects.net / Getty Images)

1. Påminn publikum om at luften er en blanding av gasser, som hovedsakelig består av nitrogen og oksygen; selv om det også inneholder karbondioksid og andre gasser.

2. Forklar at atomer pleier å være mer stabile når det ytre laget er fullført, det vil si når det har så mange elektroner som mulig. Magnesium har bare to; derfor har det en tendens til å "låne" dem til kjemiske reaksjoner. Den positive ion dannet i denne prosessen, Mg + 2, har det komplette ytre laget. Allerede oksygen har en tendens til å få to elektroner for å fullføre sitt ytre lag.

3. Forklar at når oksygen har fått disse to elektronene fra magnesium, vil det ha flere elektroner enn protoner, og dette gir det en negativ ladning. Magnesiumatomet, som har mistet to elektroner, har nå flere protoner; og dermed ha en positiv ladning. Disse motsatt ladede ioner tiltrekker seg, danner en gitterlignende struktur.

   
   

4. Forklar at med magnesium- og oksygenkombinasjonen har produktet, magnesiumoksyd, mindre energi enn reaktantene. Energien som er tapt, sendes ut som varme og lys, noe som forklarer den lyse, hvite flammen du vil se. Mengden varme er slik at magnesium også kan reagere med nitrogen og karbondioksid, som ofte er ganske ikke-reaktive.

5. Forklar offentligheten at det er mulig å oppdage mengden energi som frigjøres i prosessen ved å dele den i flere trinn. Varme og energi måles i en enhet kalt en jele, med en kilojoule som tilsvarer tusen joules. Magnesium fordampet for gassfasen bruker 148 kJ / mol, hvor mol er 6,022 x 10 átomos attomosatomer eller partikler. Siden reaksjonen involverer to atomer av magnesium for hvert oksygenmolekyle O2, multipliserer dette tallet med 2 for å oppnå 296 kJ kostnader. Magnesiumionisering bruker 4374 kJ mer, mens bryte O2 for individuelle atomer bruker 448 kJ. For å legge til elektronene i oksygen, brukes 1404 kJ. Ved å legge til alle disse tallene, observerte vi at utgiften var 6522 kJ. Imidlertid blir alt dette gjenopprettet av energien som frigjøres når magnesium og oksygenioner kombineres i en gitterstruktur: 3850 kJ / mol eller 7700 kJ / 2 mol MgO produsert ved reaksjonen. Resultatet er at dannelsen av magnesiumoksid utløser 1206 kJ / 2 mol dannet produkt, eller 603 kJ / mol.

   
   

   Denne beregningen forteller ikke hva som faktisk skjer, den virkelige mekanismen til reaksjonen innebærer kollisjoner mellom atomer. Det hjelper imidlertid å forstå hvor energien som frigjøres av denne prosessen kommer fra. Overføringen av elektroner fra magnesium til oksygen, etterfulgt av dannelsen av ionbindinger mellom ioner, frigjør mye energi. Selvfølgelig innebærer reaksjonen noen få trinn som trenger energi, noe som begrunner behovet for litt oppvarming eller gnist av lighter for å starte prosessen. Når dette er gjort, er den frigjorte varmen så stor at reaksjonen vil fortsette uten ytterligere inngrep.

tips

• Hvis du planlegger å gjøre en demonstrasjon, husk at forbrenningen av magnesium er potensielt farlig. Reaksjonen gir mye varme; Derfor vil bruk av karbondioksid eller en brannslukker med vann i denne flammen faktisk forverre situasjonen.

Hva du trenger

• skifer
• kritt