Magnesium

Magnesium ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Mg (Alchemie: ⚩) und der Ordnungszahl 12. Im Periodensystem steht es in der zweiten Hauptgruppe und gehört damit zu den Erdalkalimetallen. Es hat zwei Außenelektronen (Valenzelektronen), wodurch die Chemie des Magnesiums bestimmt wird. Als achthäufigstes Element ist es zu etwa 1,94 % am Aufbau der Erdkruste beteiligt.


Geschichte

Die Herkunft der Elementbezeichnung wird in der Literatur unterschiedlich dargestellt:

  • von altgriech. μαγνησιη λιθός in der Bedeutung „Magnetstein“,

  • von Magnisia, einem Gebiet im östlichen Griechenland,

  • von Magnesia, einer Stadt in Kleinasien auf dem Gebiet der heutigen Türkei.

Magnesiumverbindungen waren schon Jahrhunderte vor der Herstellung elementaren Magnesiums bekannt und in Gebrauch. Magnesia alba bezeichnete Magnesiumcarbonat, während Magnesia der gebräuchliche Name für Magnesiumoxid war.

Der schottische Physiker und Chemiker Joseph Black war der erste, der Magnesiumverbindungen im 18. Jahrhundert systematisch untersuchte. 1755 erkannte er in seinem Werk De humore acido a cibis orto et Magnesia alba den Unterschied zwischen Kalk (Calciumcarbonat) und Magnesia alba (Magnesiumcarbonat), die zu dieser Zeit oft verwechselt wurden. Er fasste Magnesia alba als Carbonat eines neuen Elements auf. Deswegen wird Black oft als Entdecker des Magnesiums genannt, obwohl er nie elementares Magnesium darstellte.

1808 gewann Sir Humphry Davy Magnesium durch Elektrolyse angefeuchteten Magnesiumhydroxids mit Hilfe einer Voltaschen Säule – allerdings nicht in reiner Form, sondern als Amalgam, da er mit einer Kathode aus Quecksilber arbeitete. So zeigte er, dass Magnesia das Oxid eines neuen Metalls ist, das er zunächst Magnium nannte.

1828 gelang es dem französischen Chemiker Antoine Bussy durch das Erhitzen von trockenem Magnesiumchlorid mit Kalium als Reduktionsmittel, geringe Mengen von reinem Magnesium darzustellen. 1833 stellte Michael Faraday als erster Magnesium durch die Elektrolyse von geschmolzenem Magnesiumchlorid her. Basierend auf diesen Versuchen arbeitete der deutsche Chemiker Robert Wilhelm Bunsen in den 1840er und 1850er Jahren an Verfahren zur Herstellung von Magnesium durch Elektrolyse von Salzschmelzen mit Hilfe des von ihm entwickelten Bunsenelements. 1852 entwickelte er eine Elektrolysezelle zur Herstellung größerer Mengen von Magnesium aus geschmolzenem, wasserfreien Magnesiumchlorid.

Die technische Erzeugung von Magnesium begann 1857 in Frankreich nach einem Verfahren von Henri Etienne Sainte-Claire Deville und H. Caron. Beim sogenannten Deville-Caron-Prozess wird ein Gemisch aus wasserfreiem Magnesiumchlorid und Calciumfluorid mit Natrium reduziert. In England begann die Firma Johnson Matthey um 1860 mit der Magnesiumherstellung nach einem ähnlichen Verfahren. Aufgrund von Fabrikationsschwierigkeiten blieben diese frühen Unternehmungen allerdings unwirtschaftlich.

Vorkommen

Magnesium kommt in der Natur wegen seiner Reaktionsfreudigkeit nicht in elementarer Form vor. Als Mineral tritt es überwiegend in Form von Carbonaten, Silicaten, Chloriden und Sulfaten auf. In Form von Dolomit ist ein Magnesiummineral sogar gebirgsbildend, so z. B. in den Dolomiten.

Die wichtigsten Mineralien sind Dolomit CaMg(CO3)2, Magnesit (Bitterspat) MgCO3, Olivin (Mg, Fe)2 [SiO4], Enstatit MgSiO3 und Kieserit MgSO4 · H2O.

Andere Mineralien sind:

In Wasser gelöst, verursacht es zusammen mit dem Calcium die Wasserhärte. Im Meerwasser ist es zu mehr als 1 kg/m³ enthalten.


Gewinnung und Darstellung

Die Gewinnung von Magnesium erfolgt vorwiegend über zwei Wege:

  • Durch Schmelzflusselektrolyse von geschmolzenem Magnesiumchlorid in Downs-Zellen: Downs-Zellen bestehen aus großen eisernen Trögen, die von unten beheizt werden. Als Anoden dienen von oben eingelassene Graphitstäbe, die an den Spitzen von einer ringförmigen Kathode umgeben sind. Das metallische Magnesium sammelt sich auf der Salzschmelze und wird abgeschöpft. Das entstehende Chlorgas sammelt sich im oberen Teil der Zelle und wird wieder verwendet zur Herstellung von Magnesiumchlorid aus Magnesiumoxid. Zur Schmelzpunkterniedrigung des Magnesiumchlorids wird der Salzschmelze Calcium- und Natriumchlorid zugesetzt.

  • Durch thermische Reduktion von Magnesiumoxid (Pidgeon-Prozess): In einem Behälter aus Chrom-Nickel-Stahl wird gebrannter Dolomit, Schwerspat und ein Reduktionsmittel wie Ferrosilicium, eingefüllt. Anschließend wird evakuiert (Abpumpen des Gases) und auf 1160 °C erhitzt. Das dampfförmige Magnesium kondensiert am wassergekühlten Kopfstutzen außerhalb des Ofens. Das chargenweise gewonnene Magnesium wird durch Vakuumdestillation weiter gereinigt.

Der Pidgeon-Prozess ist heute der bedeutendste Herstellungsprozess und wird hauptsächlich in China verwendet.

Es wurden 2007 alleine in China ca. 653.000 t Rein-Magnesium erzeugt.

Auf der australischen Insel Groote Eylandt wurden seit den 1960er Jahren Millionen Tonnen von Magnesium (in Form seiner Verbindung Magnesiumoxid) abgebaut.

Eigenschaften

Das feste, silbrig glänzende Leichtmetall Magnesium, das etwa ein Drittel leichter als Aluminium ist, überzieht sich an Luft mit einer Oxidschicht, die, im Gegensatz zu Aluminium, nicht deckend ist. Grund dafür ist, dass das Magnesiumoxid ein geringeres Molvolumen als Magnesium selbst hat (MgO: 10,96 cm3/mol, Mg: 13,96 cm3/mol); s. Pilling-Bedworth-Verhältnis. In Wasser bildet sich ein schwer löslicher Überzug aus Magnesiumhydroxid, welcher aber bei höheren Temperaturen unbeständig ist. Schwache Säuren, wie beispielsweise Ammoniumsalze, greifen die Hydroxidschicht ebenfalls an, da sie die Hydroxidionen neutralisieren und so das Löslichkeitsprodukt des Magnesiumhydroxids überschritten wird. Mit Säuren wie der Salzsäure reagiert Magnesium recht heftig. Dabei erwärmt es sich stark. Es wird Wasserstoff frei, der mit dem Luftsauerstoff explosive Gemische bildet. Gegen Fluorwasserstoffsäure und Alkalien ist es im Gegensatz zum Aluminium relativ beständig. Grund dafür ist die geringe Löslichkeit des mit HF gebildeten Magnesiumfluorid, MgF2 und das nicht amphotere Löslichkeitsverhalten von Magnesiumhydroxid Mg(OH)2. Frisch hergestelltes Magnesiumpulver erwärmt sich an der Luft bis zur Selbstentzündung. Dünne Bänder oder Folien lassen sich leicht entzünden. Es verbrennt an der Luft mit einer grellweißen Flamme zu Magnesiumoxid MgO und wenig Magnesiumnitrid Mg3N2. Auch in vielen Oxiden wie Kohlenstoffmonoxid, Stickoxid und Schwefeldioxid verbrennt Magnesium.

Vor allem feinverteiltes Magnesium reagiert auch bei niedrigen Temperaturen mit Wasser unter Freisetzung von Wasserstoff. Bei einer großen spezifischen Oberfläche (Späne, Stäube) kann so viel Wasserstoff frei werden, dass dieser mit Luft ein explosionsfähiges Gemisch (Knallgas) bildet. Gefährliche Reaktionen sind besonders bei höheren Temperaturen, das heißt bei schmelzflüssigem und brennendem Magnesium, zu erwarten.

Reinmagnesium hat eine geringe Festigkeit und Härte. Sein E-Modul liegt bei etwa 45 GPa. Neun von zehn Magnesium-Bauteilen sind Gussteile. Die Kaltumformung ist wegen der hexagonalen Kristallstruktur extrem schwer, weswegen bei Magnesium die Warmumformung bevorzugt wird (oberhalb 225 °C werden Gleitsysteme in den Prismenebenen der Elementarzelle aktiviert, was zu einer sprunghaften Duktilitätszunahme führt).

Physiologie

Da Magnesium für alle Organismen unentbehrlich ist, gehört es zu den Essentiellen Stoffen. Magnesium muss daher dem Körper täglich in ausreichender Menge zugeführt werden, um Magnesiummangel vorzubeugen. In allen Nahrungsmitteln und auch im Trinkwasser ist Magnesium in unterschiedlichen Mengen enthalten. Die Magnesiumresorption findet im oberen Dünndarm statt.

Im Blattgrün der Pflanzen, dem Chlorophyll, ist Magnesium zu etwa 2 % enthalten. Dort bildet es das Zentralatom des Chlorophylls Pflanzen etiolieren, wie auch bei Lichtmangel, bei Magnesiummangel.

Der Körper eines Erwachsenen enthält etwa 20 g Magnesium (zum Vergleich: 1000 g Calcium). Im Blutplasma ist das Magnesium zu 40 % an Proteine gebunden; der normale Serumspiegel beträgt 0,8–1,1 mmol/l. Magnesium ist an ca. 300 Enzymreaktionen als Enzymbestandteil oder Coenzym beteiligt, zudem beeinflussen freie Mg-Ionen das Potential an den Zellmembranen. Mg-Ionen fungieren als second messenger im Immunsystem. Sie stabilisieren das Ruhepotential von erregbaren Muskel- und Nervenzellen und der Zellen des autonomen Nervensystems. Magnesiummangel löst beim Menschen Ruhelosigkeit, Nervosität, Reizbarkeit, Kopfschmerzen, Konzentrationsmangel, Müdigkeit, allgemeines Schwächegefühl, Herzrhythmusstörungen und Muskelkrämpfe aus. Im Bereich von Psyche und Stoffwechsel wird vermutet, dass Depression und schizophrene Psychosen durch einen Magnesiummangel verstärkt werden. Auch kann es durch Mangel zum Herzinfarkt kommen.

Die erforderliche Tagesdosis von circa 300 mg wird in der Regel durch eine ausgewogene Ernährung mit den unten angegebenen Lebensmitteln erreicht. Ein erhöhter Bedarf kann über Nahrungsergänzungsmittel oder Medikamente gedeckt werden. Leichter Magnesiummangel kann während schwerer Erkrankungen, Schwangerschaft oder im Leistungssport auftreten. Schwere Mangelzustände rühren von Nierenfunktionsstörungen, langdauerndem Durchfall, chronischen Darmentzündungen, schlecht eingestelltem Diabetes mellitus, Kortikoiden und bestimmten Diuretika oder von Fehlernährung beim Alkoholismus her.

Magnesiumsalze wie Citrate und Aspartate sind in Deutschland als Arzneimittel zugelassen, in täglichen Dosen von 100–400 mg gegen Mangelzustände und neuromuskuläre Störungen wie beispielsweise Muskelkrämpfe, Migräne oder Schwangerschaftskomplikationen. Magnesium wird im Darm resorbiert und über die Nieren ausgeschieden. Nebenwirkungen sind Magen-Darm-Beschwerden und Durchfall, bei Überdosierung auch Müdigkeit und Pulsverlangsamung. Kontraindikationen sind Nierenfunktionsstörung sowie bestimmte Herzrhythmusstörungen.

Magnesiumsalze finden in der Alternativmedizin Verwendung, siehe auch: Orthomolekulare Medizin; Schüßler-Salze. Magnesiumsulfat („Bittersalz“) war früher als Abführmittel gebräuchlich.

Bei oraler Aufnahme von Magnesiumpräparaten (Tabletten, Kau- oder Lutschtabletten, Granulat) ist die Dosierung wichtig. Verschiedene Studien kommen zu dem Ergebnis, dass bei einer Einnahme von 120 mg circa 35 % resorbiert werden, jedoch bei Einnahme einer kompletten Tagesdosis von 360 mg nur noch circa 18 %. Für die Aufnahme ist auch die Form der Verbindung, in der das Magnesium vorliegt, von Bedeutung. Organische Salze wie etwa Magnesiumaspartat oder Magnesiumcitrat werden dabei generell besser vom Körper aufgenommen als anorganische Verbindungen.


Lebensmittel

Magnesium kommt als Verbindung in vielen Lebensmitteln vor, insbesondere in


Gefahren und Schutzmaßnahmen

Die Gefährlichkeit von elementarem Magnesium hängt stark von der Temperatur und der Teilchengröße ab: kompaktes Magnesium ist bei Temperaturen unterhalb des Schmelzpunktes ungefährlich, während Magnesiumspäne und -pulver leichtentzündlich sind. Bedingt durch die große Oberfläche können letztere leicht mit dem Sauerstoff der Luft reagieren. Bei sehr feinem Magnesiumpulver besteht die Gefahr der Selbstentzündung; Luft-Pulver-Gemische sind sogar explosionsgefährlich. Flüssiges Magnesium entzündet sich ebenfalls selbst an der Luft. Auch mit vielen anderen Stoffen, beispielsweise Wasser und anderen sauerstoffhaltigen Verbindungen, reagiert feinkörniges oder erhitztes Magnesium.

Bei Magnesiumbränden treten Temperaturen bis zu etwa 3000 °C auf. Magnesiumbrände dürfen nicht mit gängigen Löschmitteln wie Wasser, Kohlenstoffdioxid, Schaum oder Stickstoff gelöscht werden, da heißes Magnesium zum Teil heftig mit diesen reagiert. Da sich mit Wasser Wasserstoff bildet, ist die Verwendung von Wasser besonders gefährlich (Knallgasreaktion).

Die Löschung erfolgt durch Ersticken (Sauerstoffverdrängung) mit eigens für Metallbrände geeigneten Löschmitteln. Dies sind beispielsweise Löschpulver der Brandklasse D, trockener Sand, Magnesiumoxid-Pulver, trockene rostfreie Graugussspäne, Argon und spezielle trockene Abdecksalze für Magnesiumschmelzen.

Bei der Verwendung von Magnesium müssen einige Sicherheitshinweise befolgt werden. So sind Späne und Staub zu vermeiden beziehungsweise schnell zu entfernen. Das Magnesium sollte möglichst trocken gehandhabt werden. Es darf unter keinen Umständen eine explosionsfähige Atmosphäre (Magnesiumstaub, Wasserstoff, Aerosole und Dämpfe brennbarer Kühlschmierstoffe) entstehen. Auch die normalen Arbeitsschutzmaßnahmen, wie die Vermeidung von Zündquellen, müssen beachtet werden.


Auszug aus Quelle: www.wikipedia.org/wiki/Magnesium


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