Magnesium erhielt seinen Namen von der Region Magnesia in Griechenland, wo ein weißes Mineral namens Magnesia (Magnesiumoxid) in Hülle und Fülle vorkam. Im Jahr 1755 erkannte Joseph Black (1728-1799) Magnesia als eine von Kalk verschiedene Substanz. Im Jahr 1808 gelang es Humphry Davy (1778-1829), metallisches Magnesium durch Elektrolyse einer Mischung aus Magnesiumoxid und Quecksilberoxid zu isolieren. Es war jedoch Antoine Bussy (1794-1882), der im Jahr 1831 reines metallisches Magnesium herstellte, indem er Magnesiumchlorid mit Kalium reduzierte.
Magnesium (Symbol Mg, Ordnungszahl 12) ist ein Erdalkalimetall, das in der zweiten Spalte des Periodensystems steht. Sein Atom besitzt 12 Protonen, 12 Elektronen und in der Regel 12 Neutronen in seinem häufigsten Isotop (\(\,^{24}\mathrm{Mg}\)). Andere stabile Isotope existieren: Magnesium-25 (\(\,^{25}\mathrm{Mg}\)) und Magnesium-26 (\(\,^{26}\mathrm{Mg}\)).
Bei Raumtemperatur ist Magnesium ein festes, silberweißes, leichtes Metall (Dichte ≈ 1,738 g/cm³), formbar und ein guter Wärme- und Stromleiter. Der Schmelzpunkt von Magnesium: 923 K (650 °C). Der Siedepunkt: 1.363 K (1.090 °C). Magnesium oxidiert leicht bei Kontakt mit Luft und bildet eine dünne Schutzschicht aus Magnesiumoxid.
| Isotop / Notation | Protonen (Z) | Neutronen (N) | Atommasse (u) | Natürliche Häufigkeit | Halbwertszeit / Stabilität | Zerfall / Anmerkungen |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Magnesium-24 — \(\,^{24}\mathrm{Mg}\,\) | 12 | 12 | 23.985042 u | ≈ 78,99 % | Stabil | Häufigstes Isotop des natürlichen Magnesiums. |
| Magnesium-25 — \(\,^{25}\mathrm{Mg}\) | 12 | 13 | 24.985837 u | ≈ 10,00 % | Stabil | Zweites stabiles Isotop; wird in der Isotopenforschung verwendet. |
| Magnesium-26 — \(\,^{26}\mathrm{Mg}\) | 12 | 14 | 25.982593 u | ≈ 11,01 % | Stabil | Drittes stabiles Isotop; Zerfallsprodukt von Aluminium-26. |
| Magnesium-28 — \(\,^{28}\mathrm{Mg}\) | 12 | 16 | 27.983877 u | Nicht natürlich | 20,915 Stunden | Radioaktiver β\(^-\)-Zerfall zu Aluminium-28. Wird in der Kernforschung verwendet. |
| Andere Isotope — \(\,^{20}\mathrm{Mg}\) bis \(\,^{40}\mathrm{Mg}\) | 12 | 8 — 28 | — (variabel) | Nicht natürlich | Millisekunden bis Minuten | Instabile, künstlich hergestellte Isotope; werden in der Kernphysik verwendet. |
N.B. :
Elektronenschalen: Wie sich Elektronen um den Atomkern anordnen.
Magnesium besitzt 12 Elektronen, die auf drei Elektronenschalen verteilt sind. Seine vollständige Elektronenkonfiguration lautet: 1s² 2s² 2p⁶ 3s², oder vereinfacht: [Ne] 3s². Diese Konfiguration kann auch als K(2) L(8) M(2) geschrieben werden.
K-Schale (n=1): enthält 2 Elektronen im 1s-Unterorbital. Diese innere Schale ist vollständig und sehr stabil.
L-Schale (n=2): enthält 8 Elektronen, verteilt als 2s² 2p⁶. Diese Schale ist ebenfalls vollständig und bildet eine Edelgaskonfiguration (Neon).
M-Schale (n=3): enthält 2 Elektronen im 3s-Unterorbital. Die 3p- und 3d-Orbitale bleiben leer. Diese beiden Valenzelektronen gehen bei chemischen Reaktionen relativ leicht verloren.
Die 2 Elektronen in der äußeren Schale (3s²) sind die Valenzelektronen von Magnesium. Diese Konfiguration erklärt seine chemischen Eigenschaften:
Durch den Verlust seiner beiden 3s-Elektronen bildet Magnesium das Mg²⁺-Ion (Oxidationszustand +2), seinen einzigartigen und systematischen Oxidationszustand in allen seinen Verbindungen.
Das Mg²⁺-Ion übernimmt dann eine Elektronenkonfiguration, die identisch mit der von Neon [Ne], einem Edelgas, ist, was diesem Ion große Stabilität verleiht.
Magnesium zeigt keinen anderen stabilen Oxidationszustand; nur der Zustand +2 wird in der Chemie beobachtet.
Die Elektronenkonfiguration von Magnesium, mit seiner Valenzschale, die 2 Elektronen im 3s-Unterorbital enthält, ordnet es den Erdalkalimetallen (Gruppe 2 des Periodensystems) zu. Diese Struktur verleiht ihm charakteristische Eigenschaften: bedeutende chemische Reaktivität (es oxidiert an der Luft und reagiert mit Wasser, besonders in der Hitze), ausschließliche Bildung von ionischen Verbindungen mit dem Oxidationszustand +2 und die Fähigkeit, metallische Bindungen in seiner Kristallstruktur zu bilden. Magnesium bildet spontan an der Luft eine dünne Schicht aus Magnesiumoxid (MgO), die die weitere Oxidation verlangsamt, obwohl dieser Schutz weniger wirksam ist als der von Aluminium. Seine Tendenz, seine Valenzelektronen zu verlieren, macht Magnesium zu einem guten Reduktionsmittel. Seine Bedeutung ist sowohl in der Biologie als auch in der Industrie beträchtlich: Magnesium ist essenziell für die Funktion lebender Zellen (Enzymcofaktor, Stabilisierung von DNA und RNA, Chlorophyll in Pflanzen). In der Industrie wird es zur Herstellung von leichten, hochfesten Legierungen (insbesondere mit Aluminium) für die Luft- und Raumfahrt und die Automobilindustrie, als Reduktionsmittel in der Metallurgie und in der Herstellung von Feuerwerkskörpern aufgrund seiner intensiven Verbrennung, die ein helles weißes Licht erzeugt, verwendet.
Magnesium ist ein mäßig reaktives Metall. Es verbrennt mit einer intensiven weißen Flamme in Gegenwart von Sauerstoff und bildet Magnesiumoxid (MgO). Es reagiert langsam mit kaltem Wasser, aber heftig mit heißem Wasser oder Dampf und setzt dabei Wasserstoff (H₂) frei. Magnesium bildet ionische Verbindungen mit Nichtmetallen und kann als Reduktionsmittel in vielen chemischen Reaktionen wirken. Seine wichtigsten Verbindungen sind Magnesiumchlorid (MgCl₂), Magnesiumsulfat (MgSO₄), Magnesiumcarbonat (MgCO₃) und Magnesiumhydroxid (Mg(OH)₂).
Magnesium ist das vierthäufigste Kation im menschlichen Körper und spielt eine entscheidende Rolle in mehr als 300 enzymatischen Reaktionen. Es ist an der Proteinsynthese, Nervenübertragung, Muskelkontraktion, Blutzuckerregulation und Energieproduktion (ATP) beteiligt. In Pflanzen ist Magnesium ein zentraler Bestandteil des Chlorophyllmoleküls, das für die Photosynthese essenziell ist. Ein Magnesiummangel kann zu Müdigkeit, Muskelkrämpfen, Herzstörungen und bei Pflanzen zu Vergilbung der Blätter (Chlorose) führen.
Magnesium ist das achthäufigste Element in der Erdkruste (etwa 2,3 Masse-%) und das dritthäufigste gelöste Element im Meerwasser. Es kommt hauptsächlich in Mineralien wie Dolomit (CaMg(CO₃)₂), Magnesit (MgCO₃), Carnallit (KMgCl₃·6H₂O) und Olivin ((Mg,Fe)₂SiO₄) vor. Die industrielle Gewinnung erfolgt hauptsächlich durch Elektrolyse von geschmolzenem Magnesiumchlorid oder durch thermische Reduktion von Magnesiumoxid.
Magnesium wird in massereichen Sternen während der Fusion von Sauerstoff und Kohlenstoff synthetisiert. Bei Supernova-Explosionen wird Magnesium in das interstellare Medium freigesetzt und trägt zur chemischen Anreicherung nachfolgender Sterngenerationen und Planeten bei. Seine relative Häufigkeit im Universum und sein Vorkommen in Meteoriten machen es zu einem wichtigen Indikator für die galaktische chemische Evolution. Astronomen nutzen die Spektrallinien von Magnesium, um die Zusammensetzung ferner Sterne und Galaxien zu untersuchen.
Hinweis:
Metallisches Magnesium kann in massiver Form schwer entzündbar sein, brennt aber, einmal entzündet, mit einer solchen Intensität, dass es fast unmöglich ist, es mit Wasser zu löschen. Bei hohen Temperaturen reagiert Magnesium mit Wasser, indem es Sauerstoff aus den H₂O-Molekülen extrahiert, was die Verbrennung weiter anheizt. Diese Eigenschaft macht Magnesium zu einem gefährlichen Material im Brandfall, das den Einsatz von Spezialsand oder Pulver zum Ersticken erfordert.
