Le magnésium tire son nom de la région de Magnésie en Grèce, où l'on trouvait en abondance un minéral blanc appelé magnésie (oxyde de magnésium). En 1755, Joseph Black (1728-1799) reconnaît la magnésie comme une substance distincte de la chaux. En 1808, Humphry Davy (1778-1829) réussit à isoler le magnésium métallique par électrolyse d'un mélange d'oxyde de magnésium et d'oxyde de mercure. Cependant, c'est Antoine Bussy (1794-1882) qui, en 1831, produit le magnésium sous forme métallique pure en réduisant le chlorure de magnésium avec du potassium.
Le magnésium (symbole Mg, numéro atomique 12) est un métal alcalino-terreux situé dans la deuxième colonne du tableau périodique. Son atome possède 12 protons, 12 électrons et généralement 12 neutrons dans son isotope le plus abondant (\(\,^{24}\mathrm{Mg}\)). D'autres isotopes stables existent : le magnésium-25 (\(\,^{25}\mathrm{Mg}\)) et le magnésium-26 (\(\,^{26}\mathrm{Mg}\)).
À température ambiante, le magnésium est un métal solide, blanc argenté, léger (densité ≈ 1.738 g/cm³), malléable et bon conducteur de chaleur et d'électricité. La température de fusion du magnésium : 923 K (650 °C). La température d'ébullition : 1 363 K (1 090 °C). Le magnésium s'oxyde facilement au contact de l'air, formant une fine couche protectrice d'oxyde de magnésium.
| Isotope / Notation | Protons (Z) | Neutrons (N) | Masse atomique (u) | Abondance naturelle | Demi-vie / Stabilité | Décroissance / Remarques |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Magnésium-24 — \(\,^{24}\mathrm{Mg}\,\) | 12 | 12 | 23.985042 u | ≈ 78.99 % | Stable | Isotope le plus abondant du magnésium naturel. |
| Magnésium-25 — \(\,^{25}\mathrm{Mg}\) | 12 | 13 | 24.985837 u | ≈ 10.00 % | Stable | Deuxième isotope stable ; utilisé en recherche isotopique. |
| Magnésium-26 — \(\,^{26}\mathrm{Mg}\) | 12 | 14 | 25.982593 u | ≈ 11.01 % | Stable | Troisième isotope stable ; produit de désintégration de l'aluminium-26. |
| Magnésium-28 — \(\,^{28}\mathrm{Mg}\) | 12 | 16 | 27.983877 u | Non naturel | 20.915 heures | Radioactif β\(^-\) se désintégrant en aluminium-28. Utilisé en recherche nucléaire. |
| Autres isotopes — \(\,^{20}\mathrm{Mg}\) à \(\,^{40}\mathrm{Mg}\) | 12 | 8 — 28 | — (variables) | Non naturels | Millisecondes à minutes | Isotopes instables produits artificiellement ; utilisés en physique nucléaire. |
N.B. :
Les couches électroniques : Comment les électrons s'organisent autour du noyau.
Le magnésium possède 12 électrons répartis sur trois couches électroniques. Sa configuration électronique complète est : 1s² 2s² 2p⁶ 3s², ou de manière simplifiée : [Ne] 3s². Cette configuration peut aussi s'écrire : K(2) L(8) M(2).
Couche K (n=1) : contient 2 électrons dans la sous-couche 1s. Cette couche interne est complète et très stable.
Couche L (n=2) : contient 8 électrons répartis en 2s² 2p⁶. Cette couche est également complète, formant une configuration de gaz noble (néon).
Couche M (n=3) : contient 2 électrons dans la sous-couche 3s. Les orbitales 3p et 3d restent vides. Ces deux électrons de valence sont relativement facilement perdus lors des réactions chimiques.
Les 2 électrons de la couche externe (3s²) constituent les électrons de valence du magnésium. Cette configuration explique ses propriétés chimiques :
En perdant ses 2 électrons 3s, le magnésium forme l'ion Mg²⁺ (degré d'oxydation +2), son état d'oxydation unique et systématique dans tous ses composés.
L'ion Mg²⁺ adopte alors une configuration électronique identique à celle du néon [Ne], un gaz noble, ce qui confère une grande stabilité à cet ion.
Le magnésium ne présente aucun autre état d'oxydation stable ; seul le degré +2 est observé en chimie.
La configuration électronique du magnésium, avec sa couche de valence contenant 2 électrons 3s, le classe parmi les métaux alcalino-terreux (groupe 2 du tableau périodique). Cette structure lui confère des propriétés caractéristiques : réactivité chimique importante (il s'oxyde à l'air et réagit avec l'eau, particulièrement à chaud), formation exclusive de composés ioniques au degré d'oxydation +2, et capacité à former des liaisons métalliques dans sa structure cristalline. Le magnésium forme spontanément à l'air une fine couche d'oxyde MgO qui ralentit l'oxydation ultérieure, bien que cette protection soit moins efficace que celle de l'aluminium. Sa tendance à perdre ses électrons de valence fait du magnésium un bon réducteur. Son importance est considérable tant en biologie qu'en industrie : le magnésium est essentiel au fonctionnement des cellules vivantes (cofacteur enzymatique, stabilisation de l'ADN et de l'ARN, chlorophylle des plantes). En industrie, il est utilisé pour produire des alliages légers très résistants (avec l'aluminium notamment) pour l'aéronautique et l'automobile, comme agent réducteur en métallurgie, et dans la fabrication de feux d'artifice grâce à sa combustion intense produisant une lumière blanche éclatante.
Le magnésium est un métal modérément réactif. Il brûle avec une flamme blanche intense en présence d'oxygène, produisant de l'oxyde de magnésium (MgO). Il réagit lentement avec l'eau froide mais vigoureusement avec l'eau chaude ou la vapeur, libérant du dihydrogène (H₂). Le magnésium forme des composés ioniques avec les non-métaux et peut agir comme réducteur dans de nombreuses réactions chimiques. Ses principaux composés incluent le chlorure de magnésium (MgCl₂), le sulfate de magnésium (MgSO₄), le carbonate de magnésium (MgCO₃) et l'hydroxyde de magnésium (Mg(OH)₂).
Le magnésium est le quatrième cation le plus abondant dans le corps humain et joue un rôle crucial dans plus de 300 réactions enzymatiques. Il intervient dans la synthèse des protéines, la transmission nerveuse, la contraction musculaire, la régulation de la glycémie et la production d'énergie (ATP). Chez les plantes, le magnésium est au cœur de la molécule de chlorophylle, essentielle à la photosynthèse. Une carence en magnésium peut entraîner fatigue, crampes musculaires, troubles cardiaques et, chez les végétaux, un jaunissement des feuilles (chlorose).
Le magnésium est le huitième élément le plus abondant dans la croûte terrestre (environ 2,3 % en masse) et le troisième élément dissous le plus abondant dans l'eau de mer. On le trouve principalement dans les minéraux tels que la dolomite (CaMg(CO₃)₂), la magnésite (MgCO₃), la carnallite (KMgCl₃·6H₂O) et l'olivine ((Mg,Fe)₂SiO₄). L'extraction industrielle se fait principalement par électrolyse du chlorure de magnésium fondu ou par réduction thermique de l'oxyde de magnésium.
Le magnésium est synthétisé dans les étoiles massives lors de la fusion de l'oxygène et du carbone. Lors des explosions de supernovae, le magnésium est dispersé dans le milieu interstellaire, contribuant à l'enrichissement chimique des générations suivantes d'étoiles et de planètes. Son abondance relative dans l'univers et sa présence dans les météorites en font un traceur important de l'évolution chimique galactique. Les astronomes utilisent les raies spectrales du magnésium pour étudier la composition des étoiles et des galaxies lointaines.
N.B. :
Le magnésium métallique peut être difficile à enflammer sous forme massive, mais une fois allumé, il brûle avec une intensité telle qu'il est presque impossible de l'éteindre avec de l'eau. En effet, à haute température, le magnésium réagit avec l'eau en extrayant l'oxygène des molécules H₂O, ce qui alimente encore davantage la combustion. Cette propriété fait du magnésium un matériau redoutable en cas d'incendie, nécessitant l'utilisation de sables spéciaux ou de poudres pour l'étouffer.
