Magnesiumcarbonat – Wikipedia
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| Namen | |
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| Andere Namen | |
| Kennungen | |
| ChEBI | |
| ChEMBL | |
| ChemSpider | |
| ECHA InfoCard | 100.008.106 
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| E-Nummer | E504 (i) (Säureregulatoren, …) |
| RTECS-Nummer | |
| UNII | |
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| Eigenschaften | |
| MgCO3 | |
| Molmasse | 84,3139 g / mol (wasserfrei) |
| Aussehen | weißer Feststoff hygroskopisch |
| Geruch | geruchlos |
| Dichte | 2,958 g / cm3 (wasserfrei) 2,825 g / cm3 (Dihydrat) 1,837 g / cm3 (Trihydrat) 1,73 g / cm3 (Pentahydrat) |
| Schmelzpunkt | 350 ° C (662 ° F; 623 K) zersetzt sich (wasserfrei) 165 ° C (329 ° F; 438 K) (Trihydrat) |
| wasserfrei: 0,0139 g / 100 ml (25 ° C) 0,00603 g / 100 ml (100 ° C)[1] |
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| 10−7.8[2] | |
| Löslichkeit | löslich in saurem, wässrigem CO2 unlöslich in Aceton, Ammoniak |
| −32,4 · 10−6 cm3/ mol | |
| 1,717 (wasserfrei) 1,458 (Dihydrat) 1,412 (Trihydrat) |
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| Struktur | |
| Trigonal | |
| Thermochemie | |
| 75,6 J / mol · K.[1] | |
| 65,7 J / mol · K.[1][3] | |
| -1113 kJ / mol[3] | |
| -1029,3 kJ / mol[1] | |
| Pharmakologie | |
| A02AA01 (WER) A06AD01 (WER) | |
| Gefahren | |
| Sicherheitsdatenblatt | ICSC 0969 |
| NFPA 704 (Feuerdiamant) |
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| Flammpunkt | Nicht brennbar |
| NIOSH (US-Gesundheitsgrenzwerte): | |
| TWA 15 mg / m3 (gesamt) TWA 5 mg / m3 (bzw)[4] | |
| Verwandte Verbindungen | |
| Magnesiumbicarbonat | |
| Berylliumcarbonat Kalziumkarbonat Strontiumcarbonat Bariumcarbonat Radiumcarbonat |
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Verwandte Verbindungen |
Artinite Hydromagnesit Dypingit |
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Sofern nicht anders angegeben, werden Daten für Materialien in ihrem Standardzustand (bei 25 ° C) angegeben [77 °F]100 kPa).
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| Infobox-Referenzen | |
MagnesiumcarbonatMgCO3 (archaischer Name magnesia alba) ist ein anorganisches Salz, das ein weißer Feststoff ist. Als Mineralien existieren auch verschiedene hydratisierte und basische Formen von Magnesiumcarbonat.
Die häufigsten Magnesiumcarbonatformen sind das sogenannte wasserfreie Salz Magnesit (MgCO3) und die Di-, Tri- und Pentahydrate, bekannt als Barringtonit (MgCO3· 2 H.2Ö), Nesquehonit (MgCO3· 3 H.2O) und Lansfordit (MgCO3· 5 H.2O).[5] Einige Grundformen wie Artinit (MgCO3· Mg (OH)2· 3 H.2Ö), Hydromagnesit (4 MgCO3· Mg (OH)2· 4 H.2O) und Dypingit (4 MgCO3· Mg (OH)2· 5 H.2O) kommen auch als Mineralien vor.
Magnesit besteht aus weißen trigonalen Kristallen. Das wasserfreie Salz ist in Wasser, Aceton und Ammoniak praktisch unlöslich. Alle Formen von Magnesiumcarbonat reagieren mit Säuren. Magnesiumcarbonat kristallisiert in der Calcitstruktur, in der Mg2+ ist von sechs Sauerstoffatomen umgeben. Das Dihydrat hat eine trikline Struktur, während das Trihydrat eine monokline Struktur hat.
Bezugnahmen auf “leichte” und “schwere” Magnesiumcarbonate beziehen sich tatsächlich auf die Magnesiumhydroxycarbonate Hydromagnesit bzw. Dypingit.[6]
Vorbereitung[edit]
Magnesiumcarbonat wird normalerweise durch Abbau des Minerals Magnesit gewonnen. 70 Prozent des weltweiten Angebots werden in China abgebaut und vorbereitet.[7]
Magnesiumcarbonat kann im Labor durch Reaktion zwischen einem beliebigen löslichen Magnesiumsalz und Natriumbicarbonat hergestellt werden:
- MgCl2(aq) + 2NaHCO3(aq) → MgCO3(s) + 2NaCl (aq) + H.2O (l) + CO2(G)
Wenn Magnesiumchlorid (oder -sulfat) mit wässrigem Natriumcarbonat behandelt wird, entsteht anstelle von Magnesiumcarbonat selbst ein Niederschlag aus basischem Magnesiumcarbonat – einem hydratisierten Komplex aus Magnesiumcarbonat und Magnesiumhydroxid -:
- 5 mgCl2(aq) + 5Na2CO3(aq) + 5H2O (l) → Mg (OH)2· 3MgCO3· 3H2O (s) + Mg (HCO3)2(aq) + 10NaCl (aq)
Hochreine Industrierouten umfassen einen Weg durch Magnesiumbicarbonat, der durch Kombinieren einer Aufschlämmung aus Magnesiumhydroxid und Kohlendioxid bei hohem Druck und mäßiger Temperatur gebildet werden kann.[5] Das Bicarbonat wird dann vakuumgetrocknet, wodurch es Kohlendioxid und ein Wassermolekül verliert:
- Mg (OH)2 + 2 CO2 → Mg (HCO3)2
- Mg (HCO3)2 → MgCO3 + CO2 + H.2Ö
Chemische Eigenschaften[edit]
Mit Säuren[edit]
Wie viele übliche Metallcarbonate der Gruppe 2 reagiert Magnesiumcarbonat mit wässrigen Säuren unter Freisetzung von Kohlendioxid und Wasser:
- MgCO3 + 2 HCl → MgCl2 + CO2 + H.2Ö
- MgCO3 + H.2DAMIT4 → MgSO4 + CO2 + H.2Ö
Zersetzung[edit]
Bei hohen Temperaturen MgCO3 zersetzt sich zu Magnesiumoxid und Kohlendioxid. Dieser Prozess ist wichtig bei der Herstellung von Magnesiumoxid.[5] Dieser Vorgang wird als Kalzinieren bezeichnet:
- MgCO3 → MgO + CO2 (ΔH = +118 kJ / mol)
Die Zersetzungstemperatur wird mit 350 ° C (662 ° F) angegeben.[8][9]
Die Kalzinierung zum Oxid wird jedoch unter 900 ° C im Allgemeinen nicht als vollständig angesehen, da die Readsorption von freigesetztem Kohlendioxid gestört wird.
Die Hydrate der Salze verlieren bei der Zersetzung bei unterschiedlichen Temperaturen Wasser.[10] Zum Beispiel kann im Trihydrat die Summenformel als Mg (HCO) geschrieben werden3) (OH) • 2 (H.2O) treten die Dehydratisierungsschritte bei 157 ° C und 179 ° C wie folgt auf:[11]
- Mg (HCO3) (OH) • 2 (H.2O) → Mg (HCO3) (OH) • (H.2O) + H.2O bei 157 ° C.
- Mg (HCO3) (OH) • (H.2O) → Mg (HCO3) (OH) + H.2O bei 179 ° C.
Die Hauptverwendung von Magnesiumcarbonat ist die Herstellung von Magnesiumoxid durch Kalzinieren. Magnesit- und Dolomitmineralien werden zur Herstellung feuerfester Steine verwendet.[5] MgCO3 wird auch in Fußböden, Brandschutz, Feuerlöschmitteln, Kosmetika, Staubpulver und Zahnpasta verwendet. Andere Anwendungen sind Füllstoffe, Rauchunterdrücker in Kunststoffen, ein Verstärkungsmittel in Neopren-Kautschuk, ein Trocknungsmittel, ein Abführmittel zur Lockerung des Darms und Farbretention in Lebensmitteln. Darüber hinaus wird hochreines Magnesiumcarbonat als Antazida und als Zusatz in Speisesalz verwendet, um den freien Fluss zu gewährleisten. Magnesiumcarbonat kann dies tun, weil es sich nicht in Wasser löst, sondern nur in Säure, wo es sprudelt (Blase).[12]
Aufgrund seiner geringen Wasserlöslichkeit und seiner hygroskopischen Eigenschaften ist MgCO3 wurde erstmals 1911 zu Salz gegeben, damit es freier fließen kann. Die Morton Salt Company übernahm den Slogan “Wenn es regnet, gießt es” in Bezug auf die Tatsache, dass sein MgCO3-haltiges Salz würde bei feuchtem Wetter nicht zusammenkleben.[13] Magnesiumcarbonat, das am häufigsten als “Kreide” bezeichnet wird, wird auch als Trocknungsmittel für die Hände von Sportlern beim Klettern, Turnen und Gewichtheben verwendet.
Als Lebensmittelzusatzstoff ist Magnesiumcarbonat als E504 bekannt, dessen einziger bekannter Nebeneffekt darin besteht, dass es in hohen Konzentrationen als Abführmittel wirken kann.[14]
Magnesiumcarbonat wird auch in der Präparation zum Aufhellen von Schädeln verwendet. Es kann mit Wasserstoffperoxid gemischt werden, um eine Paste zu erzeugen, die dann auf dem Schädel verteilt wird, um ihm ein weißes Finish zu verleihen.
Zusätzlich wird Magnesiumcarbonat als mattweiße Beschichtung für Projektionswände verwendet.[15]
Magnesiumcarbonat ist ungiftig.
Kompendialstatus[edit]
Siehe auch[edit]
Notizen und Referenzen[edit]
- ^ ein b c d http://chemister.ru/Database/properties-en.php?dbid=1&id=634
- ^ Bénézeth, Pascale; Saldi, Giuseppe D.; Dandurand, Jean-Louis; Schott, Jacques (2011). “Experimentelle Bestimmung des Löslichkeitsprodukts von Magnesit bei 50 bis 200 ° C”. Chemische Geologie. 286 (1–2): 21–31. Bibcode:2011ChGeo.286 … 21B. doi:10.1016 / j.chemgeo.2011.04.016.
- ^ ein b Zumdahl, Steven S. (2009). Chemische Prinzipien 6. Aufl. Houghton Mifflin Company. p. A22. ISBN 978-0-618-94690-7.
- ^ NIOSH Pocket Guide für chemische Gefahren. “# 0373”. Nationales Institut für Sicherheit und Gesundheitsschutz am Arbeitsplatz (NIOSH).
- ^ ein b c d Margarete Seeger; Walter Otto; Wilhelm Flick; Friedrich Bickelhaupt; Otto S. Akkerman. “Magnesiumverbindungen”. Ullmanns Enzyklopädie der Industriechemie. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002 / 14356007.a15_595.pub2.
- ^ Botha, A.; Strydom, CA (2001). “Herstellung eines Magnesiumhydroxycarbonats aus Magnesiumhydroxid”. Hydrometallurgie. 62 (3): 175. doi:10.1016 / S0304-386X (01) 00197-9.
- ^ Allf, Bradley (2018-05-21). “Die versteckten Umweltkosten für das Klettern von Kreide”. Klettermagazin. Cruz Bay Publishing. Abgerufen 2018-05-22.
Tatsächlich produziert China 70 Prozent des weltweiten Magnesits. Der größte Teil dieser Produktion – sowohl Bergbau als auch Verarbeitung – konzentriert sich auf eine kleine Ecke von Liaoning, einer hügeligen Industrieprovinz im Nordosten Chinas zwischen Peking und Nordkorea.
- ^ “IAState MSDS”.
- ^ Weast, Robert C.; et al. (1978). CRC Handbuch für Chemie und Physik (59. Aufl.). West Palm Beach, FL: CRC-Presse. p. B-133. ISBN 0-8493-0549-8.
- ^ “Konventionelle und kontrollierte thermische Analyse von Nesquehonit-Mg (HCO)3) (OH) · 2 (H.2Ö)” (PDF).
- ^ “Konventionelle und kontrollierte thermische Analyse von Nesquehonit-Mg (HCO)3) (OH) • 2 (H.2Ö)” (PDF).
- ^ “Was ist Magnesiumcarbonat?”. Wissenschaft. Abgerufen 2018-04-15.
- ^ “Ihr Debüt – Morton Salt”. Abgerufen 2017-12-27.
- ^ “Food-Info.net: E-Nummern: E504: Magnesiumcarbonate”. 080419 food-info.net
- ^ Noronha, Shonan (2015). Certified Technology Specialist-Installation. McGraw Hill Bildung. p. 256. ISBN 978-0071835657.
- ^ Sekretariat der British Pharmacopoeia Commission (2009). “Index, BP 2009” (PDF). Archiviert von das Original (PDF) am 11. April 2009. Abgerufen 31. Januar 2010.
- ^ “Japanisches Arzneibuch, 15. Auflage” (PDF). 2006. Archiviert von das Original (PDF) am 22. Juli 2011. Abgerufen 31. Januar 2010.
Externe Links[edit]
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