Hořčík

Hořčík
  3s2
24 Mg
12
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
↓ Periodická tabulka ↓
Obecné
Název, značka, číslo Hořčík, Mg, 12
Cizojazyčné názvy lat. magnesium
Skupina, perioda, blok 2. skupina, 3. perioda, blok s
Chemická skupina Kovy alkalických zemin
Koncentrace v zemské kůře 19 000 až 25 000 ppm
Koncentrace v mořské vodě 1 350 mg/l
Vzhled Našedlá kovová látka
Identifikace
Registrační číslo CAS 7439-95-4
Atomové vlastnosti
Relativní atomová hmotnost 24,3050
Atomový poloměr 160 pm
Kovalentní poloměr 141±7 pm
Van der Waalsův poloměr 173 pm
Elektronová konfigurace 3s2
Oxidační čísla +2, +1
Elektronegativita (Paulingova stupnice) 1,20
Ionizační energie
První 737,7 KJ/mol
Druhá 1450 KJ/mol
Třetí 7732,7 KJ/mol
Látkové vlastnosti
Krystalografická soustava Šesterečná
Molární objem 14,00×10−6 m3/mol
Mechanické vlastnosti
Hustota 1 738 kg/m3
Skupenství Pevné
Tvrdost 2,5
Tlak syté páry 209 Pa při 23K
Rychlost zvuku 1 270 m/s
Termické vlastnosti
Tepelná vodivost 156 W⋅m−1⋅K−1
Termodynamické vlastnosti
Teplota tání 650 °C (923,15 K)
Teplota varu 1 091 °C (1 364,15 K)
Skupenské teplo tání 8,48 KJ/mol
Skupenské teplo varu 128 KJ/mol
Měrná tepelná kapacita 24,869 Jmol−1K−1
Elektromagnetické vlastnosti
Elektrická vodivost 22,6×106 S/m
Měrný elektrický odpor 43,9 nΩ·m (20 °C)
Standardní elektrodový potenciál −2,372 V
Magnetické chování Paramagnetický
Bezpečnost
GHS02 – hořlavé látky
GHS02
Nebezpečí
R-věty R11, R15, R17
S-věty S2, S7/8, S43
Izotopy
I V (%) S T1/2 Z E (MeV) P
24Mg 78,99 % je stabilní s 12 neutrony
25Mg 10,00 % je stabilní s 13 neutrony
26Mg 11,01 % je stabilní s 14 neutrony
27Mg umělý 9,458 min β− 2,610 27Al
28Mg umělý 20,91 h β− 1,832 28Al
Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
Be
⋏
Sodík ≺ Mg ≻ Hliník
⋎
Ca

Hořčík (chemická značka Mg, latinsky magnesium) je lehký, středně tvrdý stříbrolesklý kov. Využívá se při výrobě lehkých a pevných slitin, jako redukční činidlo v organické syntéze a při pyrotechnických aplikacích.

Základní fyzikálně-chemické vlastnosti

Hořčík je středně tvrdý, lehký, tažný kov, má vyšší hustotu než voda, vede hůře elektrický proud a teplo. Hořčík lze díky jeho dobré tažnosti snadno válcovat na plechy a dráty. Hořčík není tolik reaktivní jako další kovy alkalických zemin a proto se neuchovává pod petrolejem nebo naftou, ale stačí nádoby se suchým vzduchem. Hořčík se velmi dobře slévá s jinými kovy, ale jen málo z nich má praktické využití, protože se většina snadno oxiduje.

Hořčík reaguje za normální teploty pomalu s kyslíkem a s vodou. Na suchém vzduchu se postupně pokryje vrstvou oxidu hořečnatého, který jej chrání před další oxidací, a lze jej takto uchovávat i poměrně dlouhou dobu. Při hoření hořčíku na vzduchu vzniká velmi intenzivní bílé světlo. S vodou reaguje hořčík za normální teploty velmi pomalu za vzniku hydroxidu hořečnatého. Při vyšší teplotě se hořčík slučuje velmi ochotně téměř se všemi prvky a i s některými sloučeninami – např. při hoření hořčíku v dusíkaté atmosféře vznikne nitrid hořečnatý, který se vodou rozkládá za vzniku oxidu hořečnatého a amoniaku a při hoření hořčíku v atmosféře oxidu uhličitého vznikne oxid hořečnatý a uhlík.

Hořčík se velmi dobře rozpouští ve všech běžných kyselinách za vzniku hořečnatých solí. Při rozpouštění v koncentrované kyselině sírové uniká oxid siřičitý. Při rozpouštění v kyselině dusičné se podle koncentrace tvoří vedle hořečnatých solí i další látky. Při velmi nízké koncentraci vzniká dusičnan amonný (koncentrace méně než 5 %), při reakci s ředěnou kyselinou dusičnou vzniká oxid dusný (koncentrace 5 %–10 %), s koncentrovanější reaguje za vzniku oxidu dusnatého (koncentrace 10%–asi 50 %) a s koncentrovanou kyselinou reaguje za vzniku oxidu dusičitého (koncentrace 50 %–100 %). S kyselinou chlorovodíkovou a zředěnou kyselinou sírovou reaguje pouze za vzniku hořečnatých solí. S alkalickými hydroxidy hořčík nereaguje.

Historický vývoj

Joseph Black

Na konci 17. století se síranu hořečnatého (tzv. hořké soli) používalo v léčitelství. Oxid hořečnatý byl na počátku 18. století nazýván jako hořká zemina. První, kdo začal rozeznávat hořkou a vápennou zeminu, byl Joseph Black roku 1755. Poprvé hořčík v elementární formě elektrolýzou taveniny chloridu hořečnatého MgCl2 připravil sir Humphry Davy roku 1808. Chemickou cestou byl hořčík poprvé připraven působením par kovového draslíku na bezvodý chlorid hořečnatý. Tuto přípravu hořčíku provedl Bussy v roce 1830.

Výskyt v přírodě

Díky své poměrně velké reaktivitě se v přírodě hořčík vyskytuje pouze ve sloučeninách. Ve všech má mocenství Mg2+.

Hořčík je silně zastoupen jak v zemské kůře, tak ve vesmíru, kde vzniká ve hvězdách těžších než Slunce fúzí uhlíku:

2 12
6C → 24
12Mg.

Podle posledních dostupných údajů tvoří hořčík 1,9–2,5 % zemské kůry, čímž se řadí na 6. místo podle výskytu prvků. Jeho procentuální obsah odpovídá 27 640 ppm (2,764 %)(parts per million = počet částic na 1 milion částic) a ve výskytu se řadí za vápník a před sodík a draslík. V mořské vodě se koncentrace hořčíkových iontů udává jako 1,35 g/l a jsou tak po sodíku druhým nejvíce zastoupeným kationtem, mořská voda obsahuje zejména chlorid hořečnatý MgCl2, bromid hořečnatý MgBr2 a síran hořečnatý MgSO4. Ve vesmíru připadá jeden atom hořčíku přibližně na 30 000 atomů vodíku.

Hořčík je také velmi významným biogenním prvkem. Vyskytuje se ve všech zelených rostlinách, kde je součástí chlorofylu. V organismech živočichů se také řadí mezi významné biogenní prvky.

Obsah hořčíku (obvykle uváděný jako chlorid hořečnatý MgCl2) v mořské vodě tvoří významný podíl jeho zastoupení na Zemi.

Z minerálů je velmi hojný dolomit, směsný uhličitan hořečnato-vápenatý CaMg(CO3)2, jehož ložiska se nacházejí v jižní Evropě, Brazílii, jižní Austrálii i Severní Americe. Poněkud vzácněji se vyskytuje čistý uhličitan hořečnatý, MgCO3 – magnezit, který se těží především v rakouských Alpách, na Slovensku, v Koreji a Číně.

K dalším méně významným minerálům patří karnalit KCl·MgCl2·6H2O, bischofit MgCl2·6H2O, periklas MgO, brucit Mg(OH)2, kieserit MgSO4·H2O, epsomit MgSO4·7H2O, kainit KCl·MgSO4·3H2O, polyhalit K2SO4·MgSO4·2CaSO4·2H2O, boromagnesit Mg5B4O11.2½H2O, hydroboracit CaMgB6O11·5H2O, spinel MgO·Al2O3, magnesioferrit MgO·Fe2O3, pleonast (Mg,Fe)O·(Al,Fe)2O3, picotit (Mg,Fe)O·(Al,Cr,Fe)2O3, olivín (Mg,Fe)2 a mnoho dalších fosforečnanů, arseničnanů a křemičitanů.

Ročně se vyrobí 100 milionů tun hořčíku a díky jeho vysokému výskytu v nerostech i v mořské vodě lze jeho zásoby považovat za neomezené.

Sloučeniny

Anorganické sloučeniny

Oxid hořečnatý Síran hořečnatý Chlorid hořečnatý Soli

Větší část hořečnatých solí se ve vodě rozpuští, ale část se rozpouští hůře nebo vůbec, všechny soli mají bílou barvu (nebo jsou bezbarvé), pokud není anion soli barevný (manganistany, chromany). Hořečnaté soli vytváří snadno podvojné soli a dnes i komplexy, které ale nejsou pro hořčík a i další kovy alkalických zemin typické.

Organické sloučeniny

Mezi organické sloučeniny hořčíku patří zejména hořečnaté soli organických kyselin a hořečnaté alkoholáty. K dalším hořečnatým sloučeninám patří organické komplexy. Zcela zvláštní skupinu organických hořečnatých sloučenin tvoří organokovové sloučeniny, mezi které patří velmi známé a dnes stále častěji používané Grignardovo činidlo.

Biologický význam hořčíku

strukturní vzorec chlorofylu

Dostatek hořčíku v potravě je důležitý pro správnou činnost svalů a nervů (mírní podrážděnost a nervozitu), ale i pro uvolňování energie z glukózy a pro správnou stavbu kostí. Udržuje v dobrém stavu oběhový systém a je prevencí infarktu. Řadě žen odstraní potíže spojené s premenstruálním syndromem. Mírní deprese a přispívá ke zdravým zubům.

V kombinaci s vápníkem působí hořčík jako přirozený uklidňující prostředek. Jeho nedostatek často pociťují sportovci, diabetici a lidé, kteří pijí příliš alkoholu. Projevuje se podrážděností, nespavostí, náladovostí, špatným trávením, bušením srdce nebo arytmiemi. Nedostatek hořčíku také může vyvolat deprese, případně záchvat astmatu.

Přirozenými zdroji hořčíku jsou banány, mandle, ořechy, tmavá listová zelenina, obilí, celozrnné pečivo, ale i čokoláda. Uvádí se, že průměrný příjem hořčíku v potravě by měl činit asi 300 mg denně.

Globální význam hořčíku je však dán jeho výskytem v molekule chlorofylu. Tato organická sloučenina má jedinečnou schopnost přeměňovat prostřednictvím fotosyntézy sluneční energii na energii chemické vazby sacharidů vytvářených z oxidu uhličitého a vody. Tím je zdrojem energie pro takřka všechny další biochemické a biologické reakce na Zemi. Zelené zbarvení rostlin je způsobeno právě přítomností chlorofylu, který nejsilněji absorbuje červené a modré světlo.

Poranění způsobená kovovým hořčíkem či slitinami, které jej obsahují, se špatně hojí.

Doplněk stravy

Vstřebatelnost hořčíku z doplňků stravy ve formě citrátu a oxidu hořečnatého byla podle měření koncentrací v moči vyšší u citrátu; pravděpodobně díky lepší rozpustnosti. Nicméně rozdíl mezi citrátem (7,2 ± 1,48 mmol) a oxidem (6,7 ± 1,43 mmol) byl zanedbatelný. Rozdíl 0,565 mmol, přepočtený na objem těla, je 13,7 mg, a tedy fyziologicky bezvýznamný s ohledem na celkový příjem 800 mg během zkušebního dne. Porovnání vstřebatelnosti chelátu, oxidu, citrátu zinku a placeba nezjistilo rozdíl mezi oxidem, chelátem a placebem, v případě citrátu pak byla vyšší koncentrace v plazmě (akutní i chronická) o méně než 10%.

Hořčík má protirakovinné i prorakovinné účinky.

Odkazy

Reference

  1. ↑ a b Magnesium. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov . PubChem . Dostupné online. (anglicky) 
  2. ↑ http://www.prvky.com/horcik-v-potravinach.html#potraviny – Hořčík v potravinách
  3. ↑ SCHUCHARDT, Jan Philipp; HAHN, Andreas. Intestinal Absorption and Factors Influencing Bioavailability of Magnesium- An Update. Current Nutrition & Food Science. 2017-09-22, roč. 13, čís. 4. Dostupné online . DOI 10.2174/1573401313666170427162740. PMID 29123461. (anglicky) 
  4. ↑ LINDBERG, J S; ZOBITZ, M M; POINDEXTER, J R. Magnesium bioavailability from magnesium citrate and magnesium oxide.. Journal of the American College of Nutrition. 1990-02, roč. 9, čís. 1, s. 48–55. Dostupné online . ISSN 0731-5724. DOI 10.1080/07315724.1990.10720349. 
  5. ↑ KAPPELER, Dominik; HEIMBECK, Irene; HERPICH, Christiane. Higher bioavailability of magnesium citrate as compared to magnesium oxide shown by evaluation of urinary excretion and serum levels after single-dose administration in a randomized cross-over study. BMC Nutrition. 2017-01-11, roč. 3, čís. 1. Dostupné online . ISSN 2055-0928. DOI 10.1186/s40795-016-0121-3. 
  6. ↑ TIGNOL, Professeur. A DOUBLE BLIND, RANDOMISED, MULTICENTRE STUDY COMPARING PAROXETINE 20 MG DAILY VERSUS FLUOXETINE 20 MG DAILY IN THE TREATMENT OF ADULTS WITH MAJOR DEPRESSION.. Clinical Neuropharmacology. 1992, roč. 15, s. 177B. Dostupné online . ISSN 0362-5664. DOI 10.1097/00002826-199202001-00341. 
  7. ↑ https://www.ncbi.nlm.nih.gov/books/NBK507261/#!po=0.666667 - Magnesium and cancer: more questions than answers

Literatura

Externí odkazy

Portály: Chemie