Magnezij

Sa Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigacija, traži
Magnezij
[Ne] 3s2 12Mg
   
Periodni sistem elemenata
Općenito
Hemijski element, Simbol, Atomski broj Magnezij, Mg, 12
Serija Zemnoalkalni metali
Grupa, Perioda, Blok 2, 3, s
Izgled srebreno bijeli
Zastupljenost 1,94[1] %
Atomske osobine
Atomska masa 24,305 u
Atomski radijus (izračunat) 150 (145) pm
Kovalentni radijus 141 pm
Van der Waalsov radijus 173 pm
Elektronska konfiguracija [Ne] 3s2
Broj elektrona u energetskom nivou 2, 8, 2
Izlazni rad 3,66[2] eV
1. energija ionizacije 737,7 kJ/mol
2. energija ionizacije 1450,7 kJ/mol
3. energija ionizacije 7732,7 kJ/mol
Fizikalne osobine
Agregatno stanje čvrsto
Mohsova skala tvrdoće 2,5
Kristalna struktura heksagonalna
Gustoća 1738[3] kg/m3
Magnetizam paramagnetičan
Tačka topljenja 923 K (650[4] °C)
Tačka ključanja 1383[5] K (1110 °C)
Molarni volumen 14,00 · 10-6 m3/mol
Toplota isparavanja 132[5] kJ/mol
Toplota topljenja 8,7 kJ/mol
Pritisak pare 361 Pa kod 923 K
Brzina zvuka 4602 m/s kod 293,15 K
Specifična toplota 1023[1] J/(kg · K)
Specifična električna provodljivost 22,6 · 106 S/m
Toplotna provodljivost 156 W/(m · K)
Hemijske osobine
Oksidacijsko stanje +2 (+1[6])
Oksidi MgO
Elektrodni potencijal -2,372 V (Mg2+ + 2e- → Mg)
Elektronegativnost 1,31 (Pauling-skala)
Izotopi
Izo RP t1/2 RA ER (MeV) PR
23Mg

sin

11,317 s ε 4,057 23Na
24Mg

78,99 %

Stabilan
25Mg

10 %

Stabilan
26Mg

11,01 %

Stabilan
27Mg

sin

9,458 min β- 2,610 27Al
28Mg

sin

20,91 h β- 1,832 28Al
Sigurnosno obavještenje
Oznake upozorenja

Lahko zapaljivo

F
Lahko zapaljivo
Obavještenja o riziku i sigurnosti R: 11-15-17
S: (2-)7/8-43
Ukoliko je moguće i u upotrebi, koriste se SI osnovne jedinice.
Ako nije drugačije označeno, svi podaci su podaci dobiveni mjerenjima u normalnim uslovima.

Magnezij (latinski - magnesium, CAS broj: 7439-95-4) je hemijski element sa simbolom Mg i atomskim brojem 12. Spada u grupu zemnoalkalnih metala IIA grupe. Gradi 2+ ione. Oksidacioni broj magnezija u jedinjenjima je +2, uz vrlo rijetke izuzetke gdje ima oksidacioni broj +1.[6] Ima najnižu temperaturu topljenja u grupi zemnoalkalnih metala. On je osmi najrasprostranjeniji element u Zemljinoj kori[7][4] i deveti općenito u poznatom svemiru.[8][9] Magnezij je četvrti po rasprostranjenosti element na Zemlji u globalu (iza željeza, kisika i silicija), čini oko 13% ukupne mase planete Zemlje i ima najveći udio u plaštu Zemlje. Relativno velika zastupljenost magnezija na Zemlji je povezana sa činjenicom da se on lahko stvara pri supernovoj zvijezda pri sekvencijalnom dodavanju tri jezgra atoma helija na karbon (koji je također napravljen iz tri jezgra atoma helija). Zbog velike rastvorljivosti magnezijevih iona u vodi, on je i treći po zastupljenosti element rastvoren u svjetskim morima.[10] Magnezij se stvara u zvijezdama većim od tri sunčeve mase putem fuzije helija i neona u alfa procesu pri temperaturama iznad 600 megakelvina.

U elementarnom stanju (kao metal) se ne može naći u prirodi na Zemlji jer je veoma reaktivan. Kada se izdvoji u elementarnom stanju stajanje na zraku vrlo brzo se oksidira te se njegova površina prekrije tankim slojem oksida (pasivizira se). U obliku metalnog praha gori uz karakterističan blješteći bijeli plamen, što ga čini čestim sastojkom za pirotehničke sprave i rakete. Metal se danas najčešće dobija elektrolizom magnezijevih soli izolovanih iz slane vode. Komercijalno, magnezij se najčešće koristi za legiranje drugih metala te proizvodnju aluminij-magnezij legure poznatije kao magnalij ili magnelij. Pošto je magnezij oko trećine lakši od aluminija (ima manju gustoću[11]) ove legure se cijene zbog svoje relativne lahkoće i čvrstoće. U ljudskom tijelu, magnezij je jedanaesti najzastupljeniji element po masi. Njegovi ioni su nezamjenjivi za sve žive ćelije, gdje oni vrše važnu ulogu u manipulaciji važnih bioloških polifosfatnih spojeva poput ATP, DNK i RNK. Postoje stotine enzima kojima su magnezijevi ioni neophodni za funkcioniranje. Spojevi magnezija se koriste u medicini kao laksativi, antacidi (npr. mlijeko magnezija) te u brojnim drugim situacijama kada je neophodna stabilizacija neuobičajenog nadražaja nekog nerva ili kada je potrebno grčenje krvnih sudova (npr. pri tretmanu eklampsije). Magnezijevi ioni su općenito kiselog okusa i u niskim koncentracijama mogu pomoći pri ublažavanju oporosti prirodne mineralne vode. U biljkama, magnezij je metalni ion u centru molekule hlorofila i zato je čest dodatak vještačkim đubrivima.[12]

Izotopi[uredi | uredi izvor]

Magnezij ima tri stabilna izotopa: 24Mg, 25Mg i 26Mg. Svi su prisutni u značajnim količinama. Oko 79% magnezija u prirodi je izotop 24Mg. Izotop 28Mg je radioaktivan, a od 1950tih do 1970tih su ga proizvodile neke nuklearne elektrane za potrebe naučnih eksperimenata. Ovaj izotop ima relativno kratko vrijeme poluraspada (oko 21 sat), tako da je njegova upotreba ograničena vremenom isporuke. Izotop 26Mg je pronašao primjenu u izotopskoj geologiji, slično kao i aluminij. Ovaj izotop je radiogenski proizvod ("kćerka") izotopa 26Al, čije je vrijeme poluraspada oko 717 hiljada godina. Veliko obogaćivanje stabilnog 26Mg je uočeno u inkluzijama bogatim kalcijem i aluminijem u nekim ugljičnim hondritima. Neuobičajeni sadržaj izotopa 26Mg je objašnjen raspadom njegovog prethodnika 26Al u inkluzijama. Stoga se smatra da je takav meteorit formiran u zvjezdanim nebulama prije nego što se 26Al raspao. Ovi fragmenti se smatraju jednim od najstarijih objekata u Sunčevom sistemu te su u njima sadržani podaci o ranoj historiji svemira.

Uobičajeno je da se prikazuje 26Mg/24Mg u poređenju sa odnosom Al/Mg. Na skali izohronog datiranja, odnos Al/Mg se prikazuje u vidu 27Al/24Mg. Ugao izohrone linije ne ukazuje na značajniji pokazatelj starosti, ali pokazuje početni odnos 26Al/27Al u uzorku kada su se sistemi odvojili od zajedničkog ishodišta.

Historija[uredi | uredi izvor]

Ime metala magnezija potiče od starogrčkog naziva za distrikt u Tesaliji zvani Magnezija. Naziv mu je u vezi sa magnetitom i manganom koji također potiču iz ovog područja, a danas označavaju sasvim druge supstance. Godine 1618. farmer u Epsomu u Engleskoj je pokušao da napoji krave vodom iz jednog izvora. Međutim, krave su odbile da piju tu vodu zbog njenog gorkog ukusa, a farmer je primijetio da voda zacjeljuje rane i povrede. Supstanca je postala poznata kao Epsom so, a njena slava se proširila. Kasnije je supstanca identificirana kao hidratizirani magnezij sulfat MgSO4·7 H2O.

Da je magnezijum poseban element prvi je utvrdio Joseph Black, a metal kakvog danas poznajemo prvi je otkrio Humphry Davy u Engleskoj 1808. godine. On je koristio elektrolizu mješavine magnezije i živa oksida[13]. Antoine Bussy je 1831. godine uspio dobiti koherentni oblik magnezija. Davy je predložio da se ovaj element nazove magnij[13], međutim danas se koristi naziv magnezij.

Magnezij

Zastupljenost[uredi | uredi izvor]

Magnezij je osmi najrasprostranjeniji element u Zemljinoj kori po masi i dijeli sedmo mjesto sa željezom po molarnosti.[7] Može se naći u većim količinama u obliku magnezita, dolomita i drugih minerala i u mineralnim vodama gdje je magnezijev ion rastvorljiv. Iako je prisustvo magnezija dokazano u preko 60 minerala, isplati komercijalno eksploatirati samo iz dolomita, magnezita, brucita, karnalita, talka i olivina.

Kation Mg2+ je drugi po rasprostranjenosti kation u morskoj vodi, odnosno treći ion[10] po količini (odmah iza natrija i hlora),[14] što čini morsku vodu i morsku so atraktivnim komercijalnim izvorom magnezija. Da bi se izdvojio magnezij, u morsku vodu dodaje se kalcij hidroksid te se formira talog magnezij hidroksida.

MgCl2 + Ca(OH)2Mg(OH)2 + CaCl2

Magnezij hidroksid (brucit) nije rastvorljiv u vodi i može se iz nje filtrirati, te nakon reakcije sa hlorovodoničnom kiselinom dobija se koncentrirani magnezij hlorid.

Mg(OH)2 + 2 HCl → MgCl2 + 2 H2O

Iz magnezij hlorida dobija se čisti magnezij putem elektrolize.

Spojevi[uredi | uredi izvor]

Najvažniji magnezijevi spojevi su: magnezij oksid (MgO), magnezij hidroksid (Mg(OH)2) i njegove soli. Vodeni rastvori u kojima je velika koncentracija Mg2+ imaju gorak ukus.

Legure magnezija i bakra su veoma izdržljive mehanički sa jednom od najmanjih gustoća među legurama.

Oksidi i hidroksidi[uredi | uredi izvor]

Halogenidi[uredi | uredi izvor]

Soli[uredi | uredi izvor]

Legure[uredi | uredi izvor]

Po podacima iz 2013. godine, potrošnja legura magnezija je bila manja od milion tona na godišnjem nivou, za razliku od 50 miliona tona potrošenih legura aluminija. U prošlosti, upotreba njegovih legura je bila ograničena zbog njihovih osobina da korodiraju, izdržljivosti na visokim temperaturama i zapaljivosti.[15] Istraživanjem i razvojem nauke o materijalima smanjena je tendencija magnezija da izdrži visoke temperature uključivanjem u njegove legure skandija i gadolinija, dok je zapaljivost magnezija smanjena dodavanje malehnih količina kalcija u legure.[15]

Prisustvo željeza, nikla, bakra i kobalta dosta pridonosi nastanku korozije. To se dešava zbog njihove niske granice rastvorljivosti u čvrstim tijelima (u vrlo malehnim procentima oni se istalože kao međumetalni spojevi) i zato što se ponašaju kao aktivna katodna mjesta koja redukuju vodu i uzrokuju gubitak magnezija.[15] Smanjenjem udjela ovih metala poboljšava se otpornost na koroziju. Dodavanje dovoljne količine mangana u velikoj mjeri ponišava korozivne efekte željeza. Međutim, ova procedura zahtijeva vrlo preciznu kontrolu nad sastavom legure čime se uvećavaju troškovi.[15]

Dodavanje katodnog otrova hvata atome vodonika unutar strukture metala. Time se onemogućava formiranje slobodnog gasa vodonika koji je neophodan za korozivne hemijske procese. Dodavanje oko 0,3% arsena smanjuje brzinu korozije u otopinama soli za faktor blizu 10.[15]

Osobine[uredi | uredi izvor]

Elementarni magnezij je čvrst, srebrenast metal, veoma malehne gustoće (dvije trećine gustoće aluminija). Lahko oksidira na zraku. Slično kao i kod aluminija proces korozije magnezija se zaustavlja zbog pasivizacije. Međutim, za razliku od drugih alkalnih metala, za čuvanje magnezija nije neophodna okolina bez kisika, jer se pasivizirani sloj vrlo teško uklanja. Kao i njegov komšija iz periodnog sistema, kalcij, čist magnezij veoma lahko reaguje sa vodom pri sobnoj temperaturi gradeći hidroksid, mada se ta reakcija odvija daleko sporije nego kod kalcija. Kada se potopi u vodu, na površini magnezija pojavljuju se mjehurići vodonika, mnogo brže ako je magnezij u prahu. Na višim temperaturama, reakcija je mnogo brža. Sposobnost magnezija da reagira s vodom može biti iskorištena za proizvodnju energije i pokretanje mašina na bazi magnezija. Magnezij reagira i egzotermički sa većinom kiselina, poput hlorovodonične kiseline (HCl). Kao i sa aluminijom, cinkom i mnogim drugim metalima, reakcija sa hlorovodoničnom kiselinom daje hloride metala i otpušta vodonik kao gas.

Magnezij je izuzetno zapaljiv metal, iako ga je lahko zapaliti ako je u obliku praha ili izrezan u tanke pločice, mnogo teže ga je zapaliti u obliku većeg, kompaktnijeg predmeta. Jednom zapaljen, vrlo teško se može ugasiti, a može da gori i u atmosferi dušika (stvarajući magnezij nitrid), ugljik dioksida (dajući magnezij oksid i ugljik) te u vodi (dajući magnezij oksid i vodonik). Ova osobina se koristila u zapaljivom oružju u Drugom svjetskom ratu, naročito u zapaljivim avionskim bombama. Jedina odbrana od požara kod takve vrste bombe bila je gašenje vatre suhim pijeskom da bi se onemogućio dotok kisika. Sagorijevajući u zraku, magnezij proizvodi bliješteće bijelo svjetlo kao i snažno ultraljubičasto. Prah magnezija se nekad koristio kao izvor osvjetljenja u ranim danima fotografije. Kasnije, magnezijeve trake su se koristile za električno pobuđivanje sijalica za bliceve. Prah magnezija se koristi za proizvodnju vatrometa te za signalne pomorske baklje gdje se traži blještava bijela svjetlost. Temperatura plamena magnezija i njegovih legura može dostići oko 3100°C,[16] ali je visina koju dostiže plamen iznad gorućeg metala obično manja od 300 mm.[17] Magnezij se može koristiti i kao izvor paljenja termita, mješavine aluminija i praha željezo oksida koji je drugim načinima vrlo teško zapaliti. Ova osobina magnezija se manifestira zbog velike specifične toplote magnezija, po čemu je četvrti među metalima.

Spojevi magnezija su uglavnom u obliku bijelih kristala. Većina ih je rastvorljiva u vodi, kojoj magnezij ion Mg2+ daje kiseli, opor ukus. Manje količine rastvorenih iona magnezija doprinose oporosti i ukusu prirodnih voda. Ioni magnezija u većim količinama su ionski laksativi, a ponekad se u ove svrhe koristi i magnezij sulfat (poznat i kao epsom so). Takozvano mlijeko magnezije je vodena suspenzija nekog od malobrojnih nerastvorljivih magnezijevih spojeva, magnezij hidroksida. Svoj naziv duguje nerastvorenim česticama koje zbog kojih izgleda poput mlijeka. Mlijeko magnezije je blaga baza koja se često koristi kao antacid sa laksativnim popratnim efektima. Kationi Mg2+ spadaju u V analitičku grupu kationa.

Proizvodnja[uredi | uredi izvor]

Država Proizvodnja u 2011.
(tona)[18]
Kina 661.000
SAD (kapacitet,
stvarni podaci
nisu objavljeni)
63.500
Flag of Russia.svg Rusija 37.000
Flag of Israel.svg Izrael 30.000
Flag of Kazakhstan.svg Kazahstan 21.000
Flag of Brazil.svg Brazil 16.000
Flag of Ukraine.svg Ukrajina 2.000
Flag of Serbia.svg Srbija 1.500

Kina je najveći proizvođač magnezija sa oko 80% udjela na svjetskom tržištu. Gotovo cjelokupna proizvodnja magnezija u Kini zavisi od reakcije silikotermičkog Pidgeonovog procesa (redukcija oksida na visokim temperaturama uz prisustvo silicija) da bi se dobio metal magnezij.[19]

U Sjedinjenim Američkim Državama, magnezij se, u principu, proizvodi putem elektrolize istopljenog magnezij hlorida, dobijenog iz slane vode, slanih izvora ili morske vode. Na katodi, ion Mg2+ se reducira pomoću dva elektrona u metalni magnezij:

Mg2+ + 2 e → Mg

Na anodi, svaki par Cl iona se oksidira u gasni hlor, otpuštajući dva elektrona da bi se dovršio ciklus:

2 ClCl2 (g) + 2 e

Novi proces, tehnologija čvrste oksidne membrane, uključuje elektrolitičku redukciju MgO. Na katodi Mg2+ ion se redukuje sa dva elektrona u metalni magnezij. Za elektrolit se koristi itrijem stabilizirana cirkonija (ISC) (cirkonij dioksid). Anoda je tečni metal. Na ISC/tečni metal anodi reducira se O2−. Sloj grafita se nalazi na površini anode od tečnog metala i na tom sloju ugljik i kisik reagiraju dajući ugljik(II) oksid. Ako se umjesto tečne metalne anode koristi srebro, onda nema neophodnog reduktantnog ugljika ili vodonika, te se na anodi stvara samo gas kisik.[20] Postoje izvještaji koji govore da se ovim postupkom može postići i do 40% smanjenja troškova po kilogramu u odnosu na metod elektrolitičke redukcije. [21] Moguće je da ovaj način dosta manje utiče na okolinu jer se njime smanjuje ispuštanje ugljik dioksida. SAD je su prošlosti bile jedan od najvećih svjetskih izvozika ovog metala sve do 1995. godine pokrivale su gotovo 45% svjetske proizvodnje magnezija. Danas, udio SAD u svjetskoj proizvodnji iznosi oko 7%, a na tržištu je ostao samo jedan američki proizvođač, US Magnesium, kompanija iz savezne države Utah koja posluje u sastavu Renco Group, nastala iz propale Magcorp.[22]

Primjena[uredi | uredi izvor]

Magnezij je treći najčešće upotrebljavani strukturalni metal, nakon željeza i aluminija. Zovu ga i "najlakši korisni metal".[23] Neke od najčešćih upotreba magnezija su, poredane otprilike po količini: komponente od legura aluminija, u odljevima pod pritiskom (eng. die casting) (u leguri sa cinkom)[24] radi uklanjanja sumpora pri proizvodnju željeza i čelika, u proizvodnji titanija putem Krollovog procesa.[25] Magnezij, u svom čistom obliku, može se porediti sa aluminijem po čvrstoći i lahkoći, tako da se koristi na nekoliko načina naročito pri proizvodnji brojnih automobilskih i kamionskih dijelova. Posebno se to odnosi na automobilske točkove visokog kvaliteta koji se izrađuju od magnezijevih legura, poznati i kao mag točkovi, mada se pojam često koristi općenito, a često se pod taj pojam pogrešno uključuju i aluminijski točkovi.

Za proizvodnju kartera 18-cilindarskog avionskog motora Wright R-3350, proizvedenog nakon Drugog svjetskog rata, korištena je legura sa visokim procentom magnezija. To se ispostavilo kao značajan problem kod ranih verzija teškog bombardera Boeinga B-29, jer se zbog velikih temperatura u motoru, karter napravljen od magnezij vrlo lahko zapalio, što je dovodilo i do vatre na krilima, doslovno pretvarajući krila u goruće baklje.[26][27]

Starije verzije trkačkih automobila Mercedes-Benz model Mercedes-Benz 300 SLR imale su šasiju napravljenu od legure elektron koja u sebi sadrži magnezij. Ovi automobili su sa određenim uspjehom učestvovali na brojim svjetskim utrkama poput 24 sata Le Mansa, Mille Miglia i drugim utrkama tokom 1955. godine (jedan od tih modela bio je uključen u veliku tragediju 1955. koja se desila na utrci 24 sata Le Mansa). Porscheovo nastojanje da smanji težinu svojih trkaćih automobila dovela je do korištenja legura magnezija u šasiji za poznati model Porsche 917/053 koji je odnio pobjedu na Le Mansu 1971. te i dalje drži rekord u apsolutnoj udaljenosti. Volkswagen je koristio magnezij dugi niz godina za dijelove svojih motora. Također, Porsche je dosta dugo koristio legure magnezija za blokove svojih motora zbog lahkoće magnezija što je bila prednost. Nedavno je ponovno porastao interes za blokove motora od legura magnezija, što je 2006. primijenio BMW u modelima 325i i 330i.

Osim automobilske industrije, magnezij se koristi i za proizvodnju elektro-uređaja. Zbog svoje male težine i dobrih mehaničkih i električnih osobina, magnezij se dosta upotrebljava za proizvodnju mobilnih telefona, laptopa i tabletnih računara, kamera i drugih elektroničkih komponenti.

U prošlosti, magnezij je bio jedan od glavnih metala u avionskoj i astronautičkoj konstrukciji a koristili su ga Nijemci u proizvodnji aviona u Prvom svjetskom ratu, te daleko više u Drugom. Leguri magnezija Nijemci su dali ime elektron a taj naziv se koristi i danas.

Upotreba magnezija u komercijalnoj astronautici je općenito ograničena za komponente u vezi motora, zbog dva razloga: da se spriječe nezgode u vezi magnezijskih dijelova u slučaju požara te da bi se spriječila korozija. Trenutno magnezijeve legure se sve više koriste u astronautici iz razloga što se time štedi na gorivu i smanjenju težine kod letjelica.[28] Razvoj i testiranje novih magnezijevih legura se nastavlja, naročito legure elektron 21, koja je uspješno prošla ekstenzivne aeronautičke testove za primjenu u motorima, internim komponentama i šasiji.[29]

Osim kao metal, magnezij se dosta koristi i u vidu spojeva, naročito je značajna upotreba magnezij oksida (MgO) kao vatrostalni materijal kod oblaganja peći za topljenje željeza, čelika, obojenih metala, stakla i cementa. Magnezij oksid i drugi spojevi magnezija se također koriste u poljoprivredi, hemijskoj industriji i građevinarstvu. Magnezij oksid dobijen u procesu kalcinacije se koristi kao električni izolator pri proizvodnji kablova otpornih na vatru.[30] Magnezij reagira sa alkilnim halidima dajući Grignardov reagens, koji je veoma koristan za proizvodnju alkohola. Soli magnezij se često dodaju raznoj hrani, vještačkim đubrivima i kulturama bakterija. Magnezij sulfid se koristi u proizvodnji papira (sulfitni proces). Magnezij fosfat se koristi za zaštitu drvene građe protiv požara u građevinarstvu. Magnezij heksafluorosilikat se primjenjuje pri zaštiti tekstilnih proizvoda od moljaca. U obliku trake, Mg je koristan za čišćenje solventa naprimjer pripremanje super-suhog etanola.

Biološki značaj[uredi | uredi izvor]

Glavna stranica: Magnezij u biologiji
Primjer hrane bogate magnezijem

Zbog važnih interakcije između fosfata i iona magnezija, ioni magnezija su neophodni za osnovne životne hemijske reakcije u vezi nukleinskih kiselina. Zbog toga oni su važni za sve žive ćelije svih organizama. Za preko 300 enzima potrebno je prisustvo iona magnezija za njihove katalitičke reakcije, uključujući sve enzime koji su uključeni u proces sinteze ili iskorištavanja ATPa ili one enzime koje koriste druge nukleotide za sintezu DNK ili RNK. ATP u ćelijama postoji obično u vidu helata ATPa i magnezij iona.

Biljkama je magnezij potreban za hlorofil, koji je zapravo molekula porfirina sa atomom magnezija u sredini. Nedostatak magnezija u biljkama uzrokuje gubljenje hlorofila na kraju sezone vegetacije te lišće poprima karakterističnu žutu boju. Ta pojava se može ublažiti dodavanjem epsom soli ili obogaćivanjem tla krečnjakom ili drobljenim dolomitom.

Magnezij je jedan od nezamjenjivih komponenti zdrave ljudske ishrane. Nedostatak unosa magnezija u ljudski organizam (uključujući i stanja koja pokazuju nekoliko očitih simptoma) je veoma rijetka pojava[31] iako podaci pokazuju da samo 32% osoba u SAD uzima magnezij putem hrane u dozama koje su preporučene (RDA doze).[32] Male količine magnezija u tijelu su povezane sa razvojem brojnih bolesti kod čovjeka poput astme, šećerne bolesti i osteoporoze.[33] Uzimajući ga u preporučenim dozama, magnezij može da smanji rizik od moždanog udara i infarkta miokarda. Simptomi koji se pojavljuju kod osoba sa fibromialgijom, migrenom te djevojaka koje imaju predmenstrualne sindrome su mnogo slabiji ako se unosi više magnezija, a on može čak i skratiti trajanje simptoma migrene.[33][34]

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ a b Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
  2. ^ Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: Lehrbuch der Experimentalphysik, Band 6: Festkörper. 2. izdanje, Walter de Gruyter, 2005, ISBN 978-3-11-017485-4, str. 361.
  3. ^ N. N. Greenwood und A. Earnshaw: Chemie der Elemente, 1. izd., VCH, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, str 136.
  4. ^ a b David R. Lide, ed., CRC Handbook of Chemistry and Physics, Internet Version 2005, CRC Press, Boca Raton, FL, 2005, str. 4-18
  5. ^ a b Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. u: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, str. 328–337
  6. ^ a b Green, S. P.; Jones C.; Stasch A. (decembar 2007). Stable Magnesium(I) Compounds with Mg-Mg Bonds. Science 318 (5857): 1754–1757
  7. ^ a b "Abundance and form of the most abundant elements in Earth's continental crust". Pristupljeno URL adresi dana 15.2.2008.
  8. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. izd.). Prentice Hall. str. 305–306. ISBN 978-0-13-175553-6
  9. ^ Ash, Russell (2005). The Top 10 of Everything 2006: The Ultimate Book of Lists, Dk Pub ISBN 0-7566-1321-3.
  10. ^ a b Anthoni, J Floor. "The chemical composition of seawater". 
  11. ^ Wrought Magnesium Components for Automotive Chassis Applications
  12. ^ Magnesium in health.
  13. ^ a b Davy, H. (1808). "Electro-chemical researches on the decomposition of the earths; with observations on the metals obtained from the alkaline earths, and on the amalgam procured from ammonia". Philosophical Transactions of the Royal Society of London 98: 333–370.
  14. ^ Mg u morskoj vodi
  15. ^ a b c d e Gizmag.com. Stainless magnesium breakthrough bodes well for manufacturing industries. Učitano: 29.8.2013.
  16. ^ Dreizin, Edward L.; Berman, Charles H. and Vicenzi, Edward P. (2000). "Condensed-phase modifications in magnesium particle combustion in air". Scripta Materialia 122: 30–42.
  17. ^ (decembar 1994.) DOE Handbook – Primer on Spontaneous Heating and Pyrophoricity, U.S. Department of Energy. Pristupljeno URLu 21.12.2011.
  18. ^ USGS. 2011 Minerals Yearbook, Magnesium. Učitano: 26. april 2013.
  19. ^ China magnesium Corporation. Magnesium Overview. Učitano: 8. maj 2013.
  20. ^ Pal, Uday B. (2007). "The Use of Solid-Oxide-Membrane Technology for Electrometallurgy". JOM 59 (5).
  21. ^ Solid Oxide Membrane (SOM) Electrolysis of Magnesium: Scale-Up Research and Engineering for Light-Weight Vehicles.
  22. ^ Man With Many Enemies.
  23. ^ Magnesium Video – The Periodic Table of Videos – University of Nottingham.
  24. ^ Baker, Hugh D. R. (1999). Magnesium and magnesium alloys, Materials Park, OH: Materials Information Society ISBN 0-87170-657-1.
  25. ^ Ketil Amundsen, Terje Kr. Aune, Per Bakke, Hans R. Eklund, Johanna Ö. Haagensen, Carlos Nicolas, Christian Rosenkilde, Sia Van den Bremt, Oddmund Wallevik (2002). "Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry", Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH. ISBN 3527306730. 
  26. ^ (1999) AAHS Journal, American Aviation Historical Society.
  27. ^ Dorr (15. septembar 2012). Mission to Tokyo: The American Airmen Who Took the War to the Heart of Japan ISBN 9781610586634.
  28. ^ Aghion, E. (2000). "Magnesium Alloys Development towards the 21st Century". Materials Science Forum 350-351: 19.
  29. ^ Bronfin, B (2007). “Elektron 21 specification”, Kainer, Karl Magnesium: Proceedings of the 7th International Conference on Magnesium Alloys and Their Applications, Weinheim, Njemačka: Wiley ISBN 978-3-527-31764-6.
  30. ^ Linsley, Trevor. “Properties of conductors and insulators”, Basic Electrical Installation Work ISBN 978-0-08-096628-1.
  31. ^ Ods.od.nih.gov (13.7.2009). Magnesium. Učitano: 4.11.2011.
  32. ^ United States Department of Agriculture. Lack Energy? Maybe It's Your Magnesium Level. Učitano: 18.9.2008. posljednji paragraf
  33. ^ a b Medicinski centar Univerziteta Marylanda. Magnesium
  34. ^ Larsson SC, Virtanen MJ, Mars M, Männistö S, Pietinen P, Albanes D, Virtamo J (2008). "Magnesium, calcium, potassium, and sodium intakes and risk of stroke in male smokers". Arch. Intern. Med. 168 (5): 459–65.

Vanjski linkovi[uredi | uredi izvor]

Commons logo
U Wikimedijinom spremniku se nalazi još materijala vezanih uz: