Het element behoort tot de groep der aardalkaliën (te zamen met calcium, baryum en strontium), chemisch teeken Mg, atoomgewicht 24,36. Het wordt in vele mineralen aangetroffen, waarvan de belangrijkste zijn: magnesiet MgC03, dolomiet MgCa(C03)2, karnalliet MgCl2.KC1.6H20, en in tal van silicaten, als asbest en talk (H2Mg3Si4012), serpentijn, speksteen, meerschuim e. a.
Het chloride en het sulfaat komen voor in zeewater en in sommige minerale wateren, die dan „bitterwater” heeten, naar de bittere smaak waardoor de zouten gekenmerkt zijn. Door Davy werd de natuur van het element vastgesteld, maar eerst later werd het door Bunsen electrolytisch afgescheiden uit het gesmolten chloride. Aldus wordt het nog tegenwoordig op groote schaal vervaardigd; de electrolyse van magnesiumchloride of van karnalliet heeft plaats in kroezen van gietstaal, die zelf als negatieve electrode dienen, terwijl als positieve gaskool wordt aangewend. Een andere bereidingswijze is door verhitting van MgCl2.NaCl met Natrium.Het metaal is zilverwit, maar bedekt zich aan de lucht spoedig met een dun laagje oxyde; het is zeer licht (spec. gew. 1,75) en smelt bij ongeveer 750°. Het verbrandt aan de lucht tot MgO, magnesiumoxyde, met intens licht, dat vele chemische stralen bevat en daarom veel wordt gebruikt in de photografie. Vooral wordt het toegepast voor momentopnamen en dan gewoonlijk in den vorm van poeder, dat men in de vlam blaast, of wel wordt het gemengd met kaliumchloraat en aldus aangestoken; dit mengsel is zeer gevaarlijk en mag niet worden bewaard. Voor andere scheikundige doeleinden gebruikt men magnesium in den vorm van lint, zooals het opgerold in den handel voorkomt.
Magnesium lost zeer gemakkelijk in zuren op; bij gewone temperatuur ontleedt het water niet, wel bij verhitting. In sommige opzichten naderen de chemische eigenschappen tot die van het zink. Het sulfide is echter gemakkelijk oplosbaar in water, terwijl het carbonaat en phosfaat onoplosbaar zijn. Analytisch behoort het dus tot de aardalkalimetalen, waarvan men het weder onderscheidt, doordat het carbonaat en de base oplosbaar zijn in ammoniumzouten.
Magnesiumverbindingen.
Magnesiumoxyde en -hydroxyde
In een magnesiumzoutoplossing ontstaat door toevoeging van alkali een wit, geleiachtig neerslag van Mg(OH)2, dat zeer weinig oplost in water, maar voldoende om rood lakmoes blauw te kleuren. Het is een zwakke base, die echter uit de lucht langzaam C02 aantrekt. Bij verhitting verliest het water en gaat over in het oxyde MgO; dit laatste kan weer langzaam water opnemen en Mg(OH)2 vormen.
Van veel belang is de oplosbaarheid van magnesiumhydroxyde in water, dat ammoniak, of nog beter ammoniakzout bevat. Dit verschijnsel berust op het ontstaan van complexe verbindingen en wordt overigens verklaard door de ionentheorie in verband met de evenwichtsleer. In de analytische scheikunde maakt men er van gebruik om magnesiumverbindingen te herkennen.
Het oxyde MgO is een zeer licht en fijn wit poeder, dat technisch wordt verkregen door verhitting van het basische carbonaat, en daarom reeds van oudsher magnesia usta heet. Daar het onsmeltbaar is, dient het wel als voering bij verbrandingsovens van zeer hooge temperatuur. In de geneeskunde wordt magnesiumoxyde aangewend als zacht werkend alkalisch middel.
Magnesiumchloride
MgCl2.6H20, is een zeer gemakkelijk oplosbaar en zeer hygroscopisch zout, dat voorkomt in het zeewater. Men bereidt het uit magnesiet en zoutzuur en kan het door verhitting niet watervrij verkrijgen, daar het dan spoedig, door hydrolyse, zoutzuur verliest en basisch zout vormt. Volgens dit proces wordt tegenwoordig zelfs zoutzuur technisch bereid, namelijk als bijproduct bij de sodafabricatie volgens Solvay. De genoemde hydrolyse is ook oorzaak, dat men zeewater niet in stoomketels mag gebruiken, daar het gevormde zoutzuur het ijzer heftig aantast. Het vochtig worden van ruw keukenzout aan de lucht is te danken aan de aanwezigheid van magnesiumchloride.
Met kalium- of ammoniumchloride vormt het MgCl2 dubbelzouten, waarvan het voornaamste is MgCl2.KC1.6H20, karnalliet, het meest belangrijke der natuurlijke kaliumzouten.
Magnesiumsulfaat
MgSO4 is reeds zeer lang bekend als bitterzout. Het kristalliseert doorgaans met 7 mol. H20 in rhombische kristallen, maar men kent ook andere verbindingen, zoowel met meer (tot 12 molec.) als met minder kristalwater. Door verhitting tot 150° verliest het 6 molec. kristalwater, het zevende eerst boven 200°. Met kalium- of ammoniumsulfaat verbindt het zich tot dubbelzouten van de formule MgSO4.K2S04.6H2O. De kaliumverbinding heet als mineraal schoeniet en wordt als meststof toegepast. In Stassfurt treft men het dubbelzout kaïniet aan: KCl.MgSO4.3H2O.
De bekende werking van magnesiumsulfaat als geneesmiddel in den darm berust, evenals bij glauberzout, op het wateraantrekkend vermogen van de oplossing. De darmwand oefent namelijk een sterken weerstand uit tegen de diffusie van genoemde zouten. Het gevolg is dus een osmotische werking, die het water uit de omliggende weefsels den darm doet binnendringen, waardoor de uitscheiding wordt bevorderd.
Magnesiumcarhonaat
MgCO3, dat in groote hoeveelheden in de natuur voorkomt, is in water zeer moeilijk oplosbaar. Als mineraal heet het magnesiet of bitterspaath en kristalliseert in rhomboëders. Voegt men een oplossing van natriumcarbonaat bij een magnesiumzoutoplossing, dan vormt zich een wit, geleiachtig neerslag van basisch carbonaat, onder ontwikkeling van koolzuurgas. Hoe hooger de temperatuur is, des te meer hydroxyde bevat het neerslag en des te meer C02 wordt ontwikkeld. Bij lage temperatuur neergeslagen en gedroogd, draagt het in de geneeskunde den naam van magnesia alba.
Het neutrale carbonaat kan met behulp van koolzuur uit het basische worden verkregen, in kristallijne korsten van de samenstelling MgC03.3H2O.
Magnesiumphosfaten
Deze zijn van weinig belang, behalve het bekende magnesiumammoniumphosfaat MgNH4PO4.6H2O, dat men als een zwaar, kristallijn neerslag verkrijgt uit magnesiumzout door toevoeging van ammonia NH4Cl en ammoniumphosfaat. De genoemde verbinding is zeer onoplosbaar en dient in de analytische scheikunde, om magnesium quantitatief te bepalen, en eveneens ter bepaling van phosforzuur. Bij gloeihitte gaat het neerslag over in pyrophosfaat Mg2P2O7. In zuren lost de verbinding gemakkelijk op; door zuiver water wordt zij allengs ontleed, echter niet door water, dat ammoniak bevat.
Magnesiumsilicaten
zijn in de natuur zeer algemeen verspreid. Talk en olivien zijn watervrije, speksteen en serpentijn zijn waterhoudende magnesiumsilicaten. Verder komen ze als bestanddeelen naast silicaten van | vele andere metalen dikwijls voor.
Door sterk zwavelzuur worden deze silicaten gemakkelijk ontleed. De verweering in de natuur, onder den invloed van koolzuur en water, heeft echter zeer langzaam plaats. Voor den plantengroei is die verweering niettemin van het grootste belang, daar het magnesium voor de plant een onontbeerlijk element is. Vooral in de vruchten of zaden van graangewassen en peulen treft men vrij veel magnesiumverbinding aan; ook in het beenderenstelsel van mensch en dier.
Van de magnesiumzouten van organische zuren is het meest belangrijk het magnesiumcitraat, een bestanddeel van het bekende limonade-purgatief.
