Magnesiumkloridi
| Magnesiumkloridi | |
|---|---|
 |
|
 |
|
| Tunnisteet | |
| CAS-numero | |
| PubChem CID | |
| Ominaisuudet | |
| Molekyylikaava | MgCl2 |
| Moolimassa | 95,21 g/mol |
| Ulkomuoto | Värittömiä tai valkeita kiteitä[1] |
| Sulamispiste | 714 °C [1] |
| Kiehumispiste | 1 412 °C[2] |
| Tiheys | 2,32 g/cm3[1] |
| Liukoisuus veteen |
54,25 g/100ml (20 °C 72,7 g/100 ml (100 °C)[1] |
Magnesiumkloridi (MgCl2) on magnesium- ja kloridi-ionien muodostama epäorgaaninen ioniyhdiste. Yhdistettä käytetään muun muassa metallisen magnesiumin valmistukseen, elintarvikkeissa lisäaineena ja magnesiumyhdisteiden valmistamiseen.
Esiintyminen luonnossa[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Magnesiumkloridia on liuenneessa muodossa merivedessä, suolajärvissä ja hyvin suolaisissa lähteissä. Magnesiumkloridia sisältäviä mineraaleja ovat muun muassa bischofiitti (MgCl2·6H2O) ja karnalliitti (KCl·MgCl2·6H2O).[1][3][4]
Valmistus[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Magnesiumkloridin tuotanto on vuosittain megatonniluokkaa ja suurimmat tuottajat ovat Saksa, Israel, Alankomaat, Japani, Ranska ja Yhdysvallat.[5][3]
Magnesiumkloridia tuotetaan karnalliittimineraalista, kun siitä on ensin uuttamalla poistettu kaliumkloridi. Yhdistettä voidaan eristää myös merivedestä ensin saostamalla magnesiumhydroksidia emäksellä ja neutraloimalla magnesiumhydroksidi suolahapon avulla. Samalla tavoin magnesiumkloridia saadaan käsittelemällä magnesiumkarbonaattia suolahappoliuoksella.[1][3][4][6]
- Mg(OH)2 + 2 HCl → MgCl2 + 2 H2O
Näin saatu magnesiumkloridi on kidevedellistä. Kidevedettömänä sitä voidaan tuottaa magnesiumkarbonaatin, hiilimonoksidin ja kloorikaasun välisellä reaktiolla.[4]
- MgCO3 + CO + Cl2 → MgCl2 + CO2
Aiemmin yhdistettä valmistettiin myös magnesiumhydroksidin, kalsiumkloridin ja hiilidioksidin välisellä reaktiolla.[3]
- Mg(OH)2 + CaCl2 + CO2 → MgCl2 + CaCO3 + H2O
Ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Magnesiumkloridi on huoneenlämmössä kiinteää kiteistä ainetta, joka liukenee helposti veteen. Se on hygroskooppista ja esiintyy kidevedellisinä muotoina, erityisesti heksahydraattina MgCl2·6H2O. Heksahydraattia kuumennettaessa muodostuu useita erilaisia magnesiumkloridin kidevedellisiä muotoja. Yhdiste on heikko Lewis-happo ja niille tyypillisesti se hajaantuu kuumennettaessa vesiliuoksessa, jolloin muodostuu magnesiumoksidia tai emäksistä magnesiumkloridia.[1][5]
- MgCl2 + H2O → MgO + 2HCl
- MgCl2 + H2O → Mg(OH)Cl + HCl
Aineelle on tyypillistä myös muodostaa kompleksiyhdisteitä muun muassa ammoniakin kanssa. Tällainen on esimerkiksi heksa-ammiinimagnesiumkloridi [Mg(NH3)6]Cl2. Orgaanisten yhdisteiden, kuten heksametyleenitetramiinin, dioksaanin ja pyridiinin, kanssa magnesiumkloridi muodostaa additiotuotteita.[5][3][4]
Kiderakenne[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Kidevedettömän magnesiumkloridin kiderakenne on kadmiumkloridin kiderakenteen kaltainen. Kloridi-ionit ovat pakkautuneet kuutiomaisista muodostelmista koostuviksi kerroksiksi ja näiden kerrosten välissä oleva kahdeksankulmainen tila on magnesiumioneja. Magnesiumkloridin heksahydraatin kiderakenteen alkeiskoppi on monokliininen.[5][3][4]
Käyttö[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Suurin osa tuotetusta magnesiumkloridista käytetään magnesiumin valmistamiseen. Magnesiumkloridi elektrolysoidaan kiinteänä tai sulatetaan.[1][5][4][6]
- MgCl2 → Mg + Cl2
Magnesiumkloridista tuotetaan myös muita magnesiumyhdisteitä. Sitä käytetään myös talvella maanteiden suolaukseen jäätymisen estämiseksi. Se on kalliimpaa kuin yleisesti käytetty kalsiumkloridi (Suomessa magnesiumkloridi on edullisempaa kuin kalsiumkloridi), mutta ei ole yhtä haitallista kasveille eikä aiheuta yhtä voimakasta korroosiota. Magnesiumkloridin heksa-ammiinikompleksi on myös lupaava tapa varastoida energianlähteenä käytettävää vetykaasua. Yksi kuutiometri heksa-ammiinimagnesiumkloridia voi sitoa sata kiloa vetyä. Magnesiumoksidin ja väkevän magnesiumkloridiliuoksen seos muuttuu kovaksi hyvin nopeasti ja sitä kutsutaan magnesiasementiksi.[1][3][4][7]
Elintarvikelisäaineena yhdisteen E-koodi on E511, ja sitä käytetään stabilisaattorina ja voidaan lisätä myös ruokasuolaan.[8]
Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
- ↑ a b c d e f g h i E. M. Karamäki: Epäorgaaniset kemikaalit, s. 233. Kustannusliike Tietoteos, 1983. ISBN 951-9035-61-3.
- ↑ Magnesiumkloridin kansainvälinen kemikaalikortti Viitattu 5.10.2010 }}
- ↑ a b c d e f g Margarete Seeger, Walter Otto, Wilhelm Flick, Friedrich Bickelhaupt, Otto S, Akkerman: "Magnesium compounds", teoksessa Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, John Wiley & Sons, New York, 2002 Teoksen verkkoversio Viitattu 05.10.2010
- ↑ a b c d e f g Deborah A. Kramer: "Magnesium Compounds", teoksessa Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, John Wiley & Sons, New York, 2001 Teoksen verkkoversio Viitattu 5.10.2010
- ↑ a b c d e Egon Wiberg, Nils Wiberg, Arnold Frederick Holleman: Inorganic chemistry, s. 1057. Academic Press, 2001. ISBN 978-0-12-352651-9. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 5.10.2010). (englanniksi)
- ↑ a b Tuula Höök: Magnesiumseokset (PDF) Valuatlas. Arkistoitu 5.3.2016. Viitattu 5.10.2010.
- ↑ İbrahim Dinçer,Arif Hepbasil,Adnan Midilli: Global Warming: Engineering Solutions, s. 110. Springer, 2009. ISBN 978-1-4419-1016-5. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 5.10.2010). (englanniksi)
- ↑ E511 - Magnesiumkloridi Ruokavirasto. Viitattu 8.10.2023.