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Lorsque le magnésium élémentaire brûle dans l'air, il se combine avec l'oxygène pour former un composé ionique appelé oxyde de magnésium ou MgO. Le magnésium peut également se combiner à l'azote pour former du nitrure de magnésium, Mg3N2, et peut également réagir avec le dioxyde de carbone. La réaction est vigoureuse et la flamme résultante est de couleur blanc brillant. À un moment donné, la combustion de magnésium a été utilisée pour générer de la lumière dans les flashes de photographie, bien que les flashes électriques actuels prennent sa place. Cela reste néanmoins une démonstration populaire en classe.
Rappelez à votre auditoire que l’air est un mélange de gaz; l'azote et l'oxygène sont les principaux composants, bien que le dioxyde de carbone et certains autres gaz soient également présents.
Expliquez que les atomes ont tendance à être plus stables lorsque leur coquille la plus externe est pleine, c’est-à-dire qu’elle contient son nombre maximal d’électrons. Le magnésium n'a que deux électrons dans sa couche la plus externe, il a donc tendance à les donner; l'ion chargé positivement formé par ce processus, l'ion Mg + 2, a une coquille externe complète. L'oxygène, au contraire, tend à gagner deux électrons, qui remplissent sa couche la plus externe.
Faites remarquer qu’une fois que l’oxygène a gagné deux électrons du magnésium, il contient plus d’électrons que de protons, de sorte qu’il a une charge négative nette. En revanche, l’atome de magnésium a perdu deux électrons. Il contient donc plus de protons que d’électrons et par conséquent une charge nette positive. Ces ions chargés positivement et négativement sont attirés l'un vers l'autre, de sorte qu'ils se rassemblent pour former une structure de type réseau.
Expliquez que lorsque le magnésium et l'oxygène sont combinés, le produit, l'oxyde de magnésium, a une énergie inférieure à celle des réactifs. L'énergie perdue est émise sous forme de chaleur et de lumière, ce qui explique la flamme blanche et brillante que vous voyez. La quantité de chaleur est telle que le magnésium peut également réagir avec l'azote et le dioxyde de carbone, qui sont généralement très peu réactifs.
Enseignez à votre auditoire que vous pouvez déterminer la quantité d’énergie libérée par ce processus en le décomposant en plusieurs étapes. La chaleur et l’énergie sont mesurées en unités appelées joules, où un kilojoule est égal à mille joules. La vaporisation du magnésium dans la phase gazeuse nécessite environ 148 kJ / mole, une mole représentant 6,022 x 10 ^ 23 atomes ou particules; Étant donné que la réaction implique deux atomes de magnésium pour chaque molécule d'oxygène O2, multipliez ce chiffre par 2 pour obtenir 296 kJ dépensés. L'ionisation du magnésium nécessite 4374 kJ supplémentaires, tandis que la fragmentation de l'O2 en atomes individuels nécessite 448 kJ. L'ajout d'électrons à l'oxygène prend 1404 kJ. L'addition de tous ces chiffres vous donne 6522 kJ dépensés. Tout cela est toutefois récupéré par l'énergie libérée par la combinaison des ions magnésium et oxygène dans la structure du réseau: 3 850 kJ par mole ou 7 700 kJ pour les deux moles de MgO produites par la réaction. Le résultat net est que la formation d'oxyde de magnésium libère 1206 kJ pour deux moles de produit formé ou 603 kJ par mole.
Ce calcul ne vous dit pas ce qui se passe réellement, bien sûr; le mécanisme réel de la réaction implique des collisions entre atomes. Mais cela vous aide à comprendre d'où provient l'énergie libérée par ce processus. Le transfert d'électrons du magnésium à l'oxygène, suivi de la formation de liaisons ioniques entre les deux ions, libère une grande quantité d'énergie. La réaction implique bien sûr certaines étapes qui nécessitent de l’énergie. C’est pourquoi vous devez fournir de la chaleur ou une étincelle à un briquet pour le faire démarrer. Une fois que vous avez terminé, la chaleur dégagée est telle que la réaction se poursuit sans autre intervention.