Magnesiumhydroxid
| Kristallstruktur | |||||||||
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| __ Mg2+ __ OH− | |||||||||
| Allgemeines | |||||||||
| Name | Magnesiumhydroxid | ||||||||
| Andere Namen |
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| Verhältnisformel | Mg(OH)2 | ||||||||
| CAS-Nummer | 1309-42-8 | ||||||||
| ATC-Code | |||||||||
| Kurzbeschreibung |
farb- und geruchloser Feststoff[1] | ||||||||
| Eigenschaften | |||||||||
| Molare Masse | 58,33 g·mol−1 | ||||||||
| Aggregatzustand |
fest | ||||||||
| Dichte |
2,38 g·cm−3 [1] | ||||||||
| Schmelzpunkt | |||||||||
| Löslichkeit |
sehr schlecht in Wasser (9 mg·l−1 bei 18 °C)[1] | ||||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||||
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| LD50 |
8500 mg·kg−1 (oral, Ratte) [1] | ||||||||
| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. | |||||||||
Magnesiumhydroxid ist eine chemische Verbindung des Magnesiums aus der Gruppe der Hydroxide. Es ist ein farbloses Salz und eine starke Base. Aufgrund der geringen Löslichkeit in Wasser hat eine wässrige Anschlämmung aber nur einen pH-Wert von pH ~ 10[1], weshalb Magnesiumhydroxid als scheinbar schwache Base auftritt.
Vorkommen
In der Natur kommt es als Mineral Brucit vor.[2]
Gewinnung und Darstellung
Magnesiumhydroxid kann aus Restlaugen der Kaligewinnung durch Ausfällen mit Kalkmilch[2] (1) oder aus Meerwasser durch Ausfällen mit gebranntem Dolomit (2) gewonnen werden. Das Produkt wird anschließend filtriert und bei etwa 100 °C getrocknet. Besonders reines Magnesiumhydroxid entsteht durch Einwirken von Wasser auf elementares Magnesium (3).
(1) $ \mathrm {MgCl_{2}+Ca(OH)_{2}\longrightarrow Mg(OH)_{2}+CaCl_{2}} $
(2) $ \mathrm {MgCl_{2}+CaO\cdot MgO+2\ H_{2}O\longrightarrow } $
- $ \mathrm {2\ Mg(OH)_{2}+CaCl_{2}} $
(3) $ \mathrm {Mg+2\ H_{2}O\longrightarrow Mg(OH)_{2}+H_{2}} $
Da Tafelkreide aus Magnesiumoxid besteht, entsteht Magnesiumhydroxid auch durch Abwischen von Tafelaufschrieben; das Hydoxid wird durch die Aufnahme von in der Luft enthaltenem Kohlenstoffdioxid nach und nach zu Magnesiumcarbonat umgewandelt.
Eigenschaften
Das Kristallgitter von Magnesiumhydroxid (Brucit) besteht aus einer hexagonal-dichtesten Kugelpackung von Hydroxidionen. Jede zweite Oktaeder-Lückenschicht ist mit Magnesiumionen (Mg2+) besetzt.[2] In Wasser und alkalischen Lösungen ist Magnesiumhydroxid schwer löslich, dagegen in sauren Lösungen (beispielsweise Salzsäure, Salpetersäure) gut löslich.[3] Auch in Ammoniumsalzlösungen ist Magnesiumhydroxid gut löslich, da durch die Neutralisation von Ammonium und Hydroxid zu Ammoniak und Wasser nur eine geringe Hydroxid-Konzentration erreicht wird und somit das Löslichkeitsprodukt nicht überschritten wird.[4]
Magnesiumhydroxid bildet mit Säuren basische und neutrale Salze.[4]
Bei Temperaturen oberhalb von 350 °C tritt langsam Zersetzung zu Magnesiumoxid ein.[1] Bei 600 °C liegt das Gleichgewicht praktisch auf der Seite des Oxides.[2]
- $ \mathrm {Mg(OH)_{2}\ \xrightarrow {\Delta T} \ MgO+H_{2}O} $
Verwendung
Der größte Teil des für industrielle Zwecke hergestellten Magnesiumhydroxids wird durch Kalzinieren (Brennen) bei 500–600 °C zu Magnesiumoxid weiterverarbeitet.
Magnesiumhydroxid wird als Speiseölzusatz (zum Abbinden von Schwefeldioxid), als Flockungsmittel für die Abwasseraufbereitung, als Flammschutzmittel in thermoplastischen Kunststoffen (Polyolefinen, PVC) und Elastomeren sowie als Zusatzstoff in Reinigungsmitteln verwendet.
In der Medizin kommt es als Antazidum (Arznei zur Neutralisierung der Magensäure) und als mildes Abführmittel zum Einsatz.[5]
Magnesiumhydroxid wird Lebensmitteln als Säureregulator oder Trennmittel zugesetzt. Es ist in der EU als Lebensmittelzusatzstoff mit der E-Nummer E 528 zugelassen.[6][7]
Einzelnachweise
- ↑ 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 1,6 1,7 Eintrag zu Magnesiumhydroxid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 4. Dezember 2010 (JavaScript erforderlich)
- ↑ 2,0 2,1 2,2 2,3 Arnold Willmes: Taschenbuch chemische Substanzen. 3. Ausgabe. Harri Deutsch Verlag, 2007, ISBN 9783817117871, S. 682, (eingeschränkte Vorschau in der Google Buchsuche)
- ↑ Erwin Riedel, Christoph Janiak: Anorganische Chemie. 7. Auflage. Walter de Gruyter, 2007, ISBN 9783110189032, S. 605, (eingeschränkte Vorschau in der Google Buchsuche)
- ↑ 4,0 4,1 Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1230-1231.
- ↑ Römpp CD 2006, Georg Thieme Verlag 2006
- ↑ Zusatzstoffe in der EU (Stand Dezember 2011)
- ↑ Homepage der Verbraucherinitiative e. V. zu Lebensmittelzusatzstoffen
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