Magnesium

Eigenschaften
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl	Magnesium, Mg, 12
Elementkategorie	Erdalkalimetalle
Gruppe, Periode, Block	2, 3, s
Aussehen	silbrig weiß
CAS-Nummer	7439-95-4
EG-Nummer	231-104-6
ECHA-InfoCard	100.028.276
ATC-Code	A12CC
Massenanteil an der Erdhülle	1,94 %[1]
Atomar [2]
Atommasse	24,305 (24,304 – 24,307)[3] u
Atomradius (berechnet)	150 (145) pm
Kovalenter Radius	141 pm
Van-der-Waals-Radius	173 pm
Elektronenkonfiguration	[Ne] 3s2
1. Ionisierungsenergie	7.646236(4) eV[4] ≈ 737.75 kJ/mol[5]
2. Ionisierungsenergie	15.035271(6) eV[4] ≈ 1450.68 kJ/mol[5]
3. Ionisierungsenergie	80.1436(6) eV[4] ≈ 7732.68 kJ/mol[5]
4. Ionisierungsenergie	109.2654(12) eV[4] ≈ 10542.51 kJ/mol[5]
5. Ionisierungsenergie	141.33(3) eV[4] ≈ 13636 kJ/mol[5]
Physikalisch [6]
Aggregatzustand	fest
Kristallstruktur	hexagonal
Dichte	1,738 g/cm3 (20 °C)[7]
Mohshärte	2,5
Magnetismus	paramagnetisch (χm = 1,2 · 10−5)[8]
Schmelzpunkt	923 K (650 °C)
Siedepunkt	1383 K[9] (1110 °C)
Molares Volumen	14,00 · 10−6 m3·mol−1
Verdampfungsenthalpie	132 kJ·mol−1[9]
Schmelzenthalpie	8,7 kJ·mol−1
Schallgeschwindigkeit	4602 m·s−1 bei 293,15 K
Spezifische Wärmekapazität	1023[1] J·kg−1·K−1
Austrittsarbeit	3,66 eV[10]
Elektrische Leitfähigkeit	22,7 · 106 A·V−1·m−1
Wärmeleitfähigkeit	160 W·m−1·K−1
Chemisch [11]
Oxidationszustände	1,[12] 2
Normalpotential	−2,372 V (Mg2+ + 2 e− → Mg)[13]
Elektronegativität	1,31 (Pauling-Skala)
Isotope
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR-Eigenschaften
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP),[14] ggf. erweitert[15] Pulver Gefahr
H- und P-Sätze	H: 260‐250
	P: 210‐222‐223‐231+232‐233‐280 [15]
	Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. ; Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Magnesium ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Mg (Alchemie: ⚩[16]) und der Ordnungszahl 12. Im Periodensystem der Elemente steht es in der zweiten Hauptgruppe bzw. der 2. IUPAC-Gruppe und gehört damit zu den Erdalkalimetallen.

Magnesium ist eines der zehn häufigsten Elemente der Erdkruste. Es kommt in zahlreichen Mineralen, im Meerwasser, sowie im Blattgrün der Pflanzen vor.

Geschichte

Antoine Bussy, erster Hersteller reinen Magnesiums, wenn auch nur in kleinen Mengen

Die Herkunft der Elementbezeichnung wird in der Literatur unterschiedlich dargestellt:

von altgriechisch μαγνησία λίθος in der Bedeutung „Magnetstein“,
von Magnisia, einem Gebiet im östlichen Griechenland,
von Magnesia, einer Stadt in Kleinasien auf dem Gebiet der heutigen Türkei.

Allerdings scheinen alle angegebenen Herleitungen etymologisch wiederum von den Magneten bzw. deren eponymen Heros Magnes herzustammen.

Magnesiumverbindungen waren schon Jahrhunderte vor der Herstellung elementaren Magnesiums bekannt und in Gebrauch. Magnesia alba bezeichnete Magnesiumcarbonat, während Magnesia der gebräuchliche Name für Magnesiumoxid war.

Der schottische Physiker und Chemiker Joseph Black war der erste, der Magnesiumverbindungen im 18. Jahrhundert systematisch untersuchte. 1755 erkannte er in seinem Werk De humore acido a cibis orto et Magnesia alba den Unterschied zwischen Kalk (Calciumcarbonat) und Magnesia alba (Magnesiumcarbonat), die zu dieser Zeit oft verwechselt wurden. Er fasste Magnesia alba als Carbonat eines neuen Elements auf. Deswegen wird Black oft als Entdecker des Magnesiums genannt, obwohl er nie elementares Magnesium darstellte.

1808 gewann Sir Humphry Davy Magnesium durch Elektrolyse angefeuchteten Magnesiumhydroxids mit Hilfe einer Voltaschen Säule – allerdings nicht in reiner Form, sondern als Amalgam, da er mit einer Kathode aus Quecksilber arbeitete. So zeigte er, dass Magnesia das Oxid eines neuen Metalls ist, das er zunächst Magnium nannte.

1828 gelang es dem französischen Chemiker Antoine Bussy durch das Erhitzen von trockenem Magnesiumchlorid mit Kalium als Reduktionsmittel, geringe Mengen von reinem Magnesium darzustellen. 1833 stellte Michael Faraday als erster Magnesium durch die Elektrolyse von geschmolzenem Magnesiumchlorid her. Basierend auf diesen Versuchen arbeitete der deutsche Chemiker Robert Wilhelm Bunsen in den 1840er und 1850er Jahren an Verfahren zur Herstellung von Magnesium durch Elektrolyse von Salzschmelzen mit Hilfe des von ihm entwickelten Bunsenelements. 1852 entwickelte er eine Elektrolysezelle zur Herstellung größerer Mengen von Magnesium aus geschmolzenem, wasserfreien Magnesiumchlorid. Dieses Verfahren ist bis heute zur Gewinnung von Magnesium bevorzugt.

Die technische Erzeugung von Magnesium begann 1857 in Frankreich nach einem Verfahren von Henri Etienne Sainte-Claire Deville und H. Caron. Beim sogenannten Deville-Caron-Prozess wird ein Gemisch aus wasserfreiem Magnesiumchlorid und Calciumfluorid mit Natrium reduziert. In England begann die Firma Johnson Matthey um 1860 mit der Magnesiumherstellung nach einem ähnlichen Verfahren. Aufgrund von Fabrikationsschwierigkeiten blieben diese frühen Unternehmungen allerdings unwirtschaftlich.

Vorkommen

Weißer Dolomit und gelblicher Magnesit

Blauer und roter Spinell

Magnesium kommt in der Natur wegen seiner Reaktionsfreudigkeit nicht in elementarer Form vor. Als Mineral tritt es überwiegend in Form von Carbonaten, Silicaten, Chloriden und Sulfaten auf. In Form von Dolomit ist ein Magnesiummineral sogar gebirgsbildend, so z. B. in den Dolomiten.

Die wichtigsten Mineralien sind Dolomit CaMg(CO₃)₂, Magnesit (Bitterspat) MgCO₃, Olivin (Mg, Fe)₂ [SiO₄], Enstatit MgSiO₃ und Kieserit MgSO₄ · H₂O.

Andere Mineralien sind:

Serpentin Mg₃[Si₂O₅] (OH)₄
Talk Mg₃[Si₄O₁₀] (OH)₂
Sepiolith Mg₄[Si₆O₁₅] (OH)₂
Schönit K₂Mg(SO₄)₂ · 6 H₂O
Carnallit KMgCl₃ · 6 H₂O
Spinell MgAl₂O₄

Im Leitungswasser gelöst, ist Magnesium zusammen mit Calcium für die Wasserhärte verantwortlich. Im Meerwasser ist Magnesium mit einer Massenkonzentration von ungefähr 1,3 kg/m³ enthalten, was einer Stoffmengenkonzentration von 0,054 mol/L entspricht.Damit ist Magnesium nach Natrium das zweithäufigste metallische Element im Meerwasser. Das macht eine ökonomische Gewinnung von Magnesium aus Meerwasser möglich.[17]

Gewinnung und Darstellung

Stapeln von (noch heißen) Magnesiumbarren

Die Gewinnung von Magnesium erfolgt vorwiegend über zwei Wege:

Durch Schmelzflusselektrolyse von geschmolzenem Magnesiumchlorid in Downs-Zellen: Downs-Zellen bestehen aus großen eisernen Trögen, die von unten beheizt werden. Als Anoden dienen von oben eingelassene Graphitstäbe, die an den Spitzen von einer ringförmigen Kathode umgeben sind. Das metallische Magnesium sammelt sich auf der Salzschmelze und wird abgeschöpft. Das entstehende Chlorgas sammelt sich im oberen Teil der Zelle und wird wieder verwendet zur Herstellung von Magnesiumchlorid aus Magnesiumoxid. Zur Schmelzpunkterniedrigung des Magnesiumchlorids wird der Salzschmelze Calcium- und Natriumchlorid zugesetzt. 75 % der Weltproduktion werden auf diesem Weg erzeugt.[18]
Durch thermische Reduktion von Magnesiumoxid Pidgeon-Prozess: In einem Behälter aus Chrom-Nickel-Stahl wird gebrannter Dolomit, Schwerspat und ein Reduktionsmittel wie Ferrosilicium, eingefüllt. Anschließend wird evakuiert (Abpumpen des Gases) und auf 1160 °C erhitzt. Das dampfförmige Magnesium kondensiert am wassergekühlten Kopfstutzen außerhalb des Ofens. Das chargenweise gewonnene Magnesium wird durch Vakuumdestillation weiter gereinigt.

$\mathrm {2\ CaO+2\ MgO+Si\longrightarrow 2\ Mg+2\ Ca_{2}SiO_{4}}$

Ansicht von Primärmagnesium- hergestellt mit dem Pidgeon-Prozess

88 % der weltweiten Magnesiumproduktion findet in China statt, dort wurden 2015 ca. 800.000 t Magnesiummetall produziert. Danach folgen mit jeweils nur wenigen Prozent Marktanteil Russland, Israel und Kasachstan.[19]

Bei der Produktion von 1 kg Magnesium durch den Pidgeon-Prozess entstehen Treibhausgase mit einem CO₂-Äquivalent von etwa 31 kg (zum Vergleich: Für 1 kg Stahl entstehen zwischen 0,5 und 2 kg CO₂-Äquivalente).[20]

Obwohl Magnesium in mehr als 60 Mineralien enthalten ist, sind nur Dolomit, Magnesit, Brucit, Carnallit, Talk und Olivin von kommerzieller Bedeutung.

Das Mg²⁺-Kation ist das im Meerwasser am zweithäufigsten vorkommende Kation, was Meerwasser und Meersalz zu attraktiven kommerziellen Quellen für Magnesium macht. Um es zu extrahieren, wird Calciumhydroxid zu Meerwasser gegeben, um einen Niederschlag aus Magnesiumhydroxid zu bilden.

$\mathrm {MgCl_{2}+Ca(OH)_{2}\longrightarrow Mg(OH)_{2}+CaCl_{2}}$

Magnesiumhydroxid (Brucit) ist wasserunlöslich und kann abfiltriert und mit Salzsäure zu konzentriertem Magnesiumchlorid umgesetzt werden.

$\mathrm {Mg(OH)_{2}+2\ HCl\longrightarrow \ MgCl_{2}+2\ H_{2}O}$

Aus dem Magnesiumchlorid kann anschließend durch die oben genannte Schmelzflusselektrolyse metallisches Magnesium gewonnen werden.

Eigenschaften

Das feste, silbrig glänzende Leichtmetall Magnesium ist etwa ein Drittel leichter als Aluminium. Reinmagnesium hat eine geringe Festigkeit und Härte. Sein E-Modul liegt bei etwa 45 GPa. An Luft überzieht sich Magnesium mit einer Oxidschicht, die im Gegensatz zu Aluminium nicht vollständig deckend ist. Grund dafür ist, dass das Magnesiumoxid ein geringeres Molvolumen als Magnesium selbst hat (MgO: 10,96 cm³/mol, Mg: 13,96 cm³/mol); s. Pilling-Bedworth-Verhältnis.

Dünne Bänder oder Folien lassen sich leicht entzünden. Es verbrennt an der Luft mit einer grellweißen Flamme zu Magnesiumoxid MgO und wenig Magnesiumnitrid Mg₃N₂. Frisch hergestelltes Magnesiumpulver kann sich an der Luft bis zur Selbstentzündung erwärmen. Gefährliche Reaktionen sind bei höheren Temperaturen, das heißt besonders bei Schmelzflüssigem zu erwarten. Auch in vielen Oxiden wie Kohlenstoffmonoxid, Stickoxid und Schwefeldioxid verbrennt Magnesium.

Mit Wasser reagiert Magnesium unter Bildung von Wasserstoff:

\mathrm {Mg\ +\ 2\ H_{2}O\ \longrightarrow \ Mg(OH)_{2}\ +\ H_{2}}

Reaktion von Magnesium mit Wasser

Dabei bildet sich ein schwer löslicher Überzug aus Magnesiumhydroxid, der die Reaktion weitgehend zum Erliegen bringt (Passivierung). Schon schwache Säuren, wie beispielsweise Ammoniumsalze, genügen um die Hydroxidschicht zu lösen, da sie die Hydroxidionen zu Wasser umsetzen und sich lösliche Salze bilden. Ohne Passivierung verläuft die exotherme Reaktion heftig; je feiner der Magnesiumstaub, desto heftiger. Mit Luft bildet der freigesetzte Wasserstoff leicht ein explosionsfähiges Gemisch (Knallgas).

Magnesium reagiert mit Kohlenstoffdioxid exotherm unter Bildung von Magnesiumoxid und Kohlenstoff:[21]

$\mathrm {2\ Mg+CO_{2}\longrightarrow 2\ MgO+C}$

Reaktion von Magnesium mit Kohlenstoffdioxid

Daher löscht Kohlendioxid Magnesiumbrände nicht, sondern befeuert sie.

Gegen Fluorwasserstoffsäure und Basen ist es im Gegensatz zum Aluminium relativ beständig. Grund dafür ist die geringe Löslichkeit des als Überzug gebildeten Magnesiumfluorids (MgF₂), die eine weitere Bildung von Mg(OH)₃⁻-Ionen verhindern.

Isotope

Es sind insgesamt 21 Isotope zwischen ¹⁹Mg und ⁴⁰Mg des Magnesiums bekannt. Von diesen sind drei, die Isotope ²⁴Mg, ²⁵Mg und ²⁶Mg stabil und kommen in der Natur vor. Das Isotop mit dem größeren Anteil an der natürlichen Isotopenzusammensetzung ist ²⁴Mg mit 78,99 %, ²⁵Mg hat einen Anteil von 10,0 % und ²⁶Mg von 11,01 %. Die langlebigsten instabilen Isotope sind ²⁸Mg, das mit einer Halbwertszeit von 20,915 Stunden unter Betazerfall in ²⁸Al übergeht und ²⁷Mg, das mit einer Halbwertszeit von 9,435 Minuten ebenfalls unter Betazerfall zu ²⁷Al zerfällt. Alle anderen Isotope haben nur kurze Halbwertszeiten von Sekunden oder Millisekunden.[22]

Verwendung

Metallisches Magnesium

Ein Stab aus Magnesium

Produkte aus Magnesium und Magnesiumlegierungen

Magnesiumpulver und -draht wird in Brandsätzen, -bomben und Leuchtmunition, früher auch als Blitzlichtpulver verwendet. Häufig dienen Magnesiumstäbe als Opferanoden, die Teile aus edleren Metallen vor Korrosion schützen.

In der Metallurgie findet Magnesium vielseitige Verwendung,

z. B. als Reduktionsmittel im Kroll-Prozess zur Gewinnung von Titan,
als Reduktionsmittel zur Gewinnung von Uran, Kupfer, Nickel, Chrom und Zirconium,
als Bestandteil von Aluminiumlegierungen der Gruppen AlSiMg und AlMg,
als Magnesiumgranulat zur Entschwefelung von Eisen und Stahl,
als Zuschlagstoff für Kugelgraphitguss

Magnesium ist Basis einer Gruppe genormter Leichtlegierungen für den Bau von Luft- und Kraftfahrzeugen (deren Schmelzen benötigen eine Abdeckschicht aus geschmolzenem Magnesiumchlorid zum Schutz vor Luftzutritt und Oxidation, s. Schmelzebehandlung), siehe auch Elektron (Werkstoff)

Eine weitere Anwendung sind Fackeln, die unter Wasser brennen.

In der organischen Chemie wird es zur Herstellung von Grignard-Verbindungen genutzt.

Weil sich Magnesium sehr leicht entzündet, wird es auch als Feuerzeug verwendet, das auch unter widrigen Umständen funktioniert. Die als Fire Starter Kits vertriebenen Magnesiumblöcke werden mit einem Zündstein geliefert, dessen Abrieb sich an der Luft spontan entzündet. Die Prozedur ähnelt der seit der Steinzeit üblichen Methode, ein Feuer mit Feuerstein und Zunder anzuzünden, wobei das Magnesium die Rolle des Zunders übernimmt. Zunächst werden mit einem Messer Späne vom Magnesiumblock abgeschabt und auf oder unter dem eigentlichen Brennmaterial platziert. Anschließend werden durch Schaben am Zündstein (z. B. mit dem Rücken des Messers) Funken möglichst nahe an den Magnesiumspänen erzeugt, um diese zu entzünden.

Magnesiumlegierungen

Die wichtigste Eigenschaft von Magnesiumlegierungen, die ihnen gegenüber Aluminium und seinen Legierungen zu Bedeutung verholfen hat, ist der mit ihnen mögliche Leichtbau. Mit einer Dichte von rund 1,75 g/cm³ ist der Unterschied zu Aluminiumleichtbau mit einer Dichte um 2,75 g/cm³ deutlich. Hinzu kommt, dass der Schmelzbereich zwischen 430 und 630 °C, also energiesparend niedriger liegt. Die mechanischen Eigenschaften wie Zugfestigkeit und Härte liegen jedoch deutlich niedriger als bei Aluminiumlegierungen. Die geringere Dichte machte Magnesium schon früh für mobile Anwendungen interessant. Die erste Großanwendung fand schon vor dem Ersten Weltkrieg beim Bau des Gerüstes für die starren Zeppelinluftschiffe statt. In Kraftfahrzeugen nutzte man Magnesiumlegierungen zur Herstellung von Gehäuseteilen sowie zur Herstellung von Felgen für Mobile aller Art. Nach 1930 verwendete man Magnesiumlegierungen zunehmend im Flugzeugbau, denn die mit ihnen möglichen Gewichtseinsparungen, erlaubten energieeffizientere Flüge wie auch höhere Zuladung. All dies führte zu einem raschen Ausbau der Magnesiumerzeugung in Deutschland (Elektron aus der Chemischen Fabrik Griesheim) und nach 1940 auch in den USA. „Elektron“ wurde unmittelbar nach Produktionsanlauf zum markenrechtlich geschützten Namen für die ersten Magnesiumlegierungen.

Andere Verwendungsmöglichkeiten für Magnesiumguss boten sich im Zuge der technischen Entwicklung an, teils kriegsbedingt, teils konstruktiv vorausschauend und zugleich die Legierungen optimierend. Als Werkstoffe auf Magnesiumbasis wurden die Legierungen Mg-Al-, Mg-Mn-, Mg-Si-, Mg-Zn- und schließlich Mg-Al-Zn-Legierungen entwickelt.

Zylinderblock eines BMW-Serie-N52-Motors. Die Außenzonen sind aus Magnesium.

Die Getriebegehäuse und Motorblock des VW Käfers wurde in Millionenauflage aus einer Mg-Si-Legierung gegossen. Heute werden Magnesiumlegierungen nicht allein unter dem Gesichtspunkt Gewichtsersparnis verwendet, sondern sie zeichnen sich zudem durch hohe Dämpfung aus. Dies führt bei Schwingungsbelastung zu einer Verringerung der Vibration und Geräuschemission. Auch aus diesem Grunde sind Magnesiumlegierungen interessante Werkstoffe im Motorenbau, wie überhaupt im Automobilbau geworden. So werden nicht nur Teile des Motors aus Magnesiumlegierung hergestellt, sondern zunehmend auch für den Guss von Motorblöcken das Hybridverfahren/Hybridguss angewendet, erstmals in der Großserie im Alfa Romeo 156, später auch bei BMW (siehe hierzu auch BMW N52).

Kameragehäuse (Samsung NX1) aus einer Magnesium-Legierung gegossen.

Im Druckgießverfahren (siehe auch unter Formguss) lassen sich viele, auch großflächige, dünnwandige Bauteile endabmessungsnah und ohne kostenintensive Nachbearbeitung herstellen, so z. B. Felgen, Profile, Gehäuse, Türen, Motorhauben, Kofferraumdeckel, Handbremshebel und anderes. Nicht nur im Automobilbau, auch im Maschinenbau wird mit Teilen aus Mg-Al-Zn-Legierungen konstruiert.

Die Bestrebungen nach Leichtbau führten bereits zu Ende des 20. Jahrhunderts zu Magnesium-Lithium-Legierungen, noch leichteren Legierungen aus Magnesium mit Zusatz von Lithium.

Magnesiumwerkstoffe in der Medizin

Jüngste Forschungen versprechen ein hohes Entwicklungspotenzial von Magnesiumwerkstoffen als resorbierbares Implantatmaterial (z. B. als Stent) für den menschlichen Körper. Magnesiumwerkstoffe müssen in der Anwendung vor Kontaktkorrosion geschützt werden. Die Korrosionsbeständigkeit gegen normale atmosphärische Einflüsse ist hingegen gut. Das Kontaktkorrosionsverhalten wäre bei einer Verwendung als zeitlich begrenzt einzusetzendes Implantatmaterial ein entscheidender Vorteil, da es sich nach einer bestimmten Zeit gefahrlos auflösen würde. Damit entfielen Risiken und Kosten einer Operation zur Implantatentnahme.

Physiologie

Grundstruktur der Chlorophylle a, b und d. Das Zentralatom ist Magnesium.

Magnesium gehört zu den Essentiellen Stoffen und ist daher für alle Organismen unentbehrlich. Im Blattgrün der Pflanzen, dem Chlorophyll, ist Magnesium zu etwa 2 % enthalten. Dort bildet es das Zentralatom des Chlorophylls. Bei Magnesiummangel vergeilen Pflanzen ebenso wie auch bei Lichtmangel. Auch dem menschlichen Körper muss Magnesium täglich in ausreichender Menge zugeführt werden, um Magnesiummangel vorzubeugen.

Der Körper eines Erwachsenen enthält etwa 20 g Magnesium (zum Vergleich: 1000 g Calcium). Im Blutplasma ist das Magnesium zu 40 % an Proteine gebunden; der normale Serumspiegel beträgt 0,8–1,1 mmol/l. Magnesium ist an circa 300 Enzymreaktionen als Enzymbestandteil oder Coenzym beteiligt. Zudem beeinflussen freie Mg-Ionen das Potential an den Zellmembranen und fungieren als second messenger im Immunsystem. Sie stabilisieren das Ruhepotential von erregbaren Muskel- und Nervenzellen und der Zellen des autonomen Nervensystems. Magnesiummangel löst Ruhelosigkeit, Nervosität, Reizbarkeit, Konzentrationsmangel, Müdigkeit, allgemeines Schwächegefühl, Kopfschmerzen, Herzrhythmusstörungen und Muskelkrämpfe aus. Es kann auch zum Herzinfarkt kommen.[23] Im Bereich Stoffwechsel und Psyche wird vermutet, dass Magnesiummangel Depression und schizophrene Psychosen verstärkt. Ein Magnesiumüberschuss im Blut kann durch exzessive Zufuhr und Nierenfunktionsstörungen auftreten und führt zu Störungen im Nervensystem und Herz.

Die Magnesiumresorption findet zuerst im oberen Dünndarm statt, aber auch im übrigen Verdauungstrakt.[24] Es wird über die Nieren ausgeschieden und ist in unterschiedlichen Mengen in allen Nahrungsmitteln sowie im Trinkwasser enthalten. Die erforderliche Tagesdosis von circa 300 mg wird in der Regel durch eine ausgewogene Ernährung erreicht. Ein erhöhter Bedarf kann über Nahrungsergänzungsmittel oder Medikamente gedeckt werden. Leichter Magnesiummangel ist durch schwere Erkrankung, Schwangerschaft oder Leistungssport möglich. Schwere Mangelzustände treten bei Nierenfunktionsstörungen, langandauerndem Durchfall, chronischen Darmentzündungen, schlecht eingestelltem Diabetes mellitus, Kortikoiden, bestimmten Diuretika oder Alkoholismus mit Fehlernährung auf.[25]

Magnesiumsalze wie etwa Citrat, Gluconat, Aspartat und Aspartathydrochlorid sind in Deutschland als Arzneimittel in Tages-Dosenvon 100 mg bis 400 mg zugelassen gegen Mangelzustände und neuromuskuläre Störungen wie z. B Muskelkrämpfe, Migräne oder Schwangerschaftskomplikationen. Nebenwirkungen sind Magen-Darm-Beschwerden und Durchfall, bei Überdosierung auch Müdigkeit und verlangsamter Puls. Kontraindikationen sind Nierenfunktionsstörung sowie bestimmte Herzrhythmusstörungen.

Bei oraler Aufnahme von Magnesiumpräparaten (Tabletten, Kau- oder Lutschtabletten, Granulat zum Auflösen in Flüssigkeit) ist die Dosierung wichtig. Verschiedene Studien kommen zu dem Ergebnis, dass bei einer Einnahme von 120 mg circa 35 % resorbiert werden, jedoch bei Einnahme einer kompletten Tagesdosis von 360 mg nur noch circa 18 %.[26] Für die Resorption im Körper ist die Art der heute in Medikamenten gebräuchlichen Magnesiumverbindungen unerheblich, denn sie sind sowohl pharmakologisch wie auch biologisch und klinisch äquivalent; organische Magnesiumsalze wie etwa Magnesiumaspartat oder Magnesiumcitrat werden lediglich schneller vom Körper aufgenommen als anorganische Magnesiumsalze.[24] Außerdem verbleibt das zusätzliche Magnesium nur dann nutzbringend im Körper, wenn genug bindende Moleküle im Körper zur Verfügung stehen; dies geschieht durch biochemische Anpassungen erst nach längerer Erhöhung des Magnesiumangebots bzw. nach Einnahme über wenigstens vier Wochen.[24]

Magnesiumsulfat („Bittersalz“) war früher als Abführmittel gebräuchlich und wird zur Behandlung von Herzrhythmusstörungen[27] eingesetzt.

Magnesiumsalze finden in der Alternativmedizin Verwendung.

Lebensmittel

Magnesium dient etwa 300 verschiedenen Proteinen als Cofaktor, vor allem bei ATP- und Nukleinsäure-bindenden Enzymen. Die empfohlene tägliche Zufuhr von Magnesium beträgt beim Menschen je nach Alter und Geschlecht zwischen 24 und 400 mg pro Tag.[28]

Magnesium kommt als Verbindung in vielen Lebensmitteln vor, insbesondere in Vollkornprodukten (zum Beispiel Vollkornbrot, Vollkorn-Nudeln, Vollkorn-Reis, Haferflocken, Cornflakes), Mineralwasser, insbesondere Heilwasser, Leitungswasser ausreichender Wasserhärte, Leber, Geflügel, Speisefisch, Kürbiskernen, Sonnenblumenkernen, Schokolade, Cashewnüssen, Erdnüssen, Kartoffeln, Spinat, Kohlrabi, Beerenobst, Orangen, Bananen, Sesam, Zuckerrübensirup, Milch und Milchprodukten.

Gefahren und Schutzmaßnahmen

Die Gefährlichkeit von elementarem Magnesium hängt stark von der Temperatur und der Teilchengröße ab: kompaktes Magnesium ist bei Temperaturen unterhalb des Schmelzpunktes ungefährlich, während Magnesiumspäne und -pulver leichtentzündlich sind. Bedingt durch die große Oberfläche können letztere leicht mit dem Sauerstoff der Luft reagieren. Bei sehr feinem Magnesiumpulver besteht die Gefahr der Selbstentzündung; Luft-Pulver-Gemische sind sogar explosionsgefährlich. Phlegmatisierung ist eine die Gefahr herabsetzende Behandlung bei der Verarbeitung von Magnesium-, wie Metallpulvern überhaupt. Geschmolzenes Magnesium entzündet sich ebenfalls von selbst an der Luft. Auch mit vielen anderen Stoffen, beispielsweise Wasser und anderen sauerstoffhaltigen Verbindungen, reagiert feinkörniges oder erhitztes Magnesium. Magnesiumschmelzen bedürfen daher einer permanenten Sicherung gegen Zutritt von Luftsauerstoff. In der Praxis erfolgt dies durch Abdeckung der Schmelze mittels magnesiumchloridreicher Mittel. Schwefelhexafluorid ist ebenfalls als Oxidationsschutz geeignet. Das früher übliche Abdecken mit elementarem Schwefel wird wegen der starken Belästigung durch entstehendes Schwefeldioxid nicht mehr praktiziert.

Bei Magnesiumbränden treten Temperaturen bis zu etwa 3000 °C auf. Keinesfalls dürfen gängige Löschmittel wie Wasser, Kohlenstoffdioxid, Schaum oder Stickstoff verwendet werden, da Magnesium heftig mit diesen reagiert. Bei Zutritt von Wasser zu einem Magnesiumbrand besteht die akute Gefahr einer Knallgasreaktion.

Für den Brand (Metallbrände) einer Schmelze gilt das Löschprinzip des Erstickens, also die rasche Sauerstoffverdrängung. Im einfachsten Fall durch Abdecken mit trockenem Sand, sonst mittels Aufbringung eines Abdecksalzes für Magnesiumschmelzen. Weiter geeignet sind Löschpulver der Brandklasse D, Magnesiumoxid-Pulver (Magnesia usta/gebrannte Magnesia), notfalls auch trockene rostfreie Graugussspäne.

Bei der Verwendung von Magnesium sind insofern alle gegebenen Sicherheitshinweise genau zu befolgen. Es darf unter keinen Umständen eine explosive Atmosphäre (Magnesiumstaub, Wasserstoff, Aerosole und Dämpfe brennbarer Kühlschmierstoffe) entstehen. Auch die normalen Arbeitsschutzmaßnahmen, wie die Vermeidung von Zündquellen, müssen beachtet werden.

Nachweis

Der Nachweis von Magnesium gelingt am besten mittels Magneson II, Titangelb oder Chinalizarin.

Zum Nachweis mit Magneson II (4-(4-Nitrophenylazo)-1-naphthol) wird die Ursubstanz in Wasser gelöst und alkalisch gemacht. Danach gibt man einige Tropfen einer Lösung des Azofarbstoffs Magneson II hinzu. Bei Anwesenheit von Magnesium-Ionen entsteht ein dunkelblauer Farblack. Andere Erdalkalimetalle sollten vorher durch Fällung als Carbonate entfernt werden.

Zum Nachweis mit Titangelb (Thiazolgelb G) wird die Ursubstanz in Wasser gelöst und angesäuert. Anschließend wird sie mit einem Tropfen der Titangelb-Lösung versetzt und mit verdünnter Natronlauge alkalisch gemacht. Bei Anwesenheit von Magnesium entsteht ein hellroter Niederschlag. Nickel-, Zink-, Mangan- und Cobalt-Ionen stören diesen Nachweis und sollten vorher als Sulfide gefällt werden.

Zum Nachweis mit Chinalizarin wird die saure Probelösung mit zwei Tropfen der Farbstofflösung versetzt. Dann wird verdünnte Natronlauge bis zur basischen Reaktion zugegeben. Eine blaue Färbung oder Fällung zeigt Magnesium an.

Als Nachweisreaktion für Magnesiumsalze kann auch die Bildung von Niederschlägen mit Phosphatsalz-Lösungen herangezogen werden. Die schwermetallfreie, mit Ammoniak und Ammoniumchlorid auf pH 8 bis 9 gepufferte Probelösung wird dazu mit Dinatriumhydrogenphosphatlösung versetzt. Eine weiße, säurelösliche Trübung durch Magnesiumammoniumphosphat MgNH₄PO₄ zeigt Magnesiumionen an:

\mathrm {Mg^{2+}+NH_{4}^{+}+PO_{4}^{3-}\ \rightarrow \ MgNH_{4}PO_{4}\downarrow }

Aus ammoniakalischer Lösung kann Mg²⁺ auch mit Oxin als schwerlösliche gelbgrünliche Verbindung nachgewiesen werden. Dieser Nachweis eignet sich für den Kationentrennungsgang.

Verbindungen

In Verbindungen kommt Magnesium fast ausschließlich als zweiwertiges Kation mit dem Oxidationszustand 2 vor.

Oxide und Hydroxide

Magnesiumhydroxid in Form eines Brucit-Kristalls

Magnesiumoxid (Magnesia) bildet farblose Kristalle in der Natriumchlorid-Struktur. In der Natur kommt es als vulkanisches Mineral Periklas vor. Es sind weiße bis graue, durch Einschlüsse auch dunkelgrüne, glasglänzende reguläre Kristalle.

Magnesiapulver wird Lebensmitteln als Säureregulator oder Trennmittel zugesetzt. Aus Magnesiumoxid-Keramik werden verschiedene hitzebeständige Gegenstände für Labors und Industrie hergestellt.

Magnesiumhydroxid ist ein farbloses, stark basisches Salz und kommt in der Natur als Mineral Brucit vor. Es hat eine trigonale Kristallstruktur in der Raumgruppe P3m1 (Raumgruppen-Nr. 164)Vorlage:Raumgruppe/164 und wird als Speiseölzusatz (zum Abbinden von Schwefeldioxid), als Flockungsmittel für die Abwasseraufbereitung, als Flammschutzmittel in thermoplastischen Kunststoffen (Polyolefinen, Polyvinylchlorid) und Elastomeren sowie als Zusatzstoff in Reinigungsmitteln verwendet. In der Medizin kommt es als Antazidum zur Neutralisierung der Magensäure und als mildes Abführmittel zum Einsatz.[29]

Magnesiumperoxid ist eine feinpulvrige, farblose Verbindung, die eine Pyrit-Kristallstruktur in der Raumgruppe Pa3 (Raumgruppen-Nr. 205)Vorlage:Raumgruppe/205. Es ähnelt Calciumperoxid und setzt durch kontrollierte Reaktion mit wässrigen Lösungen Sauerstoff frei. Es hat verschiedene Anwendungen in der Landwirtschaft, Pharmazie und Kosmetik.[30]

Düngemittel

Bei der Kalkung von Acker- und Grünlandflächen kommt Magnesium in Form von Magnesiumoxid oder Magnesiumcarbonat zum Einsatz, um den Magnesiumentzug des Bodens durch die Pflanzen wieder auszugleichen. Weiterhin wird der Boden-pH-Wert angehoben und die Verfügbarkeit weiterer Nährstoffe verbessert. Hierbei wird die Magnesiumverbindung meist zusammen mit Kalk als magnesium- und calciumhaltiger Mehrnährstoffdünger angewendet.[31] Auch das natürlich als Bobierrit vorkommende Magnesiumphosphat Mg₃(PO₄)₂ (Trimagnesiumphosphat)[32] sowie Magnesiumnitrat[33] werden als Mehrnährstoffdünger verwendet.

Halogenide

Rötlich gefärbter Carnallit

Magnesiumchlorid ist stark hygroskopisch und kommt in der Natur im Mineral Bischofit (MgCl₂ · 6 H₂O), als Doppelsalz Carnallit (KMgCl₃ · 6 H₂O), im Meerwasser und in Salzseen vor. Es kristallisiert im trigonalen Kristallsystem in der Raumgruppe R3m (Raumgruppen-Nr. 166)Vorlage:Raumgruppe/166. In der Lebensmitteltechnik wird es als Säureregulator, Festigungsmittel, Geschmacksverstärker, Trägerstoff oder Trennmittel eingesetzt. Magnesiumchlorid-Hexahydrat kann als thermische Batterie Wärmeenergie speichern und wieder abgeben.[34]

Magnesiumfluorid bildet farblose Kristalle, die tetragonal in der Rutilstruktur in der Raumgruppe P4₂/mnm (Raumgruppen-Nr. 136)Vorlage:Raumgruppe/136 Raumgruppe kristallisieren. Seine optischen Eigenschaften machen es zusammen mit seiner chemischen Stabilität zu einem wichtigen Werkstoff für optische Anwendungen.[35]

Magnesiumbromid und Magnesiumiodid sind ebenfalls hygroskopische Salze, die in eine trigonale Kristallstruktur in der Raumgruppe P3m1 (Raumgruppen-Nr. 164)Vorlage:Raumgruppe/164 aufweisen.[36]

Weitere anorganische Verbindungen

Magnesiumcarbonat kommt in der Natur in großen Mengen als Magnesit (Bitterspat) vor. Es kristallisiert trigonal in der Raumgruppe R3c (Raumgruppen-Nr. 167)Vorlage:Raumgruppe/167. In der Lebensmittelindustrie wird es als Säureregulator, Trägerstoff oder Trennmittel zugesetzt. Es wird beim Klettern und Turnen eingesetzt und ist auch unter den Namen Magnesia und Chalk bekannt.[37] Die Athleten trocknen sich dann darin vor dem Übungsbeginn die Handinnenflächen, damit ihre Haut beim Umfassen der Holme von Barren oder der Eisenstangen von Reck oder Langhantel nicht zu stark haftet. Außerdem hat es medizinische und industrielle Anwendungen.

Magnesiumnitrat ist ein farbloses, hygroskopisches Salz, das gut löslich in Wasser ist.[38] Das Hexahydrat (Mg(NO₃)₂ · 6 H₂O) besitzt eine monokline Kristallstruktur mit der Raumgruppe P2₁/c (Raumgruppen-Nr. 14)Vorlage:Raumgruppe/14. Es wird als Dünger, Latentwärmespeicher (als Hexahydrat) oder in der Keramikindustrie eingesetzt.

Epsomit (Magnesiumsulfat-Heptahydrat)

Magnesiumsulfat-Heptahydrat (Mg(SO₄) · 7 H₂O) ist bekannt als Mineral Epsomit (Bittersalz). Es bildet farblose Kristalle, die ein rhombisch pseudotetragonales Kristallgitter ausbilden. Die Kristalle blühen oft in faserigen Aggregaten aus und bilden Stalaktiten. Es wird für Düngemittel, als Trocknungsmittel und für medizinische Anwendung verwendet.

Magnesiumphosphate (Magnesiumdihydrogenphosphat (Mg(H₂PO₄)₂), Magnesiumhydrogenphosphat (MgHPO₄) und Magnesiumphosphat (Mg₃(PO₄)₂)) werden in der Industrie als keramischer Rohstoff und als Flammschutzmittel verwendet. In der Lebensmittelindustrie werden sie als Futtermittelzusatz, Abführmittel und Lebensmittelzusatz eingesetzt. Lebensmitteln werden sie als Säureregulator oder Trennmittel zugesetzt.

Spinell ist ein häufig vorkommendes Mineral aus der Mineralklasse der Oxide und Hydroxide mit der idealisierten chemischen Zusammensetzung MgAl₂O₄ und ist damit chemisch gesehen ein Magnesium-Aluminat.[39] Es kristallisiert isotyp mit Magnetit im kubischen Kristallsystem in der Raumgruppe Fd3m (Raumgruppen-Nr. 227)Vorlage:Raumgruppe/227.[40]

Dolomit ist ein sehr häufig vorkommendes Mineral aus der Mineralklasse der Carbonate und Nitrate mit der chemischen Zusammensetzung CaMg[CO₃]₂ und ist damit chemisch gesehen ein Calcium-Magnesium-Carbonat. Es kristallisiert im trigonalen Kristallsystem in der Raumgruppe R3 (Raumgruppen-Nr. 148)Vorlage:Raumgruppe/148.[41]

Magnesiumhydrid kann als Wasserstoff- und Energiespeicher eingesetzt werden. Durch Wasserstoff, der aus Magnesiumhydrid freigesetzt wird, kann ein Metallschaum mit interessanten Eigenschaften, der leichter als Wasser ist, erzeugt werden.

Weitere interessante kristalline Magnesiumverbindungen sind zum Beispiel Magnesiumdiborid, Magnesiumcarbid, Magnesiumnitrid, Magnesiumsulfid, Magnesiumsilicid, Magnesiumgermanid, Magnesiummetasilicat, Magnesiumtitanoxid und Magnesiumpolonid.

Magnesiumorganyle

Magnesiumorganyle sind metallorganische Verbindungen, in denen eine Bindung zwischen Magnesium und Kohlenstoff existiert. Unter den Magnesiumorganylen kommt Grignard-Verbindungen (R-Mg-X) die weitaus größte Bedeutung zu. Eine deutlich untergeordnete Rolle spielen binäre Magnesiumorganyle sowie Alkenylmagnesiumhalogenide.

Organylmagnesiumhalogenide

Organylmagnesiumhalogenide (meist Grignard-Verbindung genannt) werden im Direktverfahren durch die Reaktion von Organylhalogeniden mit Magnesiumspänen gewonnen.[42] Grignard-Verbindungen stehen in Lösung im Schlenk-Gleichgewicht. Sie reagieren unter Halogen-Organyl-Substitution zu Elementorganylen:[43]

Allgemein: $\mathrm {EX_{n}+n\ RMgX\longrightarrow ER_{n}+n\ MgX_{2}}$

z. B. : $\mathrm {BiCl_{3}+3\ RMgX\longrightarrow BiR_{3}+3\ MgX_{2}}$

oder unter Addition von Organylen mit Mehrfachbindungssystemen:

Allgemein: $\mathrm {A{\text{=}}B+RMgX\longrightarrow R{\text{-}}A{\text{-}}B{\text{-}}Mg{\xrightarrow {H_{2}O}}R{\text{-}}A{\text{-}}B{\text{-}}H+Mg(OH)X}$

z. B.: $\mathrm {RC\equiv N+RMgX\longrightarrow R_{2}C{\text{=}}NMgX{\xrightarrow {H_{2}O}}R2C{\text{=}}NH+Mg(OH)X}$

Binäre Magnesiumorganyle

Binäre Magnesiumorganyle (R₂Mg, auch Magnesium-diorganyle genannt) können auf verschiedene Art erzeugt werden:[44]

durch Transmetallierung, beispielsweise von Quecksilberdiorganylen:

\mathrm {R_{2}Hg+Mg\longrightarrow R_{2}Mg+Hg}

durch Dismutation bei der Verschiebung des Schlenk-Gleichgewichtes mit Hilfe von 1,4-Dioxan:[45]

\mathrm {2\ RMgX+2\ 1,4{\text{-}}Dioxan\longrightarrow R_{2}Mg+MgX_{2}(1,4{\text{-}}Dioxan)_{2}\downarrow }

Auch Magnesacyclen (cyklische Alkane mit einem Magnesium im Ring) sind mit Hilfe von 1,4-Dioxan darstellbar.

durch Metathese von Grignard-Verbindungen mit Lithium-Organylen

\mathrm {RMgX+LiR\longrightarrow R_{2}Mg+LiX}

durch Hydromagnesierung (Addition von MgH₂ an 1-Alkene):[46]

\mathrm {MgH_{2}+2\ CH_{2}{\text{=}}CHR'\longrightarrow MgR_{2}}

durch die Anlagerung von elementarem Magnesium an C=C-Doppelbindungen bei einigen ungesättigten Kohlenwasserstoffen wie 1,3-Butadien oder Anthracen (Metalladdition). Möglich ist beispielsweise die Reaktion von 1,3-Butadien in Tetrahydrofuran bei Raumtemperatur:[47]

Das erzeugte Magnesium-Butadien, auch (2-Buten-1,4-diyl)magnesium genannt, kann als Quelle für Butadien-Anionen in weiteren Synthesen dienen. Analog dazu wird das orangegelbe Magnesiumanthracen dargestellt.[48] Magnesiumanthracen kann anschließend als Katalysator für Hydrierung von Magnesium benutzt werden.

Alkenylmagnesiumhalogenide

Alkine reagieren im Rahmen der sogenannten Carbomagnesierung mit Alkinen zu Alkenylmagnesiumhalogeniden:[49]

Weitere organische Verbindungen

Strukturformel von Magnesiumstearat

Magnesiumhydrogencitrat und Trimagnesiumdicitrat sind Magnesiumsalze der Citronensäure. Magnesiumcitrat wird als Arzneimittel eingesetzt.[50]

Magnesiummonoperoxyphthalat ist ein Desinfektionsmittel zur Flächendesinfektion.

Magnesiumstearat ist das Magnesiumsalz der Stearinsäure und gehört zu den Kalkseifen. Es besteht aus einem Magnesium-Ion und zwei langkettigen Stearat-Ionen.

Weblinks

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Verbrennung von Magnesium (engl.)

Einzelnachweise

Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Magnesium) entnommen.
IUPAC, Angegeben ist der von der IUPAC empfohlene Standardwert, da die Isotopenzusammensetzung dieses Elements örtlich schwanken kann, ergibt sich für das mittlere Atomgewicht der in Klammern angegebene Massenbereich. Standard Atomic Weights Revised 2013.
Eintrag zu magnesium in Kramida, A., Ralchenko, Yu., Reader, J. und NIST ASD Team (2019): NIST Atomic Spectra Database (ver. 5.7.1). Hrsg.: NIST, Gaithersburg, MD. doi:10.18434/T4W30F (https://physics.nist.gov/asd). Abgerufen am 11. Juni 2020.
Eintrag zu magnesium bei WebElements, https://www.webelements.com, abgerufen am 11. Juni 2020.
Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Magnesium) entnommen.
N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemie der Elemente. 1. Auflage. VCH, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S. 136.
David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Magnetic Susceptibility of the Elements and Inorganic Compounds, S. 4-144. Die Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.
Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. Band 56, 2011, S. 328–337, doi:10.1021/je1011086.
Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: Lehrbuch der Experimentalphysik. Band 6: Festkörper. 2. Auflage. Walter de Gruyter, 2005, ISBN 3-11-017485-5, S. 361.
Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Magnesium) entnommen.
A. Stasch, C. Jones: Stable dimeric magnesium(I) compounds: from chemical landmarks to versatile reagents. In: Dalton Transactions. Band 40, 2011, S. 5659–5672, doi:10.1039/C0DT01831G.
David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Electrochemical Series, S. 8-22.
Eintrag zu Magnesium im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. August 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
Eintrag zu Magnesium, Pulver, nicht stabilisiert in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 7. November 2021. (JavaScript erforderlich)
Definition von Zeichen 26A9 (Hex) als Magnesium im Unicode Standard, Version 5.2 (PDF; 291 kB).
Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Chemie. Ein Lehrbuch für alle Naturwissenschaftler| VCH VerlagsgesellschaftD6940 Weinheim, 1988, ISBN 3-527-26241-5, S. 402
Thomas Siebel: Warum die Industrie vor einem Magnesium-Engpass warnt. Springer Professional, 25. Oktober 2021, abgerufen am 4. November 2021.
U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries, January 2016
Volker Hasenberg: Lebenszyklusanalyse und ökologische Bewertung der Magnesiumherstellung. PE INTERNATIONAL, Werkstoff Forum intelligenter Leichtbaum 24. April 2012, Hannover Messe.
The Reaction Between Magnesium and CO₂. Purdue University, abgerufen am 15. Juni 2016.
G. Audi, F. G. Kondev, Meng Wang, W.J. Huang, S. Naimi: The NUBASE2016 evaluation of nuclear properties. In: Chinese Physics C. 41, 2017, S. 030001, doi:10.1088/1674-1137/41/3/030001 (Volltext)
F. Y. Li, B. Chaigne-Delalande u. a.: Second messenger role for Mg²⁺ revealed by human T-cell immunodeficiency. In: Nature. Band 475, Nummer 7357, Juli 2011, S. 471–476; doi:10.1038/nature10246. PMID 21796205; PMC 3159560 (freier Volltext).
Sighart Golf: Bioverfügbarkeit von organischen und anorganischen Verbindungen. In: Pharmazeutische Zeitung. Juli 2009, abgerufen am 4. März 2015.
R. Swaminathan: Magnesium metabolism and its disorders. In: Clin Biochem Rev. 24 (2), Mai 2003, S. 47–66. PMID 18568054.
z. B. Kenneth D Fine, Carol A Santa Ana, Jack L Porter, John S Fordtran: Intestinal absorption of magnesium from food and supplements. In: J Clin Invest. Band 88 (2), August 1991, S. 396–402, PMC 295344 (freier Volltext, PDF), doi:10.1172/JCI115317.
Vgl. etwa K. Knudsen, J. Abrahamson: Antiarrhythmic effects of magnesium sulphate. Report of three cases. In: Acta Anaesthesiologica Scandinavica. Band 39, Nr. 6, (Kopenhagen) 1995, S. 850.
Deutsche Gesellschaft für Ernährung : Die Referenzwerte für die Nährstoffzufuhr : Magnesium. Abgerufen am 20. Oktober 2013.
Eintrag zu Magnesiumhydroxid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 13. Juni 2014.
Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band II, Ferdinand Enke, Stuttgart 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 907.
Kalkung von Acker- und Grünland. (PDF; 43 kB) (Nicht mehr online verfügbar.) DLR Rheinhessen-Nahe-Hunsrück, archiviert vom Original am 14. Februar 2016; abgerufen am 14. Februar 2016.
Wissenschaft-Online-Lexika: Magnesiumphosphate. In: Lexikon der Chemie. Abgerufen am 26. Mai 2011.
Eintrag zu Magnesiumnitrat. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 26. Mai 2011.
Wärmespeicher aus Salz. Artikel von 2012.
Eintrag zu CAS-Nr. 7783-40-6 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 17. Oktober 2012. (JavaScript erforderlich)
M. A. Brogan, A. J. Blake, C. Wilson, D. H. Gregory: Magnesium diiodide, MgI₂. In: Acta Crystallographica, C59, 2003, S. i136–i138, doi:10.1107/S0108270103025769.
Hans Lohninger: Magnesia für Sportler. Abgerufen am 6. Juli 2019.
Eintrag zu Magnesiumnitrat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 23. Juli 2016. (JavaScript erforderlich)
Spinel. In: mindat.org. Hudson Institute of Mineralogy, abgerufen am 15. Mai 2019 (englisch).
Hugo Strunz, Ernest H. Nickel: Strunz Mineralogical Tables. Chemical-structural Mineral Classification System. 9. Auflage. E. Schweizerbart’sche Verlagsbuchhandlung (Nägele u. Obermiller), Stuttgart 2001, ISBN 3-510-65188-X, S. 188.
Hugo Strunz, Ernest H. Nickel: Strunz Mineralogical Tables. Chemical-structural Mineral Classification System. 9. Auflage. E. Schweizerbart’sche Verlagsbuchhandlung (Nägele u. Obermiller), Stuttgart 2001, ISBN 3-510-65188-X, S. 287.
Reuben D. Rieke: Preparation of highly reactive metal powders and their use in organic and organometallic synthesis. In: Accounts of Chemical Research. Band 10, Nummer 8, August 1977, S. 301–306, doi:10.1021/ar50116a005.
A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1233.
Christoph Elschenbroich: Organometallchemie. 6., überarbeitete Auflage. Vieweg + Teubner, 2008, ISBN 978-3-519-53501-0 (Buchvorschau in der Google-Buchsuche).
Yukitami Saheki, Katsuhiko Sasada, Nobumasa Satoh, Noriyuki Kawaichi, Kenji Negoro: A Convenient Preparation of Pure Dialkylmagnesium from a Grignard Reagent. In: Chemistry Letters. Band 16, 1987, S. 2299–2300, doi:10.1246/cl.1987.2299
Borislav Bogdanovic: Magnesium anthracene systems and their application in synthesis and catalysis. In: Accounts of chemical research. Band 21, Nummer 7, Juli 1988, S. 261–267, doi:10.1021/ar00151a002.
K. Fujita, Y. Ohnuma, H. Yasuda, H. Tani: Magnesium-butadiene addition compounds: Isolation, structural analysis and chemical reactivity. In: Journal of Organometallic Chemistry. Band 113, Nummer 3, Juni 1976, S. 201–213, doi:10.1016/S0022-328X(00)87329-5.
Ramsden, H.E. 63: US-Patent 1967, 3, 354, 190.
Eintrag zu Magnesium-organische Verbindungen. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 26. Mai 2014.
Franz v. Bruchhausen, Siegfried Ebel, Eberhard Hackenthal, Ulrike Holzgrabe: Hagers Handbuch der Pharmazeutischen Praxis Folgeband 5: Stoffe L-Z. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-642-58388-9, S. 86 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).

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[Harry_H._Binder-1] Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.

[2] Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Magnesium) entnommen.

[IUPAC-3] IUPAC, Angegeben ist der von der IUPAC empfohlene Standardwert, da die Isotopenzusammensetzung dieses Elements örtlich schwanken kann, ergibt sich für das mittlere Atomgewicht der in Klammern angegebene Massenbereich. Standard Atomic Weights Revised 2013.

[NIST-ASD-magnesium-4] Eintrag zu magnesium in Kramida, A., Ralchenko, Yu., Reader, J. und NIST ASD Team (2019): NIST Atomic Spectra Database (ver. 5.7.1). Hrsg.: NIST, Gaithersburg, MD. doi:10.18434/T4W30F (https://physics.nist.gov/asd). Abgerufen am 11. Juni 2020.

[Webelements-magnesium-5] Eintrag zu magnesium bei WebElements, https://www.webelements.com, abgerufen am 11. Juni 2020.

[6] Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Magnesium) entnommen.

[Greenwood-7] N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemie der Elemente. 1. Auflage. VCH, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S. 136.

[CRC90_4_144-8] David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Magnetic Susceptibility of the Elements and Inorganic Compounds, S. 4-144. Die Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.

[Zhang-9] Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. Band 56, 2011, S. 328–337, doi:10.1021/je1011086.

[10] Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: Lehrbuch der Experimentalphysik. Band 6: Festkörper. 2. Auflage. Walter de Gruyter, 2005, ISBN 3-11-017485-5, S. 361.

[11] Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Magnesium) entnommen.

[Stasch-12] A. Stasch, C. Jones: Stable dimeric magnesium(I) compounds: from chemical landmarks to versatile reagents. In: Dalton Transactions. Band 40, 2011, S. 5659–5672, doi:10.1039/C0DT01831G.

[CRC90_8_22-13] David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Electrochemical Series, S. 8-22.

[CLP_100.028.276-14] Eintrag zu Magnesium im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. August 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.

[GESTIS-15] Eintrag zu Magnesium, Pulver, nicht stabilisiert in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 7. November 2021. (JavaScript erforderlich)

[16] Definition von Zeichen 26A9 (Hex) als Magnesium im Unicode Standard, Version 5.2 (PDF; 291 kB).

[17] Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Chemie. Ein Lehrbuch für alle Naturwissenschaftler| VCH VerlagsgesellschaftD6940 Weinheim, 1988, ISBN 3-527-26241-5, S. 402

[18] Thomas Siebel: Warum die Industrie vor einem Magnesium-Engpass warnt. Springer Professional, 25. Oktober 2021, abgerufen am 4. November 2021.

[19] U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries, January 2016

[Volker_Hasenberg-20] Volker Hasenberg: Lebenszyklusanalyse und ökologische Bewertung der Magnesiumherstellung. PE INTERNATIONAL, Werkstoff Forum intelligenter Leichtbaum 24. April 2012, Hannover Messe.

[21] The Reaction Between Magnesium and CO₂. Purdue University, abgerufen am 15. Juni 2016.

[nubase-22] G. Audi, F. G. Kondev, Meng Wang, W.J. Huang, S. Naimi: The NUBASE2016 evaluation of nuclear properties. In: Chinese Physics C. 41, 2017, S. 030001, doi:10.1088/1674-1137/41/3/030001 (Volltext)

[23] F. Y. Li, B. Chaigne-Delalande u. a.: Second messenger role for Mg²⁺ revealed by human T-cell immunodeficiency. In: Nature. Band 475, Nummer 7357, Juli 2011, S. 471–476; doi:10.1038/nature10246. PMID 21796205; PMC 3159560 (freier Volltext).

[wolf-24] Sighart Golf: Bioverfügbarkeit von organischen und anorganischen Verbindungen. In: Pharmazeutische Zeitung. Juli 2009, abgerufen am 4. März 2015.

[25] R. Swaminathan: Magnesium metabolism and its disorders. In: Clin Biochem Rev. 24 (2), Mai 2003, S. 47–66. PMID 18568054.

[26] z. B. Kenneth D Fine, Carol A Santa Ana, Jack L Porter, John S Fordtran: Intestinal absorption of magnesium from food and supplements. In: J Clin Invest. Band 88 (2), August 1991, S. 396–402, PMC 295344 (freier Volltext, PDF), doi:10.1172/JCI115317.

[27] Vgl. etwa K. Knudsen, J. Abrahamson: Antiarrhythmic effects of magnesium sulphate. Report of three cases. In: Acta Anaesthesiologica Scandinavica. Band 39, Nr. 6, (Kopenhagen) 1995, S. 850.

[28] Deutsche Gesellschaft für Ernährung : Die Referenzwerte für die Nährstoffzufuhr : Magnesium. Abgerufen am 20. Oktober 2013.

[29] Eintrag zu Magnesiumhydroxid. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 13. Juni 2014.

[30] Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band II, Ferdinand Enke, Stuttgart 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 907.

[31] Kalkung von Acker- und Grünland. (PDF; 43 kB) (Nicht mehr online verfügbar.) DLR Rheinhessen-Nahe-Hunsrück, archiviert vom Original am 14. Februar 2016; abgerufen am 14. Februar 2016.

[32] Wissenschaft-Online-Lexika: Magnesiumphosphate. In: Lexikon der Chemie. Abgerufen am 26. Mai 2011.

[33] Eintrag zu Magnesiumnitrat. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 26. Mai 2011.

[34] Wärmespeicher aus Salz. Artikel von 2012.

[35] Eintrag zu CAS-Nr. 7783-40-6 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 17. Oktober 2012. (JavaScript erforderlich)

[36] M. A. Brogan, A. J. Blake, C. Wilson, D. H. Gregory: Magnesium diiodide, MgI₂. In: Acta Crystallographica, C59, 2003, S. i136–i138, doi:10.1107/S0108270103025769.

[37] Hans Lohninger: Magnesia für Sportler. Abgerufen am 6. Juli 2019.

[38] Eintrag zu Magnesiumnitrat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 23. Juli 2016. (JavaScript erforderlich)

[39] Spinel. In: mindat.org. Hudson Institute of Mineralogy, abgerufen am 15. Mai 2019 (englisch).

[40] Hugo Strunz, Ernest H. Nickel: Strunz Mineralogical Tables. Chemical-structural Mineral Classification System. 9. Auflage. E. Schweizerbart’sche Verlagsbuchhandlung (Nägele u. Obermiller), Stuttgart 2001, ISBN 3-510-65188-X, S. 188.

[41] Hugo Strunz, Ernest H. Nickel: Strunz Mineralogical Tables. Chemical-structural Mineral Classification System. 9. Auflage. E. Schweizerbart’sche Verlagsbuchhandlung (Nägele u. Obermiller), Stuttgart 2001, ISBN 3-510-65188-X, S. 287.

[42] Reuben D. Rieke: Preparation of highly reactive metal powders and their use in organic and organometallic synthesis. In: Accounts of Chemical Research. Band 10, Nummer 8, August 1977, S. 301–306, doi:10.1021/ar50116a005.

[HoWi-43] A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1233.

[Elschenbroich-44] Christoph Elschenbroich: Organometallchemie. 6., überarbeitete Auflage. Vieweg + Teubner, 2008, ISBN 978-3-519-53501-0 (Buchvorschau in der Google-Buchsuche).

[45] Yukitami Saheki, Katsuhiko Sasada, Nobumasa Satoh, Noriyuki Kawaichi, Kenji Negoro: A Convenient Preparation of Pure Dialkylmagnesium from a Grignard Reagent. In: Chemistry Letters. Band 16, 1987, S. 2299–2300, doi:10.1246/cl.1987.2299

[46] Borislav Bogdanovic: Magnesium anthracene systems and their application in synthesis and catalysis. In: Accounts of chemical research. Band 21, Nummer 7, Juli 1988, S. 261–267, doi:10.1021/ar00151a002.

[47] K. Fujita, Y. Ohnuma, H. Yasuda, H. Tani: Magnesium-butadiene addition compounds: Isolation, structural analysis and chemical reactivity. In: Journal of Organometallic Chemistry. Band 113, Nummer 3, Juni 1976, S. 201–213, doi:10.1016/S0022-328X(00)87329-5.

[48] Ramsden, H.E. 63: US-Patent 1967, 3, 354, 190.

[Römpp-49] Eintrag zu Magnesium-organische Verbindungen. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 26. Mai 2014.

[50] Franz v. Bruchhausen, Siegfried Ebel, Eberhard Hackenthal, Ulrike Holzgrabe: Hagers Handbuch der Pharmazeutischen Praxis Folgeband 5: Stoffe L-Z. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-642-58388-9, S. 86 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).