Magnesiumhydroksidi
| Magnesiumhydroksidi | |
|---|---|
 |
|
2Xray.jpg) |
|
| Tunnisteet | |
| IUPAC-nimi | Magnesium hydroxide |
| Muut nimet | Magnesiumdihydroksidi, Magnesiamaito |
| CAS-numero | 1309-42-8 |
| PubChem CID | 73981 ja 73981 |
| Ominaisuudet | |
| Molekyylikaava | Mg(OH)2 |
| Moolimassa | 58,326 g/mol |
| Ulkomuoto | Valkoista kiteistä jauhetta |
| Sulamispiste | 350 °C (hajoaa) |
| Tiheys | 2,36 g/cm3 |
| Liukoisuus veteen | 1,2 mg/100 ml |
Magnesiumhydroksidi (Mg(OH)2) on epäorgaaninen ioniyhdiste, joka koostuu magnesium- ja hydroksidi-ioneista. Luonnossa sitä tavataan mineraalina nimeltään brusiitti. Magnesiumhydroksidi on huoneenlämmössä valkoinen, kiinteä jauhe, joka liukenee niukasti veteen, muodostaen lievästi emäksisen suspension, joka tunnetaan lääkekäytössä myös magnesiamaitona. Magnesiumhydroksidi neutraloi happoja ja hajoaa kuumennettaessa noin 350 °C:ssa magnesiumoksidiksi ja vedeksi.
Magnesiumhydroksidia käytetään laajalti lääketieteessä vatsan liikahappoisuuden hoitoon, närästykseen ja laksatiivina. Teollisuudessa se on tärkeä halogeeniton palonestoaine muoveissa ja polymeereissa sen endotermisen hajoamisen ja veden vapautumisen ansiosta. Yhdistettä hyödynnetään myös savukaasujen puhdistuksessa rikin oksidien poistossa, jätevesien käsittelyssä, sellun valkaisussa sekä muiden magnesiumyhdisteiden, kuten magnesiumoksidin, valmistuksessa. Magnesiumhydroksidia valmistetaan teollisesti pääasiassa saostamalla merivedestä tai muista magnesiumpitoisista suolaliuoksista.
Ominaisuudet
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Fysikaaliset ominaisuudet
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Magnesiumhydroksidi on valkoinen, hajuton, kiinteä aine, joka esiintyy huoneenlämmössä jauheena tai kiteinä. Sillä on heksagonaalinen kiderakenne, joka vastaa luonnossa esiintyvän brusiitti-mineraalin rakennetta (avaruusryhmä P-3m1).[1]
Liukoisuus ja emäksisyys
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Yhdiste liukenee erittäin huonosti veteen; sen liukoisuus huoneenlämpötilassa on vain noin 12 mg litrassa (1,2 mg/100 ml), vähäisen liukoisuuden johtuen yhdisteen suuresta hilaenergiasta.[2] Sen liukoisuustulo on noin . [2] Niukan liukoisuutensa vuoksi magnesiumhydroksidin kylläinen vesiliuos tai suspensio on vain lievästi emäksinen, ja sen pH on tyypillisesti välillä 9,5–10,5. [3] Liukeneminen veteen on endoterminen reaktio eli se sitoo energiaa. [4]
Kemialliset reaktiot
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Emäksenä magnesiumhydroksidi reagoi happojen kanssa neutraloiden ne. Reagoidessaan suolahapon kanssa se muodostaa magnesiumkloridia ja vettä, mihin perustuu myös sen neutralointivaikutus vatsan liikahappoisuuteen [5]:
![{\displaystyle {\mathrm {Mg} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {s} ){}+{}2\,\mathrm {HCl} {\mskip {2mu}}(\mathrm {aq} ){}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {MgCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {aq} ){}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\mskip {2mu}}(\mathrm {l} )}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/694e311940c0c012c901019e73034aa0bd298ff3)
Muiden hydroksidien tavoin magnesiumhydroksidi reagoi ilman hiilidioksidin kanssa erityisesti kosteissa olosuhteissa, muodostaen magnesiumkarbonaattia.[6][7]
![{\displaystyle {\mathrm {Mg} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {s} ){}+{}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {g} ){}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {MgCO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {s} ){}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\mskip {2mu}}(\mathrm {l} )}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/331cf15abb5809737876797922c378d52cbd69c6)
Valmistus
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Yleisin magnesiumhydroksidin valmistusmenetelmä on sen saostaminen magnesiumia sisältävistä luonnon raaka-aineista. Yleisin lähde on merivesi, joka sisältää runsaasti liuenneita magnesiumsuoloja. Merivedestä magnesiumhydroksidi saostetaan teollisesti tyypillisesti lisäämällä kalsiumhydroksidia. [8] Reaktio meriveden magnesiumkloridin kanssa tuottaa niukkaliukoisen magnesiumhydroksidisakan [9]:
![{\displaystyle {\mathrm {MgCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {aq} ){}+{}\mathrm {Ca} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {aq} ){}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Mg} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {s} ){}+{}\mathrm {CaCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {aq} )}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/0ad7492c1c093b3fe5428df9bcc322190d8d68da)
Saostunut magnesiumhydroksidi pestään huolellisesti prosessin jälkeen liukoisten sivutuotteiden, kuten kalsiumkloridin poistamiseksi [9].
Magnesiumhydroksidia valmistetaan myös magnesiumpitoisista mineraaleista, erityisesti magnesiitista ja dolomiitista. Käytettyjä menetelmiä ovat muun muassa:
Mineraalin kalsinointi (poltto) magnesiumoksidiksi:
![{\displaystyle {\mathrm {MgCO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {s} ){}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {MgO} {\mskip {2mu}}(\mathrm {s} ){}+{}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {g} )}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/1044fefa58f69a3c6a1a972bbea59c2833247fcd)
Magnesiumoksidi hydratoidaan eli lietetään veteen magnesiumhydroksidiksi:
![{\displaystyle {\mathrm {MgO} {\mskip {2mu}}(\mathrm {s} ){}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\mskip {2mu}}(\mathrm {l} ){}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Mg} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {s} )}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e67b9ebb1616d8341a678f82a6852adddf67d372)
Vaihtoehtoisesti magnesiumoksidia tai kalsinoinnissa saatuja magnesiumyhdisteitä voidaan liuottaa happoihin, kuten rikkihappoon tai suolahappoon. Yhdisteen liuottamisesta rikkihappoon muodostuu magnesiumsulfaattia:
![{\displaystyle {\mathrm {MgO} {\mskip {2mu}}(\mathrm {s} ){}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {aq} ){}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {MgSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {aq} ){}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\mskip {2mu}}(\mathrm {l} )}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/642304e4812aa4c2ae38bcba75e5eb60272ec52e)
Happoliuoksesta magnesiumhydroksidi saostetaan emäksen, esimerkiksi natriumhydroksidin avulla:
![{\displaystyle {\mathrm {MgSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {aq} ){}+{}2\,\mathrm {NaOH} {\mskip {2mu}}(\mathrm {aq} ){}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Mg} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {s} ){}+{}\mathrm {Na} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {aq} )}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/07974d0d9af96b1154908f4249a13da2e4708ec3)
Käyttö
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Lääketieteessä
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Lääketieteessä magnesiumhydroksidia käytetään vähentämään vatsan liikahappoisuutta. Tällöin sitä käytetään vesisuspensiona, jossa aikuista kohden on magnesiumhydroksidia 0,5–1,5 g. Närästyslääkkeenä aine perustuu vatsahapon neutralointiin.
Magnesiumhydroksidia käytetään laksatiivina annoksella 5–10 grammaa, ja se vaikuttaa elimistöön useilla eri tavoilla. Magnesiumionit imeytyvät heikosti suolistossa, mikä johtaa veden siirtymiseen suolen onteloon osmoosin avulla. Tämä lisää suolen vesipitoisuutta, mikä pehmentää ulostetta ja kasvattaa sen tilavuutta. Lisäksi magnesiumionit stimuloivat kolekystokiniini-hormonin (CCK) eritystä, mikä edelleen lisää veden ja elektrolyyttien eritystä suolen sisään ja siten tehostaa suolen toimintaa. Näiden vaikutusten yhteisvaikutus helpottaa ulosteen liikkumista suolistossa. Magnesiumhydroksidin sisältämästä magnesiumista imeytyy vain pieni osa; suurin osa erittyy ulosteen mukana, ja imeytynyt osuus poistuu tavallisesti nopeasti virtsan kautta. Tutkimusten perusteella hydroksidi-ionit eivät vaikuta magnesiumhydroksidin laksatiivisuuteen, sillä muut, ei-alkaliset magnesiumliuokset kuten magnesiumsulfaatti (ovat yhtä voimakkaita laksatiiveja). [11][12]
Elintarvikkeissa ja hygieniatuotteissa
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Yhdistettä käytetään myös elintarvikkeissa happamuudensäätöaineena ja mineraalivesissä. Sen E-koodi on E528. [13] Magnesiumhydroksidia käytetään myös antiperspiranteissa [14].
Teollisuudessa
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Teollisuudessa magnesiumhydroksidi on monikäyttöinen. Sitä käytetään esimerkiksi pH:n säätöön, jolloin esimerkiksi jäteveden tai prosessiliuosten happamuutta voidaan laskea. Sitä on turvallisempaa käsitellä kuin esimerkiksi natriumhydroksidia, joka reagoi nopeasti veden kanssa. [15]
Magnesiumhydroksidi palonestossa:
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Magnesiumhydroksidia voidaan lisätä muoveihin ja muihin polymeereihin palonestoaineeksi. Kuumennettaessa noin 350 °C:n lämpötilaan magnesiumhydroksidi hajoaa termisesti magnesiumoksidiksi ja vesihöyryksi. Tämä endoterminen reaktio on keskeinen aineen käytössä palonestoaineena [16]:
![{\displaystyle {\mathrm {Mg} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {s} ){}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {MgO} {\mskip {2mu}}(\mathrm {s} ){}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\mskip {2mu}}(\mathrm {g} )}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c89dc5c1e46fbc8c0ff55529eafb6dd30ad1be56)
Reaktio sitoo ympäristöstä lämpöenergiaa, mikä jäähdyttää paloympäristöä ja hidastaa lämmön nousua. Tämän lisäksi magnesiumoksidi muodostaa suojattavan aineen pintaan kerroksen, joka kestää jopa 800 °C lämpötiloja. [17]
Savukaasujen puhdistus
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Magnesiumhydroksidia käytetään rikkioksidin poistamiseen teollisuuden savukaasuista. Prosessissa magnesiumhydroksidi toimii emäksisenä rikinpoistoaineena, joka reagoi rikkidioksidin kanssa muodostaen magnesiumsulfiittia reaktiossa:
![{\displaystyle {\mathrm {Mg} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {s} ){}+{}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {g} ){}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {MgSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {s} ){}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\mskip {2mu}}(\mathrm {g} )}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2f1cf4501907dcc13cc61b5d855a30b3d5cc3590)
Muodostuva magnesiumsulfiitti voidaan hapettaa edelleen magnesiumsulfaatiksi, joka voidaan kierrättää ja käyttää uudelleen [18]:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {MgSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {s} ){}+{}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {g} ){}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {MgSO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\mskip {2mu}}(\mathrm {aq} )}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/59323c81b86a321177295143c99ac6196a85c863)
Menetelmä on yksinkertainen ja taloudellisesti hyödyllinen, ja sen avulla voidaan saavuttaa jopa 95 %:n desulfurointitehokkuus.[19]
Selluteollisuus
Sellunvalkaisussa magnesiumhydroksidia käytetään suojaamaan selluloosaa happivalkaisun aikana. Se toimii vaihtoehtoisena alkalina ja korvaa usein natriumhydroksidin tai magnesiumsulfaatin. Magnesiumhydroksidi suojaa selluloosaa alkaliselta hajoamiselta ja parantaa valkaisuprosessin tehokkuutta. Se vähentää kemikaalien kulutusta ja ympäristövaikutuksia, kuten kemiallisen hapenkulutuksen (COD) vähenemistä.[20]
Turvallisuus
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Magnesiumhydroksidia pidetään yleisesti turvallisena elintarvikelisäaineena ja lääkeaineena suositelluilla annoksilla. Suuret annokset voivat aiheuttaa ripulia ja vatsakramppeja sen laksatiivisen vaikutuksen vuoksi. Magnesium imeytyy huonosti suolistosta, mutta munuaisten vajaatoimintaa sairastavien potilaiden tulee käyttää sitä varoen, koska heillä magnesium voi kertyä elimistöön ja aiheuttaa hypermagnesemiaa [21]. Vakava hypermagnesemia on vaarallinen tila, sillä liiallinen magnesiumin määrä veressä voi aiheuttaa jopa sydänkohtauksen.[22]
Minerologia
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]Brusiitti on magnesiumhydroksidin mineraalimuoto ja sitä esiintyy luonnossa muun muassa savimineraaleissa. Se muodostaa piin kanssa 2:1 tyypin savimineraalirakenteen. Savimineraaleissa brusiittin rakenne näyttäytyy oktaedrisina levyinä, jotka muodostuvat toisiinsa liittyvistä, hieman vääristyneistä oktaedreista, joissa magnesiumioni sijaitsee keskellä ja on koordinoitunut kuuteen hydroksidi-ioniin. Tämä esitetty alla olevassa kuvassa.
Kyseisessä tapauksessa jokainen oktaedrinen paikka on varattu ja tällöin rakennetta kutsutaan trioktaedriseksi. Magnesiumionin varaus jakautuu kuudelle hydroksidiryhmälle ja jokainen hydroksidiryhmä jakautuu kolmelle magnesiumionille, jolloin muodostunut magnesiumhydroksidi levy on sähköisesti neutraali. [23]
Lähteet
[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]- ↑ N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemistry of the elements. Oxford ; Boston: Butterworth-Heinemann, 1997. ISBN 978-0-7506-3365-9
- 1 2 Chemical Rubber Company: CRC handbook of chemistry and physics: a ready-reference book of chemical and physical data. Boca Raton: CRC Press, 2004. ISBN 978-0-8493-0485-9 Teoksen verkkoversio Viitattu 3.5.2025.
- ↑ Steven S. Zumdahl, Susan A. Zumdahl, Donald J. DeCoste: Chemistry. Boston, MA: Cengage, 2017. ISBN 978-1-305-95740-4
- ↑ Peter William Atkins, Julio de Paula: Atkins' physical chemistry. Oxford: Oxford university press, 2010. ISBN 978-0-19-954337-3 Teoksen verkkoversio Viitattu 3.5.2025.
- ↑ Catherine E. Housecroft, A. G. Sharpe: Inorganic chemistry. Harlow, England ; New York: Pearson, 2012. ISBN 978-0-273-74275-3
- ↑ Holleman, A. F. & Wiberg, E.: Inorganic Chemistry. Academic Press, 2001. ISBN 978-0-12-352651-9
- ↑ E. M. Karamäki: Epäorgaaniset kemikaalit, s. 176. Kustannusliike Tietoteos, 1983. ISBN 951-9035-61-3
- ↑ Magnesium Extraction from Seawater American Chemical Society. Viitattu 3.5.2025. (englanniksi)
- 1 2 Stowe, R. A. & Reynolds, J. B. "Process for production of magnesium hydroxide and calcium chloride." US Patent 3,301,633, julkaistu 31.1.1967
- ↑ CN106044806A. "Method for preparing magnesium hydroxide from magnesite and magnesium hydroxide prepared with method." Kiinalainen patentti, julkaistu 26.10.2016.
- ↑ Tedesco, Frances J., DiPiro, Joseph T. (1985). "Laxative use in constipation". The American Journal of Gastroenterology. 80 (4): 303-309. PMID 2984923
- ↑ Magnesium hydroxide Global Library of Women's Medicine. Arkistoitu 27.11.2024. Viitattu 3.5.2025.
- ↑ E528 Ruokavirasto. Viitattu 3.5.2025.
- ↑ Milk of Magnesia Makes Good Antiperspirant https://www.peoplespharmacy.com/. Viitattu 3.5.2025. (englanniksi)
- ↑ Deborah A. Kramer: Magnesium Compounds. Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, 4.6.2001. doi:10.1002/0471238961.1301071410010311.a01.pub2 Artikkelin verkkoversio.
- ↑ Horrocks, A., R. & Price, D.: Fire retardant materials. Woodhead Publishing, 2001. ISBN 9781855734197 Teoksen verkkoversio Viitattu 3.5.2025.
- ↑ Walter, M., D. & Wajer, M., T.: Overview of Flame Retardants Including Magnesium Hydroxide 2025. Martin Marietta Magnesia Specialties Inc. Viitattu 3.5.2025.