Сайт учителя биологии и географии Лотоцкой Е. Г.

ЛАКОКРАСОЧНЫЕ МАТЕРИАЛЫ составы (преим. жидкие или пастообразные), которые после нанесения тонким слоем на твердую подложку высыхают с образованием твердой пленки — лакокрасочного покрытия. К Л.м. относятся лаки, краски, грунтовки, шпатлевки.

ЛАНТАН (от греч. lanthano — скрываюсь; лат. Lanthanum) La хим. элемент III гр. периодической системы, ат. н. 57, ат. м. 138,9055; относится к редкоземельным элементам. Прир. Л. состоит из двух изотопов ₁₃₉La (99,911 %) и радиоактивного ₁₃₈La (0,089%; Т1/2 2∙1011 лет). Поперечное сечение захвата тепловых нейтронов для прир. смеси изотопов 9∙10−28 м². Конфигурация внеш. электронной оболочки 5d¹6s²; степень окисления +3; энергия ионизации при последоват. переходе от La⁹ к La³⁺ соотв. 5,5770, 11,06 и 19,176 эВ; атомный радиус 0,187 нм, ионные радиусы (в скобках указаны координац. числа) La³⁺ 0,117 нм (6), 0,124 нм (7), 0,130 нм (8), 0,136 нм (9), 0,141 нм (10), 0,150 нм (12). Л. вместе с Ce и Nd относится к наиболее распространенным Р_ЗЭ. Содержание Л. в земной коре 2,9∙10−3 % по массе, в морской воде 2,9∙10−6 мг/л. Вместе с др. Р_ЗЭ содержится в монаците, бастнезите, лопарите и апатите. Это осн. минералы, из которых его извлекают. Л. — металл серебристо-белого цвета. До 277 °C устойчив α-La: кристаллич. решетка гексагональная, а=0,3772 нм, с=1,2144 нм, z=4, пространственная группа Р₆³/ттс; плотн. 6,162 г/см³. При 277–861 °C устойчив β-La: решетка кубич. типа Cu, а=0,5296 нм, z=4, пространственная группа Fm3m; плотн. 6,190 г/см³. При 861–920 °C существует γ-La: решетка кубич. типа α-Fe, а=0,426 нм, z=2, пространственная группа Im3m; плотн. 5,97 г/см³; ΔH⁰ полиморфных переходов α:b 0,36 кДж/моль, β:γ 3,12 кДж/моль. Т. пл. 920 °C, т. кип. 3447 °C; для α-La: С⁰p 27,11 Дж/(моль∙К); S₀²⁹⁸ 56,7 Дж/(моль∙К); ΔH⁰_пл 6,2 кДж/моль, ΔH⁰_возг 430 кДж/моль (0 К); давление пара 0,881 Па (1727 °C); температурный коэф. линейного расширения α-La 5,2∙10−6 К−1, β-La 9,5∙10−6 К−1; р для α-La 56,8∙10−6 Ом∙см, β-La 9,8∙10−5 Ом∙см, γ-La 1,26∙10−4 Ом∙см; теплопроводность α-La 13,81 Вт/(м∙К); твердость по Бринеллю 363 МПа; коэф. Пуассона 0,288. Легко поддается мех. обработке. При комнатной температуре чистый Л. обрабатывают ковкой и прессованием, хотя он и не обладает достаточной вязкостью.
Из чистого Л. возможно изготовление листов. По химическим свойствам Л. сходен с семейством из 14 элементов, следующих вслед за ним, которые поэтому наз. лантаноидами. На воздухе Л. быстро окисляется с образованием гидратированного оксикарбоната. При 450 °C в среде O₂ воспламеняется, с N₂ раскаленный Л. образует нитрид. Заметно поглощает H₂ при комнатной температуре, выше 250 °C легко образует гидриды. Л. реагирует (обычно при нагр.) с большинством металлов и неметаллов, образуя интерметаллиды, галогениды, оксиды, сульфиды и др. Легко взаимод. с минер. кислотами. Соед. Л., как правило, бесцветны. Ниже приводятся сведения о наиб. важных соед. Л. Оксид (сесквиоксид) La₂O₃ — кристаллы; до 2040 °C устойчив A-La₂O₃ с гексагон. решеткой (а=0,39373 нм, с=0,61299 нм, z=l, пространственная группа P₃ml плотн. 6,57 г/см³), при 2040–2110 °C — H-La₂O₃ с гексагон. решеткой; при 2100–2313 °C -X-La₂O₃ с кубич. решеткой, т. пл. 2313 °C; С⁰_р 108,8 Дж/(моль∙К); ΔH⁰_обР −1794,2 кДж/моль; S0298 127,3 Дж/(моль∙К). Взаимод. с HCl, HNO₃, HClO₄. Во влажном воздухе быстро превращ. в гидрат оксикарбоната Л.; с водой реагирует активно подобно CaO, превращаясь в La₂O₃∙nH₂O. Получают разложением нитрата, оксалата, карбоната или др. солей Л. на воздухе, обычно при температуре выше 800 °C. La₂O₃ — промeжyт. продукт в производстве LaF₃ и др. соед. Л., компонент оптич. стекол, керамич. материалов, в т. ч. высокотемпературных сверхпроводников. Трифторид LaF₃ — кристаллы с тригон. решеткой (в гексагон. установке: а=0,7186 нм, с=0,7352 нм, z=6, пространственная группа P₃с₁); т. пл. 1493 °C, т. кип. ок. 2300 °C; С° 99,6 Дж/(моль∙К); ΔH⁰_обр −1699 кДж/моль; S⁰₂₉₈ 100 Дж/(моль∙К); не раств. в воде; образует кристаллогидраты. Получают гидраты осаждением из водных растворов солей Л. при действии фтористоводородной кислоты, безводную соль — взаимод. La₂O₃ с газообразным HF или F₂, разложением фтораммонийных комплексов при 400–500 °C и др. Используют для получения металлич. Л.; монокристаллы LaF₃-селективные электроды по отношению к ионам F− Трихлорид LaCl₃ — кристаллы с гексагон. решеткой (а=0,7468 нм, с=0,4366 нм, z=2, пространственная группа P⁶₃/m); т. пл. 862 °C, т. кип. ок. 1710 °C; плотн. 3,842 г/см³; С0р 98 Дж/(моль∙К); ΔH⁰_обр −1071 кДж/моль; S₀²⁹⁸ 137 Дж/(моль∙К). Хорошо раств. в воде; образует кристаллогидраты, в щелочных растворах гидролизуется до гидроксо-хлоридов. Получают взаимод. смеси Cl₂ и CCl₄ с La₂O₃ или La₂(C₂O₄)₃ при 200–600 °C, хлорированием Л. выше 100 °C и др. Применяют для получения Л. и его соединений. Гидроксид La(OH)₃ получают действием растворов щелочей на водорастворимые соли Л. (хлорид, нитрат, перхлорат, ацетат); pH начала осаждения La(OH)₃ или основных солей типа La(OH)₂,5Cl_0,5 близок к 8. Плохо растворимые соли Л. — фторид, фосфат, карбонат, оксалат, моноцитрат, монотартрат и др. используют для выделения La(III) из растворов; чаще других применяют оксалат La₂(C₂O₄)₃∙9H₂O, который при прокаливании до 900–1000 °C дает La₂O₃. Л. вместе с др. Р_ЗЭ выделяют из минералов в виде смеси оксидов (содержание Л. 15–30%). При переработке рудных концентратов и разделении Р_ЗЭ на подгруппы Л. выделяется вместе с Ce, Pr и Nd. После отделения Ce Л. очищают от др. Р_ЗЭ методами экстракции, ионообменной хроматографии, фракционным осаждением гидроксидов. Металлич. Л. получают восстановлением LaF3 или LaCl3 кальцием, электролизом расплава хлоридов Л. в присутствии хлоридов Ca и Ва. Л. — легирующая добавка к алюминиевым, магниевым, никелевым и кобальтовым сплавам, компонент мишметалла, применяемого для улучшения свойств коррозионностойкой, быстрорежущей и жаропрочной стали. Интерметаллид LaNi₅ — перспективный аккумулятор H₂. Оксисульфид и алюминат Л. — компоненты люминофоров.
Л. открыт К. Мосандером в 1839 в виде лантановой "земли" — La₂O₃.

ЛАРИКСОЛ [(65, 13S)-лабда-8(20),14-диен-6,13-диол] мол. м. 306,43; бесцветные кристаллы, т. пл. 103–104 °C; [a]_D+60° (этанол); не раств. в воде, раств. в органических растворителях. Л. и его 6-моноацетат выделяют из живиц разл. видов лиственницы. При гидрировании Л. дает тетрагидролариксол, при дегидрировании — смесь 1,2,5-триметилнафталина и 1,7-диметилфенантрена. 6-Монотозилат

Л. при восстановлении LiAlH₄ дает 13-эпиманоол. Некоторые продукты превращения Л. обладают сильным запахом амбры и используются в парфюм. промышленности.
Лит.: Влад П. Ф., "Успехи химии", 1982, т. 51, № 11, с. 1129–56.

ЛЕ ШАТЕЛЬЕ — БРАУНА ПРИНЦИП согласно совр. представлениям объединяет два не связанных друг с другом правила: собственно принцип Ле Шателье (1884) и сокращенный принцип Ле Шателье — Брауна (1887). Оба правила представляют собой следствия общего принципа равновесия Гиббса (см. термодинамическое равновесие). Принцип Ле Шателье гласит: если система находится в состоянии равновесия, то при действии на нее сил, вызывающих нарушение равновесия, система переходит в такое состояние, в котором эффект внеш. воздействия ослабевает. Принцип Ле Шателье определяет смещение хим. и фазовых равновесий при изменении температуры, давления, состава системы. Например, повышение температуры смещает равновесие эндотермич. реакций в сторону образования конечных продуктов, экзотермич. реакций — в сторону образования исходных веществ (принцип смещения подвижного равновесия Вант-Гоффа). Повышение давления смещает хим. равновесие в направлении процесса, при котором объем системы уменьшается. Введение в систему дополнит. количества к.-л. реагента смещает равновесие в направлении того процесса, при котором концентрация этого вещества убывает. Сокращенный принцип Ле Шателье — Брауна характеризует смещение равновесия при участии т. наз. вторичных сил, индуцируемых в системе той силой, которая непосредственно воздействует на систему. Если равновесие описывается с помощью обобщенных координат Xi и сопряженных с ними обобщенных сил Уi (i = 1, 2, ..., s, где s — число термодинамич. степеней свободы системы), которые изменяются при моновариантном процессе, то интенсивность воздействия силы Yi на координату Xi уменьшается при замене условия постоянства одной из обобщенных сил на условие постоянства сопряженной с этой силой обобщенной координаты. Например, если для некоторой системы обобщенными силами являются давление р и температура Т, а сопряженные с ними обобщенные координаты — объем V и энтропия S соотв., то неравенство (дS/дT)_p / (дS/дT)_V показывает, что если условие р = const заменить на V = const, значение производной энтропии по температуре уменьшится. Это приводит к известному соотношению между изобарной и изохорной теплоемкостями: Cр / CV .
Лит.: Сторонкин А. В., Термодинамика гетерогенных систем. Л., 1967.

ЛИКОРИН [нарциссин, галантизин] алкалоид, выделенный из растений семейства амариллисовых (Amaryllidaceae). Особенно богаты им растения родов кливия (Clivia), кринум (Crinum), галантус (Galanthus), унгерния (Ungernia). Представляет собой бесцветные кристаллы, мол. м. 287,31, т. пл. 265–266 °C (для препарата, полученного перекристаллизацией из метанола); плохо раств. в органических растворителях и воде. Т. пл. гидрохлорида 217 °C, пикрата 196 °C В УФ спектре имеются максимумы поглощения при 240 и 292 нм (lg el соотв. 3,59 и 3,67); в спектре ЯМР наблюдаются синглеты при 5,95, 6,80 и 6,98 м. д.; в масс-спектре основной пик обусловлен ионом с m/z 227. Мн. хим. реакции Л. сопровождаются ароматизацией кольца С. Л. экстрагируют 1%-ным водным раствором HCl из надземной части унгернии Северцова (Ungeraia Sewertzowii).

Л. усиливает секрецию бронхиальных желез, обладает анальгезирующим, жаропонижающим, противовоспалительным свойствами, в малых дозах оказывает отхаркивающее действие, в больших — вызывает рвоту. Л. и его производные (дигидроликорин, диацетилликорин, диацетилдигидроликорин) обладают антибластомным действием. Л. — мощный ингибитор роста и размножения клеток высших растений, морских водорослей, дрожжей. В очень низких концентрациях ингибирует биосинтез аскорбиновой кислоты. Гидрохлорид Л. — отхаркивающее средство при воспалит. процессах в легких и бронхах.
Лит.: Cook J. W., Loudon J. D., в кн.: The alkaloids. Chemistry and physiology, ed. by R. H. F. Manske. H. L. Holmes, v. 2, N.Y., 1952, p. 331–52; Wildman W.C., там же, v. 6, N. Y., 1960. p. 289–413; его же. там же, v. 11, N.Y., 1968, p. 307–405.

ЛИПАЗЫ (триацилглицерол-ацилгидролазы) (от греч. lipos — жир) ферменты класса гидролаз, катализирующие гидролиз эфиров глицерина и высших карбоновых кислот, напр.:

Иногда к Л. относят также фермент холестеролэстеразу, расщепляющую эфиры холестерина. Гидролиз триацилглицеринов идет преим. в положении 1. Ди- и моноацилглицерины гидролизуются медленно. Л. широко распространены у млекопитающих (панкреатич. и тканевые Л.), растений, дрожжей и бактерий. Из плазмы крови и молока выделена также Л. (липопротеидлипаза), гидролизующая триацилглицерины, связанные с белком, которые входят в состав липопротеинов низкой плотности. Наиб. изучена панкреатич. Л. свиньи (мол. м. 48 тыс.). Она существует в виде 2 форм (А и В) и представляет собой гликопротеин. Состоит из одной полипептидной цепи с 6 дисульфидными связями и содержит 2 меркаптогруппы, блокирование которых не влияет на активность фермента. Активный центр этого фермента содержит серин (он занимает положение 110 в полипептидной цепи). В организме панкреатич. Л. функционирует в комплексе с колипазой (белок с мол. м. 10 тыс.), по-видимому защищающей Л. от ингибирующего действия солей желчных кислот. Холестеролэстераза обладает гидролитич. и синтетазной активностью. Этот фермент (мол. м. 65–69 тыс.) из панкреатич. сока крысы проявляет оптим. каталитич. активность при pH 6–7. Особенность Л. — их активация на поверхности раздела фаз, образованных липидом и водой. Фермент очень медленно гидролизует эфиры глицерина и карбоновых кислот с короткой углеводородной цепью, находящиеся в истинных растворах. Однако при увеличении концентрации эфира выше критич. концентрации мицеллообразования скорость гидролиза резко возрастает. Предполагают, что Л. имеют специфич. участок, ответственный за "активацию поверхностью", а сама активация обусловлена конформац. изменениями молекулы фермента. Оптим. каталитич. активность Л. проявляется при pH 8–9. Однако некоторые Л. растений и микроорганизмов активны в слабокислой среде (pH 4–6). Л. играют важную роль в обмене липидов. Их используют для обезжиривания шкур, ароматизации и ускорения созревания сыров, как компонент лекарственных средств.
Лит.: Брокерхоф X., Дженсен Р., Липолитические ферменты, пер. с англ., М., 1978; Lipases, ed. by В. Borgstrom, H. L Brockman, Amst, 1984.

м-ДИНИТРОБЕНЗОЛ (1,3-динитробензол) C₆H₄(NO₂)₂ мол. м. 168,12; бесцветные кристаллы, существующие в двух нестабильных модификациях (обе имеют т. пл. 75 °C) и одной стабильной. Для последней т. пл. 91 °C, т. кип. 302,8 °C/770 мм рт. ст., 167 °C/14 мм рт. ст.; d420 1,567; С_⁰ р  179,3 кДж/(моль∙К); ΔH⁰_субл 81,38 кДж/моль, ΔH⁰_исп 60,75 кДж/моль, ΔH⁰_пл 20,5 кДж/моль, ΔH⁰_сгор −2909,95 кДж/моль, ΔH⁰_обр −27,2 кДж/моль; μ 12,6∙10−30 Кл∙м при 20 °C. Плохо раств. в воде (в 100 г — 0,052 г при 20 °C и 0,317 г при 100 °C), этаноле, хорошо — в бензоле, толуоле, хлороформе, этилацетате. Для м-Д., как и для большинства полинитроароматич. соед., характерно образование окрашенных аддуктов с основаниями, напр., алкоголятами (комплексы Джексона — Майзенхаймера), аминами, щелочными растворами кетонов (комплексы Яновского), цианид- и азид-ионами. На многих из этих реакций основаны спектрофотометрич. методы количеств. анализа м-Д. По химическим свойствам м-Д. отличается от орто- и пара-изомеров, которые при взаимодействии с водным раствором NaOH (20 °C) образуют соотв. о- и n-нитрофенолы, а м-Д. (при кипячении) — 3,3'-динитроазоксибензол. При реакции с Na₂SO₃ у о- и п-изомеров при 20 °C одна NO₂-группа замещается на сульфогруппу, а м-Д. реагирует только при повышенной температуре (на этом различии основана очистка м-Д. от примесей о- и n-изомеров). При хлорировании (200–230 °C) орто-изомер превращается в о-дихлорбензол, пара-изомер – в п-хлорнитробензол, а м-Д. — в смесь продуктов замещения одной и двух NO₂-групп на хлор. Электрохим. восстановление м-Д. в зависимости от материала катода и характера среды приводит к 2,4-диаминофенолу, м-фенилендиамину, м-нитроанилину или смеси 3,3'-динитроазоксибензола и м-нитрофенилгидроксиламина. В промышленности м-Д. получают нитрованием бензола сначала до нитробензола, к которому затем медленно прибавляют смесь концентрир. HNO₃ и H₂SO₄, постепенно повышая температуру до 75–80 °C и выдерживая при 90 °C в течение 2 ч, после чего разбавляют водой для осаждения смеси изомеров. Содержание мета-, орто- и пара-изомеров в смеси соотв. 90–91, 8–9 и 1–2%. Сырой м-Д. выделяют с помощью Na₂SO₃, затем сушат в расплаве при 110–120 °C Лаб. способ синтеза: нитрованием нитробензола смесью HNO₃ (плотн. 1,5 г/см³) и конц. H₂SO₄ с послед. перекристаллизацией из спирта. м-Д. определяют полярографически. Цветные реакции: при смешении м-Д. с динитротиофеном в присутствии следов KOH появляется красное окрашивание, при добавлении к щелочному раствору м-Д. сахара — фиолетовое. Используется м-Д. для получения м-нитроанилина и м-фенилендиамина — важных промежут. продуктов в синтезе красителей, а также как компонент нитроцеллюлозных порохов. м-Д. впитывается через кожу. Он превращает гемоглобин в метгемоглобин (сильнее, чем нитробензол), поражает печень (вплоть до острой желчной атрофии). Т. всп. 580 °C. ПДК 1 мг/м³.
Лит.: Орлова Е. Ю., Химия и технология бризантных взрывчатых веществ, 2 изд., Л., 1973.

МАГНЕТОХИМИЯ раздел физ. химии, изучающий зависимость между магн. свойствами вещества и его хим. строением, а также влияние магн. поля на реакционная способность хим. соединений. Магн. свойства большинства веществ характеризуются магн. восприимчивостью, которая для диа- и парамагнетиков равна отношению спонтанной намагниченности к напряженности внеш. поля и для сильномагнитных веществ зависит от напряженности поля. Первыми объектами М. были диамагнитные орг. вещества. Как показал П. Паскаль, для этих соед. значения молярной магн. восприимчивости cм, усредненные по всем направлениям и отнесенные к одной молекуле, подчиняются принципу аддитивности по атомам и хим. связям, напр. cм = nAcA + λ, где nА — число атомов с восприимчивостью cА, λ — поправка, зависящая от природы связей между атомами. Аддитивный подход был разработан также для неорг. диамагнитных ионных кристаллов. В настоящее время развивается аддитивная схема и для анизотропии магн. восприимчивости, которая обладает по сравнению с усредненным значением гораздо большей чувствительностью к взаимной ориентации функц. групп, внутри- и межмол. взаимодействиям. Сравнение эксперим. значений магн. восприимчивости (или зависящих от нее свойств) с аддитивно вычисленными значениями используют для установления хим. строения молекул, изучения взаимного влияния атомов или ионов, исследования сольватации и комплексообразования, в конформац. анализе. Так, выявление аномально больших значений магн. восприимчивости, характерных только для ароматич. соед., является широко применяемым критерием ароматичности. Для парамагнитных веществ обычно сопоставляют эффективный (экспериментальный) магн. момент щфф, равный (cпара.Т)1/2 (T — абс. температура), с теоретич. значением, зависящим в общем случае от g-фактора и квантовых чисел молекулы, или анализируют не зависящий от температуры парамагнетизм. Совр. М. парамагнитных частиц основывается на трудах Х. Бете (1929) и Дж. Ван Флека (1933), приведших к созданию кристаллического поля теории и поля лигандов теории. Согласно этим представлениям, парамагнетизм молекул, напр. координационных соед., определяется числом неспаренных электронов, симметрией и силой кристаллич. поля (поля лигандов). По величине mэфф и его температурной зависимости можно судить о степени окисления металла, природе внутрикомплексных и межионных взаимод., пространств. структуре и симметрии координац. сферы. Так, магн. моменты ионов РЗЭ практически не зависят от окружения, поскольку поле лигандов слабо влияет на магн. момент, определяемый внутр. 4f-электронами. Иная картина наблюдается для ряда 3d-ионов переходных металлов, для которых m_эфф редко достигает суммы спинового и орбитального магн. моментов вследствие того, что орбитальный магн. момент иона полностью или частично подавляется кристаллич. полем. В некоторых ионах, напр. CrO42−, при отсутствии неспаренных электронов преобладает парамагнетизм, который не зависит от температуры. Он обусловлен тем, что волновая функция основного состояния иона в магн. поле включает слагаемые, отвечающие более высоким по энергии и обладающим магн. моментом возбужденным состояниям этого иона в отсутствие поля. В молекулах, содержащих более одного парамагнитного иона (типа кластеров), отклонения mэфф от значений, ожидаемых для многоядерных соед., и вид температурной зависимости mэфф указывают, как правило, на проявление обменных взаимод. ферро- или антиферромагнитного типа между парамагнитными ионами. Из-за этого, напр., димер Cu2(OCOCH3)4.2H2O при низких температурах диамагнитен, а выше комнатной парамагнитен. Возможны и косвенные межмол. обменные взаимодействия. Так, mэфф Os(IV) в кристаллич. K₂OsCl₆ равен 1,44 магнетона Бора, а в растворе из-за уменьшения антиферромагнитного обменного взаимод. между ионами Os(IV) mэфф возрастает до 1,94 магнетона Бора. Магн. свойства комплексов часто определяются симметрией координац. сферы; так, квадратные комплексы Ni(II) диамагнитны, а тетраэдрические парамагнитны. Благодаря тому что парамагнитная восприимчивость значительно превосходит диамагнитную, методы М. используются также для обнаружения следов ферромагнитных примесей, недоступных для определения др. методами. В рамках магнетохим. подхода некоторые хим. и биохим. процессы объясняются изменением числа неспаренных электронов. Перспективными направлениями М. являются исследования непосредств. влияния магн. поля на смещение хим. равновесия, кинетику и механизм хим. реакций, в т. ч. гетерогенных (см. ионы в газах, магнитно-спиновые эффекты). К М. примыкают исследования магн. резонанса (ЯМР, ЭПР и др.), направленные на выявления связи между магн. свойствами и хим. строением молекул.
Лит.: Калинников В. Т., Ракитин Ю. А., Введение в магнетохимию, М., 1980; Зеленцов В. В., Богданов А. П., Магнетохимия координационных соединений, М., 1982 (ротапринт); Карлин Р., Магнетохимия., пер. с англ., М., 1989; Вульфсон С. Г., "Успехи химии", т. 47, 1988, № 10, с. 1622–42.

МАГНИЙ (Magnesium) Mg хим. элемент II гр. периодической системы, ат. н. 12, ат. м. 24,305; относится к щелочноземельным элементам. Прир. М. состоит из трех стабильных изотопов ²⁴Mg (78,60%), ²⁵Mg (10,11%) и ²⁶Mg (11,29%). Поперечное сечение захвата тепловых нейтронов для прир. смеси изотопов 5,9∙10−20 м². Конфигурация внеш. электронной оболочки 3s2; степень окисления +2, очень редко +1; энергии ионизации Mg⁰ : Mg⁺ : Mg²⁺ равны соотв. 7,64607 и 15,0353 эВ; электроотрицательность по Полингу 1,2; сродство к электрону −0,22 эВ; атомный радиус 0,160 нм, ионные радиусы для Mg²⁺ (в скобках указаны координац. числа) 0,071 нм (4), 0,08 нм (5), 0,086 нм (6), 0,103 нм (8). Содержание М. в земной коре 2,35% по массе. Встречается в природе только в виде соединений. Известно более 100 минералов, содержащих М.; большинство из них — силикаты и алюмосиликаты, напр. оливин (Mg,Fe)₂[SiO₄], серпентин Mg₆(OH)₈[Si₄O₁₀] и др. Образуют залежи пром. значения гл. обр. магнезит MgCO₃, доломит MgCO₃^.CaCO₃, асбест, бишофит MgCl₂^.6H₂O, карналлит KCl^.MgCl₂^.6H₂O, кизерит MgSO₄^.H₂O, эпсомит MgSO₄^.7H₂O, каинит KCl^.MgSO₄^.3H₂O, астраханит Na₂SO₄^.MgSO₄^.4H₂O. Много М. содержится в воде морей и океанов и в прир. рассолах. М. всегда содержится в растениях, т. к. входит в состав молекулы хлорофилла. Свойства. М. — серебристо-белый металл; кристаллич. решетка гексагональная, а = 0,3210 нм, с = 0,5200 нм, z = 2, пространственная группа P₆³/ттс. Т. пл. 650 °C, т. кип. 1105 °C; плотн. 1,74 г/см³ (20 °C), 1,54 г/см³ (7,00 °C); С⁰_p 24,90 Дж/(моль∙К); ΔH⁰_пл 8,5 кДж/моль (923 К); S₀²⁹⁸ 32,68 Дж/(моль∙К). Его прочность и твердость минимальна для литых образцов и выше для прессованных и кованых; предел текучести 25–90 МПа; σраст 120–200 МПа; твердость по Бринеллю 300–350 МПа; относит. удлинение 8,0–11,5%. При обычных условиях поверхность М. защищена прочной пленкой магния оксида MgO, только при нагр. на воздухе до ~ 600 °C происходит разрушение этой пленки и металл сгорает ослепительно белым пламенем с образованием MgO и нитрида Mg₃N₂. С холодной водой М. не реагирует, из кипящей воды вытесняет H₂ и образует магния гидроксид Mg(OH)₂. Аналогично реагирует с растворами солей аммония. С разб. кислотами М. интенсивно взаимод. при комнатной температуре, с конц. H₂SO₄ и HNO₃ на холоду не реагирует. Он также устойчив к действию HF и фтористоводородной кислоты в результате образования защитной пленки MgF₂. При взаимодействии с галогенами М. дает магния галогениды MgX₂. С водородом при 570 °C и давлении ~20 МПа в присутствии MgI₂ образует гидрид MgH₂ — серые кристаллы с решеткой типа рутила; плотн. 1,45 г/см³; устойчив на воздухе; медленно реагирует с водой, давая Mg(OH)₂ и H₂; разлагается на элементы выше 280 °C. Гидрид М., полученный взаимод. LiH с магнийалкилами, — бесцветное твердое вещество, воспламеняется на воздухе, бурно реагирует с водой. С N₂ при 780–800 °C М. образует нитрид Mg₃N₂ — желтоватые кристаллы с кубич. решеткой типа Mn₂O₃ (α-форма); при 550 °C переходит в β-форму, которая при 778 °C превращ. в γ-модификацию; реагирует с водой с образованием Mg(OH)₂ и NH₃. Нитрид М. получают также при пропускании сухого NH3 над М. при 600 °C. При нагр. М. с S, Se или Те образуются халькогениды MgS, MgSe, MgTe — бесцветные кристаллы; гидролизуются водой. Сульфид MgS — кристаллы с кубич. решеткой; При нагр. М. с В образуются бориды MgB2, MgB₄, MgB₆, MgB₁₂ — темно-коричневые твердые вещества; MgB₂ медленно реагирует с водой и бурно с разб. кислотами, давая бороводороды; более богатые бором бориды не взаимод. с разб. кислотами при комнатной температуре. С углеродом М. образует карбиды MgC₂ и MgC₃, которые реагируют с водой, давая C₂H₂ и смеси углеводородов, в которых преобладает аллеи СH₄. С кремнием образует силицид Mg₂Si (т. пл. 1102 °C), разлагающийся водой с выделением SiH₄ и др. силанов. С мн. металлами М. дает интерметаллиды. М. восстанавливает CO₂, В₂O₃, SiO₂, галогениды металлов до соответствующего элемента.
Получение. Преобладающий пром. способ получения М. — электролиз расплава смеси безводных MgCl₂, KCl и NaCl. Для получения расплава используют обезвоженный карналлит или бишофит, а также MgCl₂, полученный хлорированием MgO или как отход при производстве Ti. Температура электролиза 700–720 °C, аноды графитовые, катоды стальные. Извлекаемый магниевый сырец содержит 0,1% примесей. Для очистки от неметаллич. примесей М. переплавляют с флюсами — хлоридами или фторидами К, Ba, Na, Mg. Глубокую очистку осуществляют перегонкой в вакууме, зонной плавкой, электролитич. рафинированием. В результате получают М. чистотой 99,999%. Кроме М. при электролизе получают также Cl2. В термич. способах получения М. сырьем служит магнезит или доломит, из которых прокаливанием получают MgO. В ретортных или вращающихся печах с графитовыми или угольными нагревателями оксид восстанавливают до металла кремнием (силикотермич. способ) или CaC₂ (карбидотермич. способ) при 1280–1300 °C либо углеродом (карботермич. способ) при температуре выше 2100 °C. В карботермич. способе (MgO + С ⇄ Mg + CO) образующуюся смесь CO и паров М. быстро охлаждают при выходе из печи инертным газом для предотвращения обратной реакции CO с М. Определение. Качественно М. обнаруживают по осаждению двойной соли MgNH₄PO₄^.6H₂O либо гидроксихинолината Mg(C₉H₆NO)₂^.2H₂O, по образованию окрашенных соед. Mg²⁺, напр. с титановым желтым, магнезоном I и II, хинализарином или дифенилкарбазидом, а также эмиссионным спектральным методом. Количественно М. определяют обычно комплексонометрически — титрованием раствором натриевой соли этилендиаминтетрауксусной кислоты с использованием индикаторов (эриохрома черного Т или др.), а также титрованием избытка кислоты, пошедшей на растворение MgO, или щелочи, использованной для осаждения Mg(OH)₂. Его определяют также гравиметрически в виде Mg₂P₂O₇, образующегося при прокаливании MgNH₄PO₄^.6H₂O, и в виде гидроксихинолината. Определяют также М. спектрофотометрически с использованием магнезонов. Для определения очень малых количеств М. используют методы химико-спектрального анализа, чувствительность которых достигает 1∙10−4% М. Применяют также методы атомно-абсорбц. анализа и фотометрии пламени. Применение. Осн. область использования М. — производство магния сплавов. М. применяют также для легирования сплавов на основе Al и некоторых др., для металлотермич. получения металлов (Ti, U, Zr, V и др.), для раскисления и десульфурации ряда металлов и сплавов, в синтезе магнийорганических соединений (напр., реактива Гриньяра). Смеси порошка М. с окислителями используют для приготовления осветит. и зажигат. составов. Мировое производство М. 200 тыс. т/год (1980). М. открыл в 1808 Г. Дэви.
Лит.: Эйдензон М. А., Магний, М., 1969; Тихонов В. Н., Аналитическая химия магния, М., 1973; Иванов А. И., Ляндрес М. Б., Прокофьев О. В., Производство магния, М., 1979.

МАГНИЯ ПЕРХЛОРАТ Mg(ClO₄)₂ бесцветные кристаллы; очень гигроскопичны; плотн. 2,614 г/см³; С⁰_р 186,0 Дж/(моль∙К); ΔH⁰_обр −569,6 кДж/моль; S₀²⁹⁸ 210,5 Дж/(моль∙К); существует в неск. кристаллич. модификациях, температура перехода α ⇄ β ок. 100 °C, ΔH⁰ перехода 2,72 кДж/моль. Ниже 300 °C М.п. термически устойчив, медленно распадается выше 350 °C, быстро — в интервале 440–500 °C; конечные продукты распада O₂, Cl₂ и MgO, промежуточный — MgCl₂. Образует три инконгруэнтно плавящихся гидрата.
Хорошо раств. в воде и органических растворителях, при 25 °C растворимость (г в 100 г растворителя): в воде 99,6, этаноле 24,0, метаноле 51,8, гидразине 69,0, ацетоне 42,9. Из водных растворов в интервале концентраций от 43,5 до 65,3% по массе и температур от −67 до 136 °C кристаллизуется гексагидрат. М.п. образует устойчивые твердые сольваты с NH₃, N₂H₄, NH₂OH, пиридином, метанолом, диоксаном и др. электронодонорными молекулами. Конц. растворы М.п. в органических растворителях и сольваты с молекулами восстановителей взрывоопасны. С перхлоратами щелочных металлов и др. однозарядных катионов М.п. образует комплексы M[Mg(ClO₄)₃]. Получают М.п. взаимод. раствора HClO₄ с MgCO₃ или Mg(OH)₂ с послед. кристаллизацией в виде гексагидрата. Для получения чистого продукта в 0,01–0,6 М растворе HClO₄ растворяют Mg 99,9%-ной чистоты. Под коммерч. назв. "ангидрон" выпускают гидратированный М.п. состава Mg(ClO₄)₂^.(2–2,5)H₂O. Для получения безводного М.п. гексагидрат сушат в вакууме при 200–300 °C М. п. используют как осушитель газов (CO₂, CO, SO₂, H₂S, O₂, H₂ и др.), причем он связывает не только воду, но и NH₃, пары спиртов, ацетона, диоксана, пиридина, ацетонитрила и др. полярных веществ. М.п. применяют в качестве катализатора ацилирования по реакции Фриделя — Крафтса, как окислитель, в микроанализе.