Lorsque le magnésium élémentaire brûle dans l’air, il se combine avec l’oxygène pour former un composé ionique appelé oxyde de magnésium ou MgO. Le magnésium peut aussi se combiner avec l’azote pour former du nitrure de magnésium, Mg3N2, et peut aussi réagir avec le dioxyde de carbone. La réaction est vigoureuse et la flamme qui en résulte est d’un blanc brillant. À un moment donné, la combustion du magnésium était utilisée pour produire de la lumière dans les flashs photographiques, bien qu’aujourd’hui les flashs électriques aient pris sa place. Il n’en demeure pas moins une démonstration populaire en classe.
Rappelez à votre auditoire que l’air est un mélange de gaz ; l’azote et l’oxygène sont les principaux constituants, bien que le dioxyde de carbone et d’autres gaz soient également présents.
Expliquez que les atomes ont tendance à être plus stables lorsque leur enveloppe extérieure est pleine, c’est-à-dire qu’elle contient son nombre maximal d’électrons. Le magnésium n’a que deux électrons dans son enveloppe extérieure, de sorte qu’il a tendance à les donner ; l’ion positivement chargé formé par ce processus, l’ion Mg+2, a une enveloppe extérieure complète. L’oxygène, par contre, a tendance à gagner deux électrons, ce qui remplit sa coque la plus externe.
Soulignez qu’une fois que l’oxygène a gagné deux électrons à partir du magnésium, il a plus d’électrons que de protons, donc il a une charge négative nette. L’atome de magnésium, par contre, a perdu deux électrons, de sorte qu’il a maintenant plus de protons que d’électrons et donc une charge positive nette. Ces ions chargés positivement et négativement sont attirés l’un vers l’autre, de sorte qu’ils se rassemblent pour former une structure en treillis.
Expliquez que lorsque le magnésium et l’oxygène sont combinés, le produit, l’oxyde de magnésium, a moins d’énergie que les réactifs. L’énergie perdue est émise sous forme de chaleur et de lumière, ce qui explique la flamme blanche brillante que vous voyez. La quantité de chaleur est si grande que le magnésium peut aussi bien réagir avec l’azote et le dioxyde de carbone, qui sont généralement très peu réactifs.
Enseignez à votre auditoire que vous pouvez déterminer la quantité d’énergie libérée par ce processus en le décomposant en plusieurs étapes. La chaleur et l’énergie sont mesurées en joules, où un kilojoule est égal à mille joules. La vaporisation du magnésium en phase gazeuse prend environ 148 kJ / mole, où une mole est de 6,022 x 10^23 atomes ou particules ; puisque la réaction implique deux atomes de magnésium pour chaque molécule d’oxygène O2, multipliez ce chiffre par 2 pour obtenir 296 kJ dépensés. L’ionisation du magnésium prend 4374 kJ supplémentaires, tandis que la décomposition de l’O2 en atomes individuels prend 448 kJ. Pour ajouter les électrons à l’oxygène, il faut 1404 kJ. En additionnant tous ces chiffres, vous obtenez 6522 kJ dépensés. Tout ceci est cependant récupéré par l’énergie libérée lorsque les ions magnésium et oxygène se combinent dans la structure du réseau : 3850 kJ par mole ou 7700 kJ pour les deux moles de MgO produites par la réaction. Le résultat net est que la formation d’oxyde de magnésium libère 1206 kJ pour deux moles de produit formé ou 603 kJ par mole.
Ce calcul ne vous dit pas ce qui se passe réellement, bien sûr ; le mécanisme réel de la réaction implique des collisions entre les atomes. Mais cela vous aide à comprendre d’où vient l’énergie libérée par ce processus. Le transfert d’électrons du magnésium à l’oxygène, suivi de la formation de liaisons ioniques entre les deux ions, libère une grande quantité d’énergie. C’est pourquoi vous devez fournir de la chaleur ou une étincelle d’un briquet pour le démarrer. Une fois que vous l’avez fait, il libère tellement de chaleur que la réaction se poursuit sans autre intervention.
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