Химические реакции с mg. Характерные химические свойства Be, Mg и щелочноземельных металлов

IIA группа содержит только металлы – Be (бериллий), Mg (магний), Ca (кальций), Sr (стронций), Ba (барий) и Ra (радий). Химические свойства первого представителя этой группы — бериллия — наиболее сильно отличаются от химических свойств остальных элементов данной группы. Его химические свойства во многом даже более схожи с алюминием, чем с остальными металлами IIA группы (так называемое «диагональное сходство»). Магний же по химическим свойствами тоже заметно отличается от Ca, Sr, Ba и Ra, но все же имеет с ними намного больше сходных химических свойств, чем с бериллием. В связи со значительным сходством химических свойств кальция, стронция, бария и радия их объединяют в одно семейство, называемое щелочноземельными металлами .

Все элементы IIA группы относятся к s -элементам, т.е. содержат все свои валентные электроны на s -подуровне. Таким образом, электронная конфигурация внешнего электронного слоя всех химических элементов данной группы имеет вид ns 2 , где n – номер периода, в котором находится элемент.

Вследствие особенностей электронного строения металлов IIA группы, данные элементы, помимо нуля, способны иметь только одну единственную степень окисления, равную +2. Простые вещества, образованные элементами IIA группы, при участии в любых химических реакциях способны только окисляться, т.е. отдавать электроны:

Ме 0 – 2e — → Ме +2

Кальций, стронций, барий и радий обладают крайне высокой химической активностью. Простые вещества, образованные ими, являются очень сильными восстановителями. Также сильным восстановителем является магний. Восстановительная активность металлов подчиняется общим закономерностям периодического закона Д.И. Менделеева и увеличивается вниз по подгруппе.

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

Без нагревания бериллий и магний не реагируют ни с кислородом воздуха, ни с чистым кислородом ввиду того, что покрыты тонкими защитными пленками, состоящими соответственно из оксидов BeO и MgO. Их хранение не требует каких-либо особых способов защиты от воздуха и влаги, в отличие от щелочноземельных металлов, которые хранят под слоем инертной по отношению к ним жидкости, чаще всего керосина.

Be, Mg, Ca, Sr при горении в кислороде образуют оксиды состава MeO, а Ba – смесь оксида бария (BaO) и пероксида бария (BaO 2):

2Mg + O 2 = 2MgO

2Ca + O 2 = 2CaO

2Ba + O 2 = 2BaO

Ba + O 2 = BaO 2

Следует отметить, что при горении щелочноземельных металлов и магния на воздухе побочно протекает также реакция этих металлов с азотом воздуха, в результате которой, помимо соединений металлов с кислородом, образуются также нитриды c общей формулой Me 3 N 2 .

с галогенами

Бериллий реагирует с галогенами только при высоких температурах, а остальные металлы IIA группы — уже при комнатной температуре:

Мg + I 2 = MgI 2 – иодид магния

Са + Br 2 = СаBr 2 – бромид кальция

Ва + Cl 2 = ВаCl 2 – хлорид бария

с неметаллами IV–VI групп

Все металлы IIA группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с неметаллами требуется существенно бо льшая температура.

Следует отметить, что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является метан. Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион C 2 2- , фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют ацетилен как один из продуктов реакции. То, какой тип карбида – метанид или ацетиленид — получится при взаимодействии того или иного металла с углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид получается при взаимодействии бериллия с углеродом:

Остальные металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:

С кремнием металлы IIA группы образуют силициды — соединения вида Me 2 Si, с азотом – нитриды (Me 3 N 2), фосфором – фосфиды (Me 3 P 2):

с водородом

Все щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом. Для того чтобы магний прореагировал с водородом, одного нагрева, как в случае со щелочноземельными металлами, недостаточно, требуется, помимо высокой температуры, также и повышенное давление водорода. Бериллий не реагирует с водородом ни при каких условиях.

Взаимодействие со сложными веществами

с водой

Все щелочноземельные металлы активно реагируют с водой с образованием щелочей (растворимых гидроксидов металлов) и водорода. Магний реагирует с водой лишь при кипячении вследствие того, что при нагревании в воде растворяется защитная оксидная пленка MgO. В случае бериллия защитная оксидная пленка очень стойкая: с ним вода не реагирует ни при кипячении, ни даже при температуре красного каления:

c кислотами-неокислителями

Все металлы главной подгруппы II группы реагируют с кислотами-неокислителями, поскольку находятся в ряду активности левее водорода. При этом образуются соль соответствующей кислоты и водород. Примеры реакций:

Ве + Н 2 SO 4(разб.) = BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr = MgBr 2 + H 2

Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2

c кислотами-окислителями

− разбавленной азотной кислотой

С разбавленной азотной кислотой реагируют все металлы IIA группы. При этом продуктами восстановления вместо водорода (как в случае кислот-неокислителей) являются оксиды азота, преимущественно оксид азота (I) (N 2 O), а в случае сильно разбавленной азотной кислоты – нитрат аммония (NH 4 NO 3):

4Ca + 10HNO 3( разб .) = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO 3(сильно разб.) = 4Mg(NO 3) 2 + NН 4 NO 3 + 3H 2 O

− концентрированной азотной кислотой

Концентрированная азотная кислота при обычной (или низкой) температуре пассивирует бериллий, т.е. в реакцию с ним не вступает. При кипячении реакция возможна и протекает преимущественно в соответствии с уравнением:

Магний и щелочноземельные металлы реагируют с концентрированной азотной кислотой с образованием большого спектра различных продуктов восстановления азота.

− концентрированной серной кислотой

Бериллий пассивируется концентрированной серной кислотой, т.е. не реагирует с ней в обычных условиях, однако реакция протекает при кипячении и приводит к образованию сульфата бериллия, диоксида серы и воды:

Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Барий также пассивируется концентрированной серной кислотой вследствие образования нерастворимого сульфата бария, но реагирует с ней при нагревании, сульфат бария растворяется при нагревании в концентрированной серной кислоте благодаря его превращению в гидросульфат бария.

Остальные металлы главной IIA группы реагируют с концентрированной серной кислотой при любых условиях, в том числе на холоду. Восстановление серы может происходить до SO 2 , H 2 S и S в зависимости от активности металла, температуры проведения реакции и концентрации кислоты:

Mg + H 2 SO 4( конц .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3Mg + 4H 2 SO 4( конц .) = 3MgSO 4 + S↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H 2 SO 4( конц .) = 4CaSO 4 +H 2 S + 4H 2 O

с щелочами

Магний и щелочноземельные металлы со щелочами не взаимодействуют, а бериллий легко реагирует как растворами щелочей, так и с безводными щелочами при сплавлении. При этом при осуществлении реакции в водном растворе в реакции участвует также и вода, а продуктами являются тетрагидроксобериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и газообразный водород:

Be + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + K 2 — тетрагидроксобериллат калия

При осуществлении реакции с твердой щелочью при сплавлении образуются бериллаты щелочных или щелочноземельных металлов и водород

Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 — бериллат калия

с оксидами

Щелочноземельные металлы, а также магний могут восстанавливать менее активные металлы и некоторые неметаллы из их оксидов при нагревании, например:

Метод восстановления металлов из их оксидов магнием называют магниетермией.

К семейству щёлочноземельных эле­ментов относят кальций, стронций, барий и радий. Д. И. Менделеев включал в это семей­ство и магний. Щёлочноземельными элементы именуются по той причине, что их гидроксиды, подобно гидро­ксидам щелочных металлов, раство­римы в воде, т. е. являются щелочами. «…Земельными же они названы пото­му, что в природе они встречаются в состоянии соединений, образующих нерастворимую массу земли, и сами в виде окисей RO имеют землистый вид», - пояснял Менделеев в «Основах химии».

Общая характеристика элементов II а группы

Металлы главной подгруппы II группы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами.

Легко отдают два валентных электрона, и во всех соединениях имеют степень окисления +2

Сильные восстановители

Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: Be–Mg–Ca–Sr–Ba

К щёлочноземельным металлам относят только кальций, стронций, барий и радий, реже магний

Бериллий по большинству свойств ближе к алюминию

Физические свойства простых веществ

Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.

Химические свойства щелочноземельных металлов + Be

1. Реакция с водой.

В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием щелочей:

Mg + 2H 2 O – t° → Mg(OH) 2 + H 2 ­

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2 ­

2. Реакция с кислородом.

Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO 2:

2Mg + O 2 → 2MgO

Ba + O 2 → BaO 2

3. С другими неметаллами образуют бинарные соединения:

Be + Cl 2 → BeCl 2 (галогениды)

Ba + S → BaS (сульфиды)

3Mg + N 2 → Mg 3 N 2 (нитриды)

Ca + H 2 → CaH 2 (гидриды)

Ca + 2C → CaC 2 (карбиды)

3Ba + 2P → Ba 3 P 2 (фосфиды)

Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.

4. Все щелочноземельные металлы растворяются в кислотах:

Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2 ­

Mg + H 2 SO 4 (разб.) → MgSO 4 + H 2 ­

5. Бериллий растворяется в водных растворах щелочей:

Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 ­

6. Летучие соединения щёлочноземельных металлов придают пламени характерный цвет:

соединения кальция - кирпично-красный, стронция - карминово-красный, а бария - желтовато-зелёный.

Бериллий, также как и литий, относится к числу s-элементов. Четвертый электрон, появляющийся в атоме Be, помещается на 2s-орбитали. Энергия ионизации бериллия выше, чем у лития, из-за большего заряда ядра. В сильных основаниях он образует ион-бериллат ВеО 2- 2 . Следовательно, бериллий ‑ металл, но его соединения обладают амфотерностью. Бериллий, хотя и металл, но значительно менее электроположительный, по сравнению с литием.

Высокой энергией ионизации атома бериллий заметно отличается от остальных элементов ПА-подгруппы (магния и щелочноземельных металлов). Его химия во многом сходна с химией алюминия (диагональное сходство). Таким образом, это элемент с наличием у его соединений амфотерных качеств, среди которых преобладают все же основные.

Электронная конфигурация Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 по сравнению с натрием имеет одну существенную особенность: двенадцатый электрон помещается на 2s-орбитали, где уже имеется 1е — .

Ионы магния и кальция ‑ незаменимые элементы жизнедеятельности любой клетки. Их соотношение в организме должно быть строго определённым. Ионы магния участвуют в деятельности ферментов (например, карбоксилазы), кальция – в построении скелета и обмена веществ. Повышение содержания кальция улучшает усвоение пищи. Кальций возбуждает и регулирует работу сердца. Его избыток резко усиливает деятельность сердца. Магний играет отчасти роль антагониста кальция. Введение ионов Mg 2+ под кожу вызывает наркоз без периода возбуждения, паралич мышц, нервов и сердца. Попадая в рану в форме металла, он вызывает долго незаживающие гнойные процессы. Оксид магния в лёгких вызывает так называемую литейную лихорадку. Частый контакт поверхности кожи с его соединениями приводит к дерматитам. Самые широко используемые в медицине соли кальция: сульфат СаSO 4 и хлорид CaCL 2 . Первый используется для гипсовых повязок, а второй применяется для внутривенных вливаний и как внутреннее средство. Он помогает бороться с отёками, воспалениями, аллергией, снимает спазмы сердечно-сосудистой системы, улучшает свертываемость крови.

Все соединения бария, кроме BaSO 4 , ядовиты. Вызывают менегоэнцефалит с поражением мозжечка, поражение гладких сердечных мышц, паралич, а в больших дозах – дегенеративные изменения печени. В малых же дозах соединения бария стимулируют деятельность костного мозга.

При введении в желудок соединений стронция наступает его расстройство, паралич, рвота; поражения по признакам сходны с поражениями от солей бария, но соли стронция менее токсичны. Особую тревогу вызывает появление в организме радиоактивного изотопа стронция 90 Sr. Он исключительно медленно выводится из организма, а его большой период полураспада и, следовательно, длительность действия могут служить причиной лучевой болезни.

Радий опасен для организма своим излучением и огромным периодом полураспада (Т 1/2 = 1617 лет). Первоначально после открытия и получения солей радия в более или менее чистом виде его стали использовать довольно широко для рентгеноскопии, лечения опухолей и некоторых тяжёлых заболеваний. Теперь с появлением других более доступных и дешевых материалов применение радия в медицине практически прекратилось. В некоторых случаях его используют для получения радона и как добавку в минеральные удобрения.

В атоме кальция завершается заполнение 4s-орбитали. Вместе с калием он образует пару s-элементов четвертого периода. Гидроксид кальция ‑ довольно сильное основание. У кальция - наименее активного из всех щелочноземельных металлов - характер связи в соединениях ионный.

По своим характеристикам стронций занимает промежуточное положение между кальцием и барием.

Свойства бария наиболее близки к свойствам щелочных металлов.

Бериллий и магний широко используют в сплавах. Бериллиевые бронзы – упругие сплавы меди с 0,5-3% бериллия; в авиационных сплавах (плотность 1,8) содержится 85-90% магния («электрон»). Бериллий отличается от остальных металлов IIА группы – не реагирует с водородом и водой, зато растворяется в щелочах, поскольку образует амфотерный гидроксид:

Be+H 2 O+2NaOH=Na 2 +H 2 .

Магний активно реагирует с азотом:

3 Mg + N 2 = Mg 3 N 2 .

В таблице приведена растворимость гидроксидов элементов II группы.

Традиционная техническая проблема – жесткость воды , связанная с наличием в ней ионов Mg 2+ и Ca 2+ . Из гидрокарбонатов и сульфатов на стенках нагревательных котлов и труб с горячей водой оседают карбонаты магния и кальция и сульфат кальция. Особенно мешают они работе лабораторных дистилляторов.

S-элементы в живом организме выполняют важную биологическую функцию. В таблице приведено их содержание.

Во внеклеточной жидкости содержится в 5 раз больше ионов натрия, чем внутри клеток. Изотонический раствор («физиологическая жидкость») содержит 0,9% хлорида натрия, его применяют для инъекций, промывания ран и глаз и т. п. Гипертонические растворы (3-10% хлорида натрия) используют как примочки при лечении гнойных ран («вытягивание» гноя). 98% ионов калия в организме находится внутри клеток и только 2% во внеклеточной жидкости. В день человеку нужно 2,5-5 г калия. В 100 г кураги содержится до 2 г калия. В 100 г жареной картошки – до 0,5 г калия. Во внутриклеточных ферментативных реакциях АТФ и АДФ участвуют в виде магниевых комплексов.

Ежедневно человеку требуется 300-400 мг магния. Он попадает в организм с хлебом (90 мг магния на 100 г хлеба), крупой (в 100 г овсяной крупы до 115 мг магния), орехами (до 230 мг магния на 100 г орехов). Кроме построения костей и зубов на основе гидроксилапатита Ca 10 (PO 4) 6 (OH) 2 , катионы кальция активно участвуют в свертывании крови, передаче нервных импульсов, сокращении мышц. В сутки взрослому человеку нужно потреблять около 1 г кальция. В 100 г твердых сыров содержится 750 мг кальция; в 100 г молока – 120 мг кальция; в 100 г капусты – до 50 мг.

Свойства MgS

MgS получают:

1. Mg+S=MgS (реакция происходит в фарфоровой трубке при 8000С).

2. 2Mg + S + H2S = 2MgS + H2

3. MgO + CS2 = 2MgS + CO2 (температура 700-9000С).

4. MgO + C + S = MgS + CO

5. MgSO4 +2C = MgS + 2 CO2 (температура 9000С).

MgS представляет собой бесцветные (или розовато-красные из-за примесей) кубические кристаллы с решеткой типа NaCl (межатомные расстояния 2,89 А) и плотностью 2,79 гр/см3. Они плавятся при температуре 20000С, фосфоресцируют, вызывают красное катодное свечение, трудно растворимы в воде, реагируют с холодной водой:

3MgS + 2HOH = Mg (HS)2 + 2MgO + H2S

При гидролизе MgS в теплой воде образуется окись магния и сероводород:

MgS + HOH = MgO + H2S

Разбавленные кислоты, такие как HF, HCl, H2SO4, реагируют с MgS, образуя соли и H2S. Cl, Br, I энергично реагируют с нагретым выше 3000С MgS, образуя соответствующие галогениды.

Двуокись углерода под давлением 50-100 мм.рт.ст. реагирует с MgS, нагретым выше 6600С:

MgS + CO2 = MgO + COS

1.1.2. Фазовое равновесие в системе Y-S.

Существуют следующие сульфидные фазы иттрия YS, Y5S7, d-Y2S3, γ‑Y2S3, YS2.

Результаты изучения кристаллохимических характеристик и некоторых физических свойств сульфидов собраны в табл.1. Данные по диаграмме состояния системы Y-S не обнаружены.

Предложение о фазовой диаграмме состояния можно сделать на основе кристаллохимических данных, имеющихся по системе Y-S. Моносульфид YS кристаллизуется в структурном типе NaCl. На основе YS существует дефектный твердый раствор типа вычитания серы до состава YS0,75 (Y4S3), при этом период решетки a уменьшается от 5,493 (YS) до 5,442 A° (Y4S3).

Соединение Y5S7 содержит две формульные единицы в элементарной ячейке. Полуторный сульфид d-Y2S3 кристаллизуется в структурном типе моноклинного Ho2S3 с 6 формульными единицами в ячейке. В ячейке дисульфида (полисульфида) иттрия содержится. 8 формульных единиц YS2.

Тетрагональный YS2 существует при температуре выше 500°C в интервале давлений 15-35 кбар. Кубический же YS2 образуется в интервале давлений 35-70 кбар.

Стехиометрический дисульфид иттрия даже в условиях высоких давлений и температур (500-1200°C) не существует.

1.1.3. Кристаллохимическая характеристика фаз в системе Mg-S, Y‑S.

Табл.1 Кристаллохимические свойства сульфидов иттрия и магния .

ЭКОФИСК (Ekofisk) , газонефтяное месторождение в норвежском секторе Северного м.; входит в Центральноевропейский нефтегазоносный бассейн. Открыто в 1969. Залежи на глубине 3,1-3,3 км. Начальные запасы 230 млн. т. Плотность нефти 0,85 г/см3.

БРОНЕНОСЕЦ, боевой корабль во 2-й пол. 19 - нач. 20 вв. с башенной артиллерией крупного калибра (до 305 мм) и мощной броней. В русском флоте существовали эскадренные броненосцы, предназначенные для ведения морского боя в составе эскадры, и броненосцы береговой обороны. После русско-японской войны 1904-05 корабли типа эскадренных броненосцев стали называться линейными кораблями.

ЛАВРОВСКИЙ Константин Петрович (1898-1972) , российский химик-органик, член-корреспондент АН СССР (1953). Основные труды по химии нефти и технологии ее переработки.

К 4-й аналитической группе относятся катионы Mg 2+ , Mn 2+ , Fe 2+ , Fe 3+ .

Гидроксиды катионов IV группы не растворимы в избытке щелочей и растворе аммиака. Они количественно осаждаются избытком раствора NaOH, в присутствии пероксида водорода, который является групповым реагентом на ионы данной группы. Все катионы образуют трудно растворимые фосфаты, оксалаты, сульфиды (кроме Mg 2+). Mn 2+ , Fe 2+ , Fe 3+ проявляют окислительно–восстановительные свойства.

Реакции ионов магния

Реакция со щелочами.

Едкие щелочи образуют белый студенистый осадок гидроксида магния:

MgCl 2 + 2NaOH = Mg(OH) 2  + 2NaCl

Гидроксид магния растворим в кислотах и солях аммония, но не растворим в избытке щелочи.

Реакция с водным раствором NH 3 .

Аммиак с ионами магния образует осадок гидроксида магния:

Mg 2+ + 2NH 3 ˙ Н 2 О = Mg(OH) 2  + 2NH 4 + ,

который не осаждается полностью. К присутствии солей аммония диссоциация NH 3 ˙ Н 2 О настолько понижается, что концентрация ионов ОН – становится меньше необходимой для того, чтобы было превышено произведение растворимости Mg(OH) 2 . Иначе говоря, NH 4 Cl и NH 3 образуют буферный раствор с рН = 8,3, при котором гидроксид магния в осадок не выпадает.

3. Реакция с гидрофосфатом натрия.

MgCl 2 + Na 2 HPO 4 = MgHPO 4  + 2NaCl

Гидрофосфат магния – белый аморфный осадок, растворимый в минеральных кислотах, а при нагревании – в уксусной.

Выполнение реакции: при проведении реакции в присутствии NH 3 ˙ Н 2 О и NH 4 Cl выпадает белый кристаллический осадок фосфата магния и аммония. В пробирку помещают 3–4 капли соли магния (задачи) добавляют раствор аммиака до слабой мути, раствор NH 4 Cl до её растворения и 2–3 капли раствора Na 2 HPO 4. Пробирку охлаждают под холодной водой, потирая стеклянной палочкой о внутренние стенки пробирки. В присутствии ионов магния со временем выпадает белый кристаллический осадок:

MgCl 2 + Na 2 HPO 4 + NH 3 ˙ H 2 О = MgNH 4 PO 4  + 2NaCl + H 2 O

Реакцию можно проводить и как микрокристаллоскопическую. На предметное стекло наносят каплю соли магния (задачи), каплю NH 4 Cl, выдерживают над склянкой с концентрированным раствором NH 3 (каплей вниз), вносят кристаллик сухого Na 2 HPO 4 ·12Н 2 О и через минуту наблюдают кристаллы MgNH 4 PO 4 в виде дендритов (листков) под микроскопом.

Реакция с карбонатом аммония.

2MgCl 2 + 2(NH 4) 2 СО 3 + Н 2 О = Mg 2 (OH) 2 CO 3  + 4NH 4 Cl + СO 2 

Осадок малорастворим в воде и выпадает только при рН > 9. Он растворим в солях аммония, что можно объяснить, исходя из следующего равновесия: Mg 2 (OH) 2 CO 3  Mg 2 (OH) 2 CO 3  2Mg 2+ + 2OН – + СО 3 2–

При введении NH 4 Cl происходит его диссоциация NH 4 Cl  NH 4 + + Cl – . Ионы NH 4 + связываются с гидроксид–ионами в малодиссоциирующее соединение NH 3 ˙ Н 2 О, вследствие чего концентрация ионов OH – понижается инe достигается и происходит растворение осадка.

5. Реакция с 8-оксихинолином.

8–оксихинолин в аммиачной среде при рН 9,5–12,7 образует с ионами магния зеленовато-желтый кристаллический осадок внутрикомплексной соли оксихинолята магния Mg(C 9 H 6 NO) 2 ·2H 2 O:

Mg 2+ + 2C 9 H 6 NOH + 2NH 4 OH =Mg(C 9 H 6 NO) 2 + 2NH 4 +

Осадок растворим в уксусной и минеральных кислотах. Катионы щелочных и щелочноземельных металлов реакции не мешают.

Выполнение реакции: к 3–4 каплям исследуемого раствора прибавляют 2 капли раствора фенолфталеина и по каплям 2 М раствор аммиака до появления розовой окраски. Содержимое пробирки нагревают до кипения и прибавляют 4–5 капель 5%-ного спиртового раствора 8–оксихинолина. В присутствии магния выпадает зеленовато–желтый осадок. Реакции не мешают ионы щелочных и щелочноземельных металлов.