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Quando o magnésio elementar queima no ar, ele se combina com o oxigênio para formar um composto iônico chamado óxido de magnésio ou MgO. O magnésio também pode combinar-se com nitrogênio para formar nitreto de magnésio, Mg3N2, e também pode reagir com dióxido de carbono. A reação é vigorosa e a chama resultante é de uma cor branca brilhante. A certa altura, a queima de magnésio foi usada para gerar luz nas lâmpadas fotográficas, embora hoje as lâmpadas elétricas tenham tomado seu lugar. Continua sendo uma demonstração popular em sala de aula.
Lembre a sua audiência que o ar é uma mistura de gases; nitrogênio e oxigênio são os principais constituintes, embora o dióxido de carbono e alguns outros gases também estejam presentes.
Explique que os átomos tendem a ser mais estáveis quando sua camada mais externa está cheia, ou seja, contém seu número máximo de elétrons. O magnésio tem apenas dois elétrons em sua camada mais externa, então tende a doar; o íon carregado positivamente formado por esse processo, o íon Mg + 2, possui uma camada externa completa. O oxigênio, por outro lado, tende a ganhar dois elétrons, o que preenche sua camada mais externa.
Saliente que, uma vez que o oxigênio ganhou dois elétrons do magnésio, ele tem mais elétrons do que prótons e, portanto, possui uma carga líquida negativa. O átomo de magnésio, por outro lado, perdeu dois elétrons, agora possui mais prótons que elétrons e, portanto, uma carga líquida positiva. Esses íons carregados positiva e negativamente são atraídos um pelo outro, então eles se juntam para formar uma estrutura do tipo reticulado.
Explique que, quando o magnésio e o oxigênio são combinados, o produto, óxido de magnésio, tem energia mais baixa que os reagentes. A energia perdida é emitida como calor e luz, o que explica a chama branca brilhante que você vê. A quantidade de calor é tão grande que o magnésio também pode reagir com nitrogênio e dióxido de carbono, que geralmente são muito pouco reativos.
Ensine ao seu público que você pode descobrir quanta energia é liberada por esse processo, dividindo-o em várias etapas. Calor e energia são medidos em unidades chamadas joules, onde um quilojoule é de mil joules. A vaporização de magnésio na fase gasosa leva cerca de 148 kJ / mole, onde uma mole é de 6,022 x 10 ^ 23 átomos ou partículas; Como a reação envolve dois átomos de magnésio para cada molécula de oxigênio O2, multiplique esse número por 2 para obter 296 kJ gastos. A ionização do magnésio leva 4374 kJ adicionais, enquanto a quebra do O2 em átomos individuais leva 448 kJ. Adicionar os elétrons ao oxigênio leva 1404 kJ. A soma de todos esses números fornece 6522 kJ gastos. Tudo isso é recuperado, no entanto, pela energia liberada quando os íons magnésio e oxigênio se combinam na estrutura da rede: 3850 kJ por mole ou 7700 kJ para as duas moles de MgO produzidas pela reação. O resultado líquido é que a formação de óxido de magnésio libera 1206 kJ para duas moles de produto formado ou 603 kJ por mole.
Esse cálculo não diz o que realmente está acontecendo, é claro; o mecanismo real da reação envolve colisões entre átomos. Mas isso ajuda você a entender de onde vem a energia liberada por esse processo. A transferência de elétrons do magnésio para o oxigênio, seguida pela formação de ligações iônicas entre os dois íons, libera uma grande quantidade de energia. A reação envolve algumas etapas que requerem energia, é claro, e é por isso que você precisa fornecer calor ou uma faísca de um isqueiro para iniciá-lo. Uma vez feito isso, libera tanto calor que a reação continua sem mais nenhuma intervenção.