stellten es zuerst aus seinen
Verbindungen dar; in größern Mengen wurde es von
Bunsen auf elektrischem Wege erhalten und 1860 von
Deville und
Caron in den
Kreis
[* 2] der industriellen Metalle eingeführt. Man stellte es bisher ganz analog dem
Aluminium durch
Reduktion von
Chlormagnesium mit Natrium dar. Neuerdings gewinnt man es billiger durch
Elektrolyse
[* 3] aus
Carnallit. Nach dieser von Graetzel eingeführten Neuerung ist der Preis des Magnesium auf 30-40 Magnesium für 1 kg
zurückgegangen, während er 1884 noch 80 Magnesium und 1874 sogar 450 Magnesium für 1 kg betrug.
Das Magnesium ist silberweiß, nicht sehr hart und läßt sich feilen, bohren, sägen und zu
Blech auswalzen;
es schmilzt bei 750° und siedet bei etwas über 1000° C und kann daher überdestilliert werden. Es oxydiert an der Luft
bei gewöhnlicher
Temperatur kaum, entzündet sich etwas oberhalb seines Schmelzpunktes und verbrennt mit blendendweißem
Licht
[* 4] zu
Magnesiumoxyd. Sein spec. Gewicht ist 1,7. Das Wasser zersetzt es selbst beim
Kochen nur langsam.
Vorderhand ist die Anwendung des Magnesium noch beschränkt.
durch Einblasen eines Gemenges von Magnesiumpulver und salpetersaurem oder übermangansaurem
Kalium in eine Flamme,
[* 6] wird in der
Photographie verwendet. (S. auch
Magnesiumlicht und
Magnesialicht.)
MgCO3, kommt als
Magnesit in der Natur vor. Es ist künstlich nicht darstellbar, da beim Vermischen
von löslichen
Magnesiumsalzen mit kohlensaurem
Alkali unter Abscheidung von
Kohlensäure basische
Verbindungen entstehen. Letztere
bilden die
Magnesia alba, das
Magnesium carbonicum der
Pharmakopöen. Zu ihrer
Darstellung wird eine konzentrierte Lösung von
eisenfreiem
Magnesiumchlorid kalt, unter starkem Umrühren mit einer konzentrierten Lösung von Natriumcarbonat
gefällt.
Der gelatinöse Niederschlag wird auf einem Filter mit kaltem Wasser gewaschen, wobei er allmählich dicht und körnig wird.
Nach beendigtem
Auswaschen wird der Niederschlag in einem geräumigen
Kessel in Wasser verteilt und unter beständigem Umrühren
vorsichtig auf eine
Temperatur von 65-70° erhitzt. Bei diesem Wärmegrade giebt das
Salz
[* 7] eine gewisse
Menge von
Kohlensäure ab und verwandelt sich in eine basischere
Verbindung. Sobald die ersten Kohlensäurebläschen sich zeigen,
ist die Erhitzung sofort zu unterbrechen und der ganze
Inhalt desKessels rasch auf ein bereit stehendes, großes, flaches,
kastenförmiges Filter
zu entleeren.
Während der Filtration geht die weitere
Zersetzung vor sich, wobei die sich entwickelnde
Kohlensäure auf gleiche
Weise lockernd
auf den Niederschlag wirkt, wie beim
Backen des Brotteigs. Nach dem
Ablaufen des Wassers wird der Niederschlag in viereckige
Stücke zerteilt und in sehr mäßiger Wärme
[* 8] getrocknet. Bei richtiger Ausführung der beschriebenen
Operationen erhält man eine äußerst lockere, leichte, schneeweiße
Masse, deren Zusammensetzung nicht ganz konstant ist,
aber annähernd der Formel 3 MgCO3.Mg(OH)2 + 4 H2O entspricht.
Man benutzt sie in der Heilkunde gegen Magensäure, als gelindes Abführmittel, äußerlich auch als austrocknendes
Mittel
bei Hautleiden, zu Puder, Zahnpulver u. s. w., technisch in derAppretur. Im
Großhandel kosten (1896) 100 kg
56-58 Magnesiumcarbonat. Von Wasser, das Kohlensäuregas absorbiert enthält, wird das Magnesiumcarbonat zu
dem Maguesiumhydrocarbonat, Mg(CO3H)2, gelöst. Dieses zersetzt sich sehr leicht, schon wenn die Lösung an der Luft
steht und die
Kohlensäure entweichen kann, unter Abscheidung eines schön krystallisierenden wasserhaltigen Magnesiumcarbonat, MgCO3 + 4 H2O.
Chlormagnesium, MgCl2, kommt vor im Meerwasser, in
Solquellen, denen es den bittern
Geschmack erteilt,
in verschiedenen
Abraumsalzen
(Carnallit,
Kainit,
Tachyhydrit uud Voracit). Im wasserfreien Zustande erhält man es durch Erhitzen
des Doppelsalzes MgCl2.NH4Cl + 6 H2O als blätterige, bei schwacher Rotglut schmelzende und flüchtige
Masse. Aus
wässerigen Lösungen krystallisiert MgCl2 + 6 H2O in farblosen, zerfließlichen, nadelförmig
gebildeten Prismen, die in sehr wenig Wasser, auch in
Alkohol leicht löslich sind.
Mit
Chlormetallen bildet das Magnesiumchlorid Doppelsalze, z.B. Kalium-Magnesiumchlorid (den
Carnallit, s. d.),
Calcium-Magnesiumchlorid (den
Tachyhydrit, s. d.), Magnesiumchlorid mit
Kalium-Magnesiumsulfat (den
Kainit, s. d.). Wegen seiner Zerfließlichkeit wird das Magnesiumchlorid zum
Schlichten der Fäden bei der Herstellung baumwollener Gewebe
[* 9] verwendet. Auch gebraucht man es zur
Zersetzung abfallenden
Seifenwassers, zum Reinigen des
Gases vom Ammoniakgehalt und als Klärungs- und Neutralisationsmittel bei der Verarbeitung
von Zuckersäften. Im
Großhandel kosten (1896) 100 kg des rohen Magnesiumchlorid 6-8 Magnesiumchlorid, des reinen 46 Magnesiumchlorid.
das durch Verbrennen von Magnesiumdraht oder Magnesiumpulver erzeugte Licht. Es zeichnet sich durch
große Helligkeit und Reichtum an chemisch wirkenden
Strahlen aus, weshalb es zum Photographieren in dunkeln Räumen verwendet
wird. Man bedient sich dabei besonderer Lampen,
[* 10] die eine selbstthätige Vorschiebung des verbrennenden
Drahtes oder Pulvers
bewirken. Für Signalfeuer bestehen folgende
Sätze:
Weißes
[* 11]
Feuer: 1
TeilSchellack, 6
Teile salpetersaurer
Baryt, 2,5 Proz. Magnesiumpulver; rotes
Feuer: 1
TeilSchellack, 5
Teile salpetersaures
Strontium, 2,5 Proz. Magnesiumpulver. (S.
auch
Magnesiumblitzlicht,
Magnesialicht und Chathamlicht.)
Magnesia usta (gebrannte
Magnesia), MgO, kommt in der Natur als Periklas vor;
es entsteht
beim Verbrennen von
Magnesium und wird durch schwaches
Glühen von
Magnesiumhydrocarbonat (s. Magnesiumearbonat) erhalten. So
gewonnen, ist das Magnesiumoxyd ein lockeres weißes
¶
mehr
Pulver, in Wasser fast unlöslich;
mit Wasser befeuchtet reagiert es alkalisch. Es verbindet sich mit Wasser zu Magnesiumoxydhydrat
oder Magnesiahydrat, Mg(OH)2;