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Solución:
Solución 1:
Una gran pila de polvo de magnesio gris, cuando se enciende en el aire, produce una pila humeante que se enfría para revelar un sólido blanco crujiente de óxido de magnesio. Sin embargo, si rompes el montículo, puedes encontrar algo bastante extraño en el medio: un polvo claramente marrón que no estaba allí antes.
¡Ver es creer! El autor del video también tiene una idea inteligente para identificar el sólido marrón. Añadiendo agua y colocando papel pH húmedo encima el charco, muestra claramente la transferencia de alguna sustancia alcalina a través del espacio. Este es gas amoniaco, $ ce NH3 $, cuya presencia se explica por la hidrólisis del nitruro de magnesio:
$$ ce Mg3N2 (s) + 6H2O (l) -> 3 Mg (OH) 2 (aq) + 2 NH3 (g) $$
Es importante que el papel de pH no entre en contacto directo con el agua utilizada para hidrolizar el óxido de magnesio, ya que $ ce Mg (OH) 2 $ es en sí mismo también básico, y también podría formarse por reacción con cualquiera $ ce MgO $ o $ ce Mg $ directamente. Solamente $ ce Mg3N2 $ produce un gas básico que forma una solución alcalina en agua.
Como puede ver, el magnesio metálico lo hace reaccionar directamente con nitrógeno molecular ($ ce N2 $) cuando se quema en el aire. Sin embargo, la reacción es termodinámicamente y cinéticamente menos favorable que la reacción con oxígeno molecular ($ ce O2 $). Esto se debe casi con certeza a la extrema fuerza del enlace entre los átomos de nitrógeno en las moléculas $ ce N2 $, cuya energía de disociación de enlace de $ mathrm 945 kJ mol ^ – 1 $ es uno de los más fuertes de toda la química, solo superado por el enlace del monóxido de carbono. A modo de comparación, la energía de disociación de enlaces de moléculas $ ce O2 $ es drásticamente menor, en $ mathrm 498 kJ mol ^ – 1 $.
Entonces, ¿por qué el artículo de la revista Chem13 al que se hace referencia en la respuesta de Aniruddha Deb no encontró nitruro de magnesio? Es probable que 1 g de magnesio metálico sea demasiado poco para el experimento realizado en sus condiciones. Se necesita una cantidad significativa de magnesio “de sacrificio” para consumir completamente el oxígeno en su entorno. Solo una vez que se haya consumido prácticamente todo el oxígeno (y mientras la pila de magnesio todavía esté lo suficientemente caliente por la reacción entre el magnesio y el oxígeno), el metal de magnesio restante reaccionará con el nitrógeno en el aire. Alternativamente, la reacción debería realizarse en un entorno sin oxígeno. El magnesio metálico es un reductor tan fuerte que muchas sustancias pueden actuar como oxidante para él, incluido el puro $ ce CO2 $ (también se muestra en el video de arriba) y agua (¡nunca apague un fuego de magnesio con agua!).
Solucion 2:
No creo que la composición sea la respuesta porque, en promedio, la atmósfera de la Tierra tiene más nitrógeno que oxígeno, así que creo que la respuesta puede ser la temperatura.
De hecho, la temperatura es un factor importante para esta reacción y la reacción se lleva a cabo a una temperatura específica. Fue estudiado intensamente a finales del siglo XIX.$ ce {^ {[2]PS. Se predijo que la reacción comienza a las $ pu 450 ^ circ C $ y procede más intensamente en $ ce 600-700 ^ circ C $ a presión atmosférica de amoniaco ($ pu 1003 kPa $ a $ pu 25 ^ circ C $). Se encontró que la dependencia de la temperatura de la reacción era de naturaleza parabólica. Posteriormente, se estableció que el nitruro de magnesio se puede formar calentando magnesio en el aire por medio de un quemador de gas. Los investigadores en ese momento sugirieron que se necesitaba una temperatura relativamente alta para que la reacción se pusiera en marcha específicamente en el rango de $ pu 700-900 ^ circ C $. La interacción del magnesio con el nitrógeno comenzó en $ pu 780-800 ^ circ C $ y dentro de 4-5 horas a una temperatura de $ pu 800-850 ^ circ C $, el nitruro se forma con un contenido de nitrógeno de $ ce 27,3-27,6 % $ que correspondía al contenido teórico de nitrógeno en $ ce Mg3N2 $ es decir $ ce 27.4 % $.
notas y referencias
- Enciclopedia de los compuestos alcalinotérreos por Richard C. Ropp
- Descubierto en 1854 por Saint-Claire Deville durante un estudio de sublimación de magnesio en el aire. En 1885, se sintetizó calentando magnesio en la atmósfera de amoníaco.
Solución 3:
La respuesta de Nicolau Saker Neto hace un trabajo más preciso al responder la pregunta. Dale una lectura a esa respuesta también.
Exactamente la misma pregunta se publicó en la revista Chem13 de la Universidad de Waterloo. Se pueden encontrar más detalles en el enlace, pero la conclusión fue:
Dado que no hay evidencia de $ ce Mg3N2 $ se pudo encontrar formación, parece que el paso de hidratación no es necesario y solo dificulta el experimento. No sólo no se podía detectar el amoníaco por el olor; dentro de la precisión de la balanza electrónica ($ pu 0.01 g $) los resultados fueron consistentes con puros $ ce MgO $ siendo el producto.
NOTA: Wikipedia menciona un resultado contrario
De hecho, cuando el magnesio se quema en el aire, se forma algo de nitruro de magnesio además del producto principal, el óxido de magnesio.
Sin embargo, Wikipedia no parece proporcionar una cita para el mismo. En este caso, creo más en la primera referencia que en el artículo de Wiki.
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