Magneesiumil avalduvad metallilised omadused tugevamini kui berülliumil ja alumiiniumil. Magneesiumile on vähem iseloomulik kovalentse sideme moodustumine ja iseloomulikum ioonilise sideme moodustumine kui berülliumile ja alumiiniumile. Selles suhtes on ta lähemal tüüpilistele metallilistele elementidele kaltsiumi alarühmast.[1]
Maal ei leidu teda looduses vabalt, vaid ainult ühendite koosseisus oksüdeerituna.
Vahevöös
Ta on vahevöös hapniku ja räni järel levikult kolmas element ning moodustab umbes 20% vahevöö massist.
Maakoores
Magneesiumi leidub maakoores 2,0 mooliprotsenti [1] või 2,1%[viide?] või 2,4 massiprotsenti[viide?] või umbes 2,8 massiprotsenti[viide?] ja ta on seal leviku poolest keemilistest elementide seas 7. kohal.
Kaltsiumidiageneesis võib lubjakivisetete kaltsium aja jooksul osaliselt asenduda magneesiumiga. Dolomiit on magneesiumi sisaldavatest mineraalidest eriti levinud, kohati suurte mäemassiivide valdava mineraalina. Peaaegu täielikult koosnevad dolomiidist Dolomiidid.
Ammendamatud magneesiumivarud on ookeanides ja meredes. 1 kuupmeeter merevett sisaldab 1300 g/t (kuni 1,35 kg[viide?]) magneesiumiioone Mg2+ ja kuni 0,38% magneesiumkloriidi[1].
Õhu käes moodustub tavalistel temperatuuridel magneesiumi pinnale õhuke, kuid tihe[2] mati värvusvarjundiga [1] oksiidikiht, mis kaitseb metalli edasise reageerimise eest õhuhapnikuga[2]. Happed, alused ja mõned muud ühendid lahustavad selle oksiidikihi ning panevad metalli reageerima vee või õhuga. Kõrgetel temperatuuridel magneesiumipulber, -laast või -riba (millel on ruumalaga võrreldes suur pindala) süttib ning põleb pimestava valge valgusega magneesiumoksiidiks (MgO). Suuremate kompaktsete metallitükkidena ei ole magneesium eriti tuleohtlik.
Tavalisel temperatuuril magneesium vees ei korrodeeru. Reageerimine külma veega on väga aeglane, sest reaktsioonisaadus magneesiumhüdroksiid on halvasti lahustuv. Kuumutamisel reaktsioon kiireneb, sest magneesiumhüdroksiid hakkab paremini lahustuma; eraldub ka gaasiline divesinik: Mg + 2H2O = Mg2+ + 2OH– + H2.
Magneesium lahustub hapetes väga energiliselt, kusjuures moodustuvad divesinik ja Mg2+-ioonid: tekib sool. Erandiks on vesinikfluoriidhape ja fosforhape, milles magneesium lahustub raskesti ning magneesiumi pinnale tekib edasist reageerimist takistav soolakiht. Aluseliste lahustega reageerib vähe, sest pinnale moodustub reaktsioonisaadustest kaitsekiht. Leelistega praktiliselt ei reageeri.
Paljud soolade lahused korrodeerivad ka magneesiumi. Kaitseks korrosiooni eest magneesiumist ja selle sulamitest detaile tavaliselt lakitakse, galvaanitakse või oksüdeeritakse kromaadiga.
Magneesium reageerib ka paljude teiste elementidega, näiteks lämmastikuga (kuumutamisel tekib magneesiumnitriid (Mg3N2). Teda oksüdeerib ka väävel.
Magneesiumi lihtsamate soolade lahustuvus sarnaneb liitiumi soolade omaga. Magneesiumfluoriid (MgF2) on vees raskesti lahustuv. Teised soolad koostisega MgX2, kus X on kloor, broom, jood või nitraatioon, on vees kergesti lahustuvad. Vees raskesti lahustuv ühend on veel magneesiumammooniumfosfaat (MgNH4PO4∙6H2O), mida saab kasutada magneesiumi või fosfaatioonianalüüsiks. Tööstuses kasutatakse teda kiiresti kõvastuvate tsementide valmistamisel.
Lahustuvad magneesiumiühendid on kibeda maitsega[viide?].
Paljusid magneesiumiühendeid kasutatakse meditsiinis. Kergesti lahustuvat magneesiumsulfaati (MgSO4∙7H2O), nagu ka mõnd teist magneesiumisoola, kasutatakse lahtistina. Magneesiumperkloraat (Mg(ClO42), on hästi vett imav ja seda kasutatakse kuivatusvahendina. Kokkupuutel orgaaniliste ainetega võib ta põhjustada plahvatust, sest ta sisaldab väga oksüdeerivat kloraatiooni. Magneesiumoksiidi (MgO; magnesia usta) saadakse magneesiumhüdroksiidi või magneesiumkarbonaadi kuumutamisel; viimast leidub mineraal magnesiidis. Magneesiumhüdroksiidkarbonaat (magnesia alba) saadakse näiteks naatriumkarbonaadi lisamisel magneesiumisoolade lahustele. Kui magneesiumkarbonaati kuumutatakse umbes 800 °C-ni, saadakse peen magneesiumoksiidi pulber, mida meditsiinis kasutatakse happeid neutraliseeriva vahendina. Samuti võib seda kasutada sideainena, sest ta reageerib veega. Koos magneesiumkloriidikontsentreeritud lahusega tekib magneesiatsement, mida koos erinevate täiteainetega võib kasutada muu hulgas vuukide täitmiseks. Kui magneesiumoksiidi kuumutada umbes 1600 °C-ni, võtab ta kompaktse kuju, milles teda saab kasutada elektriahjude voodrina ning tiiglitena kõrge sulamistemperatuuriga metallide ja sulamite sulatamiseks, sest tema sulamistemperatuur on 2800 °C ning ta on ka kõrgetel temperatuuridel keemiliselt väga stabiilne.
Magneesiumi intermetallilised ühendid ja magneesiumisulamid
Magneesium moodustab palju intermetallilisi ühendeid, näiteks koostisega MgX2 ja Mg2Z, kus X on näiteks vask, nikkel, tsink või tina ning Z vask, nikkel, elavhõbe või plii.
Magneesium aktiveerib paljusid keskseid energia- ja ainevahetuse protsesse, sealhulgas fosfaatide ainevahetust. Ta aitab hoida ribosoomide stabiilsust, aidates sellega kaasa valkude sünteesile.
Magneesiumipuudus pärsib fotosünteesi saaduste toimetamist lehelt juurteni ning sellega pärsib juurte kasvu. Magneesiumipuudus avaldub kõigepealt vanematel lehtedel, mis muutuvad heleroheliseks.
Hiljem võivad tekkida kloroosi- ja nekroosiplekid.
Kui inimene kaalub 60 kg, siis on tema kehas on umbes 25 g magneesiumi, sellest 70% luudes[viide?]. Peaaegu pool magneesiumist esineb rakusiseselt katioonina, peamiselt lihastes, ja ülejäänu on luustikus fosfaatsete komplekssoolade koosseisus[viide?]. Lihased sisaldavad magneesiumi umbes 20–25 mg 100 g kohta, veri 2–3 mg 100 g kohta. Vereseerumis on magneesiumi kontsentratsioon 0,71–0,94 mmol/l.
Toitumisest tingitud magneesiumipuudulikkust inimesel ei tunta, kuid mao ja soolte haigused võivad vähendada magneesiumi imendumist ning neeruhaiguste, alkoholismi ja pikaajalise diureetikumide tarvitamise korral võib esineda magneesiumipuudulikkus, mis avaldub lihasnõrkuse ja krampidena. Arvatakse, et magneesiumipuudulikkus võib suurendada ateroskleroosi ja rütmihäirete riski.
Vajalik magneesiumikogus
Euroopa Toiduohutusamet soovitab meestele 350 mg ja naistele 300 mg magneesiumi päevas. Lastele vanuses 1–3 aastat on soovituslikuks päevaseks koguseks kehtestatud 170 mg/päevas mõlemale soole. 3–10-aastaste laste soovituslik päevane annus on 230 mg/päevas. Laste puhul vanuses 10–18 aastat on soovituslikuks päevaseks päevaseks koguseks poistele 300 mg ja tüdrukutele 250 mg päevas.[4]
Rohkesti magneesiumi sisaldavad mandlid (250 mg 100 g kohta), Sojauba (248 mg 100 g kohta), tatar (218 mg 100 g kohta), oad (172 mg 100 g kohta), tume šokolaad (165 mg 100 g kohta) ja kõrvitsaseemned (500 mg 100 g kohta).
Rea protsesside, sealhulgas kaltsineeritud dolomiidi ja merevee vahelise reaktsiooni (reduktsiooni) teel saadakse magneesiumkloriid. Metall eraldatakse elektrolüüsi teel sulatatud kloriidist; väikese tiheduse tõttu tõuseb magneesium pinnale, kust ta imetakse välja.
Magneesiumi toodetakse veel silikotermilise redutseerimise teel magneesiumoksiidist.
Magneesiumi toodetakse ka asbestijäätmetest (magneesiumsilikaat). Üha enam toodetakse magneesiumi ja selle sulameid jäätmetest.
Magneesiumivarud on praktiliselt piiramatud.
Magneesiumi kasutamine
Magneesium on väga kerge metall ning temast valmistatud detailid on näiteks terasdetailidest üle kahe korra kergemad. Selle omaduse tõttu võiks ta olla suurepärane materjal mitmesuguste konstruktsioonide tarvis. Ühtlasi on magneesium ka kõige kergem metall, mida konstruktsioonimaterjalina kasutatakse. Puhas magneesium on pehme ja peab nii keemiliselt kui ka mehaaniliselt vähe vastu. Seetõttu tuleb tema kasutamine konstruktsioonimaterjalina kõne alla ainult sulamitena. Selle sulamid on samuti kerged, kuid paremate mehaaniliste omadustega. Alumiiniumi lisamine aitab üldiselt suurendada elastsuspiiri, tsingi lisamine teeb sulami kergemini töödeldavaks, mangaani lisamine suurendab korrosioonikindlust. Lisandina kasutatakse ka aktiniide. Magneesiumisulameid kasutatakse raketi-, lennuki- ja autotööstuses ning mitmes masinatööstuse harus. Kõige tähtsam magneesiumisulam on elektron (3–10% alumiiniumi, 0,2–3% tsinki, ülejäänu magneesium), mida tugevuse ja väikese tiheduse tõttu kasutatakse rakettide ja lennukite ehitamisel.
Magneesiumoksiidi kasutatakse antatsiidinamaohappesuse vähendamiseks ja lahtistina. Maos toimub reaktsioon MgO + 2HCl → MgCl2 + H2O ning seejärel peensooles MgCl2 + 2NaHCO3 → MgCO3 + 2NaCl + CO2 + H2O. Erinevalt teistest lahtistitest puudub magneesiumoksiidil ebameeldiv maitse, mistõttu ta sobib ka lastele.
Magneesiumiühendeid kasutatakse ka lahastetsemendi koostises.
Ajalugu
Magneesiumiühendeid tunti ammu enne elemendi avastamist. Magnesia usta ('põletatud magneesia') nimetusega tunti magneesiumoksiidi, magnesia alba ('valge magneesia') nimetusega magneesiumkarbonaati või magneesiumoksiidi ja magneesiumkarbonaadi määramata vahekorras hüdraaditud segu[m 1]. Nende nimetuste järgi on ka magneesium ise nimetuse saanud. Arvatavasti on magnesia nimetuse saanud Vana-Kreeka maakonna Tessaalia piirkonna Magneesia järgi: sealt saadi nimetatud aineid (samuti magnetiiti ja mangaani ühendeid).
Esimene, kes magneesiumi ühendeid süstemaatiliselt uuris, oli šoti füüsik ja keemik Joseph Black. Aastal 1755 näitas ta teoses "De humore acido a cibis orto et Magnesia alba", et lubjakivi (kaltsiumkarbonaat) ja magnesia alba (magneesiumkarbonaat), mida tol ajal sageli segi aeti on erinevad ained. Ta käsitas magnesia alba't uue elemendikarbonaadina. Sellepärast nimetatakse Blacki sageli magneesiumi avastajaks, kuigi ta ei saanud magneesiumi lihtainena.
Aastal 1833 sai Michael Faraday esimesena magneesiumi sula magneesiumkloriidielektrolüüsi teel. Neile katsetele tuginedes töötas saksa keemik Robert Wilhelm Bunsen 1840ndatel ja 1850ndatel välja menetluse magneesiumi saamiseks soola sulatamise teel omaleiutatud Bunseni elemendi abil. Aastal 1852 töötas ta välja elektrolüüsielemendi suuremates kogustes magneesiumi saamiseks sulast veevabast magneesiumkloriidist.