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Carbonato de magnesio

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Artículo con la función cerámica: Función del magnesio


Carbonato de magnesio
General
Imagen 200px
Otros nombres Magnesita
dihidrato: Barringtonita
trihidrato: Nesequehonita
pentahidrato: Lansfordita
Fórmula molecular MgCO3
Masa molar 84.32 g/mol
Aspecto sólido blanco
Número CAS [546-93-0]
Propiedades
Densidad and estado 2.958 g/cm3, sólido
Solubilidad in agua 10.6 mg/100 ml
Punto de fusión 350 °C decomp.
Estructura
Geometría de
coordinación
 ?
Estructura cristalina Trigonal
Datos termodinámicos
Entalpía estándar
de formación
ΔfH°sólido
-1111.69 kJ/mol
Entropia molar estándar
S°sólido
65.84 J.K−1.mol−1
Datos de seguridad
Clasificación EU no listado
Punto de ignisión no inflamable
Número RTECS OM2470000
Página de datos suplementarios
Estructura y
propiedades
n, εr, etc.
Datos
termodinámicos
Comportamiento de estado
Sólido, líquido, gaseoso
Datos espectrales UV, IR, NMR, MS
Compuestos relacionados
Otros cationes Carbonato de calcio
Carbonato de estroncio
Carbonato de bario
Compuestos relacionados Artenita
Hidromagnesita
Dipingita
Exepto donde diga lo contrario, los datos son de
materiles en su estado natural (a 25 °C, 100 kPa)

El Carbonato de magnesio, MgCO3, es un sólido blanco que existe en la naturaleza como mineral. Existen también varias formas hidratadas y básicas del carbonato de magnesio como minerales. Adicionalmente, el MgCO3 tiene varias aplicaciones y usos.

PropiedadesEditar

Las formas más comunes de carbonato de magnesio son la sal anhidra llamada magnesita (MgCO3) y el di, tri y penta hidratos conocidos como barringtonita (MgCO3·2H2O), nesquehonita (MgCO3·3H2O), y lansfordita (MgCO3·5H2O), respectivamente. Algunas formas básicas como la artinita (MgCO3·Mg(OH)2·3H2O), hidromagnestita (4MgCO3·Mg(OH)2·4H2O), y dipingita (4MgCO3· Mg(OH)2·5H2O) también existen como minerales. La magnesita está compuesta por cristales trigonales blancos. La sal anhidra es prácticamente insoluble en agua, acetona, y amoníaco. Todas las demás formas de carbonato de magnesio se disuelven en ácidos. El carbonato de magnesio cristaliza en la estructura de calcita donde el Mg2+ está rodeado por seis átomos de oxígeno. El dihidrato tiene una estructura triclínica, mientras el trihidrato tiene una estructura monoclínica. El pentahidrato en un sólido cristalino blanco con cristales monoclínicos.

ReaccionesEditar

A pesar que el carbonato de magnesio es obtenido normalmente por explotación minera del mineral magnesita, la sal trihidratada, MgCO3·3H2O, puede ser preparada mezclando soluciones de magnesio e iones de carbonato en atmósfera de dióxido de carbono. El carbonato de magnesio también puede ser sintetisado exponiendo hidróxido de magnesio a dióxido de carbono bajo presión de 3,5 a 5 atm y a 50 °C, lo cual produce bicarbonato de magnesio soluble:

Mg(OH)2 + 2CO2 → Mg(HCO3)2

Luego del filtrado de la solución, este es secado al vacío para producir carbonato de magnesio en la forma de sal hidratada:

Mg2+ + 2HCO3- → MgCO3 + CO2 + H2O

Cuando es disuelto con ácido, el carbonato de magnesio se descompone liberando dióxido de carbono:

MgCO3 + 2HCl → MgCl2 + CO2 + H2O
MgCO3 + H2SO4 → MgSO4 + CO2 + H2O

A altas temperaturas el MgCO3 se descompone en óxido de magnesio y dióxido de carbono. Este proceso es llamado calcinación:

MgCO3 → MgO + CO2

UsosEditar

Los minerales de magnesita y dolomita son utilizados para producir magnesio y ladrillos refractarios básicos. El MgCO3 es también utilizado en compuestos a prueba de fuego y extintores, cosméticos y dentífricos. Otras aplicaciones son de material de relleno, supresor de humo en plásticos, agente reforzante en goma de neopreno, como agente de secado, laxante y para retener el color en las comidas. Adicionalmente, el carbonado de magnesio de alta pureza es utilizado como antiácido y como aditivo para la sal de mesa, para que escurra mejor.

En 1911 MgCO3 fue agregado por primera vez a la sal para hacerla más escurridiza.[1]

El carbonato de magnesio, conocido más comunmente como tiza es utilizado para secar las manos en escalada, gimnasia y halterofilia.

ReferenciasEditar

  1. Morton Salt FAQ.
  • Patnaik, Pradyot (2003). Handbook of Inorganic Chemicals. New York: McGraw Hill. 
  • Trotman-Dickenson, A.F "(ed.)" (1973). Comprehensive Inorganic Chemistry. Oxford: Pergamon Press. 

Enlaces externos Editar


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