Hořčík

Z Multimediaexpo.cz

Nemáte oprávnění „upravit tuto stránku“. Důvod:

Můžete si prohlédnout a zkopírovat zdrojový kód této stránky:

{|border="1" cellpadding="2" cellspacing="1" width="380" align="right" style="margin:0 0 .5em 1em; border-collapse:collapse;" | colspan="2" align="center" bgcolor="fefe00"| <font size=+1>'''Hořčík'''</font> |- | colspan="2" align="center" | [[Soubor:Mg-TableImage.png|290px|Hořčík]] |- |[[Atomové číslo]]||12 |- |Stabilní [[izotop]]y||24, 25, 26 |- |[[Relativní atomová hmotnost]]||24,3050(6) [[Atomová hmotnostní konstanta|amu]] |- |[[Elektronová konfigurace]]||[Ne] 3s² |- |[[Skupenství]]||[[Pevná látka|Pevné]] |- |[[Teplota tání]]|| 650&nbsp;°C (923 K) |- |[[Teplota varu]]|| 1090&nbsp;°C (1363 K) |- |[[Elektronegativita]] (Pauling)|| 1,31 |- |[[Hustota]]|| 1,738 g/cm³ |- |Vzhled||[[Soubor:Hořčík2.PNG|200px|Práškový hořčík]] |- |[[Mohsova stupnice tvrdosti|Tvrdost]]|| 2,6 |- |[[Atomový poloměr]]|| 1,62 Å (1,62*10^-10m) |- |[[Iontový poloměr]]|| 0,78 Å (0,78*10^-10m) |- |[[Skupenské teplo tání]]|| 7,11 kJ/mol |- |[[Skupenské teplo varu]]|| 136,015 kJ/mol |- |[[Skupenské teplo sublimace]] při 0 K|| 152,9122 kJ/mol |- |[[Ionisační energie]] Mg→Mg⁺|| 733,6105 kJ/mol |- |[[Ionisační energie]] Mg⁺→Mg²⁺|| 1 442,126 kJ/mol |- |[[Ionisační energie]] Mg²⁺→Mg³⁺|| 7 686,18 kJ/mol |- |[[Normální potenciál]]|| -2,4 V |- |[[Hydratační teplo]]|| 1827,753 kJ/mol |} '''Hořčík''', chemická značka '''Mg''' (latinsky: {{cizojazyčně|la|Magnesium}}) je lehký, středně tvrdý stříbrolesklý [[kov]], bývá nesprávně zařazován mezi kovy alkalických zemin, kam však nepatří. Využívá se při výrobě lehkých a pevných slitin, jako redukční činidlo v organické syntéze a při pyrotechnických aplikacích. == Základní fyzikálně-chemické vlastnosti == [[Soubor:MagnesiumMetalUSGOV.jpg|left|thumb|200px|Kovový hořčík]] Hořčík je středně tvrdý, lehký, tažný kov, těžší než [[voda]], vede hůře [[elektrický proud]] a [[teplo]]. Hořčík lze díky jeho dobré tažnosti snadno válcovat na plechy a dráty. Hořčík není tolik reaktivní jako další [[kovy alkalických zemin]], a proto se neuchovává pod [[petrolej]]em nebo [[nafta|naftou]], ale stačí nádoby se suchým [[vzduch]]em. Hořčík se velmi dobře slévá s jinými kovy, ale jen málo z nich má praktické využití, protože se většina snadno oxiduje. Hořčík reaguje za normální teploty pomalu s [[kyslík]]em a s [[voda|vodou]]. Na suchém vzduchu se postupně pokryje vrstvou [[oxid]]u, která jej chrání před další oxidací, a lze jej takto uchovávat i poměrně dlouhou dobu. Při hoření hořčíku na vzduchu vzniká velmi intenzivní bílé světlo. S vodou reaguje hořčík za normální teploty velmi pomalu za vzniku [[hydroxid hořečnatý|hydroxidu hořečnatého]]. Při vyšší teplotě se hořčík slučuje velmi ochotně téměř se všemi prvky a i s některými sloučeninami - např. při hoření hořčíku v [[dusík]]até atmosféře vznikne [[nitrid hořečnatý]], který se [[voda|vodou]] rozkládá za vzniku [[oxid hořečnatý|oxidu hořečnatého]] a [[amoniak]]u, a při hoření hořčíku v atmosféře [[oxid uhličitý|oxidu uhličitého]] vznikne [[oxid hořečnatý]] a [[uhlík]]. Hořčík se velmi dobře rozpouští ve všech běžných kyselinách za vzniku hořečnatých solí. Při rozpouštění v koncentrované [[kyselina sírová|kyselině sírové]] uniká [[oxid siřičitý]]. Při rozpouštění v [[kyselina dusičná|kyselině dusičné]] se podle koncentrace tvoří vedle hořečnatých solí i další látky. Při velmi nízké koncentraci vzniká [[dusičnan amonný]] (koncentrace méně než 5%), při reakci s ředěnou kyselinou dusičnou vzniká [[oxid dusný]] (koncentrace 5%-10%), s koncentovanější reaguje za vzniku [[oxid dusnatý|oxidu dusnatého]] (koncentrace 10%-asi 50%) a s koncentrovanou kyselinou reaguje za vzniku [[oxid dusičitý|oxidu dusičitého]] (koncentrace 50%-100%). S [[kyselina chlorovodíková|kyselinou chlorovodíkovou]] a zředěnou [[kyselina sírová|kyselinou sírovou]] reaguje pouze za vzniku hořečnatých solí. S alkalickými [[hydroxid]]y hořčík nereaguje. == Historický vývoj == Na konci 17. století se [[síran hořečnatý|síranu hořečnatého]] (tzv. ''hořké soli'') používalo v léčitelství. [[Oxid hořečnatý]] byl na počátku 18. století nazýván jako hořká zemina. První, kdo začal rozeznávat hořkou a vápennou zeminu, byl [[Black]] roku 1755. Poprvé hořčík v elementární formě [[elektrolýza|elektrolýzou]] taveniny [[chlorid hořečnatý|chloridu hořečnatého]] MgCl₂ připravil sir Humphry Davy roku 1808. Chemickou cestou byl hořčík poprvé připrven působením par kovového [[draslík]]u na bezvodý [[chlorid hořečnatý]]. Tuto přípravu hořčíku provedl [[Bussy]] v roce 1830. == Výskyt v přírodě == [[Soubor:Dolomit Rumunia.jpg|left|200px|thumb|Dolomit – CaMg(CO₃)₂]] [[Soubor:Harvard Museum of Natural History. Magnesite. Mt. Brussilof Mine, near Radium, British Columbia (DerHexer) 2012-07-20.jpg|thumb|240px|Magnezit – MgCO₃]] Díky své poměrně velké [[reaktivita|reaktivitě]] se v přírodě hořčík vyskytuje pouze ve sloučeninách. Ve všech má mocenství Mg⁺². Hořčík je ''silně zastoupen jak v [[zemská kůra|zemské kůře]]'', tak ve vesmíru. Podle posledních dostupných údajů tvoří hořčík 1,9–2,5 % [[zemská kůra|zemské kůry]], čímž se řadí na 6. místo podle výskytu prvků. Jeho procentuální obsah odpovídá 27 640 ppm (''parts per milion'' = počet částic na 1 milion částic) a ve výskytu se řadí za [[vápník]] a před [[sodík]] a [[draslík]]. V mořské vodě se koncentrace hořčíkových iontů udává jako 1,35&nbsp;g/l a jsou tak po [[sodík]]u druhým nejvíce zastoupeným [[kationt]]em, mořská voda obsahuje zejména [[chlorid hořečnatý]] MgCl₂, [[bromid hořečnatý]] MgBr₂ a [[síran hořečnatý]] MgSO₄. Ve vesmíru připadá jeden [[atom]] hořčíku přibližně na 30&nbsp;000 atomů [[vodík]]u. [[Soubor:Peridot2.jpg|right|240px|thumb|Olivín – (Mg, Fe)₂[SiO₄]]] Hořčík je také velmi významným biogenním prvkem. Vyskytuje se ve všech zelených [[Rostliny|rostlinách]], kde je součástí [[chlorofyl]]u. V organismech živočichů se také řadí mezi výzanmné biogenní prvky. [[Soubor:Spinel2.jpg|left|240px|thumb|Spinel – MgO'''.'''Al₂O₃]] Obsah hořčíku (obvykle uváděný jako [[chlorid hořečnatý]] MgCl₂) v mořské vodě tvoří významný podíl jeho zastoupení na [[Země|Zemi]]. Z [[minerál]]ů je velmi hojný '''''[[dolomit]]''''', směsný uhličitan hořečnato-vápenatý CaMg(CO₃)₂, jehož ložiska se nacházejí v jižní [[Evropa|Evropě]], [[Brazílie|Brazílii]], jižní [[Austrálie|Austrálii]] i [[Severní Amerika|Severní Americe]]. Poněkud vzácněji se vyskytuje čistý uhličitan hořečnatý, MgCO₃ – '''''[[magnezit]]''''', který se těží především v rakouských [[Alpy|Alpách]], na [[Slovensko|Slovensku]] v [[Korea|Koreji]] a [[Čína|Číně]]. K dalším méně významným minerálům patří '''''[[karnalit]]''''' KCl'''.'''MgCl₂'''.'''6 H₂O, '''''[[bischofit]]''''' MgCl₂'''.'''6 H₂O, '''''[[periklas]]''''' MgO, '''''[[brucit]]''''' Mg(OH)₂, '''''[[kieserit]]''''' MgSO₄'''.'''H₂O, '''''[[epsomit]]''''' MgSO₄'''.'''7 H₂O, '''''[[kainit]]''''' KCl'''.'''MgSO₄'''.'''3 H₂O, '''''[[polyhalit]]''''' K₂SO₄'''.'''MgSO₄'''.'''2 CaSO₄'''.'''2 H₂O, '''''[[boromagnesit]]''''' Mg₅B₄O₁₁'''.'''2½ H₂o, '''''[[hydroboracit]]''''' CaMgB₆O₁₁'''.'''5 H₂O, '''''[[spinel]]''''' MgO'''.'''Al₂O₃, '''''[[magnesioferrit]]''''' MgO'''.'''Fe₂O₃, '''''[[pleonast]]''''' (Mg, Fe)O'''.'''(Al, Fe)₂O₃, '''''[[picotit]]''''' (Mg, Fe)O'''.'''(Al, Cr, Fe)₂O₃, '''''[[olivín]]''''' (Mg, Fe)₂[SiO₄] a mnoho dalších [[fosforečnan]]ů, [[arseničnan]]ů a [[křemičitan]]ů. Ročně se vyrobí 100 milionů tun hořčíku a díky jeho vysokému výskytu v nerostech i v mořské vodě lze jeho obsah považovat za neomezený. == Výroba == Kovový hořčík se průmyslově vyrábí obvykle [[elektrolýza|elektrolýzou]] roztavené směsi [[chlorid hořečnatý|chloridu hořečnatého]] a [[chlorid draselný|chloridu draselného]]. [[Chlorid draselný]] slouží jako přísada ke snížení teploty tání chloridu hořečnatého. [[Chlorid hořečnatý]] se získává z mořské vody nebo z koncentrovaných roztoků mořské soli (solanka) nebo tavením [[karnalit]]u. Při elektrolýze se na grafitové anodě uvolňuje [[Chlór|chlor]] a na [[železo|železné]] katodě hořčík ([[chlorid draselný]] se začne rozkládat až po rozložení [[chlorid hořečnatý|chloridu hořečnatého]]). Roztavený hořčík stoupá v tavenině na povrch a sbírá se děrovanými lžícemi. Další tzv. ''termický způsob'', dnes stále ještě hojně využívaný, spočívá v redukci [[oxid hořečnatý|oxidu hořečnatého]] [[karbid vápenatý|karbidem vápenatým]] nebo [[uhlík]]em - ''karbotermický způsob'' nebo redukcí [[oxid hořečnatý|oxidu hořečnatého]] [[křemík]]em - ''silikotermický způsob''. * Karbotermický způsob se provádí v elektrické obloukové peci při teplotě nad 2000&nbsp;°C, aby nedocházelo k reakci [[oxid uhelnatý|oxidu uhelnatého]] s parami hořčíku. Jednodušší je redukce [[oxid hořečnatý|oxidu hořečnatého]] [[karbid vápenatý|karbidem vápenatým]], která probíhá při teplotě 1200&nbsp;°C, ale jen za předpokladu nízké ceny karbidu. * Silikotermický způsob se provádí reakcí páleného [[dolomit]]u s [[křemík]]em nebo [[ferrosilicium|ferrosiliciem]] v ocelolitinových retortách zahřívaných na 1200&nbsp;°C nebo ve vysokovakuových pecích. Destilující hořčík, jehož čistota je 98-99%, kondenzuje v předchlazených nádobách. == Využití == [[Soubor:Magnesium-products.jpg|thumb|240px|Výrobky ze slitin hořčíku]] * V běžném životě se nejčastěji setkáme se slitinami hořčíku s [[hliník]]em, [[měď|mědí]] a [[mangan]]em, které jsou známy pod názvem ''[[dural]]''. Vyznačují se značnou mechanickou pevností a současně mimořádně nízkou hustotou. Zároveň jsou i značně odolné vůči [[koroze|korozi]]. Všechny tyto vlastnosti předurčují dural jako ideální materiál pro [[letectví|letecký]] a [[automobilismus|automobilový]] průmysl, ale užívá se i při výrobě [[výtah]]ů, [[jízdní kolo|jízdních kol]], lehkých žebříků ap. Další slitina hořčíku je ''[[magnalium]]'', která obsahuje 10-30 % hořčíku a 70-90 % hliníku. * Elementární hořčík je velmi ''silným [[Redukce (chemie)|redukčním]] činidlem'' a jemně rozptýlený kov se využívá k redukcím v organické syntéze ale i redukční výrobě jiných kovů (např. [[uran (prvek)|uranu]]) z roztoků jejich solí. V organické syntéze se využívají zejména velmi známé '''[[Grignardovo činidlo|Grignardova činidla]]''', za jejichž objev získal [[Victor Grignard]] [[Nobelova cena|Nobelovu cenu]]. [[Soubor:Mg-KClO4.JPG|left|190px|thumb|Pochodeň z Mg+KClO₄ pod zemí]] * Velká reaktivita kovového hořčíku se uplatňuje v [[metalurgie|metalurgii]], kde jeho přídavky odstraňují malá množství [[síra|síry]] nebo [[kyslík]]u z roztavené [[ocel]]i. Se směsí s [[Oxid vápenatý|CaO]] se využívá k odsířování surového železa a deoxidaci neželezných kovů. [[Soubor:Magnesium Sparks.jpg|thumb|240px|hořící hořčík]] * Reakce hořčíku s kyslíkem probíhá za vývoje značného množství [[teplo|tepla]] (lze tak dosáhnout teplot kolem 2&nbsp;200&nbsp;°C) a velmi intenzivního [[světlo|světelného]] záření. Zapálit hořčík ve formě tenké folie je velmi snadné a může být startérem [[hoření]] v různých ''pyrotechnických aplikacích''. Nejznámější příklad pyrotechnické aplikace je tzv. '''[[bengálský oheň]]''', který se i dnes používá při různých oslavách. Hořčík se zde používá k zesílení intenzity a zvětšení plamene. Popřípadě lze hořčík v podobě pilin použít k vytvoření jiskřivého efektu, který připomíná prskavku. V minulosti se směsi práškového hořčíku s okysličovadlem (KClO₃, Ba(NO₃)₂, KClO₄) po zapálení používaly namísto dnešních [[fotografie|fotografických]] blesků. Díky tomu, že je v závislosti na množství možné dosáhnout téměř neomezeného světelného výkonu, se tyto tzv. osvětlovací slože používají ještě dnes při fotografování obrovských podzemních prostor. ** Standardní a lehce připravitelné [[osvětlovací slože]]: # 65 % KNO₃, 26 % Mg, 9 % [[dřevěné uhlí]] # 66 % KClO₄, 34 % Mg # 50 % KClO₄, 50 % Mg (nebo Al) ** ''Bezpečnostní upozornění:'' Při hoření hořčíku vzniká i určité množství [[UV záření]]. Bez ochranných brýlí není vhodné se dívat přímo do plamene. U směsí velmi jemně práškovaného hořčíku (pudr) s okysličovadly je hoření tak rychlé, že může přejít ve výbuch. Rizikem je i nízká teplota vzplanutí (250&nbsp;˚C). To má samozřejmě význam v [[pyrotechnika|pyrotechnických]] aplikacích, ale pro osvětlovací účely je nutné použít hořčíkovou krupici či šupinky. [[Soubor:Asbestos with muscovite.jpg|thumb|240px|[[Azbest]]]] * [[Oxid hořečnatý]] má patrně největší praktické [[průmysl]]ové uplatnění ze všech sloučenin hořčíku. Tato sloučenina má mimořádně vysokou odolnost vůči vysokým teplotám a současně je relativně levně dostupná ve stotunových množstvích. Je proto ideálním materiálem pro vnitřní vyložení [[vysoká pec|vysokých pecí]] pro výrobu [[železo|železa]] a podobné aplikace. Pro tyto účely se ovšem musí speciálně čistit, protože i poměrně malá množství příbuzných prvků ([[vápník]]) mohou dramaticky zhoršovat dlouhodobou tepelnou stabilitu magnezitových vysokopecních vyzdívek. * hydroxid hořečnatý Mg(OH)2 se využívá proti překyselení žaludku a k výrobě gelů na spláleniny. * [[Uhličitan hořečnatý]] se přidává do průmyslových [[hnojivo|hnojiv]] jako složka dodávající rostlinám potřebný hořčík pro růst a zdárný vývoj. Spíše kuriozitou je sportovní uplatnění – [[gymnastika|gymnasté]], [[vzpírání|vzpěrači]], atleti a [[horolezectví|horolezci]] si jemným práškem uhličitanu hořečnatého pokrývají ruce pro lepší uchopení některých nářadí. [[Soubor:Talc mutnikSVK01.JPG|thumb|240px|[[Mastek]] ze Slovenska]] * [[Síran hořečnatý]] (MgSO₄'''.'''7H₂O) je znám pod jménem [[epsomská sůl]] (nesprávně Epsomova sůl) a používá se v medicíně jako vynikající [[laxativum]] - projímadlo, zdroj hořčíku nebo přídavek do léčebných koupelí. Je často obsažen ve vřídelní soli (např. u anglického města Epsomu) a v některých minerálních vodách (např. Zaječická nebo Šaratica). Síran hořečnatý můžeme v malém množství přidat pro zlepšení chuťových a biologických vlastností do kuchyňské soli. Podobné medicínské vlastnosti vykazuje i [[suspenze (chemie)|suspenze]] hydroxidu hořečnatého ve vodě (hořečnaté mléko). * V laboratoři se při zahřívání nad kahanem používá [[azbest]]ová síťka - [[azbest]] je hořečnatý [[křemičitan]] o složení Mg₃Si₂H₄O₉ nebo Mg₃(Si₂O₅)(OH)₄. * K výrobě různých užitkových předmětů např. nástavců plynových hořáků, krejčovské křídy, výrobě mastí a líčidel se používá '''''[[mastek|mastku]]'''''. * Jeden z hořečnatých minerálů, který je známý jako ''mořská pěna'' neboli '''''[[sepiolit]]''''' (hydratovaný hořečnatý [[křemičitan]] o složení Mg₃[Si₄O₁₀]'''.'''Mg(OH)₂'''.'''3 H₂O), se používá při výrobě kuřáckých potřeb. == Sloučeniny == === Anorganické sloučeniny === [[Soubor:Magnesium oxide.jpg|200px|thumb|Oxid hořečnatý]] [[Soubor:Magnesium sulfate heptahydrate.jpg|200px|thumb|Síran hořečnatý]] [[Soubor:Magnesium chloride.jpg|200px|thumb|Chlorid hořečnatý]] * [[Hydrid hořečnatý]] MgH₂ je bílá pevná látka, která se trochu rozpouští v etheru. S vodou reaguje za vzniku [[vodík]]u a [[hydroxid hořečnatý|hydroxidu hořečnatého]]. Připravuje se slučováním prvků za přítomnosti [[jodid hořečnatý|jodidu hořečnatého]] nebo tepelným rozkladem [[diethylmagnesium|diethylmagnesia]]. * [[Oxid hořečnatý]] MgO je za normálních podmínek bílý, jemný, drsný prášek s vysokou teplotou tání a varu. Za normální teploty vytváří [[oxid hořečnatý]] [[polymer]]ní molekulu, která je bezbarvá. Avšak v podobě monomeru je [[oxid hořečnatý]] červený prášek. [[Oxid hořečnatý]] se připravuje spalováním hořčíku v [[kyslík]]ové atmosféře nebo tepelným rozkladem [[hydroxid hořečnatý|hydroxidu hořečnatého]]. * [[Hydroxid hořečnatý]] Mg(OH)₂ je bílý prášek, velmi málo rozpustný ve vodě. Jeho rozpouštěním v kyselinách vznikají hořečnaté soli. Vzniká reakcí hořčíku s vodní parou, rozpouštěním [[oxid hořečnatý|oxidu hořečnatého]] ve vodě nebo reakcí hořečnatých solí s roztokem alkalického [[hydroxid]]u. ==== [[Soli]] ==== Větší část hořečnatých solí se ve vodě rozpuští, ale část se rozpouští hůře nebo vůbec, všechny soli mají bílou barvu (nebo jsou bezbarvé), pokud není anion soli barevný ([[manganistan]]y, [[chroman]]y). Hořečnaté soli vytváří snadno [[podvojné soli]] a dnes i [[komplex (chemický)|komplexy]], které ale nejsou pro hořčík a i další [[kovy alkalických zemin]] typické. * [[Fluorid hořečnatý]] MgF₂ je bílá krystalická látka, která je nerozpustná ve vodě. S jinými [[fluoridy]] alkalických kovů vytváří podvojné sloučeniny. Vzniká srážením hořečnatých iontů ionty fluoridovými nebo reakcí [[hydroxid hořečnatý|hydroxidu hořečnatého]] či [[uhličitan hořečnatý|uhličitanu hořečnatého]] s [[kyselina fluorovodíková|kyselinou fluorovodíkovou]]. * [[Chlorid hořečnatý]] MgCl₂ je bílá krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě. Je to velmi dobré projímadlo. Velmi snadno vytváří s jinými [[chloridy]] alkalických kovů podvojné soli. Připravuje se reakcí [[chlorovodík]]u s [[hydroxid hořečnatý|hydroxidem hořečnatým]] nebo [[uhličitan hořečnatý|uhličitanem hořečnatým]]. * [[Bromid hořečnatý]] MgBr₂ a [[jodid hořečnatý]] MgI₂ jsou bílé krystalické látky, velmi dobře rozpustné ve vodě. [[Jodid hořečnatý]] se používá v lékařství při léčbě syfilis, skrofulógy a revmatismu. Obě látky se připravují rozpouštěním [[hydroxid hořečnatý|hydroxidu hořečnatého]] nebo [[uhličitan hořečnatý|uhličitanu hořečnatého]] v příslušných [[kyselina|kyselinách]]. * [[Dusičnan hořečnatý]] Mg(NO₃)₂ je bílá rozplývavá krystalická látka, velmi dobře rozpustná ve vodě. Připravuje se rozpouštěním [[hydroxid hořečnatý|hydroxidu hořečnatého]] nebo [[uhličitan hořečnatý|uhličitanu hořečnatého]] v [[kyselina dusičná|kyselině dusičné]]. * [[Uhličitan hořečnatý]] MgCO₃ je bílý prášek, který je nerozpustný ve vodě. Používá se k přípravě dalších hořečnatých sloučenin. Vyrábí se reakcí hořečnatých kationů s roztokem rozpustného [[uhličitan]]u. * [[Síran hořečnatý]] MgSO₄ je bílý prášek, který se velmi dobře rozpouští ve vodě. Vyrábí se reakcí [[uhličitan hořečnatý|uhličitanu hořečnatého]], [[hydroxid hořečnatý|hydroxidu hořečnatého]], [[oxid hořečnatý|oxidu hořečnatého]] nebo hořčíku s [[kyselina sírová|kyselinou sírovou]]. === Organické sloučeniny === Mezi organické sloučeniny hořčíku patří zejména hořečnaté [[soli organických kyselin]] a hořečnaté [[alkoholát]]y. K dalším hořečnatým sloučeninám patří organické [[komplex (chemický)|komplexy]]. Zcela zvláštní skupinu organických hořečnatých sloučenin tvoří [[organokovová chemie|organokovové sloučeniny]], mezi které patří velmi známé a dnes stále častěji používané [[Grignardovo činidlo|Grignardova činidla]]. == Biologický význam hořčíku == [[Soubor:Chlorophyll a b d.png|thumb|200px|Strukturní vzorec chlorofylu]] Dostatek hořčíku v potravě je důležitý pro správnou činnost [[sval]]ů a [[nerv]]ů (mírní podrážděnost a nervozitu), ale i pro uvolňování energie z [[Glukóza|glukózy]] a pro správnou stavbu [[kost]]í. Udržuje v dobrém stavu [[krevní oběh|oběhový systém]] a je prevencí [[infarkt myokardu|infarktu]]. Řadě žen odstraní potíže spojené s [[menstruace|premenstruálním]] syndromem. Mírní deprese a přispívá ke zdravým [[zub]]ům. V kombinaci s vápníkem působí hořčík jako přirozený uklidňující prostředek. Jeho nedostatek často pociťují sportovci, [[Diabetes mellitus|diabetici]] a lidé, kteří pijí příliš [[alkoholický nápoj|alkoholu]]. Projevuje se podrážděností, nespavostí, náladovostí, špatným trávením, bušením [[srdce]] nebo [[srdeční arytmie|arytmiemi]]. Může vyvolat také [[deprese (psychologie)|deprese]], případně záchvat [[astma]]tu. Přirozenými zdroji hořčíku jsou [[banán]]y, [[Mandle (plod)|mandle]], [[Oříšek (plod)|ořechy]], tmavá listová zelenina, obilí a celozrnné pečivo. Uvádí se, že průměrný příjem hořčíku v potravě by měl činit asi 300&nbsp;mg denně. Globální význam hořčíku je však dán jeho výskytem v molekule [[chlorofyl]]u. Tato organická sloučenina má jedinečnou schopnost přeměňovat prostřednictvím [[fotosyntéza|fotosyntézy]] sluneční [[energie|energii]] na energii chemické vazby [[Sacharidy|sacharidů]] vytvářených z [[oxid uhličitý|oxidu uhličitého]] a vody. Tím je zdrojem energie pro všechny další biochemické a biologické reakce na Zemi. [[zelená|Zelené]] zbarvení rostlin je způsobeno právě přítomností chlorofylu, který nejsilněji absorbuje červené a modré světlo. Poranění, způsobená kovovým hořčíkem či slitinami, které jej obsahují, se špatně hojí. == Literatura == * Cotton F.A., Wilkinson J.:Anorganická chemie, souborné zpracování pro pokročilé, ACADEMIA, Praha 1973 * Holzbecher Z.:Analytická chemie, SNTL, Praha 1974 * Jursík F.: [http://vydavatelstvi.vscht.cz/knihy/uid_isbn-80-7080-417-3/pages-img/anotace.html ''Anorganická chemie nekovů'']. 1. vyd. 2002. ISBN 80-7080-504-8 * Dr. Heinrich Remy, ''Anorganická chemie'' 1. díl, 1. vydání 1961 * N. N. Greenwood - A. Earnshaw, ''Chemie prvků'' 1. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9 == Externí odkazy == * Periodická soustava a tabulka vlastností prvků [http://home.tiscali.cz/~cz382002/slouc/index.html] * Chemický vzdělávací portál [http://chemie.gfxs.cz/index.php?pg=tabulka_seznam] * WebElements (anglicky) [http://www.webelements.com/] * Periodická tabulka prvků [http://www.tabulka.cz/] <br style="clear: both;" /> {{Tabulka prvků}} {{Flickr|Magnesium}}{{Commonscat|Magnesium}}{{Článek z Wikipedie}} [[Kategorie:Chemické prvky]] [[Kategorie:Klinicky významné minerály]] [[Kategorie:Kovy]]

Návrat na stránku „Hořčík“.