Oxyde de magnésium

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Oxyde de magnésium
Oxyde de magnésium
Identification
Nom IUPAC oxyde de magnésium
Synonymes

brucite calcinée
magnésie calcinée

No CAS 1309-48-4
No EINECS 215-171-9
Code ATC A12CC10
PubChem 14792
ChEBI 31794
No E E530
SMILES
InChI
Apparence poudre blanche, fine, hygroscopique[1].
Propriétés chimiques
Formule brute MgO  [Isomères]
Masse molaire[3] 40,3044 ± 0,0009 g/mol
Mg 60,3 %, O 39,7 %,
Moment dipolaire 6,2 ± 0,6 D [2]
Propriétés physiques
fusion 2 800 °C[1]
ébullition 3 600 °C[1]
Solubilité 0,62 mg dans 100 g d'eau
Masse volumique 3,58 g·cm-3 à 25 °C[4]
Thermochimie
S0gaz, 1 bar 213,27 Jmol·-1K·-1 [5]
S0liquide, 1 bar 48,34 Jmol·-1K·-1 [5]
S0solide 26,95 Jmol·-1K·-1 [5]
ΔfH0gaz 58,16 kJmol·-1 [5]
ΔfH0liquide -532,61 kJmol·-1 [5]
ΔfH0solide -601,6 kJmol·-1 [5]
Cristallographie
Symbole de Pearson cF8\, [6]
Classe cristalline ou groupe d’espace Fm3m (no 225) [6]
Strukturbericht B1[6]
Structure type NaCl[6]
Paramètres de maille 4,213 Å [7]
Précautions
NFPA 704[8]

Symbole NFPA 704

 
SIMDUT[9]

Produit non contrôlé
Considérations thérapeutiques
Classe thérapeutique Antiacide
Composés apparentés
Autres cations Oxyde de calcium
Autres anions Hydroxyde de magnésium
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

L'oxyde de magnésium, communément appelé magnésie, a pour formule MgO et se présente sous la forme de poudre blanche très fortement basique absorbant l'eau et le dioxyde de carbone présents dans l'atmosphère.

Étymologie[modifier | modifier le code]

« Magnésie » vient de Magnesia, une région de l'ancienne Anatolie où l'on trouvait beaucoup de sa forme naturelle la périclase, ce minéral étant là mélangé avec de la magnétite et ce mélange était vendu sous le vocable de « pierres de magnésia » ce qui se contracta en « magnésie » d'une part et donna son nom aux magnétites d'autre part afin de les distinguer.

Structure[modifier | modifier le code]

L'oxyde de magnésium est un cristal ionique. L'oxyde de magnésium a une structure comparable à celle du chlorure de sodium[7]. Cela se traduit par

L'oxyde de magnésium est un matériau modèle des cristaux ioniques car la faible électronégativité du magnésium, et la forte électronégativité de l’oxygène font que la structure de l’oxyde de magnésium peut s’expliquer quasi uniquement grâce à des interactions entre des particules ponctuelles chargées [10].

La surface de l'oxyde de magnésium la plus stable dans le vide est obtenue en réalisant une coupe selon le plan cristallographique (100). Les particules d'oxyde de magnésium produites par combustion du magnésium métallique présentent d'ailleurs une forme cubique révélatrice de la présence de ces plans. Néanmoins, en présence d'eau, la surface de l'oxyde de magnésium est couverte d'ions hydroxyles qui stabilisent les plans (111)[11].

Production et utilisations[modifier | modifier le code]

La majeure partie de l'oxyde de magnésium est actuellement obtenue soit à partir de carbonate de magnésium MgCO3 qui constitue certains minéraux tels que la magnésite, soit à partir de chlorure de magnésium que l'on extrait de l'eau de mer ou de saumures souterraines.

La première voie utilise une simple calcination : le carbonate de magnésium chauffé de 700 à 1 000 °C se décompose en oxyde de magnésium et en dioxyde de carbone :

MgCO3 → MgO + CO2.

La deuxième voie met en jeu deux étapes :

MgCl2 + CaO + H2O → Mg(OH)2 + CaCl2 ;
  • la calcination de l'hydroxyde de magnésium ainsi obtenu fournit l'oxyde de magnésium :
Mg(OH)2 → MgO + H2O.

Les propriétés de la magnésie obtenue dépendent grandement de la température à laquelle on réalise la calcination :

  • entre 700 °C et 1 000 °C, on obtient un produit qui entre dans une grande variété d'applications industrielles, par exemple comme pigment pour les peintures, charge pour le papier et certains matériaux synthétiques, agent de neutralisation ;
  • entre 1 000 °C et 1 500 °C, on obtient un produit chimiquement moins réactif qui convient bien aux applications qui exigent une dégradation lente : engrais, suppléments alimentaires pour le bétail ;
  • entre 1 500 °C et 2 000 °C, la magnésie obtenue est dite « frittée » et elle est particulièrement stable même à très haute température. Elle trouve ses principales utilisations comme matériau réfractaire : briques pour la construction de fours, revêtement interne des creusets utilisés en métallurgie, produit ignifugeant pour l'industrie du bâtiment.

L'oxyde de magnésium sert aussi de matière première pour la préparation de sels tels que les nitrate et sulfate de magnésium. Il est aussi utilisé pour l'obtention industrielle du magnésium. Il est alors réduit dans un four électrique à 1 100 °C en présence de silicium selon la réaction :

2MgO(s) + Si(l) → 2Mg(s) + SiO2(l).

L'oxyde de magnésium trouve aussi une utilisation en thérapeutique comme antiacide, pour calmer les brûlures d'estomac.

L'oxyde de magnésium est utilisé dans l'alimentation comme additif alimentaire et réglementé sous le numéro E530. C'est un anti-agglomérant[12].

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b et c OXYDE DE MAGNESIUM, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
  2. (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC,‎ 16 juin 2008, 89e éd., 2736 p. (ISBN 142006679X et 978-1420066791), p. 9-50
  3. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  4. Entrée de « Magnesium oxide » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 5 mai 2010 (JavaScript nécessaire)
  5. a, b, c, d, e et f (en) « Magnesium monoxide » sur NIST/WebBook, consulté le 5 mai 2010
  6. a, b, c et d « The NaCl (B1) Structure », sur http://cst-www.nrl.navy.mil/ (consulté le 17 décembre 2009)
  7. a et b Angenault, J. Symétrie & structure; Vuibert, 2001
  8. UCB Université du Colorado
  9. « Oxyde de magnésium » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 24 avril 2009
  10. Masanori, Molecular dynamics study of the structural and thermodynamic properties of MgO crystal with quantum correction, J. Phys. Chem., 91, 1989, 489-494
  11. Hacquart, R.; Jupille, J. Journal of Crystal Growth 2009, 311, 4598–4604
  12. Codex Alimentarius (1989) Noms de catégorie et système international de numérotation des additifs alimentaires. CAC/GL 36-1989, p. 1-35.

Articles connexes[modifier | modifier le code]