Magnesium

Eigenschaften
[Ne] 3s2 12 Mg Periodensystem
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl	Magnesium, Mg, 12
Serie	Erdalkalimetalle
Gruppe, Periode, Block	2, 3, s
Aussehen	silbrig weiß
Massenanteil an der Erdhülle	1,94 %
Atomar
Atommasse	24,305 u
Atomradius (berechnet)	150 (145) pm
Kovalenter Radius	130 pm
Van-der-Waals-Radius	173 pm
Elektronenkonfiguration	[Ne] 3s2
Elektronen pro Energieniveau	2, 8, 2
Austrittsarbeit	3,7 eV
1. Ionisierungsenergie	737,7 kJ/mol
2. Ionisierungsenergie	1450,7 kJ/mol
Physikalisch
Aggregatzustand	fest
Modifikationen	-
Kristallstruktur	hexagonal
Dichte	1,738 g/cm3
Mohshärte	2,5
Magnetismus	paramagnetisch
Schmelzpunkt	923 K (650 °C)
Siedepunkt	1380 K (1107 °C)
Molares Volumen	14,00 · 10-6 m3/mol
Verdampfungswärme	127,4 kJ/mol
Schmelzwärme	8,954 kJ/mol
Dampfdruck	361 Pa bei 923 K
Schallgeschwindigkeit	4602 m/s bei 293,15 K
Spezifische Wärmekapazität	1020 J/(kg · K)
Elektrische Leitfähigkeit	22,6 · 106 S/m
Wärmeleitfähigkeit	156 W/(m · K)
Chemisch
Oxidationszustände	2
Oxide (Basizität)	MgO (mäßig basisch)
Normalpotential	-2,372 V (Mg2+ + 2e- → Mg)
Elektronegativität	1,31 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZM ZE MeV ZP 23Mg {syn.} 11,317 s ε 4,057 23Na 24Mg 78,99 % Stabil 25Mg 10,00 % Stabil 26Mg 11,01 % Stabil 27Mg {syn.} 9,458 min β- 2,610 27Al 28Mg {syn.} 20,91 h β- 1,832 28Al
NMR-Eigenschaften
Spin γ in rad·T−1·s−1 E fL bei B = 4,7 T in MHz 25Mg -5/2 1,637 · 107 0,00267 12,2
Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I
Pulver F Leichtent- zündlich
R- und S-Sätze	R: 15-17 (nicht stabilisiert) R: 11-15 (phlegmatisiert, Späne)
	S: (2.)-7/8-43
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Magnesium ist ein chemisches Element mit dem Symbol Mg und der Ordnungszahl 12. Es hat zwei Außenelektronen (Valenzelektronen), wodurch die Chemie des Magnesiums bestimmt wird. Als achthäufigstes Element ist es zu etwa 1,4 % am Aufbau der Erdkruste beteiligt.

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Geschichte

Die Herkunft der Elementbezeichnung wird in der Literatur unterschiedlich dargestellt:

1. von altgriech. μαγνησιη λιθός in der Bedeutung „Magnetstein“,
2. von Magnesia, einem Gebiet im östlichen Griechenland,
3. von Magnesia, einer Stadt in Kleinasien auf dem Gebiet der heutigen Türkei.

Magnesiumverbindungen waren schon Jahrhunderte vor der Herstellung elementaren Magnesiums bekannt und in Gebrauch. Magnesia alba bezeichnete Magnesiumcarbonat, während Magnesia der gebräuchliche Name für Magnesiumoxid war.

Der schottische Physiker und Chemiker Joseph Black war der erste, der Magnesiumverbindungen im 18. Jahrhundert systematisch untersuchte. 1755 erkannte er in seinem Werk De humore acido a cibis orto et Magnesia alba den Unterschied zwischen Kalk (Calciumcarbonat) und Magnesia alba (Magnesiumcarbonat), die zu dieser Zeit oft verwechselt wurden. Er fasste Magnesia alba als Carbonat eines neuen Elements auf. Deswegen wird Black oft als Entdecker des Magnesiums genannt, obwohl er nie elementares Magnesium darstellte.

1808 gewann Sir Humphry Davy Magnesium durch Elektrolyse angefeuchteten Magnesiumhydroxids mit Hilfe einer Voltaschen Säule - allerdings nicht in reiner Form, sondern als Amalgam, da er mit einer Kathode aus Quecksilber arbeitete. So zeigte er, dass Magnesia das Oxid eines neuen Metalls ist, das er zunächst Magnium nannte.

1828 gelang es dem französischen Chemiker Antoine Bussy durch das Erhitzen von trockenem Magnesiumchlorid mit Kalium als Reduktionsmittel geringe Mengen von reinem Magnesium darzustellen. 1833 stellte Michael Faraday als erster Magnesium durch die Elektrolyse von geschmolzenem Magnesiumchlorid her. Basierend auf diesen Versuchen arbeitete der deutsche Chemiker Robert Wilhelm Bunsen in den 1840er und 1850er Jahren an Verfahren zur Herstellung von Magnesium durch Elektrolyse von Salzschmelzen mit Hilfe des von ihm entwickelten Bunsenelements. 1852 entwickelte er eine Elektrolysezelle zur Herstellung größerer Mengen von Magnesium aus geschmolzenem, wasserfreien Magnesiumchlorid.

Die technische Erzeugung von Magnesium begann 1857 in Frankreich nach einem Verfahren von Henri Etienne Sainte-Claire Deville und H. Caron. Beim sogenannten Deville-Caron-Prozess wird ein Gemisch aus wasserfreiem Magnesiumchlorid und Calciumfluorid mit Natrium reduziert. In England begann die Firma Johnson Matthey um 1860 mit der Magnesiumherstellung nach einem ähnlichen Verfahren. Wegen Fabrikationsschwierigkeiten blieben diese frühen Unternehmungen allerdings unwirtschaftlich.

Vorkommen

Magnesium kommt in der Natur wegen seiner Reaktionsfreudigkeit nicht in elementarer Form vor. Als Mineral tritt es überwiegend in Form von Carbonaten, Silicaten, Chloriden und Sulfaten auf. In Form von Dolomit ist ein Magnesiummineral sogar gebirgsbildend, so z. B. in den Dolomiten.

Die wichtigsten Mineralien sind Dolomit CaMg(CO₃)₂, Magnesit (Bitterspat) MgCO₃, Olivin (Mg, Fe)₂ [SiO₄], Enstatit MgSiO₃ und Kieserit MgSO₄ · H₂O.

andere Mineralien sind:

• Serpentin Mg₃[Si₂O₅] (OH)₄
• Talk Mg₃[Si₄O₁₀] (OH)₂
• Meerschaum Mg₄[Si₆O₁₅] (OH)₂
• Kieserit MgSO₄ * H₂O
• Schönit K₂Mg(SO₄)₂ * 6 H₂O
• Carnallit KMgCl₃ * 6 H₂O
• Spinell MgAl₂O₄

In Wässern gelöst, verursacht es zusammen mit dem Calcium die Wasserhärte. Im Meerwasser ist es zu mehr als 1 kg/m³ enthalten.

Gewinnung und Darstellung

Die Gewinnung von Magnesium erfolgt vorwiegend über zwei Wege:

• Durch Schmelzflusselektrolyse von geschmolzenem Magnesiumchlorid in Downs-Zellen: Downs-Zellen bestehen aus großen eisernen Trögen, die von unten beheizt werden. Als Anoden dienen von oben eingelassene Graphitstäbe, die an den Spitzen von einer ringförmigen Kathode umgeben sind. Das metallische Magnesium sammelt sich auf der Salzschmelze und wird abgeschöpft. Das entstehende Chlorgas sammelt sich im oberen Teil der Zelle und wird wieder verwendet zur Herstellung von Magnesiumchlorid aus Magnesiumoxid. Zur Schmelzpunkterniedrigung des Magnesiumchlorids wird der Salzschmelze Calcium- und Natriumchlorid zugesetzt.

• Durch thermische Reduktion von Magnesiumoxid (Pidgeon-Prozess): In einem Behälter aus Chrom-Nickel-Stahl wird gebrannter Dolomit, Schwerspat und ein Reduktionsmittel wie Ferrosilicium, Koks oder Calciumcarbid eingefüllt. Anschließend wird evakuiert (Abpumpen des Gases) und auf 1160 °C erhitzt. Das dampfförmige Magnesium kondensiert am wassergekühlten Kopfstutzen außerhalb des Ofens. Das chargenweise gewonnene Magnesium wird durch Vakuumdestillation weiter gereinigt.

Der Pidgeon-Prozess sowie einige andere Herstellungsverfahren spielen heutzutage nur noch eine untergeordnete Rolle.

Es werden heutzutage ca. 400.000 t Magnesium pro Jahr erzeugt.^[1]

Eigenschaften

Das feste, silbrig-glänzende Leichtmetall Magnesium, das ca. ein Drittel leichter als Aluminium ist, überzieht sich an Luft mit einer schützenden Oxidschicht, in Wasser mit einer schwerlöslichen Magnesiumhydroxidschicht, welche bei höheren Temperaturen aber unbeständig ist. Schwache Säuren und Ammoniumsalze greifen die Hydroxidschicht ebenfalls an. Gegen Fluorwasserstoffsäure und Alkalien ist es im Gegensatz zum Aluminium relativ beständig. Frisch hergestelltes Magnesiumpulver erwärmt sich an der Luft bis zur Selbstentzündung. Dünne Bänder oder Folien lassen sich leicht entzünden. Es verbrennt mit einer grellweißen Flamme zu Magnesiumoxid MgO und wenig Magnesiumnitrid Mg₃N₂, wenn es an der Luft verbrennt. Auch in vielen Oxiden wie Kohlenstoffmonoxid, Stickoxid und Schwefeldioxid verbrennt Magnesium.

Vor allem feinverteiltes Magnesium reagiert auch bei niedrigen Temperaturen mit Wasser unter Freisetzung von Wasserstoff. Bei einer großen spezifischen Oberfläche (Späne, Stäube) kann soviel Wasserstoff frei werden, dass dieser mit Luft ein explosionsfähiges Gemisch (Knallgas) bildet. Gefährliche Reaktionen sind besonders bei höheren Temperaturen, das heißt bei schmelzflüssigem und brennendem Magnesium, zu erwarten.

Reinmagnesium ist schlecht gießbar und hat eine geringe Festigkeit und Härte.

Verwendung

Metallisches Magnesium

Magnesiumband und -draht wird in (Foto-)Blitzlampen beziehungsweise früher als Blitzlichtpulver, Magnesiumpulver in Brandsätzen, -bomben und Leuchtmunition, aber auch als Zusatz in Feuersteinen für Feuerzeuge verwendet. Häufig dienen Magnesiumstäbe als Opferanoden, die Teile aus edleren Metallen vor Korrosion schützen.

In der Metallurgie dient es als vielseitiges Reduktionsmittel, z. B.

• im Kroll-Prozess zur Herstellung von Titan,
• als Reduktionsmittel zur Herstellung von Uran, Kupfer, Nickel, Chrom und Zirconium,
• als Magnesiumgranulat zur Entschwefelung von Eisen und Stahl,
• als Zuschlagstoff für Kugelgraphitguss.
• Als Brennstoff für Fackeln die unter Wasser brennen.

In der organischen Chemie wird es zur Herstellung von Grignard-Verbindungen genutzt.

Weil sich Magnesium sehr leicht entzündet, wird es auch als sehr robustes Feuerzeug verwendet. Diese als Fire Starter Kits vertriebenen Magnesiumblöcke haben auf einer Seite einen langen Stab, dessen Abrieb, wie der Feuerstein beim Feuerzeug, sich mit dem Luftsauerstoff entzündet. Die Prozedur ähnelt stark der in der Steinzeit üblichen Methode, durch Feuerstein und Zunder Feuer zu machen, wobei das Magnesium die Rolle des Zunders übernimmt. Zuerst werden mit einem Messer vom Metallblock möglichst lange und dünne Späne abgeschabt und auf dem eigentlichen Brennmaterial platziert. Anschließend werden durch Schaben an der Rückseite Funken möglichst nahe an den Magnesiumspänen erzeugt, die sich daraufhin entzünden.

Magnesiumlegierungen

Für gängige Magnesiumlegierungen liegt der Schmelzbereich zwischen 430 und 630 °C. Werkstofftechnisch sind Mg-Al-, Mg-Mn-, Mg-Si-, Mg-Zn- und vor allem Mg-Al-Zn-Legierungen von Bedeutung. Wichtigste Anwendung ist aber wohl die Härtung von Aluminiumlegierungen durch einen Mg-Zusatz bis zu 5 %. Zusätzlich verbessert sich die Schweißbarkeit. Sie finden Anwendung als Verpackungsmaterial, zum Beispiel in Getränkedosen.

In den letzten Jahrzehnten hat man wegen der möglichen Gewichtseinsparung versucht, Aluminium durch Magnesium zu ersetzen. Bei gleicher Belastbarkeit sind Bauteile aus Magnesiumlegierungen leichter als solche aus Kunststoff. Das machte Magnesium schon früh für mobile Anwendungen interessant. 1909 stellte man Anwendungen auf einer Luftschiffausstellung vor. In Kraftfahrzeugen nutzte man Magnesiumlegierungen zur Herstellung von Gehäuseteilen sowie zur Herstellung von Felgen für Großfahrzeuge. Ab den 1930ern verwendete man sie massiv im deutschen Flugzeugbau. Die möglichen Gewichtseinsparungen gerade im Flugmotorenbau führten zu einem schnellen Ausbau der Magnesiumgewinnung in den USA Anfang der 1940er. Heute werden auch Fahrgestelle und Rumpfteile von Flugzeugen sowie Motorrad- und Fahrradteile aus Magnesiumlegierungen hergestellt.

Die Kurbelgehäuse der Motoren des VW-Käfers bestanden aus Mg-Si-Legierungen. Heute werden im Maschinenbau überwiegend Mg-Al-Zn-Legierungen verwendet. Durch Druckgießen lassen sich viele Bauteile endabmessungsnah und ohne kostenintensive Nachbearbeitung herstellen, so z. B. Felgen, Profile, Gehäuse, Motorhauben, Motordeckel, Handbremshebel und Kurbelgehäuse (Motorblock). (siehe hierzu auch: BMW N52)

Teile des 3-Liter-Autos VW Lupo und zunehmend auch Fahrzeugteile anderer Automarken werden aus Magnesiumlegierungen gefertigt.

Magnesiumlegierungen zeichnen sich durch hohe Dämpfung aus. Dies führt bei Schwingungsbelastung zu einer Verringerung der Vibration und Geräuschemission. Auch aus diesem Grund sind Magnesiumlegierungen interessante Werkstoffe.

Physiologie

Magnesium ist als Mineralstoff für Mensch, Tier und Pflanze unentbehrlich.

Der menschliche und tierische Organismus kann Magnesium wie alle Mineralstoffe nicht selbst produzieren, d. h. es ist essentiell. Magnesium muss daher dem Körper täglich in ausreichender Menge zugeführt werden, um Magnesiummangel vorzubeugen. In allen Nahrungsmitteln und auch im Trinkwasser ist Magnesium in unterschiedlichen Mengen enthalten.

Im Blattgrün der Pflanzen, dem Chlorophyll, ist Magnesium zu etwa 2 % enthalten. Dort bildet es das Zentralatom des Chlorophylls. Pflanzen verwelken bei Magnesiummangel.

Der Körper eines Erwachsenen enthält etwa 20 g Magnesium (zum Vergleich: 1000 g Calcium). Im Blutplasma ist das Magnesium zu 40 % an Proteine gebunden; der normale Serumspiegel beträgt 0.8 - 1.1 mmol/l. Magnesium ist an ca. 300 Enzymreaktionen als Enzymbestandteil oder Coenzym beteiligt, zudem beeinflussen freie Mg-Ionen das Potential an den Zellmembranen. Sie stabilisieren das Ruhepotential von erregbaren Muskel- und Nervenzellen und der Zellen des autonomen Nervensystems. Magnesiummangel löst beim Menschen Ruhelosigkeit, Nervosität, Reizbarkeit, Kopfschmerzen, Konzentrationsmangel, Müdigkeit, allgemeines Schwächegefühl, Herzrhythmusstörungen und Muskelkrämpfe aus. Im Bereich von Psyche und Stoffwechsel wird vermutet, dass auch Depression und schizophrene Psychosen durch einen Magnesiummangel verstärkt werden. Auch kann es durch Mangel zum Herzinfarkt kommen.

Die erforderliche Tagesdosis von ca. 300 mg wird in der Regel durch eine ausgewogene Ernährung mit Vollkornbrot, Nüssen und Gemüse (Blattspinat, Kohlrabi) erreicht. Ein erhöhter Bedarf kann über Nahrungsergänzungsmittel oder Medikamente gedeckt werden. Leichter Magnesiummangel kann während schwerer Erkrankungen, Schwangerschaft oder im Leistungssport auftreten. Schwere Mangelzustände rühren von Nierenfunktionsstörungen, langdauerndem Durchfall, chronischen Darmentzündungen, schlecht eingestelltem Diabetes mellitus, Kortikoiden und bestimmten Diuretika oder von Fehlernährung beim Alkoholismus her.

Magnesiumsalze wie Zitrate und Aspartate sind in Deutschland als Arzneimittel zugelassen, in täglichen Dosen von 100 - 400 mg gegen Mangelzustände und neuromuskuläre Störungen wie z. B. Muskelkrämpfe (Krampf), Migräne oder Schwangerschaftskomplikationen. Vor- oder Nachteile der einzelnen möglichen Salzverbindungen sind nicht bekannt. Magnesium wird im Darm resorbiert und über die Nieren ausgeschieden. Nebenwirkungen sind Magen-Darm-Beschwerden und Durchfall, bei Überdosierung auch Müdigkeit und Pulsverlangsamung. Kontraindikationen sind Nierenfunktionsstörung sowie bestimmte Herzrhythmusstörungen.

Magnesiumsalze finden auch in der Alternativmedizin Verwendung, siehe auch: Orthomolekulare Medizin; Schüßler-Salze. Magnesiumsulfat („Bittersalz“) war früher als Abführmittel gebräuchlich.

Bei Magnesiumpräparaten (Tabletten, Kau- oder Lutschtabletten, Granulat) ist bei oraler Aufnahme die Dosierung wichtig. Verschiedene Studien (z. B. J. Clin. Invest. 88 (1991) 396-402) kommen zu dem Ergebnis, dass bei einer Einnahme von 120 mg ca. 35 % resorbiert werden, jedoch bei Einnahme einer kompletten Tagesdosis von 360 mg nur noch ca. 18 %. Für die Aufnahme ist auch die Form der Verbindung, in der das Magnesium vorliegt, von Bedeutung. Organische Salze wie z. B. Magnesiumaspartat oder Magnesiumcitrat werden dabei generell besser vom Körper aufgenommen als anorganische Verbindungen.

Lebensmittel

Magnesium kommt in vielen Lebensmitteln vor, insbesondere in

• Vollkornprodukten (zum Beispiel Vollkornbrot, Reis, Cornflakes, Vollkornnudeln),
• Mineralwasser,
• Leber,
• Geflügel,
• Kürbiskerne, Sonnenblumenkerne,
• Schokolade,
• Cashewnüssen, Erdnüssen,
• Kartoffeln,
• Gemüse,
• Beerenobst,
• Orangen,
• Bananen,
• Sesam,
• Milchprodukten,
• Haferflocken

Gefahren und Schutzmaßnahmen

Die Gefahren durch Magnesium hängen stark von der Temperatur und der Teilchengröße ab. Kompaktes Magnesium ist bei Temperaturen unterhalb des Schmelzpunktes ungefährlich. Magnesiumspäne und -pulver sind leichtentzündlich, da sie - bedingt durch die große Oberfläche - leicht mit dem Sauerstoff der Luft reagieren können. Je feiner das Magnesiumpulver ist, desto größer ist die Gefahr der Selbstentzündung. Luft-Pulver-Gemische sind sogar explosionsgefährlich. Flüssiges Magnesium entzündet sich ebenfalls selbst an der Luft. Auch mit vielen anderen Stoffen, beispielsweise Wasser und andere sauerstoffhaltige Verbindungen, reagiert feinkörniges oder erhitztes Magnesium.

Bei Magnesiumbränden treten Temperaturen bis zu etwa 3000 °C auf. Magnesiumbrände dürfen nicht mit gängigen Löschmitteln, wie Wasser, Kohlenstoffdioxid, Schaum oder Stickstoff gelöscht werden, da heißes Magnesium z. T. heftig mit diesen reagiert. Da sich mit Wasser Wasserstoff bildet, ist die Verwendung von Wasser besonders gefährlich (Knallgasreaktion).

Die Löschung erfolgt durch Ersticken (Sauerstoffverdrängung) mit eigens für Metallbrände geeigneten Löschmitteln. Dies sind beispielsweise Löschpulver der Brandklasse D, trockener Sand, Magnesiumoxid-Pulver, trockene rostfreie Graugußspäne, Argon und spezielle trockene Abdecksalze für Magnesiumschmelzen.

Es müssen bei der Verwendung von Magnesium einige Sicherheitshinweise befolgt werden. So sollten Späne und Staub möglichst vermieden bzw. schnell entfernt werden. Das Magnesium sollte möglichst trocken gehandhabt werden. Eine explosionsfähige Atmosphäre (Magnesiumstaub, Wasserstoff, Aerosole und Dämpfe brennbarer Kühlschmierstoffe) muss unbedingt verhindert werden. Auch die normalen Arbeitsschutzmaßnahmen, wie die Vermeidung von Zündquellen, müssen beachtet werden.

Nachweis

Der Nachweis von Magnesium gelingt am besten mittels Magneson II, Titangelb oder Chinalizarin.

Zum Nachweis mit Magneson II (4-(4-Nitrophenylazo)-1-naphthol) wird die Ursubstanz in Wasser gelöst und alkalisch gemacht. Danach gibt man einige Tropfen einer Lösung des Azofarbstoffs Magneson II hinzu. Bei Anwesenheit von Magnesium-Ionen entsteht ein dunkelblauer Farblack. Andere Erdalkalimetalle sollten vorher durch Fällung als Carbonate entfernt werden.

Zum Nachweis mit Titangelb (Thiazolgelb G) wird die Ursubstanz in Wasser gelöst und angesäuert. Anschließend wird sie mit einem Tropfen der Titangelb-Lösung versetzt und mit verdünnter Natronlauge alkalisch gemacht. Bei Anwesenheit von Magnesium entsteht ein hellroter Niederschlag. Nickel-, Zink-, Mangan- und Cobalt-Ionen stören diesen Nachweis und sollten vorher als Sulfide gefällt werden.

Zum Nachweis mit Chinalizarin wird die saure Probelösung mit zwei Tropfen der Farbstofflösung versetzt. Dann wird verdünnte Natronlauge bis zur basischen Reaktion zugegeben. Eine blaue Färbung oder Fällung zeigt Magnesium an.

Als Nachweisreaktion für Magnesiumsalze kann auch die Bildung von Niederschlägen mit Phosphatsalz-Lösungen herangezogen werden. Die schwermetallfreie, mit Ammoniak und Ammoniumchlorid auf pH 8 bis 9 gepufferte Probelösung wird dazu mit Dinatriumhydrogenphosphatlösung versetzt. Eine weiße, säurelösliche Trübung durch Magnesiumammoniumphosphat MgNH₄PO₄ zeigt Magnesiumionen an:

Magnesiumverbindungen

• Totgebranntes Magnesiumoxid (Magnesia) zur Auskleidung von Hochtemperaturanlagen wie Schmelzöfen, Gießpfannen usw.,
• Magnesiumcarbonat MgCO₃ (Magnesia, Chalk) zur Verbesserung des Griffs durch Aufsaugen des Schweißes beim Klettern, Turnen, Gewichtheben sowie in der Leichtathletik,
• Magnesiumhydroxid Mg(OH)₂ (Brucit) als Antazidum zur Bindung von überschüssiger Magensäure,
• Magnesiumadipat,
• Magnesiumammoniumphosphat Mg(NH₄)PO₄,
• Magnesiumaspartathydrochlorid,
• Magnesiumchlorid MgCl₂,
• Magnesiumcitrat, das Magnesiumsalz der Zitronensäure, zur Substitutionstherapie,
• Magnesiumdiborid MgB₂,
• Magnesiumfluorid MgF₂,
• Magnesiumhydrid MgH₂,
• Magnesiummonoperoxyphthalat, ein Desinfektionsmittel zur Flächendesinfektion,
• Magnesiumsulfat MgSO₄,
• Magnesiumsulfat-Heptahydrat Mg(SO₄)·7H₂O, bekannt als Mineral Epsomit,
• Magnesiumsulfid MgS,
• Spinell MgAl₂O₄,
• Magnesiumorotat, Magnesiumsalz der Orotsäure,
• Magnesiumiodid.

Quellen

1. ↑ Skript der fh Aalen (pdf, 3,3 MB)