Magnesium sulfate

Magnesium sulfate
Mgso4.JPG

Magnesium sulfate heptahydrate monocrystal (Epsom Salt)
Anhydrous magnesium sulfate.jpg

Anhydrous magnesium sulfate, a popular desiccant
Names
IUPAC name

Magnesium sulfate
Other names

English salt
Bitter salts
Bath salts
Epsom salt
Epsomite
Properties
MgSO4
Molar mass 120.366 g/mol (anhydrous)
138.38 g/mol (monohydraté)
174,41 g/mol (trihydraté)
210,44 g/mol (pentahydraté)
228,46 g/mol (hexahydraté)
246,47 g/mol (heptahydraté)
Apparence Solide blanc
Odeur Inodore
Densité 2,66 g/ cm3 (anhydre)
2,445 g/ cm3 (monohydraté)
1,68 g/cm3 (heptahydraté)
1,512 g/cm3 (undécahydraté)
Point de fusion anhydre
1 124 ° C (2 055 ° F; 1 397 K) (se décompose) monohydrate
200 ° C (392 ° F; 473 K) (se décompose) heptahydrate
150 ° C (302 ° F; 423 K) (decomposes) undecahydrate
2 °C (36 °F; 275 K) (decomposes)
anhydrous
26.9 g/100 ml (0 °C)
35.1 g/100 ml (20 °C)
50.2 g/100 ml (100 °C) heptahydrate
71 g/100 ml (20 °C)
Solubility Slightly soluble in alcohol, glycerol
Insoluble in acetone, benzene, toluene
Solubility in diethyl ether 1.16 g/100 ml (18 °C)
Vapor pressure ~0 mmHg
Hazards
Safety data sheet Sigma-Aldrich (anhydrous)
Flash point Non-flammable
Related compounds
Related compounds
Calcium sulfate
Strontium sulfate
Barium sulfate
Except where otherwise noted, data are donné pour les matériaux dans leur état standard (à 25 °C, 100 kPa).
Références d’infobox

Le sulfate de magnésium, communément appelé sel d’Epsom, est le composé inorganique de formule chimique MgSO4, le sel de magnésium de l’acide sulfurique. Communément appelé sous sa forme hydratée par le nom de sel d’Epsom, le sulfate de magnésium est l’un des produits chimiques de laboratoire les moins chers et les plus faciles à obtenir. Sa forme anhydre trouve une utilisation comme déshydratant et c’est également un réactif quelque peu utile dans les réactions aqueuses de double remplacement.

Propriétés

Produit chimique

Le sulfate de magnésium est facilement très soluble dans l’eau, alors que le carbonate et l’hydroxyde de magnésium ne le sont pas, ce qui lui permet d’être un moyen simple de produire soit par addition à un carbonate de métal alcalin, soit par hydroxyde.

MgSO4 + Na2CO3 → MgCO3 + Na2SO4

Ces deux produits chimiques sont utiles pour produire d’autres sels de magnésium. Il peut également être utilisé comme moyen d’ajouter des ions sulfate à une solution, par exemple pour créer du sulfate de calcium à partir de chlorure de calcium.

Enfin, il peut être utilisé comme électrolyte lors de l’électrolyse pour produire des sulfates solubles in situ.

Physique

Le sulfate de magnésium est le plus souvent rencontré lorsqu’il est acheté sous forme d’heptahydrate, généralement appelé sel d’Epsom. Les solutions de sulfate de magnésium donnent facilement des cristaux transparents bien formés lors de l’évaporation. À 200 ° C, ces cristaux perdent de l’eau pour donner le sulfate de magnésium anhydre, qui est très hygroscopique et, en tant que tel, est fréquemment utilisé comme déshydratant pour sécher les solvants organiques.

Disponibilité

La plupart sinon toutes les pharmacies, les rayons et les épiceries contiennent du sel d’Epsom, l’heptahydrate de sulfate de magnésium. Les pharmacies vétérinaires vendent également du sel d’Epsom. Un prix à la consommation typique est d’environ un dollar par livre aux États-Unis, ce qui le rend très bon marché.

Préparation

Bien que peu pratique compte tenu de l’extrême facilité d’obtention du sulfate de magnésium, il peut être créé par l’action de l’acide sulfurique sur le carbonate, l’hydroxyde ou l’oxyde de magnésium ainsi que sur le métal de magnésium lui-même.

Projets

  • Séchez vos propres solvants
  • Électrolyse de l’eau
  • Cristaux en croissance

Manipulation

Sécurité

Le sulfate de magnésium est de très faible toxicité et est souvent utilisé à la fois par voie topique et interne en médecine. L’ingestion de grandes quantités, cependant, peut amener le sulfate de magnésium à remplir son devoir de laxatif salin, provoquant éventuellement une déshydratation. Il fournira également à la flore intestinale avide d’oxygène une surabondance d’ions sulfate, qu’ils réduiront volontiers en sulfure, rendant les flatulences du consommateur appétissantes.

Stockage

Le sulfate de magnésium doit être conservé dans des bouteilles ou des sacs fermés. La forme anhydre doit être stockée dans des récipients scellés.

Élimination

Le sulfate de magnésium peut être versé en toute sécurité dans le drain ou dans le sol.

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