***Maqnezium sulfat*** (MgSO4)– qeyri-üzvi maddədir, maqneziumun və sulfat turşusunun duzudır.

Həll olması
-----------

- suda:

35,120; 54,880; 68,3100 q/100 ml

- efirdə:

1,1618 q/100 ml

Tarixi
------

İlk dəfə 1695-ci ildə İngiltərədə yaşayan botanik Neemiy Qrü tərəfindən bulaq suyunun tərkibində tapılmışdı.

Fiziki xassələri
----------------

Maqnezium sulfat – ağ, higroskopik tozdı, kristalları rombik quruluşa malikdir, hüceyrə parametrləri a = 0.482 nm, b = 0.672 nm, c = 0.833 nm. 
1010 °C temperaturda, başqa bir rombik fazaya keçid baş verir. Bir neçə kristal -hidrat əmələ gətirir: MgSO4 • nH2O, burada n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 12.
Ən çox öyrənilən kristalhidratlar MgSO4 • 7H2O, MgSO4 • 6H2O və MgSO4 • H2O.

Alınması
--------

1. Maqneziumun və sulfat turşusunun reaksiyası nəticəsində alınır:

{\displaystyle {\mathsf {Mg+H\_{2}SO\_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ MgSO\_{4}+H\_{2}}}}

  

2. Sulfat turşusunun oksid, hidroksid və maqnezium karbonat ilə qarşılıqlı təsiri nəticəsində alınır:

{\displaystyle {\mathsf {MgO+H\_{2}SO\_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ MgSO\_{4}+H\_{2}O}}}
{\displaystyle {\mathsf {Mg(OH)\_{2}+H\_{2}SO\_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ MgSO\_{4}+2\ H\_{2}O}}}
{\displaystyle {\mathsf {MgCO\_{3}+H\_{2}SO\_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ MgSO\_{4}+CO\_{2}\uparrow +H\_{2}O}}}

  

3. Kristalhidratın qurudulması nəticəsində susuz maqnezium sulfat almaq olar:

{\displaystyle {\mathsf {MgSO\_{4}\cdot 7H\_{2}O\ {\xrightarrow {200^{o}C}}\ MgSO\_{4}+7\ H\_{2}O}}}
Sənayedə maqnezium sulfat dəniz suyundan, kizerit və karnalit minerallarından əldə edilir.

Kimyəvi xassələri
-----------------

1. Ərimə temperaturundan yuxarı qızdırıldıqda parçalanır:

{\displaystyle {\mathsf {2MgSO\_{4}\ \xrightarrow {1200~^{\circ }C} \ 2MgO+2SO\_{2}\uparrow +O\_{2}}}}

  

2. Qatı sulfat turşusu ilə reaksiya zamanı hidrosulfat alınır:

{\displaystyle {\mathsf {MgSO\_{4}+H\_{2}SO\_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Mg(HSO\_{4})\_{2}}}}
Qızdırıldıqda solvatlar alınır MgSO4•H2SO4 и MgSO4•3H2SO4.

3. Qızdırıldıqda hidrogen sulfid,silisium dioksid, karbon ilə reaksiyaya daxil olur:

{\displaystyle {\mathsf {MgSO\_{4}+H\_{2}S\ \xrightarrow {700~^{\circ }C} \ MgO+SO\_{2}\uparrow +S+H\_{2}O}}}
{\displaystyle {\mathsf {MgSO\_{4}+SiO\_{2}\ {\xrightarrow {680~^{\circ }C}}\ MgSiO\_{3}+SO\_{3}}}}
{\displaystyle {\mathsf {2MgSO\_{4}+C\ \xrightarrow {800~^{\circ }C} \ 2MgO+2SO\_{2}\uparrow +CO\_{2}\uparrow }}}
{\displaystyle {\mathsf {MgSO\_{4}+2C\ \xrightarrow {>800~^{\circ }C} \ MgS+2CO\_{2}\uparrow }}}

  

Maqnezium sulfatın sulu məhlulları həll olunan barium duzlarının sulu məhlulları( məs.BaCl2) ilə reaksiyaya daxil olaraq həll olmayan barium sulfat alınır:

{\displaystyle {\mathsf {MgSO\_{4}+BaCl\_{2}\ \xrightarrow {\ } \ BaSO\_{4}\downarrow +MgCl\_{2}}}}

Tətbiqi
-------

Tətbiq sahələri çoxşaxəlidir. Bildiyimiz kimi maqnezium elementi xlorofilin strukturuna daxil olduğundan bitkilər üçün əhəmiyyətlidir. Yetərincə maqnezium ionu qəbul edə bilən bitkinin yarpaqları daha məhsuldar fotosintez apara bilir, beləcə bitki daha güclü və daha dözümlü olur. Bu səbəbdən maqnezium-sulfat maqnezium gübrəsi kimi istifadə olunur. Bundan başqa ondan dərman və toxuculuq sənayesində, həmçinin kosmetika və yuyucu vasitələrin hazırlanmasında da istifadə edirlər. Bir dərman kimi ondan qan təzyiqinə və qandakı maqneziumun miqdarına təsir göstərmək üçün istifadə olunur. Susuz maqnezium-sulfatdan ammonyak, aminlər, nitrillər, karbohidrogenlərin halogenli törəmələri, aseton kimi bir çox maddənin susuzlaşdırılmasında istifadə edirlər.Ondan üzmə terapiyalarında hovuzdakı suyun sıxlığını dəyişmək məqsədi ilə də istifadə edilə bilir. Tibbdə ondan işlətmə dərmanı kimi və sidik qovucu vasitə kimi istifadə olunur.

İstinadlar
----------

1. Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд. — М.: Химия, 2000. — 480 с. .
2. Рипан Р. Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.
3. Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
4. Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд. испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.