Primero cierta seguridad: el experimento descrito utiliza productos químicos corrosivos y mezclas capaces de quemar sin la presencia de atmósfera. Debe hacerse al aire libre en la ropa de algodón como protección contra incendios, con Guantes químicamente resistentes, y por supuesto gafas de laboratorio. En caso de incendio, espere la reacción inicial a desplomarse, luego use un extinguidor clase D - no intente apagar incendios con arena o agua.
Un reciente experimento mío implicó la producción del sodio elemento altamente reactivo de hidróxido de sodio y otro menos metal reactivo, en este caso magnesio. La reacción es como sigue:
2 Mg + 2NaOH = 2MgO + 2Na + H2
El magnesio (en polvo finamente) primero inflama arde en oxígeno atmosférico contenido en el recipiente de la reacción. Esta reacción inicial produce suficiente energía para iniciar la reacción primaria. El magnesio tiene suficiente deseo para el oxígeno contenido en el NaOH realmente lo rip del grupo hidróxido, liberando gas de hidrógeno y sodio. La reacción es exotérmica violenta. Se libera más que suficiente energía para encender el gas de hidrógeno que se quema a medida que avanza la reacción. El sodio se produce en estado líquido debido a la temperatura de reacción y algo de él se vaporiza dando la llama un color naranja/amarillo fuerte.
Para impedir que el sodio se quema inmediatamente en la producción, una tapa suelta se coloca sobre el recipiente de la reacción, permitiendo que el hidrógeno ardiente escapar, pero sellar el recipiente de la atmósfera una vez terminado. Entonces, no se retira la tapa, hasta que la reacción se enfría a la temperatura del aire, en que punto de vaselina debe añadirse a la escoria resultante para evitar la posterior oxidación del producto.
Presumiblemente este experimento podría ser preformado con otros metales actuando sobre el grupo hidróxido, como el aluminio - de hecho, he escuchado aluminio da un mejor rendimiento debido a una baja velocidad de reacción y temperatura que evapora gran parte de la Na con Mg. Lo he no todavía probado. También es muy probable que este proceso podría liberar a la mayoría si no todos los metales de sus hidróxidos porque la reacción no implica el metal contenido en el hidróxido y el grupo hidróxido solo. Todos los hidróxidos por lo tanto deben ser susceptibles de separación a través de magnesio y aluminio, posiblemente. A cabo más experimentación en clima más cálido.
