11,254 matches
-
cu absorbție atomică sau prin electrozi ion-selectivi. Potasiul trebuie să fie protejat de aer atunci când este stocat pentru a preveni coroziunea metalului provocată de oxidul și hidroxidul acestuia. De obicei, mostrele sunt păstrate într-un mediu de hidrocarbură, unde nu reacționează cu metalele alcaline, precum uleiul mineral sau kerosenul. Reacția potasiului cu oxigenul generează superoxidul de potasiu, KO. La fel ca și alte metale alcaline, potasiul reacționează violent cu apa, producând hidrogen. Reacția este mult mai violentă decât cea a litiului
Potasiu () [Corola-website/Science/302745_a_304074]
-
hidroxidul acestuia. De obicei, mostrele sunt păstrate într-un mediu de hidrocarbură, unde nu reacționează cu metalele alcaline, precum uleiul mineral sau kerosenul. Reacția potasiului cu oxigenul generează superoxidul de potasiu, KO. La fel ca și alte metale alcaline, potasiul reacționează violent cu apa, producând hidrogen. Reacția este mult mai violentă decât cea a litiului sau a sodiului cu apa și este suficient de exotermă pentru a cauza aprinderea hidrogenului rezultat. Deoarece potasiul reacționează rapid chiar și cu urme de apă
Potasiu () [Corola-website/Science/302745_a_304074]
-
fel ca și alte metale alcaline, potasiul reacționează violent cu apa, producând hidrogen. Reacția este mult mai violentă decât cea a litiului sau a sodiului cu apa și este suficient de exotermă pentru a cauza aprinderea hidrogenului rezultat. Deoarece potasiul reacționează rapid chiar și cu urme de apă, și produșii săi de reacție sunt nonvolatili, este folosit uneori singur sau cu NaK (un aliaj cu sodiul care este lichid la temperatura camerei) pentru a usca solvenții, metoda alternativă distilării. În acest
Potasiu () [Corola-website/Science/302745_a_304074]
-
este folosit uneori singur sau cu NaK (un aliaj cu sodiul care este lichid la temperatura camerei) pentru a usca solvenții, metoda alternativă distilării. În acest rol, servește ca un desicant potent. 2K(s) + 2HO → 2KOH(aq) + H(g) Potasiul reacționează de asemenea cu halogenii, formând fluorura, clorura, bromura și, respectiv, iodura de potasiu: KF, KCl, KBr, KI. 2K(s) + F(g) → 2KF(s) 2K(s) + Cl(g) → 2KCl(s) 2K(s) + Br(g) → 2KBr(s) 2K(s) + I(g) → 2KI
Potasiu () [Corola-website/Science/302745_a_304074]
-
s) + Br(g) → 2KBr(s) 2K(s) + I(g) → 2KI(s) Potasiul se dizolvă în acid sulfuric diluat, formând soluții ce conțin ionul K+, împreună cu hidrogenul gazos. 2K(s) + HSO(aq) → 2K+(aq) + SO(aq) + H(g) Hidroxidul de potasiu reacționează puternic cu dioxidul de carbon pentru a produce carbonat de potasiu, fiind folosit la îndepărtarea urmelor de CO din aer. 2KOH(aq) + CO → KCO + H(g) Compușii potasiului în general sunt foarte solubili în apă, datorită energiei mari de hidratare
Potasiu () [Corola-website/Science/302745_a_304074]
-
manevrat corect. Din moment ce superoxidul format pe suprafața aliajului poate conduce la aprinderea spontană, folosirea sa în distilarea solvenților trebuie sa fie descurajată. Reziduurile trebuie tratate cu tert-butanol și cu etanol, înainte de a fi diluate cu apă și neutralizate. Potasiul metalic reacționează viguros cu toți halogenii pentru a forma haliții corespunzători potasiului, care sunt săruri albe și solubile în apă cu o morfologie cristalină în sistem cubic. Bromura de potasiu și iodura de potasiu sunt folosiți în emulsiile fotografice pentru a fi
Potasiu () [Corola-website/Science/302745_a_304074]
-
si la scară largă de submarine și navete spațiale, având un volum mai mic decât al O (g). 4KO + 2CO → 2KCO + 3O Cloratul de potasiu este un oxidant puternic, fiind folosit în fabricarea chibriturilor și în agricultură ca erbicid. Potasiul reacționează în mod violent cu apa producând hidrogen gazos, care de obicei se aprinde. Este ținut în uleiuri precum cel mineral sau kerosen, pentru a opri reacția dintre metal și vaporii de apă prezenți în aer. Cu toate acestea, spre deosebire de litiu
Potasiu () [Corola-website/Science/302745_a_304074]
-
atribuită anionului; își manifestă proprietățile toxice prin indigestie, absorbție dermală și ingestie. Nu s-au raportat efecte carcinogenice, teratogenice sau mutagenice datorate expunerii cronice la potasiu. Inhalarea prafurilor și particulelor de potasiu pot irita ochii și căile respiratorii. Potasiul poate reacționa cu apa conținută de pasajul bronhial pentru a forma hidroxid de potasiu, care datorită causticității sale poate cauza distrugeri ale țesuturilor, arsuri, ulcerații. Vaporii de potasiu în stare de oxid pot de asemenea să irite ochii, nasul, gâtul și căile
Potasiu () [Corola-website/Science/302745_a_304074]
-
causticității sale poate cauza distrugeri ale țesuturilor, arsuri, ulcerații. Vaporii de potasiu în stare de oxid pot de asemenea să irite ochii, nasul, gâtul și căile respiratorii și pot cauza tuse, presiune toracală, stări de rău, vomă și pneumonită. Poate reacționa violent sau chiar să explodeze în contact cu mucoasa umedă, ochi umezi sau chiar pielea transpirată, cauzând arsuri termice și distrugeri tisulare. Ingestia poate cauza dureri grave, vomă, diaree și pierderea cunoștinței; efectele gastrointestinale pot fi severe și posibil letale
Potasiu () [Corola-website/Science/302745_a_304074]
-
minereu. În partea superioară a furnalului se introduce minereu de fier, carbon sub formă de cocs și un flux de genul carbonatului de calciu sau a dolomitului, în timp ce prin partea de jos este insuflat un curent de aer cald. Cocsul reacționează cu oxigenul din curentul de aer, formând monoxid de carbon: Monoxidul de carbon reduce minereul de fier (în cazul de jos, hematit), transformându-l în fier topit și devenind bioxid de carbon: Fluxul ajută la topirea impurităților din minereu, în
Fier () [Corola-website/Science/302787_a_304116]
-
mare cantitate de fier (100 mg fier la 100 g planta). În schimb, spanacul ca sursă principală de fier este un mit datorat unei greșeli de transcriere a cantității de fier . Fierul în cantități excesive este toxic pentru oameni, deoarece reacționează cu peroxizii din corp, producând radicali liberi. Toxicitatea apare atunci când cantitatea de fier o depășește pe cea de transferină necesară pentru legarea fierului liber. O cantitate prea mare de fier ingerată poate leza direct celulele din tractul gastro-intestinal și poate
Fier () [Corola-website/Science/302787_a_304116]
-
Numărul său atomic este 35 iar masa sa atomică este de 79,909 u.a.m.. ul face parte din grupa halogenilor (grupa a VII-a principală), împreună cu fluorul, clorul, iodul și astatinul. În stare nativă este un element foarte reactiv, reacționând direct cu majoritatea metalelor și cu multe nemetale, dând săruri numite "bromuri". De aceea, nu este găsit deloc singur în atmosferă. Bromul este singurul nemetal care la temperatura și presiunea obișnuită (la condițiile camerei) se află în stare lichidă. Are
Brom () [Corola-website/Science/302790_a_304119]
-
structurii sale electronice, este un element foarte reactiv, motiv pentru care el nu poate exista în natură, sub forma sa elementară; formează moleculă diatomică prin legătură covalentă slabă. Fiind mai puțin reactiv decât clorul, dar mai reactiv decât iodul, bromul reacționează energic cu metalele, în special în prezența apei, pentru a forma săruri de brom. Bromul este, de asemenea, foarte reactiv cu compușii organici, formând bromuri, după reacția: formula 32. Procesul de ionizare are loc după schema: formula 33. Bromul se dizolvă puțin
Brom () [Corola-website/Science/302790_a_304119]
-
în tub de nichel iar compoziția produsului depinde de condițiile de temperatură și presiune. Cei mai cunoscuți compuși interhalogenici ai bromului sunt formula 69, formula 70, formula 71, formula 72, formula 73. Din punct de vedere chimic, aceste combinații sunt reactive. Ele sunt oxidanți și reacționează cu majoritatea elementelor dând amestecuri de halogenuri. În general, proprietățile fizice ale acestor combinații sunt intermediare între cel al bromului și al celuilalt element halogen din compoziția compusului. Combinațiile oxigenate ale bromului sunt mai greu de preparat decât cele ale
Brom () [Corola-website/Science/302790_a_304119]
-
topire este de -89,9°C. Păstrarea acidului bromhidric se face în sticle de culoare închisă, bine etanșate, la loc rece, deoarece acesta se oxidează mai ușor decât acidul clorhidric punând în libertate atomii de brom. La rece, acidul bromhidric reacționează cu mercurul și argintul, dând ca produși de reacție hidrogen și bromurile respective. Acidul bromhidric este folosit pe scară largă pentru prepararea unor bromuri și coloranți sintetici. Acidul bromhidric se poate prepara în laborator prin acțiunea acidului sulfuric asupra unei
Brom () [Corola-website/Science/302790_a_304119]
-
-se, în același timp, pe sine: formula 85 Bromul mai este, de asemenea, oxidant în prezența metalelor și metaloizilor, pentru a putea forma bromuri. Bromurile anhidre sunt mai slab reactive, în timp de bromurile hidratate sunt mai reactive. Bromul uscat poate reacționa viguros cu aluminiul, Titanul și mercurul, la fel ca și metalele alcaline Bromul dizolvat în soluții alcaline poate da o mixtură de bromură sau hipobromură: formula 86 O mare importanță în istorie a avut-o purpura, sau "Purpura Tyriană" (Vezi "Istoricul
Brom () [Corola-website/Science/302790_a_304119]
-
un recipient închis cu dop sau capac. Având în vedere prețul foarte ridicat al acestui element, se recomandă reciclarea acestuia și în niciun caz aruncarea sa. În laborator, bromul trebuie ținut departe de acetonă (CHCOCH), deoarece aceste două substanțe pot reacționa, formând bromacetona, un potențial agent lacrimogen. Datorită faptului că bromul reacționează și cu substanțele organice, acesta nu trebuie păstrat într-un recipient cu capac de plută sau cauciuc. Experimentele care constau în reacții dintre brom și alte substanțe sau elementee
Brom () [Corola-website/Science/302790_a_304119]
-
foarte ridicat al acestui element, se recomandă reciclarea acestuia și în niciun caz aruncarea sa. În laborator, bromul trebuie ținut departe de acetonă (CHCOCH), deoarece aceste două substanțe pot reacționa, formând bromacetona, un potențial agent lacrimogen. Datorită faptului că bromul reacționează și cu substanțele organice, acesta nu trebuie păstrat într-un recipient cu capac de plută sau cauciuc. Experimentele care constau în reacții dintre brom și alte substanțe sau elementee trebuie neapărat realizate sub nișă. Intensitatea albastrului din imagine reprezintă severitatea
Brom () [Corola-website/Science/302790_a_304119]
-
o soluție de iodură de potasiu cu apă de brom în cantități reduse se separă iodul, care, într-o soluție de sulfură de carbon colorează soluția în violet. În această reacției, trebuie evitat excesul de apă de brom. Acidul hipobromos reacționează cu hidroxizii metalici, ca de exemplu cu hidroxidul feros, hidroxidul manganos, hidroxidul nichelos, etc. Aceste baze se oxidează până la hidroxizii de valență superioară în reacție cu acidul hipobromos, doar în mediu alcalin. De exemplu, pentru hidroxidul feros are loc reacția
Brom () [Corola-website/Science/302790_a_304119]
-
ce va avea culoarea brună, acid sulfuros, apă și sulfatul metalului a cărui bromură a fost descompusă: Fiind instabil, acidul sulfuros ce a fost obținut se descompune în dioxid de sulf și apă. Sărurile acidului bromhidric (mai exact bromurile alcaline) reacționează cu anumiți reactivi, de exemplu cu azotatul de argint. În urma reacției cu acest azotat se va obține un precipitat de culoare galbenă, cu aspect brânzos, numit bromură de argint. Acest precipitat este insolubil în apă și chiar și în acid
Brom () [Corola-website/Science/302790_a_304119]
-
în soluții foarte concentrate de bromat alcalin, bromatul de argint slab gălbui, relativ solubil în apă (1 parte la 170 de părți de apă), solubil în acid azotic și azotatul metalului al cărui bromat a fost folosit: Bromatul de argint reacționează cu amoniacul, în urma reacției obținându-se diamino-argint și trioxid de brom:
Brom () [Corola-website/Science/302790_a_304119]
-
soluții brune, datorită formării ionului I. Această proprietate este folosită la prepararea tincturii de iod în farmacii. Având o afinitate mai mică față de electroni decât clorul și bromul, iodul prezintă electronegativitatea 2,5, fiind astfel prezent caracterul electronegativ inferior bromului, reacționând mai puțin violent. Iodul reacționează direct cu unele nemetale, cu hidrogen, metale și substanțe compuse și se combină direct cu sulful și fosforul. Reacția iodului cu fluorul are loc la temperatura camerei, formându-se pentafluorură de iod. La 250 °C
Iod () [Corola-website/Science/302791_a_304120]
-
I. Această proprietate este folosită la prepararea tincturii de iod în farmacii. Având o afinitate mai mică față de electroni decât clorul și bromul, iodul prezintă electronegativitatea 2,5, fiind astfel prezent caracterul electronegativ inferior bromului, reacționând mai puțin violent. Iodul reacționează direct cu unele nemetale, cu hidrogen, metale și substanțe compuse și se combină direct cu sulful și fosforul. Reacția iodului cu fluorul are loc la temperatura camerei, formându-se pentafluorură de iod. La 250 °C aceeași reacție conduce la formarea
Iod () [Corola-website/Science/302791_a_304120]
-
pentafluorură de iod. La 250 °C aceeași reacție conduce la formarea heptafluorurii de iod. Prin controlarea condițiilor de reacție (−45 °C, suspensie în CFCl), este posibilă izolarea trifluorurii de iod. I(s) + 3F(g) → 2IF(s) [compus galben] Cu hidrogenul reacționează la 440 °C formând acid iodhidric. Cu oxigenul nu se combină direct, însă compușii săi oxigenați sunt mai stabili decât cei analogi clorului și bromului. Cu unele metale, precum fierul sau mercurul, reacționează la temperatura obișnuită, formând iodurile respective. Față de
Iod () [Corola-website/Science/302791_a_304120]
-
g) → 2IF(s) [compus galben] Cu hidrogenul reacționează la 440 °C formând acid iodhidric. Cu oxigenul nu se combină direct, însă compușii săi oxigenați sunt mai stabili decât cei analogi clorului și bromului. Cu unele metale, precum fierul sau mercurul, reacționează la temperatura obișnuită, formând iodurile respective. Față de apă, hidroxizi alcalini și hidrocarburi se comportă în mod analog cu clorul și bromul. Acidul azotic oxidează iodul, formând acidul iodic, care la temperatura camerei este o substanță solidă cu cristale lucioase: 3I
Iod () [Corola-website/Science/302791_a_304120]