DNA

DNA



Søg alfabetisk i spalten til højre (på computerskærme)
: A B C D E F G H I J K L M N O P Q R S T U V W X Y Z Æ Ø Å

acetone

Hvad er acetone?


Acetone er den simpleste mulige keton, og bruges bl.a. som et opløsningsmiddel for lakker og harpikser. Neglelakfjerner består hovedsageligt af acetone. Stoffet virker affedtende, så ved længere tids hudkontakt kan det medføre eksem eller revnedannelse.

Acetone er farveløst og brændbart. Stoffet anvendes som opløsningsmiddel og udgangsmateriale i organisk syntese, hvor det er let tilgængeligt og let håndterbart, på linje med sprit (ethanol).

Acetone dannes som en metabolit i fedtforbrændingen i forbindelse med insulinmangel i kroppen, som det ses ved sukkerforgiftning (diabetisk coma).

Denatureret sprit, eller husholdningssprit, er sprit som er gjort udrikkelig ved tilsætning af bl.a. acetone.
Bortskaffelse

Acetone betragtes som farligt affald og skal bortskaffes efter din kommunes anvisninger, også når der er tale om neglelak og neglelakfjerner.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


acylhalid

Hvad er et acylhalid?


Et acylhalid (også kendt som et syrehalid) er en kemisk forbindelse, der er dannet fra et oxosyre ved at erstatte en hydroxylgruppe med en halidgruppe.

Hvis syren er en carboxylsyre indeholder stoffet en -COX funktionel gruppe, som består af en carbonylgruppe bundet til et halogenatom. Den generelle formel for et sådan acylhalid kan skrives som RCOX, hvor R eksempelvis kan være en alkylgruppe, CO er en carbonylgruppe og X repræsenterer halidet, som f.eks. chlor. Acylchlorider er det mest almindelige acylhalider, men acetyliodid bliver produceret i den største skala. Milliarder af kilo bliver hvert år dannet i forbindelse med produktionen af eddikesyre.

Hydroxylgruppen fra en sulfonsyre kan også blive erstattet af et halogen, hvorved den korresponderende sulfonylhalid bliver dannet. I praksis er dette stort set altid chloridet, hvilket giver sulfonylchlorid.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


additionsreaktion

Hvad er en additionsreaktion?


En additionsreaktion er en kemisk reaktion, hvor to eller flere molekyler går sammen til et større molekyle.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


adenosintrifosfat

Hvad er adenosintrifosfat?


Adenosintrifosfat (ATP) er en organisk kemisk forbindelse, der fungerer som biologisk energi- og effektormolekyle og indgår i mange vigtige cellulære processer.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


aerob

Hvad er aerob?


Kemisk set drejer alle aerobe processer sig om iltning. Et godt eksempel er iltningen af glukose (et monosakkarid) ved aerob ånding.

C6H12O6 + 6 O2 + 38 ADP + 38 fosfat -> 6 CO2 + 6 H2O + 38 ATP

Den energi, der udløses ved denne proces, er på ca. 2880 kJ pr. mol, og den bliver opsamlet ved at gendanne 38 enheder ATP fra 38 enheder ADP pr. glukose. Det giver 19 gange så meget energi pr. sukkermolekyle i forhold til det, der kan skabes ved en anaerob omsætning. De eukaryote organismer (alle andre end bakterier) får dog kun et nettoudbytte på 36 gendannede enheder ATP ud af åndingen, fordi de skal flyttes gennem en membran ved en energikrævende transport.

Hvis man afbryder tilførslen af ilt, bliver processen afbrudt og erstattet af andre, anaerobe processer, som f.eks. gæring. Derfor drejer det sig om processer, som foregår ved almindelig atmosfærisk iltspænding. Ofte kan man se, at der er en afgørende grænseværdi, der ligger ved ca. 5% iltindhold i luften. De aerobe nedbrydningsprocesser i jorden standser f.eks. ved denne koncentration. Af samme grund taler man om en ilthorisont i jorden, som danner grænsen mellem lag, hvor jordluften indeholder mere end 5% ilt, og lag, hvor indholdet er under de 5%. På grund af iltens betydning for mange livsprocesser regnes dette stof for en vigtig abiotisk faktor i økologien.

Ordet bruges for eksempel om bakterier, der kræver ilt for at kunne vokse. Det bruges også om andre processer, der kræver tilstedeværelse af ilt. Et eksempel findes i musklernes stofskifte - også hos mennesker. Normalt sker energiomsætningen ved den iltning af glukose, som foregår ved cellernes (dvs. mitokondriernes) ånding. Når musklen bliver brugt så kraftigt, at ilttilførslen er utilstrækkelig, så slår muskelcellerne over til anaerob mælkesyregæring. Det giver dog et mindre udbytte af energi ved forbrug af samme mængde glukose, og derfor opstår der ved langvarig belastning et fald i musklernes ydeevne.

Aerobiske organismer
Alle levende væsner, der har brug for fri ilt, betegner man som aerobiske. Ilten bruges allermest til energiudvinding via stofomsætninger, der bygger på iltning, sådan som det er tilfældet med ånding hos de højere udviklede organismer. Man skelner mellem obligat aerobe og fakultativt aerobe organismer. De obligat aerobe kræver adgang til ilt, mens de fakultativt aerobe ganske vist kan bruge ilt, samtidig med at de har andre muligheder som f.eks. kvælstof. Mikroaerofile organismer foretrækker ilt i lav koncentration. Aerotolerante organismer kan overleve i iltrige omgivelser, men de er anaerobe, for de kan ikke bruge ilten i deres energistofskifte.

Næsten alle dyr, de fleste svampe og adskillige bakterier er obligat aerobe. Omvendt er de fleste af de anaerobe organismer bakterier. Når en organisme er obligat aerob, har den en energimæssig fordel, men den må kunne tåle høje niveauer af iltningsstress.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


afkalkning

Hvad er afkalkning?


Et afkalkningsmiddel anvendes til at forhindre eller fjerne kalkaflejringer og dermed kalksten. Afkalkningsmidler indeholder typisk syrer, og kan typisk anvendes til at fjerne kalkaflejringer fra f.eks. vandhaner, kedler, kaffemaskiner, toiletter og vandrør.

Sodavandsmetoden til afkalkning
Brugsvandskomponenter i bygningsvandinstallationer, som får hårdt vand, vil kalke til og kan afkalkes med en svag syre; kulsyre som dannes ved at udsætte brugsvandet for CO2 i 2-4 måneder. Denne afkalkningsmetode kaldes sodavandsmetoden.

Forebyggelse
Det har været fremme og diskuteret, at de dele af Danmark, som i dag har hårdt brugsvand, kan få vandet afkalket i vandværket, med formålet hindring eller mindskning af kalkaflejringer i brugsvandskomponenter.

Hårdt vand giver hvidevarer kortere levetid, og i visse hvidevarer medfører hårdt vand at der sendes mere fosfat ud i havet eller til rensningsanlæg.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


afløbsrens

Hvad er afløbsrens?


Afløbsrens er betegnelsen for en basisk opløsning, som kan opløse propper i afløb. Disse propper består som oftest af forskellige fedtstoffer, som følger med spildevandet og størkner, når spildevandet afkøles. Den mest almindelige afløbsrens er en blanding af natriumhydroxid, også kaldet kaustisk soda eller natronlud, og kaliumhydroxid. Den kemiske betegnelse for natriumhydroxid er NaOH, som er en stærkt ætsende base. Nu om dage anbefales i stedet brug af mekaniske svuppere som følge af den miljøpåvirkning, som ætsende stoffer har.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


agonist (farmakologi)

Hvad er agonist (farmakologi)?


Agonister er betegnelsen for en kategori af stoffer, der kan binde sig til en receptor. Agonisterne sætter en kemisk reaktion i gang inde i cellen, når de binder sig til receptoren - men på en måde, som svarer til en nøgle, der har den kode, der skal til for at åbne låsen. Det er modsat antagonisterne, der også passer i låsen, men hvor koden er forkert, dvs. at antagonisterne binder sig til receptoren, men uden at dette medfører, at der sættes en kemisk reaktion i gang.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


akrylamid

Hvad er akrylamid?


Stoffet akrylamid har bruttoformlen C3H5NO. Dets officielle, kemiske navn er 2-propenamid. Det er et hvidt, lugtløst og krystallinsk stof, der kan opløses i vand, etanol, æter og kloroform.

Akrylamid bruges i polymeringsreaktioner i industrien blandt andet til fremstilling af plastmaterialet polyakrylamid, til fremstilling af polyakrylamid som medium til polyakrylamid-elektroforese.

Akrylamid kan nedbrydes uden varme til ammoniak, hvorimod det danner kulmonoxid, kuldioxid og forskellige kvælstofilter, når det bliver ødelagt ved forbrænding.

I organismen omdannes det til glycidamid. Både akrylamid og glycidamid er reaktive stoffer og kan indgå i forbindelser med mange molekyler, bl.a. aminosyrer, pyrimidiner og puriner og kan dermed ændre både struktur af proteiner og DNA. Akrylamid dannes i fødevarer ved en Maillard-reaktion ved overopvarmning af stivelse.

Trussel mod folkesundheden - akrylamid
Akrylamid har været kendt som et potentielt kræftfremkaldende stof i mange år. Mennesker kan udsættes for akrylamid på flere måder: dels ved håndteringen i industrien, dels ved tobaksrygning og dels fra mad tilberedt ved høje temperaturer.(1)(2)

Akrylamid har vist sig at være skadeligt for nerver, arveanlæg og forplantningsevnen samt at være kræftfremkaldende i forsøgsdyr.(3)

Da akrylamid er et molekyle, der kan dannes ved tilberedning af mad, vækker det ny bekymring. Forskere har fundet moderate niveauer af akrylamid i opvarmet, proteinrig mad, hvorimod de fandt høje niveauer af stoffet i stivelsesholdige fødemidler som f.eks. chips, pommes frites og brød.(4) Det høje indhold af akrylamid forudsætter, at maden er tilberedt ved stegning eller bagning, for det findes ikke i mad, som er tilberedt ved kogning.(5) Der er også fundet et højt niveau af acrylamid i kaffe.

Nyere undersøgelser fandt ikke nogen forøget kræftrisiko ved indtagelse af fødevarer med indhold af akrylamid (udtrykt på denne måde: "ingen målbar virkning "), og risikoen for tarmkræft tog sågar af i takt med et øget indhold af akrylamid i føden(6). I den forbindelse skal det bemærkes, at kun den akrylamid, som er nået ind i blodbanen, er relevant. Nye, tyske undersøgelser viser tilsyneladende, at optagelsen af akrylamid med føden knap nok fører til et forhøjet indhold i blodet(7).

Et dansk studie udgivet i 2008 kunne måle, at rygere havde cirka tre gange så meget akrylamid som ikke-rygere, og studiet fandt også en sammenhæng mellem det målte akrylamidniveau og forekomsten af brystkræft.(8)

Selv om akrylamid har en velkendt giftvirkning på nervesystemet og frugtbarheden, konkluderede en rapport fra FAO og WHO i juni 2002, at den mængde, der skal indtages for at fremkalde nervesygdom (0,5 mg/kg kropsvægt/dag) er 500 gange større end den gennemsnitlige, daglige optagelse med maden (1 µg/kg kropsvægt/dag). Når det drejer sig om påvirkning af frugtbarheden skal mængden være 2.000 gange større end den gennemsnitlige, daglige indtagelse. På den baggrund konkluderede organisationerne, at mængden af akrylamid i madvarer er uskadelig, hvad angår påvirkning af nervesystemet, men de ytrede bekymring over kræftrisikoen hos mennesker ud fra den velkendte kræftrisiko hos laboratoriedyr(9).

Brystkræft - og akrylamid
Flere studier har undersøgt om der skulle være en sammenhæng mellem forekomsten af akrylamid og brystkræft.

En svensk undersøgelse af 61.433 kvinder fandt ingen sammenhæng mellem brystkræft og langvarig indtagelse af akrylamid med maden.(10) En anden undersøgelse af 90.628 kvinder i USA, der ikke havde nået overgangsalderen, fandt heller ikke nogen sammenhæng mellem optagelse af akrylamid med maden og risikoen for brystkræft(11). En senere dansk undersøgelse fra 2012 af 24.697 kvinder, der var over overgangsalderen, viste dog en statistisk overdødelighed ved høj koncentration af akrylamid-indikatorer(1). Målingen for akylamid var dog ikke i sig selv signifikant i det danske studie, og for rygere viste resultaterne næsten en modsat effekt.

Referencer vedr akrylamid
Ref.1 Anja Olsen, Jane Christensen, Malene Outzen, Pelle Thonning Olesen, Henrik Frandsen, Kim Overvad og Jytte Halkjær (2012). "Pre-diagnostic acrylamide exposure and survival after breast cancer among postmenopausal Danish women ". Toxicology 296 (1-3): 67-72. Forfatterne konkluderer: "In conclusion, the present study indicates that pre-diagnostic exposure to acrylamide may be related to mortality among breast cancer patients and that this may especially concern the most endocrine related type of breast cancer. "

Ref.2 Avoid crunchy toast and crispy potatoes in home cooking, food experts warn. Science Alert

Ref.3 Fødevarestyrelsen, "Akrylamid "

Ref.4 Eden Tareke, Per Rydberg, Patrik Karlsson, Sune Eriksson, and Margareta Törnqvist, "Analysis of Acrylamide, a Carcinogen Formed in Heated Foodstuffs ", J. Agric. Food Chem. 50 (17): 4998-5002

Ref.5 Food Standards Agency, Acrylamide: your questions answered Retrieved on 2008-01-01

Ref.6 L.A. Mucci m.fl.: Dietary acrylamide and cancer of the large bowel, kidney, and bladder: Absence of an association in a population-based study in Sweden i British Journal of Cancer, 2003, 88 side 84-89

Ref.7 En pressemeddelse i 2005 fra Medizinischen Hochschule Hannover: Acrylamid im Blut: Rolle des Ernährungsverhaltens unklar, 2005

Ref.8 Pelle Thonning Olesen, Anja Olsen, Henrik Frandsen, Kirsten Frederiksen, Kim Overvad, Anne Tjønneland, "Acrylamide exposure and incidence of breast cancer among postmenopausal women in the Danish Diet, Cancer and Health Study ", International Journal of Cancer, 8. januar 2008.

Ref.9 FAO/WHO Consultation on the Health Implications of Acrylamide in Food. Summary Report, 2002

Ref.10 S.C. Larsson, A. Åkesson og A. Wolk (2008). "Long-term Dietary Acrylamide Intake and Breast Cancer Risk in a Prospective Cohort of Swedish Women ". American Journal of Epidemiology 169 (3): 376-381.

Ref.11 K.M. Wilson, L.A. Mucci, E. Cho, D.J. Hunter og W.Y. Chen (2009). "Dietary Acrylamide Intake and Risk of Premenopausal Breast Cancer ". American Journal of Epidemiology 169 (8): 954-961.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


aktiveringsenergi

Hvad er aktiveringsenergi?


I kemi er aktiveringsenergi et begreb introduceret i 1889 af den svenske videnskabsmand Svante Arrhenius og er defineret som den energi, der må overkommes for at en kemisk reaktion kan forløbe. Aktiveringsenergi kan på anden vis beskrives som det minimum af energi, der behøves for at en bestemt kemisk reaktion forløber. En reaktions aktiveringsenergi noteres normalt med Ea og angives i enheder af kilojoule per mol.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


aldehyd

Hvad er en aldehyd?


Generel strukturformel for aldehyder, R er et organisk radikal

Et aldehyd er både betegnelsen for den organiske funktionelle gruppe bestående af en carbonylgruppe, som er bundet til et H-atom (RCHO) og til en gruppe, der enten kan være endnu et H-atom eller et organisk radikal, og kemiske forbindelser, der indeholder en sådan gruppe. De fleste sukre er aldehyder eller derivater deraf, som regel hemiacetaler eller acetaler. Det mest simple aldehyd er formaldehyd.

Navngivning af aldehyder
Aldehyder kan navngives på to måder: ved at tilføje endelsen -al til navnet på den tilsvarende alkan, alken eller alkyn; eller ved at tilføje -carbaldehyd til navnet på forbindelsen, hvor aldehydgruppen er skiftet ud med H. Et eksempel på det første er methanal, CH2O, der er navngivet ud fra methan, CH4, et eksempel på det andet er cyclohexancarbaldehyd, c-C6H11CHO, det er navngivet ud fra cyclohexan.

Furfural er et aldehyd.

Carbonylgruppen er polær, hvilket gør at aldehyder smelter og koger højere end de tilsvarende alkaner, og at de er mere opløselige i vand. I vandig opløsning forefindes aldehyder normalt på hydratiseret form som geminale dioler, dvs RCH(OH)2.

Reaktioner - aldehyder
Aldehyder fremstilles som regel på en af fire måder:

Delvis oxidation af en primær alkohol

Delvis reduktion af et syrederivat

Spaltning af en alken med reduktiv ozonolyse

Hydroformylering af en alken med CO og H2

Ved oxidationen kræves specielle omstændigheder for at undgå oxidation til syre. Dette gøres som regel under vandfrie omstændigheder.

Nukleophile additioner - aldehyder
Aldehyd nukleophil tetraedrisk additionsprodukt
Aldehyd + alkohol + katalytisk syre el. katalytisk base-> hemiacetal

Hemiacetal + alkohol + katalytisk syre-> acetal

Aldehyd + NaBH4 -> alkohol

Aldehyd + RMgX (Grignardreagens) -> magnesiumalkoholat

magnesiumalkoholat + H2O -> sekundær alkohol

Aldehyd + H2O -> hydrat

Denne ligevægt er som regel forskudt mod venstre, men formaldehyd og aldehyder med elektrontiltrækkende grupper (eksempelvis chloral, CCl3CHO) findes som hydrater i vandig opløsning.

Keto-enol tautomeriseringen - aldehyder
Aldehyder med et eller flere alfa-H'er, dvs. H-atomer på kulstofatomet ved siden af carbonylgruppen, kan tautomerisere til enoler, enten syre- eller basekatalyseret. Enoler og især de tilsvarende anioner, enolater, er nukleofile på alfa-C'et. alfa-H'et har en pKa-værdi på 20 i simple aldehyder.

Aldolkondensationen - aldehyder
Aldehyd + base -> enolat

Aldehyd + Enolat -> aldol

Aldol -> alfa-ß-umættet aldehyd + H2O

Andre reaktioner vedr aldehyder
Aldehyder oxideres nemt til carboxylsyrer, både af oxiderende stoffer som permanganationen og chrom(VI)oxid, og af luftens ilt. De fleste aldehyder er derfor ikke stabile i luft, men omdannes langsomt til den tilsvarende carboxylsyre.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


alfalinolensyre

Hvad er alfalinolensyre?


Alfalinolensyre (a-linolensyre, ALA) er en flerumættet omega-3 fedtsyre. Den findes i mange planteolier og er meget vigtig for menneskets ernæring.

ALA's molekylformel er C18H30O2 og molmassen er 278.43 g/mol. Kemisk set er ALA en carboxylsyre med en 18 kulstofatomer lang kæde. Kæden indeholder tre dobbeltbindinger, den første sidder på det tredje kulstofatom fra omega-enden. ALA er en isomer af gammalinolensyre som er en omega-6-fedtsyre.

Ved reduktion af alfalinolensyre fås linolenylalkohol.

Ernæringskilder - alfalinolensyre


Alfalinolensyre er en af de essentielle fedtsyrer, der kaldes omega-3-fedtsyrer, den er en nødvendig bestanddel af pattedyrs ernæring. De fleste frø og frøolier indeholder en større koncentration af omega-6-fedtsyren linolsyre, som også er en essentiel fedtsyre. Alfalinolensyre og linolsyre konkurrerer om pladser i cellemembranerne og har forskellig indflydelse på menneskets sundhed.

Der er fundet beviser for, at ALA har en gavnlig indflydelse mod hjerte-kar-sygdomme. Men virkningsmekanismen er stadig ikke forstået: Kroppen omdanner ALA til fedtsyrerne eicosapentaensyre (EPA) og docosahexaensyre (DHA), og det er endnu ikke klart, om beskyttelsen mod arytmi skyldes ALA selv eller et af disse stofskifteprodukter. Nogle studier forbinder ALA med prostatakræft] and macular degeneration, således at blandt dem, der ikke fik ALA, var 70% større risiko for at udvikle kræft. Forskning tyder også på, at ALA har en gavnlig indflydelse på hjernen, og beskytter mod iskæmi og epilepsi.

Linolensyre og transfedtsyrer
Ved delvis hydrogenering danner alle umættede fedtsyrer transfedtsyrer. I USA er sojabønner den største kilde til madolier, og 40 % af sojaolien udsættes for en delvis hydrogenering. ALA oxideres nemt, hvilket er en af grundene til, at sojaolie hydrogeneres. Forsøg på at mindske transfedtsyrer i kosten har ført til udvikling af sojabønner med et lavere indhold af linolensyrer. Disse bønner indeholder således en mere stabil olie, som ikke behøver så meget hydrogenering, og derfor har resulteret i et transfedtsyrefrit alternativ til f.eks. fritureolie.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


algegift

Hvad er algegift?


Algegifte eller algetoxiner er giftstoffer som visse alger danner. De dannes af blågrønalger, furealger og visse andre mikroalger, der kan være en sundhedsrisiko for mennesker og dyr, både gennem fødekæden, ved opblomstring af algevækst i badevandet og gennem overfladevand, der bliver brugt som drikkevand. Igennem fødekæden kan de toksin-producerende alger forgifte muslinger og være årsag til skaldyrsforgiftning af mennesker.

Algetoksiner omtales også som phycotoksiner og cyanotoksiner.

Algetoksinerne inddeles normalt i tre til fire hovedgrupper. Dertil kommer en overlappende gruppe benævnt cyanotoksiner. Forskellige kemiske strukturer er repræsenteret og giftene har navn efter den sygdom, de fremkalder, eller efter algen, der producerer giftstoffet.

DSP-toksiner (Diarrhetic Shellfish Poisoning toxin), som er en diarréfremkaldende gift. DSP-toksinerne er enzymhæmmere og nedbryder bl.a. tarmepithelet. De bedst kendte toksiner er okadainsyre og dinophysistoksin-1.

PSP-toksiner (Paralytic Shellfish Poisoning toxin) og NSP-toksin (Neurolytic Shellfish Poisoning toxin), som er nervegifte, der hæmmer impulsoverførslen mellem nerveceller og muskelceller ved at hæmme natriumpumpen. Der kendes 20 forskellige forbindelser, bl.a. den meget giftige forbindelse saxitoksin, STX. Andre nervetoksiner er anatoksin-a, homoanatoksin-a og anatoksin-a(s).

ASP-gift (Amnesic Shellfish Poisoning toxin), som kan skade hjernecellerne og give varigt hukommelsestab.

CTX, ciguatera-toksin, ciguatoksin eller CFP-toksin efter den engelske betegnelse Ciguatera Fish Poisoning og den lignende maitotoxin MTX.

Cyanotoksiner som kan være levertoksiner (microcystiner, nodularin, cylindrospermopsin), nervetoksiner (anatoksin-a, homoanatoksin-a, anatoksin-a(s)), dermatotoksiner (aplysiatoksin m.fl.) og LPS (endotoksin, lipopolysakkarid).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


alifatisk forbindelse

Hvad er en alifatisk forbindelse?


Alifatisk (af græsk áleifat- "olie, fedt ") er betegnelsen for de organisk kemiske forbindelser (kulbrinter), der indeholder kæder af kulstof-atomer. Fedtstoffer indeholder sådanne alifatiske kæder. Oprindelig blev alifatisk brugt til at betegne alkaner, men efterhånden benyttes det som en samlet betegnelse for alkaner, alkener, alkyner og visse cykliske kulbrinter. Et eksempel på en cyklisk alifatisk forbindelse er cyklohexan, som består af seks kulstofatomer i en ring. Denne må ikke forveksles med benzen, som er en helt anden type forbindelse.

Kemiske forbindelser, som ikke er alifatiske, kaldes aromatiske.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


alkalimetal

Hvad er alkalimetal?


Alkalimetaller er de grundstoffer i det periodiske system, der står i første hovedgruppe:

Lithium
Natrium
Kalium
Rubidium
Cæsium
Francium

I ren form fremtræder alkalimetallerne som skinnende, og med undtagelse af det let gyldne cæsium, sølvhvide metaller med lav massefylde. De er bløde og formbare metaller, men samtidig meget reaktionsivrige; de iltes ( "ruster ") meget hurtigt, og kan i nogle tilfælde endda eksplodere, hvis de kommer i kontakt med f.eks. vand.

Alkalimetallernes kemi
Det kemiske fællestræk for alkalimetallerne er, at de har én elektron i deres yderste skal. Da atomer generelt "foretrækker " at have den yderste elektronskal fyldt op med elektroner ligesom ædelgasserne har det, er alkalimetallerne meget "ivrige " efter at slippe af med den enlige elektron i den yderste skal og blive til en positiv ion. Sker det, er den yderste elektronskal "tømt " for elektroner, så nu fremtræder den fyldte, næst-yderste elektronskal som alkalimetal-atomets "nye " yderste elektronskal.

Denne "iver " efter at komme af med elektronen i den yderste elektronskal gør alkalimetallerne meget reaktionsvillige; man finder dem aldrig som rent eller "frit " metal i naturen, men altid i kemiske forbindelser sammen med andre stoffer. Hvis man opbevarer et alkalimetal omgivet af almindelig atmosfærisk luft, eroderer det meget hurtigt. For at undgå dette, opbevares alkalimetaller nedsænket i mineralsk olie, så luften ikke kan få adgang til metallet.

Alkalimetaller reagerer også med vand og danner derved gasformig brint samt et stærkt basisk hydroxid: Betegnelsen "alkalimetaller " kommer af ordet "alkalisk ", som er et ældre dansk ord for basisk: Alkalimetaller er "basiske metaller ". Alkalimetallernes reaktioner med vand bliver mere voldsomme, jo længere nede i det periodiske systems perioder alkalimetallet står: Lithium får ganske langsomt et "overtræk " af bittesmå brint-bobler; natrium og kalium "bruser " i vand omtrent som man kender det fra brusetabletter, ved større mængder eksploderer det - (så det er noget man kan få en erfaren kemilærer til at udføre, og det bør man aldrig udføre selv). Rubidium og cæsium eksploderer meget kraftigt, så snart de kommer i kontakt med vand!

Opløsning af alkalimetaller i ammoniak
Alkalimetaller kan opløses i ammoniak, hvor alkalimetal-atomerne "færdes " som positive ioner: Disse ioner fylder mere end ammoniakken og metallet gjorde "hver for sig ", så opløsningen ender med at fylde mere end summen af metalprøvens og den oprindelige ammoniaks rumfang. Det opløste alkalimetal giver i første omgang væsken en blå farve og paramagnetiske egenskaber, hvorimod mættede opløsninger er gyldne eller brune.

Brint som alkalimetal
Selv om brint også står i første hovedgruppe, kategoriseres dette grundstof som et ikke-metal. Det skyldes at brint på væsentlige punkter opfører sig anderledes end de andre grundstoffer i hovedgruppe 1: Brint findes frit i naturen (især ude i verdensrummet), og danner molekyler "i par ": H2 - noget som ingen af de øvrige stoffer i hovedgruppe 1 kan.

Men under ekstremt højt tryk, som man f.eks. finder det dybt inde i planeten Jupiter, optræder brint som et metallisk stof, med kemiske egenskaber der "passer ind " i mønsteret for de øvrige alkalimetaller.

Litteratur:

http://video.google.com/videoplay?docid=-2134266654801392897 Et videoklip fra tv-programmet Brainiacs, der viser alkalimetallernes reaktion i vand

Alkali Metal Bangs - En mere realistisk demonstration af alkalimetaller i vand.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


alkaloid

Hvad er alkaloid?


Alkaloider er en gruppe naturligt forekommende organiske stoffer, sekundære metabolitter, der ud over carbon og hydrogen indeholder nitrogen og produceres i mange organismer som bakterier, svampe, planter og dyr. Mange forskellige kemiske strukturer er repræsenteret blandt alkaloiderne, der også kan bestå af oxygen og svovl, sjældnere af chlor, brom eller fosfor. Nogle syntetiske stoffer af lignende struktur betegnes også som alkaloider. Ordet er dannet ud fra "alkali " (base), og i begyndelsen brugte man det som navn for alle kvælstofholdige baser, (som i dag kaldes aminer). De kan udtrækkes med syre (som regel bruger man saltsyre eller svovlsyre, men man kan også bruge organiske syrer som maleinsyre eller citronsyre).

Mange alkaloider er toksiske for andre organismer eller er farmakologisk virksomme. Selv om mange alkaloider er giftige (f.eks. stryknin og coniin ), bliver andre ofte brugt som en del af en naturmedicin, som rusmiddel eller i forbindelse med etniske ritualer. Eksempler er det lokalbedøvende og stimulerende kokain, det psykedeliske psilocin, de stimulerende stoffer koffein, theobromin og nikotin, de bedøvende og smertestillende stoffer opium, morfin og kodein, det antibakterielle berberin, anticancer-stoffet vincristin, det blodtryks-hævende reserpin og det blodkar-åbnende vincamin. Selv om et alkaloid kan have en meget specifik molekylær måde at påvirke den menneskelige organisme, kan det fysiologiske respons være kompliceret. Hvis man indtager et alkaloid igennem munden, starter det fysiologiske respons ofte med en bitter smag.

Klassificering af alkaloider
Man klassificerer almindeligvis alkaloiderne efter en molekylær forløber i den organisme, som danner stoffet. Når man ikke kender nok til syntesen af et alkaloid, grupperer man det i stedet efter indholdet af velkendte dele af dets struktur (f.eks. kaldes opiaterne somme tider for "fenantrener "), eller efter de planter, man kender alkaloidet fra. Når man får mere viden om stoffet, ændres grupperingen, sådan at den afspejler den nye viden, og oftest dannes navnet på grundlag af de biologisk vigtige aminer, der spiller en væsentlig rolle i syntesen af stoffet.

Grupperinger af alkaloider
Pyridingruppen: piperin, coniin, trigonellin, arekaidin; guvacin; pilokarpin; cytisin; nikotin; spartein.

Tropan gruppen: atropin, kokain, hygrin, ecgonin, pelletierin.

Quinolingruppen: kinin, stryknin, brucin, veratrin, cevadin

Isoquinolingruppen: opiaterne (morfin, kodein, tebain, papaverin, narkotin, narcein), hydrastin, berberin

Phenethylamingruppen: MDMA, amfetamin, metamfetamin, meskalin, efedrin, cathinon

Indolgruppen:

Tryptaminer: DMT, NMT, psilocybin, serotonin

Ergoliner: ergotiske alkaloider (ergin, ergotamin, lyserginsyre, osv.), LSD

Carboliner: harmin, yohimbin, reserpin, emetin

Puringruppen:

Xanthiner: koffein, theobromin, theofyllin

Terpenoidgruppen:

Aconitumalkaloider: aconitin

Steroider: solanin

Betainer: muskarin, kolin, neurin.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


alkan

Hvad er alkan?


En alkan er en organisk, kemisk forbindelse der består af et antal carbon-atomer bundet til hinanden med enkeltbindinger, så de danner en "kæde ".
Læs mere: Her
Gå til index for siden


alkan

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske alkaner?


Alkanerne udgør rygraden i al organisk kemi. På kemi-C niveau skal eleverne kunne navne og formler for de 12 første alkaner udenad. Bogen giver huskevejledning til at huske navne og formler for de første 100 alkaner.

Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


alken

Hvad er alken?


Alkener er umættede kulbrinter, der indeholder en carbon-carbon dobbeltbinding. Simpleste eksempler er ethen og propen. Alkener benyttes i industrien især til fremstilling af plast, for eksempel polyethylen, polystyren og polyvinylklorid (PVC). Inden for den organiske kemi bruges betegnelsen "alken " om dobbeltbindingen som en funktionel gruppe. Standardformlen for alkenerne er CnH(2•n).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


alkohol (stofklasse)

Hvad er alkohol (stofklasse)?


Alkoholer (eller evt. alkanoler) er i organisk kemi en fællesbetegnelse for kemiske forbindelser, der har en hydroxylgruppe (dvs. en OH-gruppe), der er bundet kovalent til et kulstofatom. Dog betragtes phenoler, der er kemiske forbindelser med en OH-gruppe, der er bundet til et aromatisk C-atom, ikke at være alkoholer.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


alkymi

Hvad er alkymi?


Alkymi (eller alkemi) er en tidlig videnskabelig og filosofisk praksis, der kombinerer kemi, metallurgi, fysik, medicin, astrologi, semiotik, mystik og kunst. Alkymi blev praktiseret i mange tidlige kulturer som i Egypten, Indien, Kina, Illyrien, Romerriget, i den muslimske kultur og - nok mest kendt - i Europa fra middelalderen op til det 19. århundrede i et kompleks netværk af skoler og filosofiske systemer, der strækker sig over mere end 2500 år.

Praksissen er mest kendt for de middelalderlige alkymisters forsøg på at frembringe guld ved forskellige kemiske reaktioner og legeringer. De søgte også at opdage livseliksiren, som kunne forlænge livet. Men deres stræben efter det fuldkomne gjaldt også stræben efter åndelig fuldkommenhed, som de søgte at opnå gennem foreningen af modsatte elementer (de fire elementer ild, jord, luft og vand.) Ud over læren om de fire elementer, fulgte alkymisterne også læren om de tre principper. De tre principper var først og fremmest kviksølv og svovl. Kviksølv som var metallet, og svovl medførte, at kviksølvet rustede. Paracelsus tilføjede princippet salt. Helt op til 1700-tallet var der dødsstraf for at kritisere læren om de fire elementer og de tre principper.

Etymologi af alkymi
Ordet alkymi har en etymologi, der over latin, arabisk og oldgræsk er beslægtet med ordet kemi.

Dansk har lånt ordet fra middelalderlatin alchimia, der igen har ordet fra arabisk. Førsteleddet al er den arabiske bestemte artikel. Kemi er sandsynligvis enten et lån fra oldgræsk khymeía "kunsten at legere metaller ", hvorfra vi også har det moderne ord kemi, eller fra det persiske kimia "guld ".

Et tredje bud er, at al-khimiya i stedet betyder "den egyptiske [videnskab] ", idet khimiya da skulle være lånt ind i arabisk fra koptisk keme "Egypten ", der igen via det demotiske kmi stammer fra det oldægyptiske kmt "Egypten, det sorte [land] " (nemlig modsat den omkringliggende "røde " ørken).

Alkymi i ældre tid
Den vestlige alkymi har et af sine væsentligste udspring i den såkaldte hermetiske tradition, der dateres til hellenistisk tid, og særligt i den oprindeligt arabiske Tabula Smaragdina, Hermetikkens bibel, som føres tilbage til den mytiske Hermes Trismegistos, en synkretistisk græsk-egyptisk guddom og legendarisk alkymist. Det har medført, at begrebet alkymi ofte blandes sammen med magiske forestillinger, jagten på de vises sten, der skulle kunne bruges til at omdanne metaller - og en drøm om at lave guld.

Men mange af Middelalderens alkymister var seriøst arbejdende kemikere. De var henvist til at arbejde ud fra tidens religiøse og magiske forståelsesramme, og de måtte bygge på den viden, som var tilgængelig. Alkymien var en holistisk åndsretning, hvor argumentation og bevisførelse afhang af evnen til at påvise sammenhænge mellem de kemiske stoffer og de fire temperamenter, de fire elementer, kosmologien og gudstroen.

Mange af alkymisterne støttede sig til gnostiske skrifter og til kabbalaen, og de var overbeviste om, at astrologiske forhold havde betydning for stofferne og menneskenes temperamenter. En del var svindlere, der søgte at udnytte tidens overtro og frygt for det ukendte til egen vinding. Flere alkymister blev anklaget for hekseri, sort magi, trolddom og indstævnet for inkvisitionen.

Det lykkedes for alkymisterne at lægge en solid basis for den senere, objektive kemiske videnskab. Så sent som i 1700-tallet udgav Johann Becker et prisværdigt værk om mineralogi, Physica Subterranea - og mente, at han under de rigtige omstændigheder kunne gøre sig selv usynlig.

Kong Frederik 3. var selv optaget af alkymi, og han greb til metallerne, som da Sølvgade fik sit navn. Han ejede Kongsberg sølvværk i Norge, og satte sin lid til, at sølvet derfra ved alkymi kunne omdannes til guld.(1) Kongen havde en alkymist ved navn Giuseppe Francesco Borri, der arbejdede i et laboratorium i Rigensgade. Derfor hed Garnisonshospitalet Guldslottet, og soldaterne, der lå der som patienter, fik det omdøbt til Grødslottet.(2)

Borri havde været under den abdicerede dronning Kristinas beskyttelse, da han var eftersøgt af inkvisitionen. I Rom skal han være dukket op i haven hos en anden alkymist, markien Massimiliano Palombara, for at samle urter. Han bad også om husly, og om at se markiens laboratorium. Borri bragte så urterne til at koge i en gryde, og lovede at fortælle markien om udfaldet af eksperimentet næste dag. Men da var fuglen fløjet, og alt, der var at se, var en væltet gryde og en stribe purt guld. Man skal imidlertid også have fundet nogle efterladte papirer med tegn og symboler, gådefulde ord på latin og hebraisk. Dem lod Palombara skære ind i væggene på sin villa og på Porta Ermetica, den magiske port, der stadig kan ses på Piazza Vittorio i Rom.(3)

Øverst på døren er der et emblem af to triangler, der danner en sekstakket stjerne. Den øverste står for ild, maskulinitet, guld og solen, hvorimod den nederste symboliserer vand, feminitet, sølv og månen. Dante, som også var alkymist, lod i sit værk Den guddommelige komedie døren til skærsilden åbnes af to nøgler - en af guld og en af sølv. Den af guld er mest værdifuld, men den af sølv er den, der faktisk åbner porten.(4)

Borri, der var født i Milano i 1625 og uddannet ved jesuitternes seminarium i Rom, var nået til Amsterdam, da Frederik Gyldenløve opfordrede ham til at tage til København, hvor der ventede en bekvem tilværelse med fire opvartende tjenere. Han blev efterspurgt som læge, og skulle i 1668 have reddet Frederik Gyldenløve fra døden. Men kongen kunne Borri ikke frelse, og efter hans død fik alkymisten udfærdiget et rejsepas, så han kunne forlade landet. Han blev anholdt i Tyskland, og sad fængslet i Engelsborg til sin død i 1695.(1)

Hvor udbredt alkymi var blandt de veluddannede, fremgår også af historien om Raimondo di Sangro, prins af Sansevero, født i 1710. Også han var uddannet hos jesuitterne i Rom. Di Sangro blev kendt for sine alsidige opfindelser, lige fra den vandtætte regnfrakke, han lavede til sin ven, kong Carlo 4. af Napoli, til en kanon med længere rækkevidde end hidtil. Hans kapel er kendt i dag, særlig for statuen "Kristus med slør ".(5)

I en brochure fra 1766, sandsynligvis skrevet af prinsen selv, står at læse: "I kapellet kan man se to anatomiske maskiner, dvs skeletter, et mandligt og et kvindeligt, dannet ved indsprøjtninger ". På samme måde som di Sangro rejste rundt i omegnen og købte drenge med god sangstemme for at lade dem kastrere til brug i kirkekoret, havde han behandlet to mennesker - kvinden var gravid - så deres blodårer og indvendige organer stadig er perfekt bevaret. Kvindens øjne er vidåbne og intakte. I 1950'erne fremgik det af analyser, at de døde var injiceret med flydende metal, et århundrede før injektionssprøjten blev opfundet.(6) For lokalbefolkningen var dette så afskrækkende, at de korsede sig, bare prinsens navn blev nævnt, og mente, han kunne vise sig flere steder på én gang, kunne gå på vandet, og havde solgt sin sjæl til djævelen for at opnå evig ungdom.

I 1661 udkom det første værk, der skilte mellem alkymi og kemi, nemlig The Sceptical Chymist af Robert Boyle ved Oxford.

Alkymi i nyere tid
I Inferno fortæller August Strindberg om sine egne, tafatte eksperimenter med alkymi. På sit værelse i Paris eksperimenterede han med bly og kisel, inspireret af to papirsedler, han havde fundet ved en statue i byen. På den ene seddel stod tallet 207, på den anden 28, og det mindede ham om, at bly har 82 protoner og 125 neutroner i atomkernen, altså lige 207 nukleoner, hvorimod kisel indeholder 14 protoner og 14 neutroner, altså lige 28. Strindberg havde ikke held til at frembringe guld.

Nogle mener, at alkymisternes arbejde skal forstås åndeligt, således at det var et forsøg på at opnå en sprituel forvandling, hvor målet blandt andet var at blive et helt, og åndeligt talt androgynt menneske. Blandt andre arbejdede Carl Gustav Jung og Jes Bertelsen i flere år med alkymi ud fra en sådan psykisk anskuelse. En af Jungs patienter, der blev kaldet "Solfallos-manden ", havde visioner om solen udstyret med en stor, hængende penis, der fremkaldte vinde. Dette fallosbillede havde en slående lighed med en illustration, Jung havde mærket sig i en litur fra Mithraskulten fra senantikken. Jung kom flere gange tilbage til, at patienten ikke kunne have kendt til den aktuelle Mithras-tekst, før han fik sine syner med solsymbolet - selv om Jung må have vidst, at teksten for længst var oversat og udgivet, så Solfallos-manden kunne have læst den. Men han var hovedbeviset for eksistensen af det kollektivt ubevidste, og Jungs tolkning af alkymi afhang af den teori - så Jung holdt fast ved, at teksten var ukendt for patienten.

Fritz Haber, der modtog Nobelprisen i kemi i 1918, mødte under ceremonien i Stockholm den svenske kemiker Svante Arrhenius, som satte ham på tanken om at udvinde guld af havvand. Haber viede sig nu til ideen. Efter 1. verdenskrig blev Tyskland afkrævet 33 mia. USD i krigsskadeerstatninger, og Haber regnede ud, at det tilsvarede 500.000 tons guld. På grundlag af tidligere analyser af saltvand, kom han til, at der findes 8 mia. tons guld i verdenshavene. Nogle få procent ville være nok til at dække gælden. Desværre undersøgte Haber ikke, om der var hold i de tal, han opererede med.

I årene 1923-26 blev der indhentet vandprøver i flasker fra Habers kontakter over hele verden: 10.000 flasker fra tyske skibskaptajner, naturforskere og udenlandske fiskerimyndigheder. Et passagerskib på Hamburg-Amerika-linjen fik indrettet et laboratorium om bord. De bedste resultater kom fra kysten af Spanien, der indeholdt 9 milligram pr. ton havvand. Men gennemsnittet ligger på ca. 10 mikrogram pr. ton, og det er alt for lidt - så i 1926 opgav Haber sit projekt. Men muligvis tjente det som inspiration for Franz Tausend (1884-1942), der kom fra Bayern, og havde været assistent på en kemisk fabrik i Hamburg længe nok til, at han skaffede sig gode kundskaber i kemi.

I 1922 udgav han hæftet 180 elementer, deres atomvægt og plads i det harmonisk-periodiske system. I dag kendes 118 grundstoffer i det periodiske system, men i Tausends "harmonisk-periodiske " system var der tale om 180 "elementer " i en "symfonisk kemi ". Tausend mente, at alle elementer har deres egen vibrationsrate, knyttet til atomkernens vægt, og ringene af elektroner. Hvis han indsatte "harmoniske kemiske blandinger, kunne elementet selv forandres ". Han mente, at metaller stræber efter perfektion med guld som det fuldkomne mål, og vokser som planter, hvis de behandles rigtigt, ligesom antikkens grækere periodevis forseglede minerne, så metalårerne fik tid til at "vokse ud " igen.

Tausend var en moderne alkymist og prøvede at lave aluminium og tin af ler, samt udvikle en medicin mod mund- og klovsyge, uden at nogen viste interesse. Men så læste han en annonce i en af Münchens aviser, hvor en 21-årig medicinstuderende, Rudolf Rienhardt, tilbød at investere et stort beløb i kemisk industri, på vegne af en rig preussisk godsejerfrue. Tausend fik nu indrettet et laboratorium, og i 1925 talte han for første gang om at transmutere uædelt metal til guld.

Rienhardt, der var tysk patriot med baggrund i Stahlhelm, bad Tausend om at tage kontakt med Paul von Hindenburg, for her havde han en økonomisk mulighed for at genrejse den tyske nation. Tausend blev afvist på Hindenburgs kontor, men Erich Ludendorff, der havde været Hindenburgs højre hånd under første verdenskrig, tog imod ham og indgik allerede i oktober 1925 kontrakt med Tausend om oprettelsen af en aktieselskab ved navn "Selskabet 164 " (tallet 164 var guldets nummer i Tausends system). Ludendorff sikrede sig næsten fuld kontrol over selskabet og frie hænder til at bruge selskabets likvide midler til "patriotiske formål ". I virkeligheden brugte han investorernes penge til at nedbringe egen gæld, og ved nytår 1926/27 trak han sig ud af selskabet under henvisning til "svigtende helbred ". Han overførte alle rettigheder til Tausend, der brugte investorernes penge til at købe ejendomme op, som regel i sin kones navn.

I et afsidesliggende laboratorium uden for Gilching i Oberbayerns skove skulle han producere guld, men snart begyndte assistenterne at undres over, at han altid måtte være til stede under processen. Tausends første eksperiment i stor skala kom først 16. juni 1928, da han frembragte 723 gram guld fra en smeltet blyklump, og investorerne var nu blevet utålmodige. I foråret 1929 blev han varetægtsfængslet i München, anklaget for svindel, og før retssagen blev han sat til at demonstrere, om han virkelig kunne frembringe guld. Det mislykkedes under det første eksperiment, hvorimod det næste resulterede i et guldkorn på 0,10 gram fra en blyprøve på 1,67 gram. En betjent bemærkede dog, at Tausends fyldepen forsvandt, og kunne have indeholdt et medbragt guldkorn.

Under retssagen skånede dommeren de mest fremtrædende ofre for svindelen; Ludendorff blev ikke engang indstævnet. Tausend bedyrede sin uskyld, men anklagerens kronvidne, den italienske professor Sestini, afslørede, at Tausend i oktober 1928 havde tilbudt den italienske stat hemmeligheden om, hvordan han lavede guld. Sestini blev anmodet om at se på sagen, og under en demonstration på Tausends slot i Tyrol, så han tydelig svindleren tilsætte guld i opløsningen. Tausend lo det væk i retten, og påstod, at det Sestini så ham slippe ned i opløsningen, var hans hemmelige ingrediens og ikke selve guldet. Dommen lød på tre års fængsel, som ikke afskrækkede ham fra at fortsætte, da han kom ud igen. I 1938 blev Tausend på ny dømt for bedrageri, og sad bag tremmerne, da han døde i 1942.

Litteratur om alkymi
(1) Bryson, Bill (2003). A Short History of Nearly Everything (på engelsk). London: Marsh Agency. ISBN 0-7679-0817-1.

(2) Broby-Johansen, R. (1978). Det gamle København. København: Thaning & Appel. ISBN 87-413-6347-7.

(3) Eckhoff, Ranveig (2002). Italienske hemmeligheter (på bokmål). Oslo: Forlaget Press. ISBN 82-7547-105-2.

(4) Danielsson, Ulf (2005). Stjerner og epler som faller (på bokmål). Oslo: J.W. Cappelens Forlag. ISBN 978-82-525-5891-3.

(5) Sørensen, Tore (2009). Bløffer og bløffmakere (på bokmål). Oslo: Andresen & Butenschøn. ISBN 978-82-7694-195-1.

(6) Ludwiger, Illobrand von (2015). Universet i seks dimensioner : magi, mystik og alkymi i videnskabeligt perspektiv. København: Rosenkilde & Bahnhof. ISBN 978-87-7128-756-1.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


alkyn

Hvad er alkyn?


Alkyner er en gruppe af kulbrinter, der indeholder mindst én tripelbinding mellem to carbonatomer og har molekylformlen CnH2n-2. Alkyner er traditionelt kendt som acetylener, som også er et populært navn for den mest simple alkyn, acetylen (ethyn).

Kemiske egenskaber ved alkyner
Modsat alkaner og i mindre grad alkener er alkyner reaktive og ustabile, idet tripelbindingen kan udnyttes til at addere flere atomer. Også substitutionsreaktioner kan laves med alkyner.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


aluminiumoxid

Hvad er aluminiumoxid?


Aluminiumoxid er en kemisk forbindelse som består af aluminium og oxygen med molekylformlen Al2O3. Aluminiumoxid på krystalform kaldes korund. Aluminiumoxid er kemisk set relativt inert. Al2O3 indgår i mange mineraler. Stoffet er vigtigt i aluminiumsfremstilling, og bruges som slibemiddel pga. af dets hårdhed og som ildfast materiale som følge af dets høje smeltepunkt. Aluminiumoxid bruges også som bæremateriale inden for katalyse og som fyldmateriale i plastik da stoffet er hvidt og relativt inert.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


amalgam

Hvad er amalgam?


Amalgamer er legeringer med kviksølv. Messing er en legering af kobber og zink [en blanding af to eller flere metaller kaldes en legering, og legeringen har typisk helt andre egenskaber end de metaller, den er dannet af].

Bronze er legering af kobber og tin.

Læs mere her.

Gå til index for siden


amfolyt

Hvad er amfolyt?


En amfolyt, hydronolyt eller protolyt er en kemisk forbindelse som er i stand til både at virke som syre og som base, f.eks. vand (H2O) og aminosyrer.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


amid (funktionel gruppe)

Hvad er amid (funktionel gruppe)?


Et amid er en stoftype i organisk kemi eller en funktionel gruppe i organiske forbindelser, der består af en carbonylgruppe, der er bundet til et C-atom og et N-atom. Et amid er et syrederivat.

Reaktioner - amider
Amider laves ud fra mere reaktive syrederivater ved reaktion med ammoniak eller en amin. Ved reaktion med ammoniak fås et primært amid, ved reaktion med en amin fås et sekundært eller tertiært amid.

Amider kan også fremstilles ved kontrolleret hydrolyse af et nitril:

RCN + H2O -> RCONH2

Teknisk kan simple amider laves ved at opvarme ammoniumsaltet af en carboxylsyre:

NH4OCOR -> RCONH2 + H2O

Amider er meget stabile, og indgår derfor i få reaktioner. De kan hydrolyseres ved længere tids kogning i vandig NaOH, eller de kan reduceres til aminer:

RCONR12 + OH- -> RCOO- + R12NH

R12NH + LiAlH4 -> RNR12

Nomenklatur (navngivning)

Amider navngives ud fra de tilsvarende syrer, hvor "-syre " byttes ud med "-amid ". F.eks. kaldes CH3CH2CONH2 for propanamid, fordi CH3CH2COOH kaldes for propansyre. Substituenter på N angives som præfiks, med N som placeringsbetegnelse, f.eks. CH3CON(CH3)2, N,N-dimethylethanamid.

Biologisk betydning af amider
Amidgruppen har overordentlig stor biologisk betydning, da alle proteiner og dermed alle enzymer består af aminosyrer, der er bundet vha. amidgrupper. Da amider dannet ved kondensation af to aminosyrer kaldes peptider i biologien, kaldes amidgruppen for peptidbindingen i biologien.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


amin

Hvad er amin?


Aminer er organiske derivater af ammoniak. Dvs. at et eller flere af ammoniaks brintatomer er udskiftet med organiske sidekæder, som indeholder kulstofatomer. Den funktionelle gruppe i en amin er en aminogruppe. Aminer kan donere et elektronpar i hydrogen-bindinger. Det enlige elektronpar er også ansvarlig for mange af de kemiske reaktioner som aminer kan deltage i.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


aminosyrer

Hvad er aminosyre?


I kemi er en aminosyre ethvert molekyle, som indeholder både en aminogruppe og carboxylsyregruppe.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


aminosyrer

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske aminosyrerne?


Bogen giver forslag til husketeknikker for navne og strukturformler for de 20 naturligt forekommende aminosyrer. Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?". .

Gå til index for siden


ammoniak

Hvad er ammoniak?


Ammoniak er en kemisk forbindelse mellem kvælstof (N) og brint (H). Ammoniak har den kemiske formel NH3. Det er en giftig, basisk og derfor ætsende gasart, som er skadelig eller dræbende for både dyr og planter.

Ved opløsning i vand eller ved reaktion med en syre omdannes ammoniak straks til ammoniumioner (NH4+). Det er dette forhold, der gør, at man kan bruge ammoniak i landbruget. Ved nedfældning af den flydende ammoniak bliver der dannet ammoniumioner, der kan bruges som gødning af planterne. Ammoniumionen kan indgå i ammoniumklorid, der anvendes som smagsstof i salmiaklakrids. Ammoniumioner fra ammoniumklorid er ugiftigt, hvis det indtages, idet leveren omsætter forbindelsen til urinstof (urea). Nedbrydelse af protein i kroppen danner også ammoniak/ammoniumioner, som på samme måde omdannes til urinstof (urea), før koncentrationen bliver for høj.

Ammoniak er et kemikalie, der har fået navn efter hebræisk ammon (= "den tilforladelige "), som var navnet på en libysk guddom. I et af gudens ørkentempler udvandt man salmiak og ammoniak af kamelgødning.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


ammonium

Hvad er ammonium?


Ammoniumioner er NH4+. Ammoniumionen kan indgå i ammoniumklorid, der anvendes som smagsstof i salmiaklakrids. Ammoniumioner fra ammoniumklorid er ugiftigt, hvis det indtages, idet leveren omsætter forbindelsen til urinstof (urea). Nedbrydelse af protein i kroppen danner også ammoniak/ammoniumioner, som på samme måde omdannes til urinstof (urea), før koncentrationen bliver for høj.

Ammoniak er en kemisk forbindelse mellem kvælstof (N) og brint (H). Ved opløsning i vand eller ved reaktion med en syre omdannes ammoniak straks til ammoniumioner (NH4+). Det er dette forhold, der gør, at man kan bruge ammoniak i landbruget. Ammoniak har den kemiske formel NH3, og er en giftig, basisk og derfor ætsende gasart, som er skadelig eller dræbende for både dyr og planter. Men ved nedfældning af den flydende ammoniak bliver der dannet ammoniumioner, der kan bruges som gødning af planterne.

Ammoniak er et kemikalie, der har fået navn efter hebræisk ammon (= "den tilforladelige "), som var navnet på en libysk guddom. I et af gudens ørkentempler udvandt man salmiak og ammoniak af kamelgødning.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


ammoniumfosfat

Hvad er ammoniumfosfat?


Ammoniumfosfat eller ammoniumphosphat har sumformlen: (NH4)3PO4. Det er letopløseligt og bliver meget anvendt som dobbeltvirkende gødning med betegnelsen "NP-gødning ".
Læs mere: Her
Gå til index for siden


ammoniumnitrat

Hvad er ammoniumnitrat?


Ammoniumnitrat har den kemiske formel NH4NO3

Det er et nitratsalt, og bruges meget inden for industriel sprængning (i form af ANFO). Det er også eksplosivt i ren form, dog svær at detonere.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


amorf

Hvad betyder amorf?


At et stof er amorft betyder at dets opbygning er uordnet eller uregelmæssig. Det er i modsætning til et krystallinsk stof som har en langt mere ordnet kædestruktur som f.eks. et fint gitter. Den uregelmæssige opbygning giver de amorfe stoffer nogle specielle egenskaber, f.eks. når de varmes op, hvilket er tydeligt i gelélys. Her kan man se, at geléens fysiske struktur ikke ændres ved opvarmning, den bliver bare blød og dernæst flydende, indtil temperaturen stiger så meget, at geléen nedbrydes. Amorft plast er op til 92% gennemsigtigt, hvorimod krystallinsk plast kun er gennemsigtigt i meget tyndt forarbejdet materiale.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


amylacetat

Hvordan kan man fremstille amylacetat?


Læs "Organisk kemi: Hvordan kan man fremstille amylacetat?"

Gå til index for siden


anabolske processer

Hvad er anaboliske processer?


Anaboliske processer er processer i organismen, hvor der opbygges stoffer. [HUSK: Tænk på, at bodybuildere misbruger anaboliske steroider til at opbygge kroppen (tænk på en person, Anna, Anders, Anders And)]. Huskebilledet bruges til at huske "opbygge". Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


analytisk kemi

Hvad er analytisk kemi?


Analytisk kemi beskæftiger sig med at analysere materialeprøver, med det formål at fastslå prøvens kemiske sammensætning.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


antibiotika-resistens

Har man udviklet et nyt vancomycin?


Kemisk ændring af vancomycin. Hvis vi skulle blive syge af en infek­tion, forventer vi at få medicin hos lægen til at slå sygdommen ned. For 100 år siden kunne en simpel infektion medføre døden. Men den medicinske verden ændredes, da penicillin og senere andre antibiotika blev opdaget. Masseproduktion af penicillin-antibiotika begyndte i 1943. Nobelprisen blev i 1945 givet til Fleming, Florey og Chain for opdagelsen.

I sin tale ved prisuddelingen sagde Fleming: Der er risiko for, at uvidende personer vil underdosere antibiotika og ved at udsætte mikroorganismerne for ikke-dødelige mængder af midlet vil gøre dem resistente. Der gik faktisk kun få år, før man så penicillin-resistens hos bakterier, bl.a. netop fordi nogle patienter stoppede behandlingen for tidligt. I dag bruges antibiotika ofte mod ting, som det ikke virker imod (det virker f.eks. ikke mod virus-infektioner, altså ikke mod forkølelse eller influenza).

I 1953 opdagede man et nyt antibio­tikum vancomycin. Det blev fundet i en jordprøve fra Borneo. Vancomycin er et stort molekyle. Det indeholder over 150 atomer. Dets formelmasse (formula mass) er næsten 1500. Det virker mod mange slags bakterier, og blev betragtet som en sidste skanse, når alle andre antibiotika ikke mere virkede - dvs. at dets brug skulle begrænses til disse ellers ubehandlelige bakterieinfektioner.

Indtil 1980'erne blev vancomycin derfor kun sjældent anvendt, undtagen mod multi­resistente MRSA-bakterier.

Vancomycin stopper bakteriernes vækst. Vancomycin gør dette ved at forhindre bakterierne i at bygge deres cellevægge. Bakterievæggene må være stærke, og derfor må sukkermolekylerne, som opbygger bakterievæggene, have krydsbindinger ved hjælp af korte peptidkæder. Vancomycin virker ved at bindes til enden af disse korte peptidkæder. Derved kan der ikke ske den krydsbinding, som gør bakterievæggen stærk.

Penicillin virker på en anden måde, nemlig ved at bindes til det enzym, som styrer krydsbindingsreaktionen. Penicillin er altså en sabotør af cellevæg-byggemaskinen. Vancomycin er derimod som en protest-aktivist, som sidder i vejen for maskinen.

Nogle bakterier er nu resistente for vancomycin, og der findes endog MRSA-bakterier, som er resistente for vancomycin. Sådanne vancomycin-­resistente bakterier danner lidt anderledes krydsbindende peptidkæder.

Vancomycin bindes stadig til bakteriernes peptidkæder, men bindingen er tusind gange svagere, og det betyder, at en sådan bakterie ikke hæmmes.

Det kan tænkes, at man kan ændre på vancomycin-molekylet. Forskere ved Scripps Research Institute i Californien har under ledelse af Dale Boger ændret strukturen af vancomycin ved at erstatte en carbonyl-gruppe (C=O) med et carbon, der er bundet til NH, nemlig C=NH (en imin­gruppe). Blot ved altså at udskifte en carbonyl-gruppe med en imin-gruppe kunne man i laboratorie­undersøgelser demonstrere, at det således ændrede vancomycin-­molekyle bindes stærkt til både normale bakterier og resistente bakterier.

Desuden har man påsat en chlor-­biphenyl-gruppe på det vancomycin-lignende molekyle, og opdagede derved, at chlorbiphenyl virker antibiotisk på bakterier på en uafhængig måde, således at det nye molekyle virker antibiotisk på to forskellige måder, hvorved det formentlig vil være vanskeligt for bakterien at udvikle resistens. (Det nye vancomycin virker antibiotisk ved meget små doser; MIC = 0,06-0,005 mikrogram pr. liter; MIC = minimum inhibitory concentration, dvs. den laveste koncentration af et antibiotikum, som vil hæmme den synlige vækst af en mikroorganisme ved dyrkning natten over i laboratoriet).

Nu håber man så på, at det kan blive til et anvendeligt antibiotikum, der kan bruges i praksis.

Læs mere her og /11232.asp">her.

Gå til index for siden


antibiotika-resistens

Hvad er virkningerne af ­antibiotika-­resistens i fremtiden?


Antibiotika-resistens. Man skønner, at når man når frem til år 2050 vil 300 millioner mennesker være døde som resultat af antibiotika-resistens (op til 10 mill. dødsfald pr. år) - med mindre nye antibiotika (mod forventning) udvikles som erstatning for dem, der bliver ubrugelige på grund af udvikling af antibiotika-resistens. Dette er som en langsom global togafsporing af kolossalt omfang. Allerede nu dør 25.000 amerikanere årligt af anti­biotika-­resistente bakterier, og MRSA-bakterier [methicillin-resistente Staphylococcus aureus] dræber flere amerikanere årligt end HIV/AIDS, Parkinsons sygdom, lunge-­emfysem og drab tilsammen, skriver en kendt blogger, Dr. Joseph Mercola.

Læs mere her), og fortsætter: 80% af al antibiotika i USA forbruges af landbruget. Seks store skoledistrikter i USA har valgt, at kyllingekød til børnene skal være antibiotika-frit. Sådanne tiltag lægger et ikke før set pres på leverandørerne.

I samme forbindelse skriver han, at det i USA er tilladt at føre slagtekylling-kroppene gennem et klorbad, som skal dræbe bakterier. Det er forbudt i Europa. I Tyskland er "Chlorhuehnchen" (klorkyllinger) et argument mod frihandelsaftale med USA. I USA anses behandlingen for ufarlig - i Europa mistænkes det at efterlade giftige klorforbindelser i ­kødet(.

Læs mere her.

Gå til index for siden


arakidonsyre

Hvad er arakidonsyre?


Arakidonsyre (AA, undertiden ARA) er en flerumættet omega-6 fedtsyre 20:04. Det er modstykket til den mættede arachinsyre fundet i jordnødde-olie. Arakidonsyre findes i cellemembranen som en af fedtsyrerne i fosfolipiderne. Fosfolipider spaltes af fosfolipase A2. Arachidonsyre omsættes til eikosanoider, som er signal-molekyler fra oxidation af 20-carbon-fedtsyrer:

Enzymerne cyclooxygenase og peroxidase fører til prostaglandin H2, som igen anvendes til fremstilling af prostaglandiner (enhver prostaglandin indeholder 20 carbon-atomer, herunder en 5-carbon-ring), prostacyclin og thromboxaner.

Enzymet 5-lipoxygenase fører til 5-HPETE, som igen anvendes til fremstilling af leukotriener.

Arakidonsyre anvendes også i biosyntesen af de lipide endocannabinoider anandamide (N-arachidonoylethanolamide, AEA: C22H37NO2) og 2-arachidonoyl-glycerol (2-AG: C23H38O4), som er fysiologiske ligander for cannabinoid-receptorer.

Nogle arakidonsyrer omdannes til hydroxy-eikosatetraenoic syrer (HETE'er) og epoxy-eikosatrienoic syrer (EETS) ved epoxygenase.

Produktionen af disse derivater og deres indsats i kroppen er kollektivt kendt som "arakidonsyre-kaskaden ", se essentielle fedtsyrer interaktioner for flere detaljer.

Arakidonsyres kemi
I kemiske struktur er arakidonsyre en carboxylsyre med en 20-carbon-kæde og fire cis-dobbeltbindinger, den første dobbeltbinding er placeret ved det sjette carbon fra omega-enden.

Nogle kemi-kilder definerer "Arakidonsyre« til at betegne enhver af eikosatetraensyrerne. Men næsten alle skrifter i biologi, medicin og ernæring begrænser det til all-cis -5,8,11,14-eikosatetraensyre.

Arakidonsyre: Molekylformel: C20H32O2

Arakidonsyre i kroppen
Arakidonsyre er en af de mest udbredte fedtsyrer i hjernen og er til stede i tilsvarende mængder som docosahexaensyre (DHA). De to udgør ca 20% af hjernens fedtsyre-indhold. Ligesom med DHA, er neurologisk sundhed afhængig af tilstrækkelige niveauer af arakidonsyre. Bl.a. bidrager arakidonsyre til at opretholde hippocampus-cellemembranen flydende. Det hjælper også med at beskytte hjernen mod oxidativt stress ved at aktivere peroxisom-proliferator-aktiveret receptor gamma (PPAR-gamma). ARA aktiverer også syntaxin-3 (STX-3), et protein, der er involveret i vækst og reparation af neuroner.

Arakidonsyre er også involveret i begyndelsen af neurologisk udvikling. I en undersøgelse finansieret af det Amerikanske National Institute of Child Health og Human Development, viste spædbørn (18 måneder), der blev givet supplerende arakidonsyre i 17 uger, signifikante forbedringer i intelligens, målt ved Mental Development Index. Denne effekt er yderligere forbedret ved samtidig tilskud af ARA med DHA.

Hos voksne bidrager den forstyrrede metabolisme af ARA til neurologiske lidelser, såsom Alzheimers sygdom og bipolar lidelse. Dette indebærer betydelige ændringer i omdannelsen af arakidonsyre til andre bioaktive molekyler (overekspression eller forstyrrelser i ARA enzym-kaskade).

Det er påvist hvordan glucocorticoider kan frembringe et hurtig anti-inflammatorisk respons ved at fremme den arakidonsyre-afledte endocannabinoide biosyntese.

Det endocannabinoide system
Det endocannabinoide system er en gruppe af neuromodulatoriske lipider og deres receptorer i hjernen, der er involveret i en række fysiologiske processer, herunder appetit, smertefølelse, humør og hukommelse, og det medierer psykoaktive og farmakologiske virkninger af cannabis og indeholder stort set:

De endogene arakidonsyre (C20H32O2)-baserede lipider, anandamide (N-arachidonoylethanolamide, AEA: C22H37NO2) og 2-arachidonoyl-glycerol (2-AG: C23H38O4), disse er kendt som "endocannabinoider " og er fysiologiske ligander for cannabinoid-receptorer. Endocannabinoider er alle eicosanoider, som er signalmolekyler fra oxidation af 20-carbon-fedtsyrer, der udøver kompleks styring over mange kropslige systemer, primært i inflammation eller immunitet, og som budbringere i centralnervesystemet.

De enzymer, der syntetiserer og nedbryder endocannabinoiderne, såsom fedtsyreamid-hydrolase (FAAH) eller monoacylglycerol lipase (MAGL).

Cannabinoid-receptorerne CB1 og CB2, to G-protein-koblede receptorer, der er placeret i det centrale og perifere nervesystem.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Aristoteles

Hvilken betydning havde Aristoteles inden for kemi?


Se besvarelsen under "Kemiens historie: Hvad var alkymi?"

Gå til index for siden


aromatisk forbindelse

Hvad er aromatisk forbindelse?


Aromatiske forbindelser er organiske forbindelser som indeholder en benzenring eller en heterocyklisk ring, hvor kulstofatomerne er sp²-hybridiserede. Benzen-ringen i de aromatiske forbindelser er meget stabil sammenlignet med andre organiske molekyler. Aromatiske forbindelser findes overalt i naturen, hvor de ofte giver anledning til en bestemt duft i forskellige planter. Deraf stammer navnet aromatisk, som oprindeligt blev benyttet om stoffer, som gav aroma.

Eksempler på heterocykliske aromatiske forbindelser er bl.a. puriner som f.eks. DNA-baserne A og G: adenin og guanin, pyrimidiner som f.eks. DNA-baserne T og C: thymin og cytosin og RNA-basen uracil, endvidere nikotin, tiamin (vitamin B1) og furan, som alle har kvælstof-, ilt- og/eller svovlholdige ringsystemer. Der findes også aromatiske dele i proteiner, f.eks. aminosyrerne tyrosin, fenylalanin, og histidin.

Toluen (toluol) og xylen (xylol) er meget anvendte opløsningsmidler. Gruppen af polyklorerede bifenyler var tidligere meget anvendt som isoleringsmateriale i elektronikindustrien, men betragtes i dag som en farlig miljøgift. Som eksempler på naturstoffer i kemi for gymnasiet (stx) kan angives salicylsyre (udtræk fra piletræ) og den afledte ester acetylsalicylsyre (aspirin).

De aromatiske parabener blev oprindelig fundet som antimikrobielle stoffer fra svampe, dog er deres anvendelse som konserveringsmidler i kosmetik på retur på grund af forekomsten af allergi mod parabener.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


aromatisk forbindelse

Hvad er en aromatisk forbindelse såsom benzen?


Benzens grundstofsammensætning (C6H6) var et mysterium i en periode efter stoffets opdagelse, fordi ingen af de strukturformler, der blev foreslået, kunne forklare dets bindinger, da kulstof sædvanligvis danner fire bindinger og brint kun én. En struktur der blev foreslået, var en cyclisk struktur bestående af de seks kulstofatomer, hvor hver anden binding var en enkeltbinding og hver anden en dobbeltbinding:

Simplificeret struktur af benzen
Denne struktur passede imidlertid ikke med eksperimentelle data fra Røntgen-diffraktion, som havde vist, at alle kulstof-kulstof bindinger var lige lange. Disse data havde ydermere vist, at længden af en C-C binding i benzen var kortere end en C-C enkeltbinding, men længere end en C=C dobbeltbinding.

Løsningen ligger i at betragte bindingerne som elektronbaner, orbitaler. Det følgende diagram viser placeringen af disse orbitaler:

Benzens orbitaler
Da orbitalerne ligger uden for atomernes plan, kan de frit påvirke hinanden, så de bliver forskudt. Det betyder, at i stedet for at elektronen er bundet til ét kulstofatom, deles alle de seks kulstofatomer om den. Der er altså ikke nok til at danne dobbeltbindinger på alle kulstofatomerne, men de "ekstra " elektroner styrker til gengæld alle bindinger i ringen ligeligt. Den dannede molekylære orbital har p-symmetri.

Denne type forskydning af elektroner kaldes aromatisk, og den giver benzen stor stabilitet. Det er den grundlæggende egenskab ved aromatiske stoffer i modsætning til de ikke-aromatiske.

For at vise bindingernes forskudte natur på strukturdiagrammer, kan man tegne benzen som en cirkel inden i en sekskant. Det er dog meget brugt at udelade brintatomerne fra diagrammet.

Benzens struktur
Benzen optræder så ofte i organiske molekyler, at det har fået sit eget Unicode-symbol.

Substitueringer - benzen
Mange vigtige kemiske forbindelser indeholder benzen, hvor ét eller flere brintatomer er erstattet af andre atomer eller grupper, f.eks.:

Aromatiske kulbrintegrupper
toluen
xylen
mesitylen

Andre funktionelle grupper for aromatiske forbindelser
trinitrotoluen (sprængstoffet TNT)
fenol
pikrinsyre
anilin
hexachlorbenzen HCB, PCB

Polycykliske forbindelser af aromatiske stoffer
naftalen
anthracen
fenantren

Heterocykliske ringe i aromatiske stoffer - et eller flere kulstofatomer i ringen er erstattet med et andet grundstof, ofte kvælstof:
pyridin

Anvendelser af benzen

Før 1920'erne blev benzen ofte brugt som opløsningsmiddel i industrien, og ganske særligt til affedtning af metal. Da man blev klar over, hvor giftigt stoffet er, blev benzen erstattet af andre midler i de anvendelser, hvor mennesker var direkte udsat for dampene.

Brugt som tilsætningsstof i benzin giver benzen et højere oktantal, der forhindrer bankning i motoren. I løbet af 1950'erne gik man i stedet over til at bruge tetraetylbly, men den stigende blyforurening gjorde, at man nu til dags atter bruger benzen som additiv i motorbenzin, som sælges med et indhold på max 1 %.

Langt den vigtigste anvendelse af benzen er dog som udgangspunkt for syntesen af andre stoffer. Blandt de mest brugte benzenderivater kan nævnes styren, der bruges i polymeriseret form til fremstilling af plastic (polystyren), fenol, der bruges til fremstilling af kunstharpiks og klæbestoffer, og cyclohexan, der bruges til fremstilling af nylon. Mindre mængder af benzen bruges til fremstilling af gummi, smøremidler, farvestoffer, rensemidler, medicin, sprængstoffer og bekæmpelsesmidler.

Sundhedsrisici ved benzen
Benzen har både akut og kronisk giftvirkning på mennesker. Ved indånding af dampene bliver man søvnig, svimmel, forvirret og får hurtig puls. I alvorlige tilfælde kan man miste bevidstheden eller dø af dampene. Indtager man stoffet i føden, fremkalder det opkastning, maveirritation, svimmelhed, søvnighed, kramper, høj puls eller i værste fald: død.

Ved lang tids belastning med stoffet opstår der skader på knoglemarven, anæmi, svækkelse af immunforsvaret og øget risiko for infektioner. Fostre kan skades, så de får lav fødselsvægt, forsinket knogleudvikling og knoglemarvskader. Det amerikanske sundhedsministerium har yderligere afgjort, at stoffet er kræftfremkaldende, idet det kan forårsage leukæmi.

Af disse grunde har et EU-direktiv fra 2000 fastlagt grænseværdier for benzen og kulilte (Europa-Parlamentets og Rådets direktiv 2000/69/EF af 16. november 2000 om grænseværdier for benzen og carbonmonoxid i luften. EF-Tidende L 313 af 13.12.2000 s.12 ): Der er fastsat en grænseværdi på 5 µg/m³ målt som årsgennemsnit.

Synonymer for benzen: Annulen, benzol

Struktur af benzen: Benzen

Sumformel for benzen: C6H6

Farve af benzen: Farveløs

Fysiske egenskaber for benzen
molvægt 78,11 g/mol

Smeltepunkt for benzen: 5,5°C

Kogepunkt for benzen: 80,0 °C

Massefylde for benzen: 0,7865 g/cm3 (20 °C)

Dannelsesenthalpi for benzen: 49,0 kJ/mol (væske, 25 °C)

Varmekapacitet for benzen: Cp 136,3 J/mol*K (25 °C)

Den kemiske forbindelse benzen (også benzol, C6H6) er en farveløs, brændbar aromatisk kulbrinte, der beviseligt er kræftfremkaldende. Stoffet kan fremstilles ved reduktion af visse kulstofforbindelser eller ud fra olie. Det bruges ved syntetisk fremstilling af stoffer som visse lægemidler, plastic, benzin, kunstgummi, napalm og farvestoffer, enten som reaktant eller som opløsningsmiddel.

Benzens historie
Benzen blev opdaget i 1825 af den britiske kemiker Michael Faraday, som fremstillede det i ren form ud fra naturgas og gav det navnet brintbikarburat. I 1833 producerede den tyske kemiker, Eilhard Mitscherlich, stoffet ved destillation af benzoesyre og brændt kalk. Han gav det navnet benzin. I 1849 indledte Charles Mansfield den første, industrielle produktion af benzen ud fra kultjære.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Arrhenius

Hvad er svante Arrhenius?


Svante August Arrhenius (19. februar 1859 på slottet Wijk ved Mälaren ikke langt fra Uppsala - 2. oktober 1927 i Stockholm) var en svensk kemiker og fysiker.

Afzelius studerede ved Uppsala Universitet fra 1876-81 og fra 1881-84 i Stockholm; 1884 blev han licentiat, samme år tog han doktorgraden og blev privatdocent i fysisk kemi ved Uppsala Universitet. Hans doktorafhandling omhandlede undersøgelser over elektrolytternes galvaniske ledningsevne; den vandt ikke nogen anerkendelse ved Uppsala Universitet straks ved dens fremkomst, men det viste sig snart, at de undersøgelser, som den omhandlede, skulde blive af meget stor betydning for den fysiske kemi.

Arrhenius fik da 1886 et betydeligt rejsestipendium fra Videnskabs-Akademiet i Stockholm til videre uddannelse i denne gren af kemien; han studerede 1886-88 i Riga, Würtzburg, Graz og Amsterdam, henholdsvis hos Ostwald, Kohlrausch, Boltzmann og van't Hoff. Under studiet i Würtzburg lærte han van't Hoff's arbejde over analogien mellem luftarter og opløsninger at kende og opstillede kort efter teorien om den elektrolytiske dissociation (se opløsningers teori), som har gjort hans navn verdenskendt. 1891 blev han lærer i fysik ved Stockholms Højskole, 1895 professor i fysik smst.; 1905 blev han direktør for det fys. -kern. Nobel-Institut. 1902 havde han fået Davy-medaljen, 1903 Nobelprisen for sine undersøgelser over den elektrolytiske dissociation. 1899-1902 var han rektor for Stockholms Højskole.

Arrhenius har offentliggjort en lang række udmærkede arbejder på den fysiske kemis område, hvorved han har bidraget betydeligt til denne videnskabs udvikling og anvendelse på forskellige områder. Også kosmogoniske og immunokemiske arbejder foreligger fra hans hånd. Hans arbejder findes navnlig offentliggjorte i »Zeitschrift für physikalische Chemie«, men også i andre tidsskrifter. Han har desuden udgivet en lærebog i elektrokemi, i immunokemi o.fl.a. værker. Afzelius interesserede sig i sine sidste år for kosmiske forhold og skrev »Lehrbuch der kosmischen Physik« og »Das Werden der Welten«, hvori han bl.a. forklarer, hvorledes overførelsen af liv fra klode til klode kan være gået for sig.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


arsen

Hvad er arsen?


Arsen er et grundstof med atomnummer 33 i det periodiske system med symbolet As. Arsen optræder i mange mineraler, oftest i forbindelse med svovl og metaller, men findes også som rent krystal. Det blev først dokumenteret af Albertus Magnus i 1250. Arsen er et halvmetal. Det kan eksistere i forskellige allotropier, men den grå arsen er den mest anvendte inden for industrien.

Grå arsen benyttes primært til at styrke metalforbindelser af kobber og specielt bly - f.eks. i bilbatterier.

Arsen benyttes som n-type doping i halvledere og den optoelektriske forbindelse galiumarsenid er den mest benyttede halvleder efter silicium. Arsen benyttes i produktionen af pesticid, ukrudtsmiddel og insekticid. Arsen er giftig for flercelletde organismer, selv om enkelte arter af bakterier kan benytte arsen som byggesten i deres stofskifte. Arsenforgiftning i grundvandet påvirker millioner af mennesker over hele verden. I Danmark er grænseværdien 10 µg per liter.

Allotropi af arsen
Gul arsen - molekulært ikke-metal AS4, med samme struktur som hvidt fosfor

Grå arsen, polymerisk As (halvmetal)

Sort arsen - molekulært og ikke-metal, med samme struktur som rødt fosfor

Arsen og liv
Arsen og arsenforbindelser anses normalt for at være giftige for levende organismer. Betegnelsen arsenik henviser til giftstoffet arsen(III)oxid (arsentrioxid) eller en lignende kemisk forbindelse mellem arsen og et andet grundstof.

I 2010 rapporterede en forskergruppe, at arsen kunne danne grundlag for et arsen-baseret liv, hvor mikroorganismen GFAJ-1 anvender arsen i stedet for fosfor i dens cellulære strukturer og DNA. Opdagelsen blev annonceret af NASA ved en pressekonference den 2. december 2010 og fik stor medieopmærksomhed. Flere forskere stillede sig kritiske overfor fortolkningen af fundet og i 2012 udgav andre forskergrupper resultater, der ikke understøttede teorien.(1)(2)

Det, der kan fastslås, er, at GFAJ-1 selv i lave koncentrationer af fosfor, kan udvinde det - og det selv i høje koncentrationer af arsen.

Arsen i drikkevand
Forurening i drikkevand fra naturligt forekommende arsen er et problem i mange lande.

Fra 25. december 2003 er grænseværdien i Danmark sat til 5 mikrogram arsen per liter vand "ved indgang til ejendom " og 10 mikrogram per liter vand "ved forbrugers taphane ".(3) En opgørelse fra 2006 viste, at 15 % af grundvandsanalyserne kom over denne grænse, og at 50-100 danske vandværker sender drikkevand ud med et for stort indhold af arsen.(4)

En hjemmeside for De Nationale Geologiske Undersøgelser For Danmark og Grønland indeholder resultater fra vandanalyser over hele Danmark.(5)

Der er meget store problemer med arsen i drikkevandet i området ved Ganges-deltaet. Området omfatter Bangladesh og den indiske delstat Vestbengalen. Verdenssundhedsorganisationen (WHO) har kaldt det "den største masseforgiftning af en befolkning i historien " og har anslået at alene i Bangladesh er 77 millioner mennesker påvirket. Allan Smith, en professor fra University of California, Berkeley, har erklæret, at miljøkatastrofen er større end ulykkerne i Bhopal og Tjernobyl.(6)

Også i grundvandet omkring andre floder, der udspringer fra Himalaya, findes en høj koncentration af arsen. Således er der omkring den Røde Flod i Vietnam op til 80 gange mere arsen i grundvandet end WHO's grænseværdier for arsen i drikkevand. Fra bjergene udvaskes arsen med nedbøren og føres med floderne i mudderet bundet til jernoxider. Når mudderet aflejres i lavlandet uden adgang til ilt, bliver jernoxiderne ustabile, hvorved arsen frigives og opløses i grundvandet.(7)

Henvisninger vedr arsen
(1) Eryn Brown (9. juli 2012). 'Arsenic life' doesn't live on arsenic after all, further search finds. Los Angeles Times.

(2) Absence of arsenate in DNA from arsenate-grown GFAJ-1 cells

(3) Bekendtgørelse om vandkvalitet og tilsyn med vandforsyningsanlæg (Drikkevandsbekendtgørelsen), Miljøministeriet, nr. 871 af 21 september 2001.

(4) Sanne Wittrup (24. april 2009). "Gift i drikkevand fra 100 værker ". Ingeniøren: s. 8-9.

(5) Thomas Djursing (24. april 2009). "Tjek dit drikkevand for arsen og andre stoffer ". ing.dk.

(6) Andrew A. Meharg (2005). Venomous Earth. Macmillan. ISBN 1-4039-4499-7.

(7) Danskere finder rent drikkevand til millioner af vietnamesere. Videnskab.dk august 2012
Læs mere: Her
Gå til index for siden


aryl

Hvad er aryl?


I organisk kemi er en aryl enhver funktionel gruppe eller substituent som er afledt af en aromatisk ring, dette være sig phenyl, naphthyl, thienyl, indolyl, osv. (se IUPAC nomenklature). "Aryl " anvendes af hensyn til forkortelse eller generalisering, og "Ar " bruges som pladsholder for arylgruppen i kemiske strukturdiagrammer.

En simpel arylgruppe er phenyl, C6H5; som stammer fra benzen. Tolylgruppen, CH3C6H4, dannes fra toluen (methylbenzen). Xylylgruppen, (CH3)2C6H3, afledes fra xylen (dimethylbenzen), hvorimod naphthylgruppen, C10H7, er dannet fra naphthalen.

Arylation er den kemiske proces hvor en arylgruppe bliver sat sammen med et substrat.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Astrup

Hvem er Poul Astrup?


Poul Bjørndahl Astrup (14. august 1915 i Søndbjerg - 30. november 2000) var en dansk laboratoriekemiker, overlæge ved Rigshospitalets centrallaboratorium 1954-1979. I 1964 blev Astrup Danmarks første professor i klinisk kemi.

Han var søn af lærer Anders Astrup (død 1936) og og hustru Louise f. Bjørndahl (død 1953), blev student fra Birkerød Statsskole 1933, tog medicinsk eksamen 1939 og blev dr.med. 1944. Under besættelsen var han videnskabelig assistent ved Københavns Universitets biokemiske institut 1940-44 og på Finseninstituttet 1944-46. Samtidig var Astrup aktiv modstandsmand i Frit Danmark.

Efter kandidatstillinger på Rigshospitalet og Blegdamshospitalet 1946-48 blev han 2. reservelæge i De Gamles By 1948-50, ved Blegdamshospitalets medicinske afdeling 1950-52 og var laboratorieforstander ved Blegdamshospitalet 1952-54. Som chef på dette sygehus fandt han under den danske polioepedimi 1952-53]] nøglen til styring af åndedrættet, ved at måle syre-base forholdet i blodet, det der senere kaldes blodgasanalyse (iltmætning).

Han blev dernæst overlæge ved Rigshospitalets centrallaboratorium 1954, lektor i klinisk kemi og laboratorieteknik ved Københavns Universitet 1958 og professor fra 1964.

Astrup kontaktede Radiometer, der havde produceret et elektronisk pH meter. Det blev til et samarbejde, der endte i Astrup Apperatus E50101, og senere i ABL1.

Astrup modtog Overlæge Espersens Hæderspris 1960, holdt årets Maltheforelæsning i Det Norske Medicinske Selskab i 1967, fik Novo Prisen 1970, Hjerteprisen 1971 og var æresmedlem af The Association of Clinical Biochemists, London 1971. Han blev dr.scient. h.c. ved universitetet i Edinburgh 1972 og modtog hædersprisen fra Overlæge Th. E Hess Thaysen og Hustrus Fond 1973.

Han var tillige formand for Studentersamfundet 1939-41, medlem af tilsynsrådet for undervisningen af hospitalslaboranter ved Teknologisk Institut 1954; censor i skriftlig biokemi og fysiologi ved Københavns Universitet 1955-62, medredaktør af Bernth og Hagens: Medicinsk Kompendium 1955-65, formand for Dansk Selskab for Klinisk Kemi og Klinisk Fysiologi 1956-61, medlem af byggeudvalget vedr. Rigshospitalet 1956-62, formand for Selskabet for teoretisk og anvendt Terapi 1957, redaktør af Scand. Journ. Clin. Lab. Invest fra 1958, medlem af bestyrelsen for Det medicinske Selskab i København 1958-63, medleder af Medicinsk Laboratorium fra 1963, medlem af bestyrelsen for Dansk Selskab for medicinsk Databehandling 1966-69, medlem af et i h.t. Lægelovens § 14 nedsat udvalg for klinisk kemi 1963-69, af specialistnævnet vedr. bedømmelse af ansøgning om anerk. som speciallæge i klinisk kemi 1963-69, medredaktør af Biochemistry, Section II B of Excerpta Medica,ud medredaktør af Atherosclerosis 1970 og præsident for 8th. International Congress on Clinical Chemistry 1972.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


atom

Hvad er AFM-mikroskopet?


Atomic force microscope (AFM) blev udviklet i 1986 af Gerd Binnig, Christoph Gerber og Calvin Quate. De ville lave et mikroskop, som kunne noget, som det tidligere, STM-mikroskopet, ikke kunne.

I den nye metode, ncAFM (non-contact AFM) nedbrydes tippen ikke, og metoden er bedre egnet til studier af biologiske prøver og tynde film af organiske stoffer.

AFM-mikroskopet kan kun afbilde flade molekyler, og ikke noget tredimensionalt. Det er en begrænsning, når man vil studere interessante molekyler som farmaceutisk aktive stoffer. Desuden ser man ikke de kort-levende mellemprodukter i reaktionsforløbene - som ville kunne give nyttig viden om, hvordan reaktionen forløber.

Tippen kommer ikke i kontakt med prøvematerialet, hvilket opnås ved, at cantileveren oscillerer ved dets resonansfrekvens eller lige over denne frekvens, hvor udsvinget (amplituren) typisk er fra under 10 nanometer stor og ned til kun nogle få picometer stor.

Van der Waals kræfter, 1-10 nanometer over prøveoverfladen, nedsætter cantileverens resonansfrekvens.

Dette forhold, kombineret med et feedback-loop-system, vedligeholder en konstant oscillations-ampliture (udsvingsstørrelse) eller frekvens (hyppighed af udsving) ved at justere den gennemsnitlige afstand mellem tippen og prøvematerialet.

Ved at måle denne afstand kan computeren konstruere et billede af prøvematerialets overflade. Metoden kan derfor måske bruges til at analysere reaktioner, som faktisk sker på overflader af materialer. Det er ikke så dårligt, for faktisk er de fleste industrielle produktioner af kemiske stoffer noget, som sker på overflader (i modsætning til reaktioner, der sker i kemiske opløsninger).

Hvis man kunne få viden om, hvad der faktisk sker på molekyle-niveau på disse overflader, vil man måske kunne maksimere reaktionens effektivitet ved at tilpasse de anvendte katalysatorer ­eller reaktionsbetingelserne.

Tidligere kunne man se et billede af en krystalstruktur, som i virkeligheden er det gennemsnitlige billede af millionvis af molekyler. Nu kan forskere se det enkelte molekyle. Derved er den kemiske forskning ved at bevæge sig væk fra det abstrakte og over i ­noget meget konkret, der ligefrem kan vises som en billedgengivelse af noget, som er helt nede på atomskala-størrelse.

Læs mere her.

Gå til index for siden


atom

Hvad er Bohrs atommodel?


I 1913 fremsatte den danske fysiker Niels Bohr (1885-1962) en atomteori, som var en forbedring af Rutherfords teori fra to år før. Bohr postulerede, at elektronerne bevæger sig i skaller (bestemte baner omkring kernen). Jo længere væk fra kernen, elektronens bane er, jo mere energi har elektronen. En elektron kan hoppe fra en bane til en anden, men det vil enten kræve energitilførsel, eller der vil blive frigjort energi - og tilførslen eller frigivelsen af energi vil være af netop en energimængde, som svarer til forskellen i energi mellem de to skallers bane. Hvis elektronen optager energi, kan den springe udad. Hvis den springer indad, til en bane tættere på kernen, vil der derimod bliver frigjort energi (idet energiforskellen på elektron-banerne vil blive frigjort).

Modellen stred mod de klassiske teorier, men Bohr postulerede så bare, at de klassiske teorier ikke gjaldt for atomare systemer!

Atomet har en hviletilstand. Hvis atomet udsættes for energi (f.eks. højspænding) sparkes nogle elektroner ud til elektronbaner længere væk fra atomkernen. Et sådant atom vil være ustabilt (exiteret). Når elektronen spontant hopper tilbage igen, vil der udsendes lys ­(linier i spektret) svarende til bestemte energistørrelser.

Desuden kan atomerne holde sammen enten ved at deles om de yderste elektroner eller ved at det ene atom snupper en elektron fra naboatomet og bliver elektrisk negativt, medens naboatomet bliver elektrisk positivt, og de to atomer vil så blive holdt sammen af disse elektriske kræfter.

Jo større kerne et atom har, jo flere elektroner har det også. Mendelejev kunne ikke finde ud af placeringen af tellur og iod i sit periodiske system. Men tellur har en elektron mindre end iod, og det passede fint med disse to stoffers egenskaber: Tellur er i gruppe 6, medens iod er i gruppe 7 (i Mendelejev's gamle gruppeopdeling; der er senere lavet en moderne gruppe­opdeling, se øverst på side 9).

Bohrs model kan bruges til at forklare meget, men ikke alt. Den er derfor blevet videreudviklet: Skallerne repræsenterer kun sandsynligheder for elektronernes placering. I hver skal findes der baner ("orbitaler") med forskellig energi. Atomet har altså fået en finstruktur. Videreudviklingen af atommodellen beskrives i den fysiske disciplin, som kaldes kvantemekanikken. Delpartikler i atomet beskrives i partikelfysikken.

Gå til index for siden


atom

Hvad er et atom?


Et atom defineres som den mindste kendte kemiske bestanddel, der stadig har stoffets egenskaber.

Ordet atom stammer fra det græske ord atomos der betyder udelelig: Grækerne forestillede sig atomet som en absolut "mindste " enhed, som materien kan opdeles i.

Atomer består af en kerne og en række elektronskaller med negativt ladede elektroner i. Kernen er meget lille, og er kun ca. en hundredetusindedel af atomet, men rummer næsten al massen. Kernen består af to slags partikler, positivt ladede protoner og neutrale neutroner, og sammensætningen af disse bestemmer, hvilket grundstof og hvilken isotop atomet er.

Selvom atomet i virkeligheden består af elementarpartikler, var den græske antagelse korrekt for så vidt, at et atom er den mindste mængde af et grundstof (f.eks. svovl der har nr. 16 i det periodiske system), som man kan have. Hvis man nemlig delte et enkelt svovlatom i to lige store dele, ville slutresultatet være to ilt-atomer snarere end to "mindre " portioner svovl.

En kemisk sammensætning af atomer kaldes en kemisk forbindelse. Eksempler på kemiske forbindelser er molekyler og salte.

Atomteoriens historie.
Filosoffen Demokrit (460-370 f.Kr) menes at være den første, som i 440 f.Kr. fremsatte en teori om, at verden består af en masse små dele. Dem kaldte han atomos. Han postulerede, at atomerne udførte mekaniske bevægelser, at de hang sammen vha. kroge, og at de havde forskellige størrelser og omkredse.

Denne teori mødte stor modstand. Folk kunne ikke acceptere, at alt bestod af atomer, også immaterielle begreber, som f.eks. sjæl og mod, og de kunne ikke acceptere den determinisme, som lå i teorien.

Omkring samme tid kom Aristoteles med sin berømte teori om, at verden bestod af de fire elementer jord, vand, luft og ild. Denne teori var meget nemmere at forstå og var mere forenelig med datidens religion, hvilket kan være grunden til, at dette blev den dominerende teori.

Sådan stod det på i mange hundrede år. Aristoteles' teori blev efterhånden integreret i religionen, og man blev betragtet som kætter, hvis man ikke troede på Aristoteles. Demokrits teori gik i glemmebogen.

Man skal helt frem til 1500-tallet for at finde eksempler på folk, som trodsede Aristoteles og kirken. Peter Ramus forkastede Aristoteles' teorier ved at påvise, at vindampe kunne trænge igennem 4 lag papir. Dette indikerede, at der muligvis kunne være noget om Demokrits teori.

I 1600-tallet blev atomteorien fremstillet på sådan en måde, at den var mere forenelig med religionen. Pierre Gassendi sagde, at atomerne var skabt af Gud, så man var ikke nødvendigvis kætter ved at tro på Demokrits atomteori.

I 1803 gjorde John Dalton en opsigtsvækkende opdagelse. Han havde studeret atomteorien, og det lykkedes ham vha. forskellige eksperimenter at finde et system i atomerne. Han regnede ud, hvor mange slags af hvilke atomer, der skulle til for at danne bestemte molekyler.

I 1913 opstillede Niels Bohr en model for brintatomet, som er det simpleste af alle atomer. Bohrs atommodel repræsenterer et mellemstadium mellem en klassisk elektrodynamisk og en moderne kvantemekanisk beskrivelse af brintatomet. Bohrs atommodel angiver korrekt bølgelængderne af lyset i brintatomets linjespektrum.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


atom

Hvad er STM-mikroskopet?


Scanning tunnelling microscope (STM) blev udviklet af Gerd Binnig og Heinrich Rohrer i 1981 (hvilket gav dem Nobelprisen i 1986). Det kunne modsat elektronmikroskopet se ting, der er mindre end atomer. STM laver et 3D-kort i atomskala ved at bevæge en tip, der kun er 1 atom bred, hen over en stofoverflade i et vakuumkammer ved minus 271 grader Celsius.

Man lader en elektrisk strøm flyde mellem tippen og prøvematerialet, og når tippen kommer tættere på prøven forøges strømmen. Måling af strømflowet giver data om afstanden mellem tippen og prøvematerialets atomer. Dette oversættes til et billede ved hjælp af en computer.

Men metoden kan kun bruges på elektrisk ledende overflader, såsom metaller. For at overvinde dette problem blev tippen designet til at være i stand til faktisk at røre prøvematerialet.

Tippen blev forbundet til en bøjelig arm (en cantilever), som tillader bevægelse hen mod eller væk fra prøve­materialet som resultat af, om de atomare kræfter tiltrækker eller frastøder tippen.

Bevægelserne kan følges ved hjælp af laserlys, og laserens reflekterende tilbagekastningsvinkel kan følges af en elektronisk sensor, som sender signalet til en computer, som oversætter informationen til et billede af prøvematerialets overflade. Hvis tippen kommer for tæt på prøvematerialet, kan stærke tiltrækningskræfter få tippen til at brase ind i prøveoverfladen.

Gå til index for siden


atom

Kan man tage foto af atomer?


Ved hjælp af en teknik, som kaldes Non-contact-atomic force microscopy (ncAFM), er man kommet tættere på at kunne tage fotografier af reelle atomer og atombindinger. Det første billede af et molekyle blev taget i 2009 af en forskergrupper i IBM Research i Zürich, Schweiz.

De brugte et såkaldt ultra-high-­vacuum-atomic force microscope til at lave et billede af molekylet pentacen, som består af fem benzen­ringe, der er fusioneret sammen, og som ligger på en ret linje.

Pentacen består altså af fem benzen­ringe på linie, og stoffet er yderst følsomt for at blive oxideret - blot af almindeligt lys eller af luften. (Det er i øvrigt en organisk halvleder - og studeres ivrigt).

Læs mere her.

(Pentacen er et såkaldt PAH, dvs. et poly­cyclic aromatic hydrocarbon. PAH-molekyler udgør 1/5 af de organiske stoffer i universet og er måske stoffer, som liv opstod af).

I universitetet i Aberdeen i Skotland var Marcel Jaspars gruppe i gang med at forstå strukturen af et molekyle (cephalandole A) fra en dybhavs-bakterie.

De havde brugt en metode, som kaldes nuclear-magnetic-resonance-spec­troscopy, som gav en graf med toppe, som repræsenterede forskellige atomer i molekylet. Men der var 4 mulige strukturer, som alle passede på grafen. IBM-teamet kom i 2010 til hjælp, denne gang med et ncAFM-billede. Det viste, hvilken af disse strukturer, der var den rigtige.

Læs mere her.

Et sådant ncAFM mikroskop frembringer højopløsningsbilleder af materialets overflade (topografi). For at få et billede af et molekyle udstyres en atomisk-lille, spids top med et enkelt kulilte-molekyle (CO-molekyle) i spidsen.

Det således kemisk ændrede toppunkt ("the tip") forbindes til en vibrerende kvarts-stemmegaffel [quartz tuning fork (QTF)], og bringes til at scanne hen over en overflade. Skiftet i vibrationsfrekvensen, som fremkaldes af kræfterne mellem CO-tippen og molekylet, måles med meget følsom elektronik, og kan afbildes som et gradient-kort af molekylets overflade.

I 2013 brugte amerikanske forskere denne metode til at lave et billede af en ændring af en covalent bindingsstruktur i et molekyle. For kemikerne kan det sammenlignes med at læse en slags blindskrift. Man kan forestille sig, at man bevæger fingeren hen over en overflade og føler blindskrift-tegnene på stof-overfladen.

Mikroskopspidsen vibreres (oscilleres) af en kvartskrystal, som giver resonans (ved en så konstant frekvens, at den bruges til at holde tiden i de fleste armbåndsure).

Spidsen (mikroskop-tippen) er ca. 10-100 nm i diameter. Den kan - trods denne lille størrelse - dog alligevel udskæres i hånden ved brug af en skalpel, en pincet og et lysmikroskop.

At det kan gøres, forklares med at enhver skov har et højest træ - så når man laver en spids tip, vil der være et sted, der rager mest ud.

Spidsen er metal, så der er en risiko for, at det vil reagere med det molekyle, som skal analyseres. Dette problem blev løst ved en tilfældighed, da Leo Gross og hans gruppe ved IBM kom til at opfange et CO-molekyle fra overfladen af deres tip. Med CO kan AFM-tippen bringes tæt nok på molekylet, der er klæbet til en overflade, til at der kan opnås billeder, hvor billedets opløsning er i atom-dimensioner, men uden at man kommer til at skubbe til molekylet, og uden at molekylet bindes til tippen.

Molekyler ved stuetemperatur bevæger sig rundt. Da de amerikanske forskere ville have et billede før og efter en kemisk reaktion (cyclisation) nedkølede de til 4K. Det er tæt på nul grader Kelvin, som er det absolutte nulpunkt.

Desuden skulle reaktionen ske under ultrahøjt vakuum (for at forhindre at luftmolekyler indvirkede på resultatet).

I 2014 troede man, at det var lykkedes at danne AFM-billeder af hydrogenbindinger, men det var i virkeligheden billedet af to ikke-forbundne nitrogen-atomer (i 8-hydroxyquinolin-molekylet, som Xiaohui Qiu's gruppe studerede): Når tippen bringes tæt på molekylet, vil elektronskyen fra CO overlappe med elektronskyen fra molekylet. Dette medfører en frastødning (repulsion), dvs. at CO bøjer sig lidt væk, hvorved interaktionen nedsættes. Hvis tippen imidlertid i denne situation er mellem to atomer, er CO i en tvetydig-labil position, så den vil kunne gå enten til den ene side eller til den anden side.

Dette ses som en lysende kontrast langs en linie, som forbinder atomerne. Det kommer til at ligne det, som forventes, hvis der er en hydrogenbinding på stedet.

Måske vil man engang i fremtiden ved at bruge et alternativ til CO kunne forøge målesignalet, og derved faktisk påvise hydrogenbindinger utvetydigt.

Gå til index for siden


Avogadro

Hvilken betydning havde Avogadro for kemien?


Læs mere under "Kemiens historie: Hvornår udvikledes den moderne kemi?"

Gå til index for siden


Avogadros konstant

Hvad er Avogadros konstant.?


Avogadros konstant/tal er det antal formelenheder (dvs. atomer, ioner, molekyler m.m.), som der er i 1 mol stof. Tallet er naturligvis et "målløs" stort tal = 6,02·1023 stk. per mol.

Vi kan forestille os, at hr. Avogadro har et får, der hedder Molly - og som spiser avocado. Hr. Avogadro kan ikke falde i søvn, og når han ikke kan sove, tæller han får, - og ved 6,02·1023 råber han "Molly er i mol !" (i stedet for "Molly er i mål !").

Tallet 6,02·1023 kan fx huskes på, at hr. Avogadro har en aftale med sin elskerinde kl. 6:02 (6=sex) og senere med konens advokat kl. 10:23 (advokaten tæller 1-2-3: hr.Avogadro + konen + elskerinden). Det manglende nul-tal kan man nok huske, ellers må huskereglen udvides [10 = en dør, jævnfør Downing Street 10, så man kan forestille sig, at mødet sker der]. Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


Bacon

Hvilken betydning havde Sir Francis Bacon for kemien?


Læs mere under "Kemiens historie: Hvornår udvikledes den moderne kemi?"

Gå til index for siden


badesalt

Hvordan kan man fremstille badesalt?


Til fremstilling af badesalt (til blødgøring af hud eller fjernelse af hård hud) fyldes et glas af drikkeglasstørrelse med varmt vand, hvori der opløses 4 teskefulde natriumbikarbonat, og når dette er opløst, tilsættes 15 teskefulde krystalsoda (natriumcarbonat-vand(1/10), Na2CO3•10H2O).

Opløsningen hældes i en flad tallerken og stilles i ro på et varmt sted, hvorved der vil udskilles krystaller af badesalt. Evt. kan krystallerne farves og tilsættes parfume.

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mere her.

Gå til index for siden


bakterier

Kan man dyrke jordbakterie in situ (på stedet i jorden)?


Jordbakterie-dyrkning på voksestedet. Kim Lewis og medarbejdere ved Antimicrobial Discovery Center i USA udviklede i 2015 en iChip-platform, som er en serie dyrkningsskåle-lignende kar, der kan placeres i jorden, så jordbakterier kan vokse på dem i deres naturlige miljø (da de ofte ikke vil gro i et kunstigt laboratorie-miljø).

Ved hjælp af denne iChip fandt man et nyt antibiotikum, teixobactin, som er den første nye klasse af antibiotika, som er blevet opdaget siden 1987.

Læs mere her.

Gå til index for siden


Barfoed

Hvem er Christen Thomsen Barfoed?


Christen Thomsen Barfoed (16. august 1815 i Stege - 30. april 1889 i København) var en dansk kemiker.

Barfoed forældre var apoteker Erik Christian Barfoed og Anneke Cathrine Laurberg. Han blev student 1832 fra Vordingborg, underkastede sig 1835 farmaceutisk eksamen og 1839 polyteknisk eksamen i anvendt naturvidenskab. Efter at have studeret i udlandet i nogle år blev han 1845 docent i kemi ved Veterinærskolen og fra 1850 konstitueret som lektor ved samme skole. 1850-59 var Barfoed lærer i kemi ved den militære højskole og 1858-87 lektor i kemi og farmaci ved den kongelige Veterinær- og Landbohøjskole. 1856 fik Barfoed titel af professor, 1865 blev han medlem af Videnskabernes Selskab, 1877 Dr. med. honor. ved Upsala Universitet, 1879 Dr. phil. honor. ved Københavns Universitet, 1885 æresmedlem af Danmarks Apotekerforening.

Foruden andre værker udgav Barfoed en Lærebog i den analytiske Kemi, Prøvemidlerne og den uorganiske kvalitative Analyse, et arbejde, der helt igennem bærer vidnesbyrd om den samvittighedsfuldhed i arbejdet og grundighed i undersøgelsen, som var karakteristisk for Barfoed. Senere udgav han De organiske Stoffers kvalitative Analyse, der også udkom i tysk oversættelse 1881 og overalt fandt megen anerkendelse, så meget mere, som dette værk var enestående i sin slags. Endvidere har Barfoed offentliggjort flere betydelige og grundige videnskabelige abejder, der findes optagne i Tidsskrift for Fysik og Kemi samt i Videnskabernes Selskabs Oversigter.

Barfoed var en fortrinlig lærer, der i højeste grad forstod at vinde sine elevers tillid og hengivenhed, og fik betydning ved, som god ven af J.C. Jacobsen, at øve en ikke ringe indflydelse ved oprettelsen i 1876 af Carlsbergfondet og Carlsberg Laboratoriet, af hvis første bestyrelse han var et virksomt medlem lige til sin død; i fondets direktion valgtes han til formand efter J.N. Madvigs død, i laboratoriebestyrelsen fungerede han hele tiden som formand.

Han blev Ridder af Dannebrog 1867, Dannebrogsmand 1878 og Kommandør af 2. grad 1887.

Han er begravet på Holmens Kirkegård.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


barium

Hvad er barium?


Barium (af græsk; "barys ", der betyder "tung ") er det 56. grundstof i det periodiske system: Det har det kemiske symbol Ba, og under normale temperatur- og trykforhold optræder stoffet som et blødt, sølvhvidt metal med kemiske egenskaber, der minder om kalcium, blot mere reaktionsvilligt.

Bariums kemiske egenskaber
Barium iltes ( "ruster ") meget let ved kontakt med atmosfærisk luft, og ved forbrænding i luft eller ilt danner det ikke blot bariumoxid (BaO), men også bariumperoxid (BaO2). Barium reagerer med både vand og alkoholer under dannelse af gasformig brint samt bariumhydroxid; Ba(OH)2. På grund af denne reaktionsvillighed må barium nødvendigvis opbevares i et vakuum eller i en væske, der ikke indeholder ilt, for at hindre luften i at få adgang til metallet.

Simple kemiske forbindelser med barium er kendetegnet ved deres høje massefylder: For eksempel omtales et af de mest udbredte, barium-holdige mineraler, bariumsulfat (BaSO4) ofte som tungspat på grund af dets massefylde; 4,5 gram per kubikcentimeter.

Tekniske anvendelser af barium
Bariumsulfat absorberer røntgenstråling ganske effektivt, og udnyttes som "kontraststof " ved røntgenundersøgelser indenfor lægevidenskaben: Patienten indtager et "barium-måltid ", populært kaldet barytgrød, der indeholder bariumsulfat, og efterfølgende kan man på røntgenbilleder følge måltidets vej gennem patientens fordøjelsessystem. Bariumsulfat "burde " være stærkt giftigt, men da det ikke er opløseligt, heller ikke i mavens stærkt sure indhold, går det hele vejen gennem fordøjelsessystemet uden at forvolde skade. Omvendt er bariumkarbonat (BaCO3) opløseligt i sure miljøer, og dette stof er derfor anvendeligt som rottegift.

Bariumkarbonat anvendes også som ingrediens i visse glassorter, hvor det forøger glassets brydningsindeks. Bariumsulfat bruges i hvide farvestoffer, og til at give boremudder til brug ved olieboringer en høj massefylde.

Barium-forskningens historie
Barium blev første gang identificeret i 1774 af Carl Scheele, og i 1808 isolerede Sir Humphry Davy det frie metal. Bariumoxid blev først kaldt for "barot " af Guyton de Morveau, men Antoine Lavoisier ændrede senere dette navn til "baryta ". Det moderne navn "barium " er afledt herfra.

Forekomst og udvinding af barium
Da barium reagerer meget let med luftens ilt, finder man sjældent barium i dets frie, metalliske form i naturen. I stedet udvinder man det hovedsageligt fra mineralet barit, som er krystallinsk bariumsulfat. Kommercielt fremstillet barium udvindes ved elektrolyse af smeltet bariumklorid (BaCl2).

Isotoper af barium
Man kender 22 forskellige isotoper af barium, hvoraf naturligt forekommende barium består af en blanding af syv stabile isotoper. De fleste ustabile bariumisotoper er stærkt radioaktive og har korte halveringstider; fra millisekunder til få minutter. Eneste undtagelse er barium-133 med en halveringstid på 10,51 år.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


barium i flammetest

Hvordan er bariums farve i en flammetest?


Læs Flammetest: "Hvad er en flammetest?".

Gå til index for siden


base

Hvad er en base?


En syre-basereaktion er en kemisk reaktion mellem syrer og baser. En syre er et molekyle eller en ion, der kan afgive en hydron (H+). En base er et molekyle eller en ion, som omvendt kan modtage en hydron (H+). Ved en syre-basereaktion overføres der en hydron (H+) fra en syre til en base. Et eksempel på en sådan reaktion er saltsyres reaktion med natriumhydroxid (basen) under dannelse af vand og almindeligt køkkensalt (natriumchlorid, hvor natrium stammer fra basen, og chlor stammer fra syren): HCl (aq) + NaOH (aq) -> H2O (l) + NaCl (s).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


base (kemi)

Hvad er base (kemi)?


En base er et molekyle eller en ion, der kan optage en hydron (dvs. H+). En basisk vandig opløsning har en pH-værdi på mellem 7 og 14, generelt set.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


benzen

Hvad er benzen?


Den kemiske forbindelse benzen (også benzol, C6H6) er en farveløs, brændbar aromatisk kulbrinte, der beviseligt er kræftfremkaldende. Stoffet kan fremstilles ved reduktion af visse kulstofforbindelser eller ud fra olie. Det bruges ved syntetisk fremstilling af stoffer som visse lægemidler, plastic, benzin, kunstgummi, napalm og farvestoffer, enten som reaktant eller som opløsningsmiddel.

Benzen-forskningens historie
Benzen blev opdaget i 1825 af den britiske kemiker Michael Faraday, som fremstillede det i ren form ud fra naturgas og gav det navnet brintbikarburat. I 1833 producerede den tyske kemiker, Eilhard Mitscherlich, stoffet ved destillation af benzoesyre og brændt kalk. Han gav det navnet benzin. I 1849 indledte Charles Mansfield den første, industrielle produktion af benzen ud fra kultjære.

Benzens struktur
Benzens grundstofsammensætning (C6H6) var et mysterium i en periode efter stoffets opdagelse, fordi ingen af de strukturformler, der blev foreslået, kunne forklare dets bindinger, da kulstof sædvanligvis danner fire bindinger og brint kun én. En struktur der blev foreslået, var en cyclisk struktur bestående af de seks kulstofatomer, hvor hver anden binding var en enkeltbinding og hver anden en dobbeltbinding:

Simplificeret struktur af benzen
Denne struktur passede imidlertid ikke med eksperimentelle data fra Røntgen-diffraktion, som havde vist, at alle kulstof-kulstof bindinger var lige lange. Disse data havde ydermere vist, at længden af en C-C binding i benzen var kortere end en C-C enkeltbinding, men længere end en C=C dobbeltbinding.

Løsningen ligger i at betragte bindingerne som elektronbaner, orbitaler. Det følgende diagram viser placeringen af disse orbitaler:

Benzens orbitaler
Da orbitalerne ligger uden for atomernes plan, kan de frit påvirke hinanden, så de bliver forskudt. Det betyder, at i stedet for at elektronen er bundet til ét kulstofatom, deles alle de seks kulstofatomer om den. Der er altså ikke nok til at danne dobbeltbindinger på alle kulstofatomerne, men de "ekstra " elektroner styrker til gengæld alle bindinger i ringen ligeligt. Den dannede molekylære orbital har p-symmetri.

Denne type forskydning af elektroner kaldes aromatisk, og den giver benzen stor stabilitet. Det er den grundlæggende egenskab ved aromatiske stoffer i modsætning til de ikke-aromatiske.

For at vise bindingernes forskudte natur på strukturdiagrammer, kan man tegne benzen som en cirkel inden i en sekskant. Det er dog meget brugt at udelade brintatomerne fra diagrammet.

Benzens struktur
Benzen optræder så ofte i organiske molekyler, at det har fået sit eget Unicode-symbol.

Substitueringer af benzen
Mange vigtige kemiske forbindelser indeholder benzen, hvor ét eller flere brintatomer er erstattet af andre atomer eller grupper, f.eks.:

Kulbrintegrupper af benzen
toluen
xylen
mesitylen

Andre funktionelle grupper af aromatiske stoffer
trinitrotoluen (sprængstoffet TNT)
fenol
pikrinsyre
anilin
hexachlorbenzen HCB, PCB

Polycykliske forbindelser af aromatiske stoffer

naftalen
anthracen
fenantren

Heterocykliske ringe af aromatiske stoffer - et eller flere kulstofatomer i ringen er erstattet med et andet grundstof, ofte kvælstof:
pyridin

Anvendelser af benzen

Før 1920'erne blev benzen ofte brugt som opløsningsmiddel i industrien, og ganske særligt til affedtning af metal. Da man blev klar over, hvor giftigt stoffet er, blev benzen erstattet af andre midler i de anvendelser, hvor mennesker var direkte udsat for dampene.

Brugt som tilsætningsstof i benzin giver benzen et højere oktantal, der forhindrer bankning i motoren. I løbet af 1950'erne gik man i stedet over til at bruge tetraetylbly, men den stigende blyforurening gjorde, at man nu til dags atter bruger benzen som additiv i motorbenzin, som sælges med et indhold på max 1 %.

Langt den vigtigste anvendelse af benzen er dog som udgangspunkt for syntesen af andre stoffer. Blandt de mest brugte benzenderivater kan nævnes styren, der bruges i polymeriseret form til fremstilling af plastic (polystyren), fenol, der bruges til fremstilling af kunstharpiks og klæbestoffer, og cyclohexan, der bruges til fremstilling af nylon. Mindre mængder af benzen bruges til fremstilling af gummi, smøremidler, farvestoffer, rensemidler, medicin, sprængstoffer og bekæmpelsesmidler.

Sundhedsrisici ved benzen
Benzen har både akut og kronisk giftvirkning på mennesker. Ved indånding af dampene bliver man søvnig, svimmel, forvirret og får hurtig puls. I alvorlige tilfælde kan man miste bevidstheden eller dø af dampene. Indtager man stoffet i føden, fremkalder det opkastning, maveirritation, svimmelhed, søvnighed, kramper, høj puls eller i værste fald: død.

Ved lang tids belastning med stoffet opstår der skader på knoglemarven, anæmi, svækkelse af immunforsvaret og øget risiko for infektioner. Fostre kan skades, så de får lav fødselsvægt, forsinket knogleudvikling og knoglemarvskader. Det amerikanske sundhedsministerium har yderligere afgjort, at stoffet er kræftfremkaldende, idet det kan forårsage leukæmi.

Af disse grunde har et EU-direktiv fra 2000 fastlagt grænseværdier for benzen og kulilte (Europa-Parlamentets og Rådets direktiv 2000/69/EF af 16. november 2000 om grænseværdier for benzen og carbonmonoxid i luften. EF-Tidende L 313 af 13.12.2000 s.12 ): Der er fastsat en grænseværdi på 5 µg/m³ målt som årsgennemsnit.

Synonymer for benzen: Annulen, benzol

Sumformel for benzen: C6H6

Farve af benzen: Farveløs
Fysiske egenskaber for benzen
molvægt 78,11 g/mol
Smeltepunkt for benzen: 5,5°C

Kogepunkt for benzen: 80,0°C
Massefylde for benzen: 0,7865 g/cm3 (20 °C)

Dannelsesenthalpi for benzen: 49,0 kJ/mol (væske, 25 °C)

Varmekapacitet for benzen Cp 136,3 J/mol*K (25 °C).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


benzin

Hvad er benzin?


Benzin er en blanding af forskellige kemiske forbindelser, primært kulbrinter med 4-12 kulstofatomer per molekyle. Det benyttes som drivmiddel i højtydende forbrændingsmotorer. Benzin er flydende ved normal temperatur og tryk. Benzin er meget brandfarlig, da benzindampe er meget flygtige og letantændelige.

Benzin er et af produkterne ved olieraffinering og udvindes fra råolie. Når benzin bruges som drivmiddel, er det ikke helt rent, men tilsat en række stoffer for at forbedre dens egenskaber. Det såkaldte oktantal benyttes til at angive, hvor gode disse egenskaber er.

Benzin har dog andre egenskaber end drivmiddel og benyttes også til at rense fedtede overflader og kaldes da rensebenzin.

Navnet benzin
Det var den tyske kemiker Eilhard Mitscherlich der fandt på ordet benzin. Han brugte ordet om det kemiske stof, der senere er blevet kendt som benzen. Da bilen blev opfundet, blev benzin handelsbetegnelsen for brændstoffet til bilens motor. Dengang udgjorde det kemiske stof benzen en stor del af indholdet i benzin og havde til formål at øge oktantallet. I dag bruges benzen atter som additiv (1 %) i motorbenzin efter, at man er gået væk fra det forurenende blyholdige benzin.

Derimod har navnet "benzin " intet med Carl Benz at gøre, der i 1885 byggede verdens første i praksis anvendelige personbil.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


benzodiazepin

Hvad er benzodiazepin?


Benzodiazepin (dagligt kaldet "benzo "; ofte forkortet "BZD ") er et psykoaktivt stof, hvis kemiske kernestruktur består af en benzenring og en diazepin-ring. Det første benzodiazepin chlordiazepoxide (Librium) blev opdaget ved et tilfælde af Leo Sternbach i 1955, da han arbejdede ved Hoffmann-La Roche, som begyndte at sælge det i begyndelsen af 1960 og sidenhen efterfølgeren diazepam (Valium) fra 1963.

Benzodiazepiner øger effekten af den hæmmende neurotransmitter GABA, som har en beroligende (sedativ), søvndyssede (hypnotisk), angstnedsættende (anxiolytisk), antiepileptisk, muskelafslappende og amnesisk effekt. Disse egenskaber gør benzodiazepiner brugbare til behandling af angst, søvnløshed, psykomotorisk rastløshed (agitation), epileptiske kramper, muskelspasmer, abstinenstilstande forårsaget af alkohol og præ-medicinering til læge- og tandlægeindgreb. Benzodiazepiner kategoriseres som enten kort-, mellem- eller langtidsvarende. Kort og mellemtidsvarende benzodiazepiner bruges i behandlingen af søvnløshed, hvorimod de langtidsvarende bruges til behandling af angst.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


benzoesyre

Hvad er benzoesyre?


Benzoesyre er en organisk kemisk forbindelse og et naturligt konserveringsmiddel. Benzoesyre består af en aromatisk ring hvorpå der sidder en carboxylsyre. Tyttebær indeholder benzoesyre.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Beryllium

Hvad er beryllium?


Beryllium er et sjældent grundstof i universet. Det dannedes ikke under Big Bang. Det dannes heller ikke under atomfusionerne i stjerner. Faktisk dannes det kun ved supernova-eksplosioner.

Der findes et mineral, som hedder beryl. Flere ædelsten indeholder beryl - som er beryllium-aluminium-silicat, Be3Al2(SiO3)6. Mest kendt er smaragd, der på engelsk hedder emerald (latin: esmaraldus). En anden er akvamarin (eng: aquamarin).

Smaragder er de grønne øjne i mange gudefigurer. De er mere sjældne end diamanter. Smaragder er grønne, ­fordi de indeholder (ganske lidt) chrom og vanadium.

Deres forhold mellem ilt-isotoperne 18O og 16O (dvs. 18O/16O-forholdet) varierer fra sted til sted, f.eks. Brasilien, Zambia og Columbia. Kelterne fik smaragder fra Østrig. Nogle kommer fra Pakistan.

Beryllium blev isoleret i 1928 af den tyske kemiker Friedrich Wöhler, der ellers er mest kendt for sin syntese af urea (urinstof) i 1828 - det første organiske stof, som blev fremstillet syntetisk fra et ikke-organisk udgangsstof - hvilket førte til, at man gik bort fra teorien om, at en særlig "livskraft" ("vitalitetsprincippet") behøvedes for at skabe carbon-forbindelser.

Friedrich Wöhler var også først til at isolere mange grundstoffer. Han isolerede beryllium ved at lade berylliumchlorid (BeCl2) reagere med kalium.

Da James Chadwick, en engelsk fysiker, i 1932 bombarderede beryllium med røntgenstråler fra radium, udsendte det en hidtil ukendt slags sub­atom-partikel, som ikke havde nogen ladning, men som havde en masse. Han kaldte denne partikel for en ­neutron (fordi den jo ikke havde nogen elektrisk ladning, altså var ­neutral). Han fik Nobelprisen for dette i 1935.

Senere hjalp han med fremstillingen af atombomben i USA, som blev udløst over Hiroshima i Japan.

I forskningsøjemed laver man stadig neutroner ved at kombinere beryllium og radium.

Den uhelbredelige lungesygdom berylliose opstår efter længere tids eksponering for små mængder af beryllium, eller kort tids udsættelse for en stor mængde beryllium. Beryllium er også et carcinogen, altså kræftfremkaldende. En gennemsnitsperson indeholder 0,035 milligram beryllium, men det er næppe en sundhedsrisiko.

I 1990 skete en eksplosion i et russisk militæranlæg, der producerer beryllium til atomvåben. Der udspredtes en sky af berylliumoxid over en by i Ust-Kamenogorsk, og 120.000 mennesker blev eksponeret for stoffet. 9% fik lidt forhøjede beryllium-koncentrationer i kroppen, dog næppe nok til at være virkeligt farligt.

Ud over til militære formål bruges beryllium til videnskabelige formål - f.eks. i røntgenrør og rumteleskoper.

Læs mere her.

Gå til index for siden


Berzelius

Hvem er Jacob Berzelius?


Jacob Berzelius

Berzelius ved Olof Johan Södermark 1843.

Jöns Jacob Berzelius (29. august 1779 i Väversunda, Östergötland 7. august 1848 i Stockholm) var en svensk kemiker.

Skønt tidlig grebet af kærlighed til kemien, måtte Berzelius, tvunget af de daværende forhold ved universitetet i Uppsala, hvor han studerede, uddanne sig som læge, og først da han 1807 udnævntes til professor i medicin og farmaci ved den medico-kirurgiske læreanstalt i Stockholm, hvor han havde virket som adjunkt siden 1802 samtidigt med at praktisere som læge, kunde han hellige sig de kemiske eksperimentelle arbejder, der blev af så gennemgribende betydning for kemien.

Med små midler og væsentlig uden hjælp udarbejdede Berzelius, særligt 1810-18 eksakte analytiske Metoder til kvantitativ Bestemmelse af talrige Grundstoffer, bestemte ved Hjælp af dem Atomernes relative Vægt og gav dermed et fast Grundlag for Daltons 1808 fremsatte Atomteori. B. betragtede oprindeligt den Vægtmængde af et Grundstof, der forener sig med l Atom = 16 Vgtd. Ilt, som Vægten af dets Atom, og i hans først meddelte Atomtalstabeller er derfor f. Eks. de monovalente (engyldige) Metallers Atomvægte opførte med det dobbelte af den virkelige Værdi, men ved Benyttelse af de efterhaanden fremkomne Holdepunkter: Gay-Lussacs lov, Avogadros lov, læren om isomorfi og Dulong og Petits lov om Atomvarmen lykkedes det Berzelius at opstille et Atomvægtssystem, der har staaet gennem Tiderne; og saa forbavsende nøjagtigt var B.'s eksperimentelle Arbejde, at de Ændringer, som vor Tids højt udviklede Teknik og Metodik, særlig gennem de af Jean-Servais Stas (1860-65) og senest af Theodore William Richards (siden 1906) gennemførte Arbejder, har foraarsaget i B.'s Atomvægtværdier, kun er ret ubetydelige.

Den af B. skabte analytiske Metodik anvendte han i det hele til omhyggelig Fastsættelse af de Mængdeforhold, i hvilke Grundstofferne forener sig til kemiske Forbindelser, der førte ham til Opstilling af et Mineralsystem paa kem. Grundlag (1812) og til Eftervisning af, at ogsaa de organiske Forbindelser følger de atomistiske Love (1814). - Aarsagen til, at Grundstofferne forbinder sig efter bestemte Vægtforhold, søgte B. i en for Atomerne ejendommelig elektrisk Polaritet og grundlagde paa denne Antagelse (1812) sin i 1819 udførligt udarbejdede elektrokemiske Teori i Forbindelse med den paa dualistisk Grundlag opbyggede Lærebygning, hvor B. første Gang (1814) benyttede det siden da anvendte kem. Tegnsprog.

For alle B.'s teoretiske Betragtninger dannede Eksperimentet det nødvendige Grundlag, og Kemien skylder ham derfor mangfoldige mønstergyldige Enkeltundersøgelser paa de forskelligste Omraader, bl. hvilke bør nævnes banebrydende Arbejder over Selen, Fluorforbindelser, Ferrocyanforbindelser, Sulfosalte, sjældne Mineralier og fysiol. vigtige Stoffer, over Druesyre og Vinsyre (med den skarpt hævdede Opfattelse af Begrebet Isomeri inden for den organiske Kemis Omraade), samt ogsaa de Arbejder, der førte B. til Fremstilling af Grundstofferne Silicium (1823), Zirkonium (1824) og Tantal (1824).

Af ikke mindre Bet. for Videnskaben blev B.'s omfattende litterære Virksomhed; sine talrige eksperimentelle Arbejder meddelte han først paa Svensk, dels i de af ham selv sammen med Hisinger o. a. 1806-18 udgivne »Afhandlingar i Fysik, Kemi och Mineralogi«, 6 Bd, der indeholder over 200 Afh. af B. dels i »Vetenskaps Akademiens Handlingar«, derefter i Datidens vigtigste videnskabelige Tidsskrifter; Afhandlingerne udmærker sig alle ved sjælden Klarhed, Grundighed og Omhyggelighed i Udarbejdelsen. Det samme gælder i udpræget Grad de 27 Bd »Årsberättelser om Fremstegen i Kemien«, som B. som livsvarig Sekretær ved Vetenskaps Akademien, 1821-48 afgav til dette, og som udkom i tysk Bearbejdelse: »Jahres-Bericht über die Fortschritte d. phys. Wissenschaften, der Chemie u. Mineralogie« ved Fr. Wöhler; de indeholder ikke blot Redegørelse for alt, hvad der fremkom, men tillige en objektiv Kritik, baaret af dyb Indsigt og overlegen Tilegnelse, og vidner om enestaaende Arbejdsevne.

Det samme gør den af B. udg. »Lärbok i Kemien«, hvis. 1. Udg. udkom i 3 Bd 1808-18; 2. Udg. 4 Bd, 1825-31, blev overs. paa Tysk af Fr. Wöhler, 3. og 4. Udg. ligeledes 4 Bd, udkom kun paa Tysk, overs. efter B.'s Manuskript af Wöhler, medens 5. Udg. (5 Bd), 1843-48, blev udg. paa Tysk af B. under Medvirkning af Wöhler; B.'s fortrinlige Lærebog staar som Mønster for alle senere Tiders Lærebøger. Ogsaa B.'s »Föreläsninger i Djurkemien«, 1806-08, fortjener at fremhæves.

I 1815 overtog B. et for ham oprettet Professorat i Kemi ved førnævnte Læreanstalt, og talrige Kemikere søgte til ham; bl. hans Elever kan nævnes Brødrene Rose, Mitscherlich, Wöhler, Gmelin, Magnus, Mosander o. fl.; 1832 opgav han sin Lærergerning og udnævntes til prof. emeritus honorarius. Karl XIV Johan ophøjede 1818 B. i Adelsstanden, idet det som særlig Naade tilstedes B. at beholde sit Navn. og 1835 udnævntes han til Friherre; 1858 rejstes hans Statue i Sthlm.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Berzelius

Hvilken betydning havde Berzelius for kemien?


Læs mere under "Kemiens historie: Hvornår udvikledes den moderne kemi?"

Gå til index for siden


Biilmann

Hvem er Einar Biilmann?


inar Christian Saxtorph Biilmann (født 10. maj 1873 i København, død 10. august 1946) var en dansk kemiker.

Biilmann blev student 1891, tog 1893 adgangseksamen til den Polytekniske Læreanstalt og kastede sig derefter over det kemiske studium, hvilket han afsluttede med magisterkonferensen 1897. I 1898 blev han ansat som ssistent ved den Polytekniske Læreanstalts kemiske laboratorium, vandt 1899 universitetets guldmedalje for en afhandling om fremstillingen af akrylsyre og tog 1904 doktorgraden for et arbejde: Studier over organiske Svovlforbindelser. Siden oktober 1902 virkeder Biilmann som lærer i kemi ved Officersskolens ældste klasse og blev september 1907 udnævnt til professor i kemi ved universitetet og bestyrer af dettes kemiske laboratorium. Biilmanns videnskabelige arbejder tager sigte på at gøre rede for de stereokemiske forhold såvel som for isomeri- og polymeriforhold hos organiske forbindelser og for reaktionsmekanikken (blandt andet de Waldenske omlejringer) ved organisk kemiske processer, og Biilmann offentliggjorde, foruden de ovennævnte, en række fortjenstfulde arbejder vedrørende allyl- og akrylforbindelsernes, de organiske svovlforbindelsers samt de isomere kanelsyrers kemi. Også som lærebogsforfatter udførte Biilmann et fortjenstfuldt arbejde, og har blandt andet i sin lærebog i uorganisk kemi, givet en ypperlig, klar og overskuelig fremstilling af det teoretiske grundlag, hvorpå den tids kemi hvilede. Biilmann var medlem af rådet for den internationale association af kemiske selskaber og af dennes nomenklaturkommission for organisk kemi. Biilmann trak sig 1919 tilbage fra sin stilling på Officersskolen. Den af Biilmann genialt udtænkte kinhydronelektrode (1920) fik overordentlig stor betydning, blandt andet fordi den egnede sig særlig godt til bestemmelse af jordbundens brintionkoncentration og kalktrang og derved blev uundværlig for det moderne landbrug.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


bindinger i kemi

Hvad er kemiske bindinger?


Analogi med venskab og pardannelse. Kan kemiske bindinger sammenlignes med personlige relationer mellem mennesker?

Tja, både partikler og mennesker kan blive tiltrukket af hinanden og kan indgå i faste bindinger/relationer med hinanden. En analogi kunne være molekyler, der består af to ens atomer, f.eks. N2, O2, H2, F2, Cl2, Br2 og I2. Det kan sammenlignes med at være sammen med sin bedste ven.

Hvis to forskellige vennepar går ud for at bowle sammen (f.eks. H2 og Cl2), ender de måske som to kærestepar - bliver til HCl og HCl (altså to par, hvor hydrogen-atomet danner par med chlor-atomet). Eller H2 og I2 bliver til HI og HI (altså hver med hydrogen-atom + iod-atom).

Man kan så spørge: Vil HI-parret holde længere som par, end HCl-parret vil? Den energi, der kræves for at bryde alle bindinger i et mol af stoffet, fx i 1 mol HCl i gasform, kaldes bindingens ­enthalpi (bond dissociation enthalpy). HCl har en bindings-­enthalpi på 431 kiloJoule pr. mol. HI har en bindings-enthalpi på noget mindre, nemlig 297 kiloJoule pr. mol. Det betyder, at der kræves mere energi for at bryde bindingen i HCl end til at bryde bindingen i HI.

Der kræves altså mere energi for at skille H-atomet fra ­chlor-atomet, medens der ikke behøves så meget energi for at hive et H-atom bort fra et iod-atom. HCl-kæresterne må i sammenligningen være som skolekærester, som er svære at skille fra hinanden.

Det er mere sandsynligt, at HI-par vender tilbage til deres oprindelige situation, altså H2 og I2 venneparrene, end at noget tilsvarende vil ske med HCl-parrene. Den lavere ­enthalpi giver HI anderledes termodynamik (kæreste­dynamik) end hvad der gælder for HCl.

Videnskabens betegnelse for kaos er entropi (eng.: entropy), som ikke må forveksles med den ovenfor omtalte enthalpi (entalpi). [Husketeknik for ordene enthalpi og entropi: Eftersom "en" og "pi" findes i begge ord, kan du i stedet tænke på "tro/ro-eller-kaos" (entropi), og "tal-1-2..." - kærestepar-association (enthalpi/entalpi)].

Når kaos (altså entropi) introduceres i eksemplet ovenfor, bliver situationen noget anderledes. Atomerne i HCl bliver i praksis irreversibelt sammen. Derimod er omdannelsen af H2 og I2 til HI reversibel, fordi H-I bindingen er svagere.

At det er "reversibelt" betyder, at efter at der er dannet HI-molekyler, vil nogle af atomerne i HI-molekylerne spontant vende tilbage til udgangspunktet, dvs. altså til situationen H2 og I2.

Uanset hvor stærk bindingen er (mellem HCl eller HI), vil ændringer i omgivelserne dog kunne betyde, at parrene kan brydes: Det gælder f.eks. for både HCl og HI, at atomerne separeres, hvis de blandes med vand - som hvis kærestepar falder i vandet(!). Det er velkendt, at romantik er afhængig af omgivelserne. Noget tilsvarende gælder for atompar.

Bindings-enthalpien i HCl-molekylet er meget stærk (og faktisk stærkere end bindingerne imellem carbon­atomerne i diamant, som ellers er det hårdeste stof, der kendes, med hårdheden "10", så diamanter kan kun slibes med diamantstøv, da intet har højere hårdhed).

Som nævnt har HCl en bindings-­enthalpi på 431 kiloJoule pr. mol. En enkelt carbon/carbon-binding i diamant har kun en bindingsenthalpi på 347 kilo­Joule pr. mol. Men styrken af diamant skyldes noget andet - nemlig at hvert carbon­atom er bundet til 4 nabo-carbon.

Tilsammen danner de et enormt, covalent carbon-gitterværk i diamanten. Med denne meget ordnede struktur er diamanten mere at sammenligne med en hær end med kærestepar.

Det gælder for molekyler som for romantiske forhold, at hvis de rystes kraftigt nok, går bindingen i stykker. I et gitter - dvs. netværk sammen med vennerne - skal der dog meget til, før bindingerne brydes.

Læs mere her.

Gå til index for siden


bindinger i kemi

Kan man lave direkte målinger af kemiske bindinger?


Overgangsstadier af kemiske bindinger. Anders Nilsson og medarbejdere fra Stanford Universitet har lavet de første direkte målinger af dannelsen af overgangsstadiet ved en kemisk binding. Forskerne studerede carbon-monoxids oxidation på en ruthenium-katalysator, påvirket af en laserstråle.

Bindingen mellem oxygenatomerne og katalysatoren svækkedes, og i løbet af et 1 picosekund havde 10% af kulilte-molekylet dannet et overgangsstadie (transition state) med oxygen, som det blev præsenteret for i forsøget.

Med denne forskning bliver fysisk kemi ført ind i partikelfysikken i fremtiden.

Læs mere her. Faktisk er flere forskere begyndt at bruge partikel-acceleratorer til at danne eller ødelægge kemiske bindinger.

I juni 2015 frembragte andre forskere med Michael Minitti i spidsen den første film (movie) af molekyler, som deltager i en kemisk reaktion: Nemlig ringåbningsreaktionen af 1,3-cyclohexadien.

Andre forskere har i 2015 brugt lys til at styre dannelsen af en kemisk binding. Metoden vil måske kunne bruges til at pumpe specifikke molekyler ud af en blanding.

Læs mere her.

Gå til index for siden


biokemi

Hvad er biokemi?


Biokemi (fra græsk bios, "liv ", samt egyptisk keme, "jord ") er læren om kemiske processer i levende organismer. Biokemien omfatter studiet af struktur og funktion af cellulære komponenter såsom proteiner, lipider, kulhydrater og mange andre organiske molekyler.

Selvom der findes utroligt mange forskellige molekyler i levende organismer er mange af dem store, komplekse molekyler, der består af en lang række næsten ens enheder (kaldet monomerer), sat sammen til ét stort molekyle, en såkaldt polymer. Hver klasse af polymere biomolekyler udgøres af et forskelligt sæt monomerer; for eksempel er protein en polymer, der består af aminosyrer. Biokemien studerer vigtige biologiske molekylers kemiske egenskaber, med særligt fokus på enzym-katalyserede reaktioner.

Biokemien i cellers metabolisme og i det endokrine system er velbeskrevet. Andre områder indenfor biokemien er bl.a. den genetiske kode (i DNA og RNA), proteinsyntese, cellemembrantransport og signaltransduktion.

Denne artikel omfatter kun den biokemi, der findes på Jorden, baseret på carbon og vand, fordi alle kendte livsformer der findes på Jorden indeholder disse to stoffer. Alle levende organismer på Jorden har de biokemiske træk til fælles svarende til at de antages at nedstamme fra det samme fælles ophav. Dette gælder også for forhold der lader til at være ganske tilfældige, såsom molekylers stereokemi. Det vides ikke om alternative biokemiske udformninger af liv er mulige.

Biokemiens historie
Friedrich Wöhler

Man troede oprindeligt at liv ikke var underlagt videnskabens love på samme måde som ikke-levende ting er det. Man mente således, at kun levende væsener kunne producere de molekyler, der findes i levende organismer, ud fra andre eksisterende biomolekyler. Men i 1828 udgav Friedrich Wöhler en afhandling om syntesen af urinstof (urea), og beviste dermed at organiske molekyler kan skabes kunstigt.

En anden vigtig opdagelse i den gryende videnskab biokemi var opdagelsen af det første enzym, diastase, - i dag kendt som amylase. Det blev i 1833 opdaget af Anselme Payen. Eduard Buchner var den første der demonstrerede en kompleks biokemisk proces uden for levende celler, i 1896; alkoholfermentation i ekstrakter af gærceller. Ordet biokemi har været brugt siden 1882, men den officielle navngivning tilskrives Carl Neuberg, en kemiker der anvendte begrebet fra 1903. Før da blev feltet typisk kaldt "fysiologisk kemi ". Biokemien har siden haft store fremskridt, særligt fra midten af det 20. århundrede, med udvikling af nye teknikker inden for bl.a. kromatografi, røntgendiffraktion, isotopisk mærkning og elektronmikroskopi. Disse og andre nye teknikker har banet vejen for opdagelse og analyse af mange molekyler og molekylære mekanismer i cellen, f.eks. glykolysen og citronsyrecyklus.

I dag anvendes viden fra biokemien på mange områder, fra genetik til molekylærbiologi og fra landbrug til lægevidenskab.

Kulhydrater
Kulhydrater er en vigtig gruppe stoffer i biokemien, hvor de bl.a. fungerer som energilagringsstoffer og er med til at give levende organismer struktur. Der findes flere kulhydrater på Jorden end nogen anden kendt type biomolekyle. Kulhydrater er en strukturel del af mange biologisk betydningsfulde molekyler: DNA, RNA, glycoproteiner som blodproteinerne og glycolipider. Kulhydrater har utallige vigtige biologiske funktioner, bl.a. i forbindelse med hormon-receptorernes funktion, ved cellernes indbyrdes kommunikation. Kulhydrater spiller også en rolle for virulensen af bakterier og virus og for uskadeliggørelsen af giftstoffer og affaldsstoffer. Kulhydrater modificerer mange molekylers funktion, således bestemmer kulhydrat-delen levetiden af de cirkulerende blodproteiner. Kulkydraternes kemi og biologi behandles i en ny disciplin, glykobiologi.

Monosakkarider
Glukose

Den simpleste type kulhydrat er et monosakkarid, som indeholder carbon, hydrogen og oxygen, typisk i forholdet 1:2:1 (med den generelle formel CnH2nOn, hvor n er et positivt helt tal større end 2). Glukose, et af de vigtigste kulhydrater, er et monosakkarid. Det samme gælder fruktose, som er stoffet, der giver mange frugter deres søde smag. Nogle kulhydrater (især efter kondensation til oligo- og polysakkarider) indeholder mindre carbon i forhold til hydrogen og oxygen, som dog bibeholder deres indbyrdes 2:1 forhold. Monosakkarider kan opdeles i aldoser, der indeholder en aldehydgruppe for enden af molekylet, og ketoser, der indeholder en ketongruppe et sted i molekylet (ikke for enden). Mange kulhydrater, både aldoser og ketoser, eksisterer i en kemisk ligevægt mellem en åben kædeform og en lukket ringform; der skal minimum være fire carbonatomer i kulhydratet før der kan dannes en ringform. Ringformen dannes ved at en af sukkerkædens hydroxylgrupper reagerer med aldehyd- eller ketongruppen og danner hhv. en hemiacetal eller hemiketal. Herved dannes enten en femleddet ring, der kaldes en furanosering, eller en seksleddet ring, der kaldes en pyranosering; begge er heterocykliske ringe, hvor der indgår et oxygenatom sammen med carbonatomerne.

Disakkarider
Sukrose: Almindeligt sukker, det måske mest velkendte kulhydrat.

To monosakkarider kan sættes sammen ved en kondensationsreaktion, hvor et hydrogenatom fjernes fra det ene molekyle og en hydroxylgruppe fra det andet. Resten af dem er derefter bundet sammen, hvor atomerne blev fjernet, hvorimod atomerne danner et vandmolekyle. Det dannede molekyle, der består af to monosakkarider, kaldes et disakkarid, og bindingen mellem de to monosakkarider er en glykosidbinding, en undergruppe af æterbindinger. Et disakkarid kan, ved forbrug af et vandmolekyle, omdannes til to monosakkarider; reaktionen er en såkaldt hydrolyse. Det mest kendte disakkarid er sucrose, almindeligt sukker. Sukrose består af et glukosemolekyle og et fruktosemolekyle sat sammen. Et andet vigtigt disakkarid er laktose, der består af et glukosemolekyle og et galaktosemolekyle. Hos mange mennesker falder produktionen af enzymet laktase, der hydrolyserer laktose til glukose og galaktose, med alderen. Dette giver laktoseintolerans

Sukkerpolymerer kan inddeles i to grupper efter hvorvidt deres to ender er i stand til at reducere andre stoffer i en redoxreaktion. Det afhænger af om det sidste monosakkarid i enden er i stand til at åbne sig fra ringformen og derved frigøre sin keton- eller aldehydgruppe, som så kan indgå i redoxreaktioner. Laktose har en ende, der kan reducere og en ende, der ikke kan, hvorimod sucrose ikke har nogen ende, der kan reducere.

Oligosakkarider og polysakkarider
Cellulose som polymer af ß-D-glukose

Når nogle få (ca. 3-6) monosakkarider er forbundet, kaldes molekylet et oligosakkarid (hvor oligo betyder "få "). Disse molekyler bliver typisk brugt som signaler og markører i levende organismer.

Når mange monosakkarider er sat sammen, udgør de et polysakkarid. Monosakkariderne kan enten være sat sammen i én lang kæde, eller kæden kan være forgrenet. To af de mest almindelige polysakkarider er cellulose og glykogen, der begge består af glukose-monomerer. Cellulose dannes af planter og er en vigtig strukturel komponent i deres cellevægge. Dyr kan ikke danne cellulose, og kun specielt tilpassede dyr kan fordøje det. Glykogen findes derimod i alle dyr, hvor det bruges til midlertidig oplagring af energi.

Kulhydraters anvendelse som energikilde
Glukose er den vigtigste energikilde for de fleste levende væsner. Polysakkarider og disakkarider såsom laktose eller sukrose nedbrydes til monosakkarider før de metaboliseres. Enzymet glykogen fosforylase nedbryder ligeledes det midlertidige energilager glykogen til glukose, når der er mangel på energi.

Glykolyse (anaerob)

Glukose metaboliseres primært gennem en meget vigtig og evolutionært basal reaktionsvej på ti trin, der kaldes glykolysen. Glykolysen nedbryder samlet set et molekyle glukose til to molekyler pyruvat, og resulterer samtidig i dannelsen af to molekyler ATP (ud fra ADP og Pi) og to molekyler NADH fra NAD+. Glykolysen kræver ikke i sig selv oxygen, men hvis der ikke er oxygen til stede er cellen nødt til at gendanne NAD+ ved en forgæring. I mennesker dannes der mælkesyre ved en sådan forgæring, hvorimod gær f.eks. kan danne ethanol og carbondioxid. Andre monosakkarider, f.eks. fruktose og galaktose, kan omdannes til nogle af de stoffer, der indgår i glykolysen og metaboliseres på den måde.

Aerob
I celler med tilstrækkeligt med oxygen, såsom de fleste celler i mennesker, metaboliseres det dannede pyruvat videre. Det omdannes irreversibelt til acetyl-CoA, og afgiver et carbonatom med affaldsproduktet CO2. Desuden dannes der endnu et molekyle NADH ud fra NAD+. De to molekyler acetyl-CoA fra et molekyle glukose indgår derefter i citronsyrecyklus, hvor de giver to molekyler ATP, seks molekyler NADH og to molekyler FADH2, hvorimod resten af carbonatomerne frigives som CO2. Det dannede NADH og FADH2 føres derpå ind i elektrontransportkædens enzymsystem, hvor elektronerne overføres en række gange og i sidste ende til oxygen. Energien herfra anvendes til at opbygge en gradient af protoner over en membran (den indre mitokondrielle membran i eukaryoter). Oxygen reduceres ved denne proces til vand, og de oprindelige elektronacceptorer NAD+ og FAD gendannes. Dette er årsagen til at mennesker og dyr indånder oxygen og udånder CO2. Den opbyggede protongradient anvendes til at danne ATP via enzymet ATP syntase. Ideelt set kan der på denne måde frembringes 28 molekyler ATP fra et molekyle glukose, udover de 4 fra glykolyse og citronsyrecyklus. Dette illustrerer hvordan der tydeligvis kan høstes meget mere energi ved at oxidere glukose fuldstændigt end ved nogen oxygen-uafhængig metabolisering, og dette menes at være årsagen til, at højere livsformer først opstod efter Jordens atmosfære fik et stort indhold af oxygen.

Glukoneogenese
Ved mangel på oxygen kan visse celler i stedet skifte til anaerobisk metabolisme, hvor glukose i stedet fermenteres (forgæres) til mælkesyre; det gælder f.eks. i menneskers skeletmuskulatur under hård fysisk træning. Den dannede mælkesyre føres til leveren, hvor glukose gendannes ved en proces kaldet glukoneogenese. Denne proces er næsten det modsatte af glykolyse, men der er visse forskelle. Glukoneogenese kræver op mod tre gange så meget energi for at gendanne glukose, som glykolysen giver ved at nedbryde glukose.

Proteiner
Proteiner er en anden vigtig stofgruppe, der omfattes af biokemien. Ligesom det er tilfældet for kulhydrater udfylder nogle proteiner primært strukturelle roller. Det er f.eks. bevægelse af de strukturelle proteiner actin og myosin, der fører til sammentrækning af muskler. En typisk egenskab som mange proteiner udviser, er evnen til at binde specifikt til et bestemt molekyle eller en gruppe af molekyler. Proteiner kan være ekstremt selektive med hensyn til det, som de binder til, og antistoffer er et godt eksempel. ELISA, en test der anvender antistoffer, er en af de mest følsomme instrumenter, der findes til at detektere biomolekyler. Den vigtigste type protein er dog nok enzymer. Stort set alle enzymer er proteiner, og disse bemærkelsesværdige molekyler er i stand til at genkende specifikke molekyler, kaldet substrater, og katalysere kemiske reaktioner mellem dem. Enzymer sænker de kemiske reaktioners aktiveringsenergi, hvilket kan øge en reaktions hastighed med så meget som en faktor 1011; en reaktion der normalt ville tage 3.000 år kan på denne måde forløbe på under et sekund med et enzym til at katalysere den. Enzymet selv forbruges ikke i processen, og det er i stand til at gentage reaktionen med et nyt sæt substrater utallige gange. Enzymers aktivitet kan reguleres på en række måder, hvilket tillader levende celler at kontrollere deres biokemi som helhed via enzymer.

Proteiner er basalt set kæder af aminosyrer. En aminosyre består af et carbonatom bundet til fire grupper. En af dem er en aminogruppe, den anden er en carboxylsyregruppe, den tredje er et hydrogenatom og den fjerde, der ofte benævnes R, er forskellig for hver aminosyre. Der er tyve aminosyrer, der som standard indgår i proteiner i stort set alt liv. Nogle af dem har, ud over at indgå i proteiner, funktioner i sig selv eller i modificeret form; for eksempel kan glutaminsyre fungere som en neurotransmitter.

Aminosyrer kan sættes sammen med en peptidbinding. Dannelsen af en peptidbinding er en kondensationsreaktion, hvor et vandmolekyle fjernes, og kvælstofatomet i den ene aminosyres aminogruppe bindes til carbonatomet i den anden aminosyres carboxylsyregruppe. Det dannede molekyle kaldes et dipeptid, hvorimod små kæder af aminosyrer (typisk op til ca. 30) kaldes peptider eller polypeptider. Længere kæder kaldes proteiner. Eksempelvis indeholder det vigtige plasmaprotein albumin 585 aminosyrerester. Når aminosyrer er bundet sammen af peptidbindinger omtales de som aminosyrerester, fordi nogle af atomerne fjernes når peptidbindingerne dannes.

Proteiners struktur beskrives traditionelt i et hierarki på fire niveauer. Proteiners primære struktur er den lineære sekvens af aminosyrer, f.eks. "methionin-glycin-valin-phenylalanin-glycin-... ". Proteiners sekundære struktur beskriver lokal morfologi, med specielle mønstre af sammenfoldning af aminosyrekæden; visse sekvenser vil folde sig til en skrueformm der kaldes en alfahelix, og andre sekvenser vil folde sig til en pladelignende struktur, der kaldes et betasheet. Proteiners tertiære struktur er hele aminosyrekædens tredimensionelle form og foldning, og bestemmes ligesom den sekundære struktur af aminosyresekvensen; en enkelt ændring kan ofte ændre hele strukturen markant. Et eksempel på det er, at ændring af en af de 146 aminosyrerester i hæmoglobins beta-kæde fra glutaminsyre til valin, ændrer proteinets opførsel så meget, at det medfører seglcelle-anæmi. Det sidste niveau af struktur er den kvaternære struktur, som angiver strukturen og formen af proteiner, der består af flere peptidkæder, der sætter sig sammen, som f.eks. hæmoglobin med dets fire subunits. Ikke alle proteiner har subunits, men det er ganske udbredt.

Når proteiner indtages, nedbrydes de til enkelte aminosyrer eller dipeptider i tyndtarmen, og optages. Derefter kan de sættes sammen til nye proteiner i kroppen. Diverse molekyler, der indgår i glykolysen, citronsyrecyklus og pentosefosfat-reaktionsvejen, kan bruges til at danne de tyve aminosyrer, der indgår i proteiner, og de fleste bakterier og planter har alle de enzymer, der skal til for at danne aminosyrerne på denne måde. Mennesker og andre pattedyr kan dog kun danne halvdelen af aminosyrerne selv; de kan ikke danne de essentielle aminosyrer, og er derfor nødt til at få disse aminosyrer gennem kosten.

Hvis aminogruppen fra en aminosyre fjernes, efterlades en såkaldt alfa-ketosyre. Transaminase-enzymer kan flytte aminogruppen fra en aminosyre (som bliver til en alfa-ketosyre) til en alfa-ketosyre (som bliver til en aminosyre). Dette er vigtigt i aminosyrers biosyntese, da mange af syntesevejene danner alfa-ketosyrer, der derefter modtager en aminogruppe og bliver til en færdig aminosyre.

En tilsvarende proces anvendes til at nedbryde proteiner. Proteinet hydrolyseres først til dets enkelte aminosyre. Fri ammoniak (NH3), der i blodet vil optræde som ammoniumioner (NH4+), er giftigt. Der kræves derfor en passende metode til at skaffe sig af med det. Forskellige strategier har udviklet sig i forskellige dyr, afhængig af dyrets behov. Encellede organismer udskiller blot ammoniakken i miljøet. På samme måde kan benfisk bare udskille ammoniak i vandet, hvor det hurtigt bliver fortyndet. Pattedyr omdanner ammoniakken til urea (urinstof), via en ureacyklus; dette stof er meget mindre giftigt, og kan derfor opbevares i koncentreret form i urinen, så dyret ikke behøver tisse så ofte. Fugle og mange krybdyr omdanner i stedet ammoniakken til urinsyre, der er uopløseligt i vand. For fugle betyder det, at de ikke behøver at opbevare kvælstofaffaldet opløst i vand, og at de derfor kan spare vandets vægt.

Lipider
Stofgruppen lipider omfatter en bred vifte af forskellige molekyler, og er til dels en uspecifik fællesbetegnelse for biologiske stoffer med lav opløselighed i vand, som bl.a. omfatter voks, fedtsyrer, fedtsyreafledte fosfolipider, sphingolipider, glykolipider og terpenoider (herunder steroider). Nogle lipider er lineære alifatiske molekyler, hvorimod andre indeholder ringstrukturer. Nogle er aromatiske, mens andre ikke er det. Nogle er fleksible molekyler, andre er rigide.

De fleste lipider har en vis grad af polære egenskaber, selvom de hovedsageligt er upolære. Det er typisk, at det meste af deres struktur er upolær, hvilket betyder at den del af molekylet har vanskeligt ved at interagere med polære opløsningsmidler, såsom vand. En anden del af stofferne er polær, og vil derfor have tendens til at holde sig til polære opløsningsmidler, såsom netop vand. Lipidernes indhold af både polære og upolære dele betyder, at de er amfifile (eller amfipatiske). Hvor stor de polære og upolære dele af molekylet er kan variere; i kolesterol er den polære del kun en enkelt hydroxylgruppe, hvorimod fosfolipider har væsentlig større og mere polære grupper.

Nukleinsyrer
Nukleinsyrer (eller kernesyrer) er komplekse biologiske makromolekyler med høj molekylvægt, der består af kæder af nukleotider. De anvendes til at overbringe genetisk information i alle levende organismer samt virus (der normalt ikke anses for levende). De vigtigste og langt mest almindeligt forekommende nukleinsyrer er deoxyribonukleinsyre (DNA) og ribonukleinsyre (RNA).

Nukleinsyrernes navn kommer af, at de typisk findes i størst mængde i cellekernen (nukleus). Nukleinsyrerne er biologiske polymerer, og de enkelte monomerer er nukleotider. Hver nukleotid består af tre dele; en kvælstofholdig heterocyklisk base (enten en purin eller en pyrimidin), en pentose-sukker, og en fosfatgruppe. Forskellige nukleinsyrer adskiller sig ved det sukkermolekyle, der indgår i kæden (f.eks. ribose i RNA), og ved, at der optræder forskellige baser i nukleotiderne. Adenin, cytosin og guanin optræder både i RNA og DNA, hvorimod thymin kun findes i DNA og uracil kun findes i RNA.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Bjerrum (født 1940)

Hvem er Niels Bjerrum (født 1940)?


Niels Janniksen Bjerrum (født 6. oktober 1940) er en dansk kemiker og professor i uorganisk- og materialekemi ved Institut for Energikonvertering og -lagring på DTU siden 1998. Han er søn af Jannik Bjerrum (1909-1992) barnebarn af Niels Bjerrum (1879-1958), der begge var kemikere.

Han er uddannet mag.scient. i kemi på Københavns Universitet i 1964. Han blev ansat på det daværende Danmarks Tekniske Højskole i 1966. I 1982 blev han dr.techn. på DTU og i 1989 blev han udnævnt som docent samme sted.

Han har især arbejdet med saltsmeltekemi og elektrokemi.

Han er medlem i både det Nationale Akademi for Videnskab i Ukraine (siden 1992) og Norges Tekniske Videnskabsakademi (siden 1995)]. Han har desuden modtager flere priser inden for kemi.

I 2014 modtog Bjerrum enerigforskningsprisen fra Energinet.dk på vegne af HotMEA Corsortium.

Niels Bjerrums amilie
Niels Bjerrum er søn af Jannik Bjerrum (1909-1992), der var professor i uorganisk kemi på Københavns Universitet. Hans lillebror Morten Jannik Bjerrum (født 1957) er professor i biouorganisk kemi på Kemisk Institut på Københavns Universitet], og deres farfar var kemikeren Niels Bjerrum (1897-1958), der var docent ved Københavns Universitet og professor på Landbohøjskolen.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Black

Hvilken betydning havde Joseph Black for kemien?


Læs mere under "Kemiens historie: Hvornår udvikledes den moderne kemi?"

Gå til index for siden


bly

Hvad er bly?


Bly er et grundstof med symbolet Pb (plumbum på latin) med atomnummer 82. Bly er et blødt og giftigt metal med en blå-hvid farve (frisk overskåret). Med tiden bliver farven matgrå, da metallet reagerer med luften.

Et menneske på 70 kg har ca. 120 mg bly i sig. Over halvdelen af verdensproduktionens bly kører rundt på landevejene; størstedelen findes nemlig i bilernes akkumulatorer. Udover dette bruger man bl.a. også bly til fremstilling af hagl (blyhagl blev forbudt i Danmark i 1996) og projektiler, og man kan finde bly i loddetin.

Bly har det næsthøjeste atomnummer af alle stabile grundstoffer, og mange tungere grundstoffer som f.eks. uran henfalder i sidste ende til bly. Dog har det næste grundstof, bismuth, en så lang halveringstid (længere end den antagne alder af universet), at man kan anse det for et stabilt grundstof. Ligesom kviksølv, som er et andet tungmetal, er bly en farlig nervegift, som gennem tiden ophobes i blødt væv og knogler.

Blyets historie
Bly er blevet brugt igennem tusindvis af år, fordi det er så udbredt, nemt at udvinde og nemt at bearbejde. I den tidlige bronzealder blev bly brugt sammen med antimon og arsen. I alkymi var bly anset for at være det ældste metal og var forbundet med planeten Saturn. Romerne brugte bly til at lave vandrør, hvilket måske var en af grundene til Romerrigets undergang. Blys grundstofsymbol er udledt af dets latinske navn plumbum, som betyder blødt metal. Oprindeligt hed bly plumbum nigrum, hvor tin blev kaldt plumbum canididum.

Bly har været anvendt til mærker på visse varer, bl.a. klæde, i form af plomber. Disse findes til tider i arkæologiske udgravninger og kan dokumentere handelsforbindelser. Elektricitetsmålere blev tidligere plomberet med blyplomber.

Blyplader anvendes til tagdækning, i dag fortrinsvis på gamle, blytækte kirker.

Blyforgiftning blev første gang dokumenteret i det gamle Rom, Grækenland og Kina. I det 20. århundrede er brugen af maling med bly reduceret til næsten ingenting på grund af faren for blyforgiftning, især for børn. I midten af 1980'erne fjernede man bly fra benzinen og erstattede det med methyl-tertiær-butylether (MTBE), hvilket reducerede blyudledningen i naturen meget.

Siden 2003, hvor man indførte det europæiske RoHS-direktiv, har brugen af bly (samt andre giftige kemikalier) været stærkt reduceret i elektronik. Bly-forbuddet i RoHS var dog det væsentligste, og RoHS bliver undertiden synonymiseret med blyfrit.

Forekomster af bly
Blymalm

Bly i form af metal forekommer i naturen, men det er meget sjældent. Man finder normalt bly i zink-, sølv- og kobbermalm, hvilket man så udvinder. Det vigtigste blymineral er blyglans (PbS), som indeholder 86,6% bly.

Blymalm (blyglans) finder man i nordøst- Wales. Det Northeast Wales Orefield er den vigtigste forekomst af bly og zink i Wales. På nationalt plan er det den næstvigtigste forekomst, kun overgået af North Pennine Orefield.

Sundhedseffekter ved bly
Bly er et giftigt metal, som kan skade nerveforbindelserne (især hos småbørn) og forårsage blod- og hjernelidelser. Blyacetat blev brugt i Romertiden som sødemiddel til vin og mange anser, at dette er grunden til, at mange af de romerske kejsere blev demente. Skadevirkningerne af blytilsætningen til benzin er ligeledes markante. Der kan for eksempel spores et ganske betragteligt fald i kriminaliteten som er associeret til stoppet for blytilsætningen til benzin.

Blyforurening af jorden er et udbredt problem. Udover at bly findes naturligt, kan jorden også blive forurenet af benzin med bly i, som er lækket ud af tanke gravet ned i jorden (tankstationer) eller for eksempel igennem spildevandet fra fabrikker.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


blyfri benzin

Hvad er blyfri benzin?


Blyfri benzin er den standardbenzin, som almindelige biler med benzinmotor bruger i dag. I Danmark sælges blyfri benzin med hhv. 92 og 95 oktan, og tidligere også 98 og 99 oktan. Den kaldes blyfri, fordi almindelig benzin tidligere var tilsat den blyholdige forbindelse tetraetylbly for at hæve oktantallet.

Oktantallet har betydning for hvor meget energi, der skal til for at antænde benzinen; jo højere oktantal, desto mere energi kræves der. F.eks har diesel et noget lavere oktantal end benzin og kan derfor antændes ved den friktionsenergi, som opstår, når stemplet bevæger sig op og ned i cylinderen. På grund af det højere oktantal kræves der en gnist til antænding af benzin, og jo højere oktantallet er, desto mere præcist kan antændingen styres.

Oktan 98 blyfri er tilsat et stof, som hedder MTBE (Methyl Tertiær Butyl Ether), som er skadeligt for miljøet. Derfor blev oktan 98 blyfri gradvis udfaset i Danmark efter 1. maj 2001, og forhandles i dag ikke længere på nogen danske tankstationer. De fleste biler er konstrueret til at køre på oktan 95.

Langt de fleste benzinbiler kan køre på blyfri benzin. Biler med katalysator må ikke køre på blyholdig benzin, da bly ødelægger katalysatorens funktion.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


blæk

Hvordan kan man fremstille blæk?


Fremstilling af rødt blæk: Fyld et glas (af drikkeglas-størrelse) halvt med vand, og opløs 2 gram eosin og et halvt gram gummi arabicum heri. Blækket hældes derefter på flaske.

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mereher.

Gå til index for siden


blåsyre

Hvad er blåsyre?


Blåsyre eller hydrogencyanid er en kemisk forbindelse, som har den kemiske formel HCN. Blåsyre er en farveløs, yderst giftig og flygtig substans, som har kogepunkt lige over stuetemperatur, ved 26 °C. Den har en svag duft af bitre mandler, som nogle mennesker ikke er i stand til at lugte. Blåsyre er en svag syre, som ioniseres i vand og danner cyanidioner, CN-. Salte af blåsyre kaldes cyanider. HCN er et vigtigt startmolekyle i syntesen af mange biologiske molekyler, som f.eks. polymerer og lægemidler.

Kemiske reaktioner af blåsyre
Cyanidioner kan adderes til ketoner, hvorved der dannes cyanohydriner. Denne reaktion foregår ved syntesen af aminosyrer, bl.a. den essentielle aminosyre methionin.

HCN kan også adderes til alkener, hvorved der dannes nitriller. Denne reaktion kaldes hydrocyanering.

Forekomst og anvendelse af blåsyre
Frugter der har kerner, såsom kirsebær, abrikoser, bittermandler og æbler, indeholder små mængder af cyanohydriner, som f.eks. mandelonitril, hvorfra der langsomt frigives blåsyre.

Blåsyre anvendes bl.a. til insektgifte (f.eks. Zyklon B), sprængstoffer, maling og, i USA ved udførelsen af dødsstraf i gaskammer.

Nogle tusindben frigiver blåsyre som forsvarsmekanisme ]. Dette er også tilfældet for nogle insekter. Der findes HCN i udstødnings-, tobaks- og brænderøg, og i røg fra afbrænding af kvælstof-holdige plasticforbindelser.

Anvendelse i kemisk krigsførelse af blåsyre
En blåsyrekoncentration på få hundrede ppm i luft vil slå et menneske ihjel i løbet af få minutter]. Giftigheden skyldes cyanidionen, der forhindrer den cellulære respiration. Mest kendt som middel i kemisk krigsførelse er blåsyre nok under navnet Zyklon B, der blev brugt af Hitlers nazi-regime til udryddelsen af jøder og andre politiske modstandere under 2. verdenskrig.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


blåsyre

Hvad er blåsyre?


Læs Kemiske stoffer: "Hvad er hydrogencyanid?"

Gå til index for siden


blåsyre

Hvad er blåsyre?


Læs "Cyanid: Hvad er cyanid?"

Gå til index for siden


Bohr

Hvilken betydning havde Niels Bohr for kemien?


Læs Atomet: "Hvad er Bohrs atommodel?"

Gå til index for siden


bor (grundstof)

Hvad er bor (grundstof)?


Bor (persisk: burah, dansk: ~ hvid) er det femte grundstof i det periodiske system, og har det kemiske symbol B.

Bor er et trivalent halvmetal, som forekommer i store mængder i mineraler af boraks og ulexit. Der eksisterer mange allotrope former af bor: amorft bor som er et brunt pulver, hvorimod krystallinsk bor er sort, og ekstremt hårdt (cirka 9,5 på Mohs skala), og en dårlig elektrisk leder ved stuetemperatur. Frit bor bruges som dopant (fortynder) i halvlederindustrien, og mange borforbindelser spiller en stor rolle i lette materialer, insekticider og konserveringsmidler, samt til kemisk syntese. Bor er et essentielt næringsstof for planter.

Forekomst og udvinding af bor
Bor er et forholdsvis sjældent grundstof og udgør kun 0,001 % af jordskorpen. Bor udvindes hovedsageligt fra boraks (borax), Na2B4O5(OH)4•8H2O, og kernit, Na2B4O5(OH)4•2H2O, og store aflejringer, som udvindes kommercielt, findes i Mojave-ørkenen i Californien, USA.

Ekstraktion af bor fra boraks gøres ved først at omdanne boraks til borsyre, B(OH)3 ved tilsætning af svovlsyre, som efterfølgende omdannes til oxidet B2O3 ved opvarmning. Oxidet kan da reduceres med magnesium hvilket giver frit bor, dog forholdsvis urent. Rent bor kan laves ved gasfase-reduktion af BBr3 med H2, eller pyrolyse af diboran, B2H6 eller BI3.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Borup Kemi

Hvad er Borup Kemi?


Borup Kemi er en dansk virksomhed, der producerer husholdningskemikalier og rengøringsmidler. Virksomheden er beliggende i Borup på Midtsjælland og blev etableret i 1908. I 2008 havde virksomheden 50 ansatte og en omsætning på 200 millioner kr. I gennemsnit har danske husholdninger tre produkter fra Borup Kemi, og firmaet eksporterer også til udlandet.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Bosch

Hvem er Carl Bosch?


Carl Bosch (27. august 1874 i Köln - 26. april 1940 i Heidelberg) var en tysk kemiker, ingeniør og modtager af Nobelprisen i kemi.(1) Han var en pioner inden for sit felt af industriel højtrykskemi og grundlægger af IG Farben, der på et tidspunkt var det største kemifirma i verden.

Opvækst og uddannelse af Carl Bosch
Bosch blev født Köln, Tyskland, som søn af en succesfuld gas og vvs-leverandør.(2) Hans onkle Robert Bosch var med til banebrydende udvikling af tændrøret. Carl studerede på den Tekniske Højskole i Charlottenburg (i dag Technische Universität Berlin) og Universität Leipzig fra 1892-1898, da han ville forsøge sig med en karriere inden for metallurgi eller kemi.

Karriere hos Carl Bosch
Bosch gik på Leipzigs Universitet, hvor han studerede under Johannes Wislicenus. Han fik en doktorgrad i 1898 for sin forskning i organisk kemi. Han fik et job på BASF i 1899, som på dette tidspunkt var Tysklands største kemi- og farvefirma. Fra 1909 til 1913 opskalerede han Fritz Habers metode til at fiksere nitrogen ved at bruge højtrykskemi, fra laboratorieskala til en vigtig industriel proces til at producere megatons gødning og sprængstoffer. Det fuldt udviklede system kaldes Haber-Bosch-processen. Han var opfinderen af denne proces. Hans opgave var få denne proces til at fungere i stor industriel skala. Han måtte konstruere en fabrik og apparatur, som fungerede under højt grastryk og høje temperaturer. Derudover var der flere andre udfordringer som at fremstille en sikker højovn, der fungerede under højt tryk, og at udvikle en billig og sikker måde til rense og forarbejde gassen. Da processen var færdig, var det muligt at producere store mængder ammoniak, som kunne bruges industrielt og i landbruget. Produktionen for hele verdens landbrug steg med den betydeligt lettere tilgang til ammoniak. Processen var til fremstilling af hydrogen i produktionsskala ved at lede en blanding af damp og vand over en katalysator ved høj temperatur. Efter 1. verdenskrig videreudviklede Bosch højtryksteknikker til produktion af syntetisk brændstof og methanol. I 1925 var Bosch en af grundlæggerne af IG Farben, som han også var den første direktør for, og fra 1935 var han formand. Han modtog Siemens-Ringen i 1924 for sit arbejde med anvendt forskning, og for sin støtte til grundforskning. I 1931 modtog han Nobelprisen i kemi for at introducere høtrykskemi. I dag er producerer Haber-Bosch processen 100 millioner tons nitrogengødning hvert år.(3)

Privatliv af Carl Bosch
Bosch, der var en kritiker af mange nazipolitikker, blev gradvist frataget sin høje stillinger, efter Hitler blev forbundskansler, og udviklede alkoholisme.(2) Han døde i Heidelberg d. 26. april 1940, hvor han også er begravet.

Eftermæle af Carl Bosch
Haber-Bosch processen bruger i dag mere en en procent af menneskehedens samlede energiproduktion og er ansvarlig for føde til omkring en tredjedel af verdens befolkning.(4) I gennemsnit kommer halvdelen af nitrogenen i menneskekroppen fra syntetisk fikserede nitrogenkilder, som er et produkt af Haber-Bosch processen.(5) Bosch var en ivrig samler af insekter, mineraler og ædelstene. Hans samling af meteoritter og andre mineraler var udlånt til Yale University og blev til sidst købt af Smithsonian Institution.(6)(7) Han var også amatørastronom med et veludstyret privat observatorium. Asteroiden 7414 Bosch er navngivet til hære for Bosch.(8)

Sammen med Fritz Haber blev Carl Bosch valgt som den The Most Popular Chemical Engineers Ever af TCE Magazines læsere.(9)

Haber-Bosch processen, der muligvis er den bedst kendte kemiske proces i verden, der fikserer nitrogen fra luften og omdanner den til ammoniak, spiller med i Den Grønne Revolution som har skabt fødegrundlag for verdens voksende befolkning.

Bosch vandt også utallige pricer inklusive et æresdoktorat på Techishule in Karlsruhe (1918), Gesellschaft Deutscher Chemikers Liebig Memorial Medal sammen med Bunsen Medal fra German Bunsen Society, Siemens Ringen og Golden Grashof Memorial medal fra VDI. I 1931 modtog han Nobelprisen i kemi for sine bidrag til opfindelse af kemiske højtryksprocesseor. Han modtog også Exner medaljen fra Austrian Trade Association og Carl Lueg Memorial Medal. Desuden var Bosch medlem af forskellige tyske og udenlandske kemiske selskaber, formand for Kaiser Wilhelm Society, som han blev præsident for i 1937.(11)

Referencer om Carl Bosch
(1) Carl Bosch - Biographical. Nobel Media AB. Hentet 2013-12-15.

(2) Hager, Thomas (2008). The alchemy of air. New York: Harmony Books. ISBN 978-0-307-35178-4. OCLC 191318130.

(3) "Carl Bosch (German chemist) ". Encyclopedia Britannica. Hentet 2013-12-15.

(4) Smil, Vaclav (2001). Enriching the earth. Cambridge, Mass.: MIT Press. OCLC 61678151.

(5) "Fixing the Nitrogen Fix ". Discovery - Can Chemistry Save The World?. 2011. BBC. Retrieved 2013-12-15.

(6) Wilson, Wendell E. (2013). "Carl Bosch (1874-1940) ". The Mineralogical Record. Hentet 2013-12-15.

(7) Servos, Kurt (1954). "Meteorites in the Carl Bosch Collection of Minerals Yale University ". Geochimica et Cosmochimica Acta 5 (6): 299-300. doi:10.1016/0016-7037(54)90037-X. Bibcode: 1954GeCoA...5..299S.Skabelon:Registration required

(8) Lehmann, Gerhard; Kandler, Jens; Knöfel, André (2004-10-27) (på german). Amateurastronomen am Sternenhimmel. Amateure am Sternenhimmel. Hentet 2013-12-15.

(9) Haber and Bosch named top chemical engineers. Institution of Chemical Engineers. 2011-02-21. Hentet 2013-12-15.

(10) Chemical engineers who changed the world. Institution of Chemical Engineers. March 2010. 2010 Entries: Feed the world. Arkiveret 2012-06-29.

(11) Famous Scientists - Carl Bosch. Tata Chemicals. Hentet 2013-12-15.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Boyle

Hvem er Robert Boyle?


Robert Boyle (25. januar 1626 - 30. december 1691) var en irsk-engelsk filosof, kemiker og fysiker. Han er mest kendt for at have fremsat Boyles lov. Selvom hans kemiske forskning havde rod i alkymien, regnes han ofte for den første moderne kemiker.

Han var søn af Richard Boyle, jarl af Cork og engelsk statsmand. Sin grunduddannelse modtog han på kostskolen Eton College, hvortil han blev sendt kun otte år gammel, og der efter på udenlandsrejser med sin franske tutor til Frankrig, Schweiz og Italien og opholdt sig blandt andet i Geneve og Firenze. Da han vendte tilbage til England i 1645 overtog han sin syge faders gods i Stalbridge, Dorset, samt nogle ejendomme i Irland, men Robert Boyle viede sit liv til forskningen. I 1654 slog han sig ned i Oxford, men i 1668 flyttede han til London og boede hos sin søster.

Robert Boyle som forsker
I London helligede han særligt sine kræfter til det i 1663 grundlagte Royal Society, i hvis skriftrække Philosophical Transactions en del af hans arbejder blev udgivne. Boyle anses som den, der har gjort kemien til en selvstændig videnskab; midt i en tid, da den fuldstændigt var i lægekunstens og metalforvandlingens tjeneste, angav Boyle klart og tydeligt kemiens mål og midler: fænomenernes forklaring ved teori, udelukkende bygget på eksperimenter og iagttagelser. Denne skarpe hævdelse af den eksperimentelle metode blev af afgørende betydning for kemiens videre udvikling.

Boyle fulgte selv nøje sit program og skaffede mangfoldige vigtige erfaringer på kemiens forskellige områder, men størst interesse har hans teoretiske betragtninger. Boyle vendte sig mod den aristoteliske og alkymistiske opfattelse af elementerne, hævdede i overensstemmelse med eftertidens opfattelse, at kun de efterviselige, ikke yderligere sønderdelelige bestanddele er at opfatte som elementer, og forudsagde opdagelsen af langt flere end de da kendte grundstoffer. Han viste, at en kemisk forbindelse opstår ved forening af to bestanddele, og at den har ganske andre egenskaber end disse hver for sig, skelnede altså klart mellem kemiske forbindelser og blandinger, og gav til forklaring af dannelse og sønderdeling af forbindelser en "korpuskularteori ", ifølge hvilken alle legemer består af uendeligt små dele; ved sammenlejring af disse, der indbyrdes tiltrækker hinanden, kommer den kemiske forbindelse i stand, men virker der på denne et andet stof, hvis smådele har større tiltrækning til en af bestanddelenes smådele, så sker en sønderdeling.

Boyle's talrige undersøgelser over stoffernes sammensætning blev grundlæggende for den analytiske kemi. Begreber som kemisk reaktion, reagens, indikator og analyse skyldes Boyle. Også spørgsmålet om forbrænding og lignende fænomener beskæftigede Boyle, uden at det dog lykkedes ham at give den rette forklaring, skønt han kendte den stedfindende vægtforøgelse, men hans eksperimenter var værdifulde for problemets senere tydning. Boyle's forsøg over luftarter førte ham til opstillingen af den vigtige lov, der fører hans navn (Boyle's lov).

Robert Boyle's forfatterskab
Robert Boyle's arbejde inden for naturvidenskab
1660 - New Experiments Physico-Mechanicall Touching the Spring of the Air and its Effects.

1661 - The Sceptical Chymist

1663 - Considerations touching the Usefulness of Experimental Natural Philosophy (2. del kom i 1671)

1663 - Experiments and Considerations upon Colours, with Observations on a Diamond that Shines in the Dark

1665 - New Experiments and Observations upon Cold

1666 - Hydrostatical Paradoxes

1666 - Origin of Forms and Qualities according to the Corpuscular Philosophy

1670 - tracts about the Cosmical Qualities of Things, the Temperature of the Subterraneal and Submarine Regions, the Bottom of the Sea, &c. with an Introduction to the History of Particular Qualities

1672 - Origin and Virtues of Gems

1674 - to bind af tracts on the Saitness of the Sea, the Hidden Qualities of the Air, Cold, Celestial Magnets, Animadversions on Hobbes's Problemata de Vacuo

1676 - Experiments and Notes about the Mechanical Origin or Production of Particular Qualities, including some notes on electricity and magnetism

1678 - Observations upon an artificial Substance that Shines without any Preceding Illustration

1680 - The Aerial Noctiluca

1682 - New Experiments and Observations upon the Icy Noctiluca

1684 - Memoirs for the Natural History of the Human Blood

1685 - Short Memoirs for the Natural Experimental History of Mineral Waters

1690 - Medicina Hydrostatica

1691 - Experimentae et Observationes Physicae.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Boyle

Hvilken betydning havde Robert Boyle for kemien?


Læs mere under "Kemiens historie: Hvornår udvikledes den moderne kemi?"

Gå til index for siden


brint

Hindenburg-ulykken?


Hindenburg var et tysk passager-­luftskib, der eksploderede i New Jersey i USA i 1937, da det forsøgte at lægge an til dets landingsmast. 13 passagerer, 22 besætningsmedlemmer og 1 mand på jorden blev dræbt.

Ulykken blev filmet - derfor gav det meget mere diskussion end tidligere ulykker med luftskibe (USS Akron i april 1933 med 73 døde, og ­det britiske R-101 i okt. 1930 med 48 døde).

Hindenburg var bygget med aluminium-legering i rammerne, der var 245 meter lange og 41 m i diameter (dvs. længere end tre Boeing-747 passagerfly ville fylde, placeret på række).

I ydersiden af Hindenburg-luftskibet var der placeret 16 store brintballoner. Designerne af luftskibet havde ønsket at bruge helium, som ikke kan brænde. Men USA, som stod for 80% af verdensproduktionen af ­helium, forbød eksport af helium ifølge en lov fra 1927, da der var opstået mangel på helium. Tyskerne var derfor nødt til at bruge brint, som kan brænde.

Yderlaget af luftskibet var af ­bomuld, og det var påført et lag plastagtig lak, der gjorde bomulden lufttæt. Man havde kommet aluminiumpulver i lakken som et maling-lag, der reflekterede sollyset og forhindrede, at solen (ved at opvarme brinten) fik brinten til at udvide sig og sive ud.

Desuden havde man lagt et lag jernoxid på ydersiden af luftskibets omgivende bomuldslag for at absorbere solens ultraviolette lys og forhindre, at UV-lyset ødelagde brintballonerne, der altså var lavet af bomuld.

Hindenburg var en type luftskibe, som man kaldte Zeppeliner. De krydsede regelmæssigt Atlanterhavet i 1920'erne. I 1929 fløj de rundt om Jorden på lidt over 3 uger.

Den 3. maj 1937 lettede Hindenburg fra Frankfurt i Tyskland og ankom 3 dage senere til Lakehurst, tæt ved New York. Den havde haft vinden imod sig og også tordenvejr undervejs, så den var kommet en halv dag senere frem end beregnet. Ved ankomsten kastede besætningen reb ud, som slæbtes hen ad jorden, og som folk på jorden greb fat i. Fire minutter efter brød Hindenburg i brand og faldt til jorden inden for et halvt minut.

Brinten antændtes, men man har diskuteret, hvad der faktisk startede branden. Man mener, at brintballon nr.4 var blevet utæt. Dens gas - samt gas der med vilje blev sluppet ud for at sænke luftskibet - blev antændt af ­statisk elektricitet, mente ulykkeskommissionen i 1937.

Brint er brændbar i luft, hvis det findes i en koncentration på fra 4% til 75%. Brint kan ligefrem eksplodere i luft, hvis det findes i bestemte forhold til luftens ilt. I processen, hvor hydrogen blev udledt via udledningsrørene, kan brinten være blevet udsat for en række forskellige koncentrationer, før det slap ud i toppen af luftskibet. Det ville kræve en temperatur på 700 grader Celsius at antænde brinten. Men ved farlige koncentrationer ville en eksplosions­udløsning kun kræve en energi­tilførsel som energien, der udløses, når man taber en blyant på 5 gram. Selve det forhold, at luftskibet havde bevæget sig gennem luften, kan - ved friktion - have medført opbygning af gnidningsenergi (triboelektrisk energi).

Bomuldsballonerne var adskilt fra rammen ved hjælp af ramie-naturfibre af en plante fra nældefamilien (Boehmerianivea), som er en af de stærkeste plantefibre, man kender. Men disse fibre er elektrisk isolerende, så en ­potentiale-forskel ville kunne opbygges mellem bomuldsballonerne og de aluminiumholdige rammer. En gnist herfra kunne have antændt brinten.

Da Hindenburg forulykkede var ­tyskerne i gang med at bygge et søster-luftskib. Man tilføjede bronze og grafit til både bomuldsballonerne og ramie-fibrene for at øge deres elektriske ledningsevne og nedsætte brændbarheden.

I øvrigt er det også blevet foreslået, at jernoxid tæt på aluminium kan have givet en kemisk varme­reaktion:

2Al::+::Fe2O3::=::Al2O3::+::2Fe

men denne teori lider af, at der ikke ­ville være nok jernoxid til at starte en ­sådan ­reaktion. [Fe2O3 er jern(III)oxid].

Ulykken blev filmet med sort/hvid film, og man ser, at der udsendes lys for eksplosionen. Det skyldes ikke brint (som brænder med en usynlig flamme), men rammen og bomuldstoffet brænder med lysudvikling.

En iagttager (Mark Heald fra Princeton Universitet) så et lys omkring luftskibet, som i så fald var sanktelmsild (Sankt Elms-ild, St Elmo's Fire), dvs. en vedvarende elektrisk gnist (­corona-lysudladning), hvilket er nærmest præcis det samme som lyset inde i et lysstofrør, hvor det bare kaldes neonlys. Det kan opstå, når høj elektrisk spænding påvirker en gas (dvs. en luftart), således at de elektrisk neutrale gaspartikler bliver til en plasma af positive ioner og negative elektroner. Når elektronerne så falder tilbage i nitrogen-atomerne og oxygen-atomerne, udsendes fotoner, der svarer til blåt og violet lys. Dette kan ses under tordenvejr, når der er en høj elektrisk spænding mellem tordenskyen og jord- ­eller vandoverfladen.

Spændingsforskellen bringer luftmolekylerne væk fra hinanden, så luftarten begynder at lyse. Skarpe ting kan gøre det lettere at fremkalde fænomenet (mastetoppe, lynafledere, antenner).

Sømænd antog det for at være et godt varsel, når de så det omkring toppen af masterne på deres sejlskib, hvor masten syntes at være omgivet af ild, men uden at brænde. - Det har i folketroen også været forbundet med varsler, både om lykkelige og ulykkelige begivenheder. Ifølge en myte (blandt flere myter) omkom den napolitanske skytshelgen Sankt Erasmus, der på flere sprog kaldes St.Elmo, under en storm til søs, og i sit dødsøjeblik lovede han, at han med lys skulle lede de søfarende ud af farlige situationer. Manden, som så Sankt Elms-ild på luftskibet, vidnede ikke for ulykkeskommissionen, som måske ellers var kommet til den konklusion, at dette var gnisten som ­antændte brinten.

Læs mere her.

De første brintballoner. Den første brint-fyldte ballon blev ­opfundet af Jacques Charles i 1783.

I 1852 opfandt Henri Giffard det første brint-løftede luftskib.

Ferdinand von Zeppelin, tysk officer og luftskibskonstruktør, var drivkraft bag ideen om luftskibe løftet af brint, "zeppelinere"; hvoraf den første havde sin jomfrurejse i 1900.

Regelmæssige ruteflyvninger med luftskibe startede i 1910. Ved udbruddet af 1. Verdenskrig i august 1914 havde de transporteret 35.000 passagerer uden en alvorlig hændelse. Brint-løftede luftskibe blev under krigen brugt som observationsplatforme og som bombefly.

Den første non-stop transatlantiske flyvning blev foretaget af det britiske luftskib R34 i 1919.

Gå til index for siden


brint

Hvad er brint?


Brint eller hydrogen (græsk hydor "vand " og genes "skaber ") er et grundstof med atomnummer 1 i det periodiske system.

Brint er luftformigt ved atmosfærisk tryk. Fri brint optræder som brintmolekyler, H2. Brint er brændbart. Brint kan også bruges som brændstof for f.eks. biler.

Brint H har tre kendte isotoper:

Det stabile protium ( "almindelig hydrogen ") (1H) med én nukleon; en proton.

Det stabile deuterium D (2H) med to nukleoner; en proton og en neutron. Kaldes også tung brint.

Det radioaktive tritium T (3H) med tre nukleoner; én proton og to neutroner. Kaldes supertung brint.

Brint er et af de få brændstoffer, der har højere brændværdi end olie og benzin, og det bruges derfor som raketbrændstof i bl.a. de amerikanske rumfærgers interne hovedmotorer. Brint indgår også som væsentlig bestanddel i de molekyler, som olie og benzin består af. Ved forbrænding af brint dannes vand.

Det er blevet anslået, at brint udgør omkring 3/4 af den kendte del af universets masse. På Jorden findes brint primært bundet til andre grundstoffer som i vand og organisk materiale. Der findes en lille smule fri brint i Jordens atmosfære (ca. 1 ppm efter volumen). Fri brint fremstilles bl.a. ved elektrolyse af vand.

Det danske navn brint er dannet i 1814 af H.C. Ørsted af ordet brænde, ældre og dial. også brinne (sammenlign ilt). Tidligere blev det kaldt vandstof, der ligesom tysk Wasserstoff er en direkte oversættelse af det græsk-latinske hydrogenium.

Brintatomet
Brintatomet er det simpleste af alle atomer og har derfor spillet en nøglerolle i atomfysikkens udvikling.

Brintatomet består af en proton og en elektron. Brintatomets kappe rummer altså kun én eneste elektron - større atomer indeholder flere elektroner, hvilket komplicerer den fysiske beskrivelse betydeligt. Brintatomets kerne kan udover protonen indeholde op til to neutroner, men deres eventuelle tilstedeværelse ændrer kun brintatomets egenskaber marginalt.

Brintatomet holdes sammen af den elektriske tiltrækning mellem den positivt ladede proton og den negativt ladede elektron. Størrelsen af den tiltrækkende kraft er givet ved Coulombs lov. Da elektronen er næsten 2000 gange lettere end protonen, kan man med god tilnærmelse antage, at protonen ligger stille, eller rettere at elektronen følger protonen i den bevægelse, som brintatomet som helhed måtte udføre. Problemet er altså at bestemme, hvordan elektronen bevæger sig i forhold til kernen. Brintatomets stabilitet er imidlertid uforklarlig, hvis man holder sig inden for rammerne af den klassiske elektromagnetisme. I planetmodellen for brintatomet antages elektronen at udføre en jævn cirkelbevægelse om kernen, men da accelerationen i en sådan bevægelse er forskellig fra nul, ville elektronen udsende elektromagnetisk stråling og gradvis spiralere ind i kernen.

Bohrs model for brintatomet
Visualisering af elektronskyen om brintatomets kerne. Brintatomet har diskrete energiniveauer (voksende nedefter: n = 1, 2, 3,...). Elektronens impulsmoment er også kvantiseret (voksende mod højre: s, p, d,...). Lyse områder svarer til stor sandsynlighedstæthed.

Niels Bohr løste problemet i 1913 ved at gøre nogle kvantiseringsantagelser. Ifølge Bohrs atommodel kan brintatomet kun befinde sig i såkaldt stationære tilstande svarende til et diskret sæt af energiniveauer. Man kan beregne energien i den n'te stationære tilstand vha. formlen E_n = -\frac{E_0}{n^2}, hvor E_0 er lig 13,6 elektronvolt (eV), og n er et naturligt tal. Heraf følger bl.a. at brintatomets energi i grundtilstanden svarende til n = 1 er -13,6 eV. Man skal altså tilføre brintatomet 13,6 eV for at ionisere det.

I hver af de stationære tilstande antager den gennemsnitlige afstand fra elektronen til kernen en bestemt værdi. Man kan beregne brintatomets radius i den n'te tilstand vha. en formel. I grundtilstanden (n = 1) er den gennemsnitlige afstand fra elektronen til kernen 0,529 Å.

Ikke alene energien er kvantiseret, elektronens impulsmoment er det også. Impulsmomentet har betydning for, hvor man kan forvente at antræffe elektronen, hvis man foretager en måling af dens position.

Brintatomets linjespektrum
Bohrs atommodel forudsiger korrekt bølgelængderne af det lys, som findes i brintatomets linjespektrum.

Til hver værdi af "m " svarer en serie af spektrallinjer opkaldt efter fysikere som har ydet bidrag til spektralanalysen:

(m) (Serie) (Karakteristik)
1 Lymans alle ultraviolette
2 Balmer overvejende synlige
3 Paschen alle infrarøde
4 Brackett alle infrarøde
5 Pfund alle infrarøde.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


brintoverilte

Hvad er brintoverilte?


Brintoverilte (H2O2, hydrogenperoxid) er den simpleste peroxid (stoffer med oxygen-oxygen enkeltbinding) og en stærk oxidant. I ren form er stoffet en farveløs væske med en smule højere viskositet end vand. I opløsning er det også farveløst. Grundet hydrogenperoxids oxidative egenskaber bruges det ofte som blegemiddel og til rensning samt som iltningsmiddel til bl. a. raketmotorer.

Celler, der benytter sig af oxidativ respiration, producerer hydrogenperoxid som et biprodukt. Stoffet er imidlertid cytotoxisk og afskaffes derfor vha. enzymet katalase, der nedbryder stoffet til vand (H2O) og oxygen (O2).

Brintoverilte har historisk været brugt til at disinficere sår, men det menes nu, at det paradoksalt hæmmer helingen. Der er folk, der påstår, at opløst brintoverilte kan tages oralt og intravenøst med gavnlig effekt på behandling af sygdomme - herunder kræft. Disse påstande har dog vist sig forkerte og farlige at følge, og det er tilmed ulovligt at tage brintoverilte oralt eller intravenøst i visse lande.

Nedbrydning - brintoverilte
2 H2O2 -> 2 H2O + O2

Denne proces er termodynamisk favorabel og har en standard-entalpiændring (delta)Ho på -98.2 kJ•mol-1 og en entropiændring (delta)S på 70.5 J•mol-1•K-1.

Brintoverilte til fremdriftsmiddel
Brintoverilte benyttes ofte til fremdrift af torpedoer fra undervandsbåde. Det menes, at en eksplosion i en torpedo på ubåden K-141 Kursk var årsag til, at den sank.

Brintoverilte blev brugt som iltningsmiddel til undervandsbåde med Walther-turbiner udviklet i Tyskland under 2. Verdenskrig. Disse var uafhængige af atmosfærisk luft.

Brintoveriltens historie
Hydrogenperoxid blev først isoleret i 1818 af Louis Jacques Thénard; han lod bariumperoxid reagere med salpetersyre. En forbedret version af denne proces anvender saltsyre, efterfulgt af svovlsyre for at udfælde bariumchlorid-biproduktet.

Husholdningsanvendelse af brintoverilte
Hårblegning

Tandblegning (frarådes af eksperter, da det bevirker, at emalien bliver porøs.)

Ved kontakt med menneskelig hud opstår en kortvarig (~30-60 minutter lang), intens blegning af huden på grund af kapillær embolisme.

Desinfektion ved hjælp af brintoverilte
Af sår (i svage opløsninger)(OBS vær opmærksom på cytotoxisk effekt.)
Af halsen ved halsbetændelse
Af kontaktlinser

Kemiske egenskaber hos brintoverilte
Hydrogenperoxid er en kraftig oxidant. Det overgås dog af fluor, hydroxylradikalen og ozon, men er kraftigere end kaliumpermanganat, klorin, klorindioxid m.fl.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


bromthymolblåt

Hvad er bromthymolblåt?


Bromthymolblåt, (BTB), er et reagens, der fungerer som pH-indikator. I vandig opløsning har reagenset et omslagspunkt ved pH på 6,0-7,6. Farven af bromthymolblåt i en opløsning er afhængig af opløsningens pH. En sur opløsning der indeholder bromthymolblåt er gul, hvorimod en tilsvarende basisk opløsning er blå.

Bromthymolblåt kan bl.a. anvendes til at bestemme tilstedeværelsen af kulsyre i opløsninger.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


bronze

Hvad er bronze?


Bronze er legering af kobber og tin.

Messing er en legering af kobber og zink [en blanding af to eller flere metaller kaldes en legering, og legeringen har typisk helt andre egenskaber end de metaller, den er dannet af].

Amalgamer er legeringer med kviksølv.

Læs mere her.

Gå til index for siden


brunsten

Hvad er brunsten?


Brunsten er mangan(IV)oxid (MnO2), og et brunt farvestof, der har været brugt som maling af mennesker i 17.000 år og indgår i en tidlig type elektrisk batteri; brunstensbatteriet.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


bruttoformel

Hvad er en bruttoformel?


En bruttoformel er i kemien den formel, der beskriver et molekyles sammensætning af forskellige atomer. Hvis der er flere ens atomer, angiver n antallet af atomer i X(n). I en bruttoformel anvender man atomernes symboler. Fx er Helium = He.

Oftest er en bruttoformel dog sammensat af flere atomer. Et eksempel herpå kunne være saltet Na2CO3 ( Natriumcarbonat ). Bruttoformlen skal læses sådan, at saltet er sammensat af to natrium-atomer (Na), et carbon-atom (C) og 3 ilt-atomer (O). Mere kompliceret er for eksempel saltet Ca3(PO4)2 (calciumphosphat). Det lille tal uden for parentesen skal multipliceres med tallene inden i parentesen, således at molekylet består af 3 calcium-atomer, 2 phosphor-atomer og 8 ilt-atomer (O).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


brændværdi

Hvad er brændværdi?


Brændværdi defineres som den varme, der frigøres ved fuldstændig forbrænding af en enhed af et brændbart stof.

Som en enhed for hvor meget kemisk energi et stof indeholder bruger man størrelsen brændværdi. Brændværdien af et stof er den energimængde, der frigives ved forbrænding af 1 kg af stoffet. Det er normalt den kalorimetriske brændværdi eller øvre brændværdi, der tales om:

Øvre brændværdi, kalorimetrisk brændværdi
Den øvre brændværdi (eng: heat of combustion) angiver den (totale) kemiske energi i et stof per afbrændt mængde. Den kaldes også kalorimetrisk brændværdi, da den typisk bestemmes med kalorimeter.

Nedre brændværdi
Ved forbrænding frigives ofte energiholdig vanddamp, der ikke altid udnyttes. Den nedre brændværdi beregnes kun på grundlag af nyttevarmen (det der ikke tabes i dampen), og den nedre brændværdi er derfor altid mindre end den øvre brændværdi. I en traditionel gaskedel forlader vanddampen netop systemet uudnyttet, hvorimod en kondenserende kedel også udnytter en del af energien i vanddampen ved at lade den kondensere, hvorved fortætningsvarme frigives.

Fysiologisk brændværdi
Uddybende Uddybende artikel: Fysiologisk brændværdi

Fysiologisk brændværdi er et mål for, hvor meget energi en bestemt mængde af en fødevare bidrager med i det menneskelige legeme til opvarmning og vedligeholdelse af væv. Der tages hensyn til, at en del af energien i kosten ender uudnyttet i afføring og urin. En fødevares fysiologiske brændværdi er altid mindre end dens kalorimetriske brændværdi, idet energiholdige stoffer udskilles i afføring og urin.

Brændværdi for almindelige brændstoffer og brændsler

Øvre brændværdier (1)

Brændstof eller brændsel MJ/kg BTU/lb kJ/mol

Hydrogen (brint) 141,79 61.000 286
Propan 50,35 --- 2,219
Butan 49,51 20.900 2,800
Benzin 42,7 20.400 ---
Dieselolie 44,8 19.300 ---
Metan 55,49 --- ---
Stenkul 31,4 13.500
Ethanol 29,7 12.800 1,300
Bygas, koks, trækul 29,3 --- ---
Tørv 14,0 --- ---
Træ 19 --- ---
Sortkrudt 2,9 --- ---

Kildehenvisning

Natlex: List med nedre brændværdier.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


buffer (kemi)

Hvad er buffer (kemi)?


En buffer (puffer) i kemiens verden er en blanding af en syre og dens korresponderende (matchende) base, som modstår pH-ændringer.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


burette

Hvad er burette?


En burette er en beholder for flydende reagenser udformet som et smalt rør, med en skala inddelt i f.eks. milliliter, og en studs eller "hane " i bunden hvor små, nøje afmålte mængder (rumfang) af indholdet kan tappes.

Skalaen starter almindeligvis med 0 milliliter øverst, og med stigende mængder angivet ned ad skalaen: Ved at fylde buretten helt op til 0-mærket opnår man, at det tappede rumfang kan aflæses direkte på skalaen. På grund af kapillærkrafter dannes der en menisk. Den korrekte mængde aflæses med menisken i øjenhøjde (hvilket eliminerer parallakse-fejl) og ved midten af minisken, hvilket vel sige i toppen af en konveks menisk, og bunden af en konkav menisk.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Butenandt

Hvem er Adolf Butenandt?


Adolf Friedrich Johann Butenandt (24. marts 1903 i Bremerhaven - 18. januar 1995 i München) var en tysk biokemiker. Sammen med Leopold Ružicka modtog han i 1939 Nobelprisen i kemi for deres "arbejde med kønshormoner ". Han afviste i første omgang prisen i overensstemmelse med sin regerings politik, men accepterede den i 1949 efter anden verdenskrig.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


calcium

Hvad er calcium?


Calcium (af calcis; det latinske ord for kalk) er det 20. grundstof i det periodiske system, og har det kemiske symbol Ca: Under normale temperatur- og trykforhold optræder dette jordalkalimetal som et gråligt metal der er blødere end bly.

Kemiske egenskaber af calcium
Calcium har en karakteristisk orangerød farve i en flammeprøvetest.

Calcium er et reaktionsvilligt metal, som angribes af både ilten og kvælstoffet i den atmosfæriske luft og derved danner henholdsvis calciumoxid og calciumnitrid. Det reagerer også med vand, under dannelse af gasformig brint samt calciumhydroxid.

Calcium brænder med en karakteristisk rødorange flamme som kan "afsløre " stoffet i en flammeprøve, men derudover kan man påvise kationer af calcium, strontium og barium ved hjælp af f.eks. svovlsyre: Calcium danner et hvidt bundfald der ikke opløses i den sure blanding.

Forekomst og udvinding af calcium
Calcium indtager femtepladsen på en liste over de mest udbredte grundstoffer i Jordens skorpe. På grund af dets reaktionsvillighed findes calcium ikke i fri, metallisk form i naturen, men altid i kemiske forbindelser med andre stoffer, f.eks. som kalksten, gips og fluorit. Verdens største krystaller findes i form af calciumsulfat i Cueva de los Cristales eller Crystal Cave of the Giants, en hule under Chihuahua-ørknen i Mexico(1)

Rent, metallisk calcium udvindes ved elektrolyse af smeltet calciumfluorid, om end andre calciumholdige salte også kunne bruges. Man kan også isolere calcium ved at reducere et kaliumsalt med et mere reaktionsvilligt metal, f.eks. strontium, men behovet for det rene, mere reaktionsvillige metal gør denne metode økonomisk urentabel.

Tekniske anvendelser af calcium
Calcium bruges til at reducere mineraler der indeholder metaller som uran, vanadium, zirconium og thorium, til de rene metaller, og til at fjerne oxider, svovl og kulstof fra legeringer med blandt andet jern. Calcium indgår desuden i legeringer med aluminium, beryllium, kobber, bly og magnesium, og som en kemisk bestanddel af cement og mørtel. I fyrværkeri giver calciumsalte anledning til orange farver.

Calcium-anvendelsens historie
Eksistensen af calcium har været kendt siden det 1. århundrede, hvor romerne fremstillede kalk i form af calciumoxid, men først i 1808 lykkedes det Sir Humphry Davy at isolere metallisk calcium ved elektrolyse af en blanding af calciumoxid og kviksølvoxid. Han havde hørt at Berzelius og Pontin havde haft held til at skabe et calcium-holdigt amalgam ved hjælp elektrolyse, så han prøvede selv metoden i sit forsøg på at isolere rent calcium.

Calcium i biologien
Calcium er essentielt for alle levende organismer; mange dyrearter indeholder mere calcium end noget andet metal. Stoffet spiller en rolle for transmissionen af impulser i nerverne, reguleringen af hjerterytmen, blodets størkning, musklernes sammentrækning samt cellernes væskebalance, og det er en væsentlig "byggesten " i knogler og tænder. Man har desuden fundet ud af at calcium spiller en rolle i produktionen af lymfevæske.

Derfor har levende væsener brug for et vist kvantum calciumforbindelser i deres føde. Hos mennesker er optagelsen af calcium afhængig af tilstedeværelsen af C- og D-vitaminer. Et utilstrækkeligt optag af calcium hæmmer dannelsen af ben og tænder, hvorimod for meget calcium giver anledning til nyresten - dette kan dog modvirkes med B6-vitamin og magnesium. Behovet er størst i perioder hvor organismen er i vækst; i barndommen og under graviditet.

Mejeriprodukter som mælk og ost er velkendte kilder til calcium i kosten, men også visse grøntsager som grønkål og broccoli, samt tang og nødder og frø som f.eks. mandler og sesamfrø er rige på calcium.

Calcium og ernæring
Mange tror, at vi kun har brug for kalcium, mens vi er børn og knoglerne vokser, men knoglevævet er faktisk levende væv med blodtilførsel og nerver. Der sker en konstant nedbrydning og genopbygning af knoglevævet gennem hele livet(2) - derfor er det så vigtigt, at vi får en løbende tilførsel af kalcium. Faktisk fornyes ca. 10 % af knoglerne hvert år - og derfor er det vigtigt livet igennem at få nok kalcium, protein og andre vigtige stoffer igennem det vi spiser og drikker(3).

Isotoper af calcium
Calcium har fire stabile isotoper; 40Ca, 42Ca, 43Ca og 44Ca, samt to radioaktive isotoper, 46Ca og 48Ca, med så lange halveringstider at de i praksis kan betegnes som stabile. Naturligt forekommende calcium består for 97 procents vedkommende af isotopen 40Ca.

Eksterne links og henvisninger
(1) National Geographic, 2008. Crystal Cave of the Giants

(2) Byrd-Bredbenner C, Berning J ,Beshgetoor D, Moe G. (2009). Wardlaw's Perspectives in Nutrition (8th ed). McGraw Hill

(3) Mader, S. (2010) Human Biology, (11th ed.) © The McGraw-Hill Corporation.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


calcium i flammetest

Hvordan er calciums farve i en flammetest?


Læs Flammetest: "Hvad er en flammetest?".

Gå til index for siden


calciumcarbonat

Hvad er calciumcarbonat?


Calciumcarbonat, der har sumformlen:CaCO3, er den kemiske betegnelse for en gruppe af velkendte, mineralske stoffer. De omtales - alt efter dannelsesforhold og anvendelse - som marmor (metamorf bjergart), kalksten (sedimentær bjergart), dolomit (CaMg(CO3)2), kridt eller jordbrugskalk.

En usædvanlig form for calciumcarbonat er ikait, der indeholder krystalvand, CaCO3 • 6 H2O. Ikait er kun stabilt under 6 grader C og kendes derfor kun som Ikkasøjlerne på bunden af Ikkafjorden i Grønland.

Inden for jordbruget er det carbonatet, der er mest interessant, og det skyldes kulsyrens særlige ioniseringsforhold, som medfører, at alle carbonater har basevirkning i vandig opløsning og under fri luftadgang. Derfor bruges stoffet (gerne i form af såkaldt "100% calciumcarbonat ") som jordforbedringsmiddel overalt, hvor man ønsker at fjerne syre fra jorden.

Havlevende dyr og planter danner skaller, exoskeletter og andre hårde dele af calciumcarbonat, men med havenes forsuring ændres de havlevende dyrs og planters evne til at danne og bevare de hårde dele af calciumcarbonat. Siden starten af industrialiseringen har havenes pH, surhedsgrad, ændret sig drastisk. Dyr og planter der er berørt af forsuringen er kalkflagellater (nanoplankton), koraller, foraminiferer, pighuder, krebsdyr og bløddyr.

Calciumcarbonat som sediment og kalk udgør et enormt kulstof-reservoir i lithosfæren, ifølge IPCC anstlået til 66.000.000-100.000.000 GtC (giga ton carbon)

Ved subduktion af oceanplader under kontinentalplader føres sediment og kalk ned i varmere zoner i asthenosfæren og mesosfæren og undergår derved en spaltning til kuldioxid, der giver anledning til eksplosive vulkanudbrud, som det skete med Mount St. Helens i det vestlige USA i 1980.Calciumcarbonat, der har sumformlen:CaCO3, er den kemiske betegnelse for en gruppe af velkendte, mineralske stoffer. De omtales - alt efter dannelsesforhold og anvendelse - som marmor (metamorf bjergart), kalksten (sedimentær bjergart), dolomit (CaMg(CO3)2), kridt eller jordbrugskalk. En usædvanlig form for calciumcarbonat er ikait, der indeholder krystalvand, CaCO3 • 6 H2O. Ikait er kun stabilt under 6 grader C og kendes derfor kun som Ikkasøjlerne på bunden af Ikkafjorden i Grønland.

Inden for jordbruget er det carbonatet, der er mest interessant, og det skyldes kulsyrens særlige ioniseringsforhold, som medfører, at alle carbonater har basevirkning i vandig opløsning og under fri luftadgang. Derfor bruges stoffet (gerne i form af såkaldt "100% calciumcarbonat ") som jordforbedringsmiddel overalt, hvor man ønsker at fjerne syre fra jorden.

Havlevende dyr og planter danner skaller, exoskeletter og andre hårde dele af calciumcarbonat, men med havenes forsuring ændres de havlevende dyrs og planters evne til at danne og bevare de hårde dele af calciumcarbonat. Siden starten af industrialiseringen har havenes pH, surhedsgrad, ændret sig drastisk. Dyr og planter der er berørt af forsuringen er kalkflagellater (nanoplankton), koraller, foraminiferer, pighuder, krebsdyr og bløddyr.

Calciumcarbonat som sediment og kalk udgør et enormt kulstof-reservoir i lithosfæren, ifølge IPCC anstlået til 66.000.000-100.000.000 GtC (giga ton carbon)

Ved subduktion af oceanplader under kontinentalplader føres sediment og kalk ned i varmere zoner i asthenosfæren og mesosfæren og undergår derved en spaltning til kuldioxid, der giver anledning til eksplosive vulkanudbrud, som det skete med Mount St. Helens i det vestlige USA i 1980.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


calciumhypochlorit

Hvad er calciumhypochlorit?


Kalciumhypoklorit eller calciumhypochlorit, Ca(ClO)2, er et stærkt oxidationmiddel og er den aktive substans i blegepulver. Det anvendes bl.a. til desinfektion af drikkevand og svømmebassiner.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


calciumilte

Hvordan kan man fremstille kalkvand?


Læs: Kemiske stoffer: "Hvordan kan man fremstille kalkvand?".

Gå til index for siden


calciumoxid

Hvad er calciumoxid?


Calciumoxid eller kalciumoxid har sumformlen: CaO. Det er i ren form, ved stuetemperatur, et fast materiale; f.eks. et hvidt pulver. Det er ætsende og basisk. Det meste kommercielle kalciumoxid dannes ved kraftig opvarmning af kalk (kalksten). Kalksten består hovedsageligt af CaCO3 og under opvarmningen ændres kalk kemisk: CaCO3 -> CaO + CO2. Der er også mange andre stoffer i restmaterialet, men stofblandingen kaldes brændt kalk efter hovedingrediensen kalciumoxid. Opvarmningen af kalksten (CaCO3; mineralnavn: kalcit) foregår i en ovn. Den kemiske ændring af kalksten sker ved at varme til over 825°C, og er en endoterm kemisk proces kaldet calcination eller lidt misvisende kalk-brænding, for at frigøre et molekyle af carbondioxid (CO2); hvilket efterlader CaO, altså calciumoxid (kalciumoxid). Denne proces er reversibel, da den brændte kalk (hovedsageligt CaO) begynder at reagere med CO2 fra luften lige så snart den er afkølet. Efter lang tid vil CaO, i fri luft, blive omdannet til CaCO3. På grund af at brændt kalk er blevet dannet ud fra kalksten indeholder det, der kaldes brændt kalk, også magnesiumoxid, siliciumoxid og små mængder aluminiumoxid og jernoxid.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


calciumsulfat

Hvordan laves gipsafstøbninger?


Læs Kemiske stoffer: "Hvordan laves gipsafstøbninger".

Gå til index for siden


capsaicin

Hvad er capsaicin?


Capsaicin er en kemisk forbindelse, der findes naturligt i mange plantearter i Capsicum slægten. Arter i denne slægt omfatter de forskellige slags chili samt peberfrugter. Capsaicin er den forbindelse som giver disse frugter den stærke eller skarpe smag.

Capsaicin tilhører en gruppe af alkaloider, der kaldes capsaicinoider. Andre mindre hyppige medlemmer af denne gruppe er dihydrocapsaicin, nordihydrocapsaicin, homocapsaicin og homodihydrocapsaicin. Kemisk set er capsaicin et amid som indeholder en kemisk gruppe der minder om strukturen af vanillin, og capsaicin kaldes derfor også et vanilloid. Capsaicin er, med en Scoville-værdi på 15.000.000 det mest potente af capsaicinoiderne.

Virkning af capsaicin
Capsaicin virker ved at binde sig til receptorer og nerveender på de neuroner, som kommunikerer signaler om irritation og smerte til centralnervesystemet, de såkaldte nociceptorer. Capsaicin binder specifikt til et overflademolekyle, der kaldes vanilloid receptor 1 (VR1).

Når capsaicin binder til nociceptorerne udløses et inflammatorisk respons, og kroppen vil forsøge at modvirke dette ved forskellige kølemekanismer (øget svedproduktion og blodgennemstrømning i huden). Lige efter man har indtaget en mundfuld som indeholder meget capsaicin (er meget stærkt) bliver munden ekstra følsom over for andre påvirkninger såsom høje temperaturer, berøring og tilstedeværelsen af andre stoffer som kan irritere nervecellerne, eksempelvis syre, salt eller alkohol. Denne tilstand kaldes hyperalgesi, og er grunden til at f.eks. en portion rygende varm chili con carne smager meget stærkere end en tilsvarende kold portion. Hyperalgesi er en kortvarig, midlertidig tilstand, som typisk forsvinder igen efter kort tid (10-20 min).

Udover den kortvarige effekt ses også en længerevarende effekt, hvor man ved gentagen påvirkning bliver mindre følsom overfor capsaicin. Det er derfor personer som ofte spiser mad, der inderholder meget chili, kan spise større mængder end de, der kun spiser det lejlighedsvis.

Lindring af forbrænding med capsaicin
Den bedste lindring mod den brændende fornemmelse af capsaicin i munden er at drikke noget koldt, og så ellers vente på at virkningen fortager sig. Capsaicin er meget lidt opløseligt i vand, men til gengæld letopløseligt i fedt. Derfor kan man dæmpe effekten af capsaicin ved at spise eller drikke noget fedtholdigt, som f.eks. mælk, hvilket blev påvist i 91. episode af MythBusters.(1)

Capsaicin som lægemiddel
Capsaicin irriterer huden, hvorved blodgennemstrømningen øges. Herved opnås en muskelafslappende effekt, og capsaicin er derfor forsøgt anvendt i salver mod f.eks. gigtsmerter. Der er også set god effekt ved neurogene smerter og neuralgi. Jalapeno-peber eller chili kan måske kurere kræft. Britiske forskere har fundet ud af, hvordan stærk mad kan slå kræftceller ihjel. Forskergruppen fra Nottingham University har udtaget stoffet capsaicin fra jalapeno-peber. De har vist at Capsaicin sætter kræftcelledøden i gang ved at angribe mitochondrier, som er det sted i celler, hvorfra cellerne producerer deres energi. Forskerne håber, at flere medikamenter mod kræft kan udvikles ved brug af capsaicin. Capsaicin blev testet på kulturer af menneskelig lungekræft og kræftceller fra bugspytkirtlen med positive resultater.(2)

Eksterne kilder/henvisninger om capsaicin
(1) MythBusters episode 91 http://mythbustersresults.com/episode91

(2) Dr. Timothy Bates ifølge BBC: http://news.bbc.co.uk/2/hi/health/6244715.stm.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


carbamat

Hvad er carbamat?


Carbamat er et kemisk molekyle som indeholder en ester gruppe og en amin. Carbamat dannes ved at en amin reagerer med CO2. De er ikke så reaktive, idet elektronparret fra aminen og oxygen (ikke carbonylen) konkurrerer om at danne en dobbeltbinding til kulstofatomet og danne en oxoanion ved carbonylen.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


carbamid

Hvad er carbamid?


Carbamid kaldes også urinstof eller urea og er en organisk kvælstofforbindelse, som kemisk set er et amid med formlen (NH2)2CO. Urea er et affaldsprodukt fra nedbrydning af proteiner(kvælstofstofskifte). Det udskilles i opløst form med urinen. Deraf det ældre navn "urinstof ".
Læs mere: Her
Gå til index for siden


carbon

Hvad er aktivt kul?


Kulstoffets adsorberende egenskab. Da kulstof har en stor evne til at adsorbere (binde til andre stoffer) bruges det til rensning af væsker. "Medicinsk kul" eller "aktivt kul" (kul-tabletter) kan binde visse typer af giftstoffer, som en person har indtaget, så de kan bringes ud af kroppen igen.

Aktivt kul / medicinsk kul er behandlet på et særlig måde, så det er særlig porøst. Sådanne kultyper kan adsorbere luftarter og bruges i gasmasker.

I et forsøg kan man komme et par dråber ammoniakvand i en stor flaske med prop. Flasken vil blive fyldt med ammoniak - det stikker i næsen, når man lugter til flasken (når man i kemiske forsøg skal lugte til noget, bør man ikke stikke næsen ned til det, men vifte med hånden over beholderen, så man kan styre det; det gælder især hvis det er giftige dampe). Hvis man nu kommer nogle små trækulstykker i flasken og omryster, vil de adsorbere ammoniak­ken, og lugten vil forsvinde. Hvis træstykkerne opvarmes, vil de afgive ammoniakken igen.

Læs mere her.
Kullets rensende evne. Man kan lave et forsøg, hvor et reagensglas er fyldt med vand og tilsat netop så meget rødt blæk, at hele væsken er tydeligt farvet. Lidt kulpulver kommes i reagensglasset, som omrystes og koges i 15 min. Når væsken filtreres fra, vil den være helt klar.

På samme måde kan man fjerne farvestoffet i tevand.

Kulpulver kan fremstilles ved at pakke trækul ind i et stykke klæde og knuse det med en hammer.

Læs mere her.

Gå til index for siden


carbon

Hvad er carbon kemisk set?


Grundstoffet carbon (kulstof) er et mærkeligt stof, som kan findes i forskellige former - tænk på blyantspidsens bløde grafit (svage kræfter mellem kulstofatomerne), de hårde diamanter (rent, krystalliseret kulstof med meget stærke kræfter mellem kulstofatomerne), koks (porøs sten opstået efter at gasser er drevet ud), trækul, stenkul, grafén, nanorør af kulstof osv.

I øvrigt kan svovl også optræde i forskellige former. Sådanne stoffer kaldes allotrope stoffer.

Læs mere her.

Gå til index for siden


carbon

Hvad er carbon?


Carbon eller karbon er kulstof (trivialnavn). Det er grundstof nr.12.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


carbon

Hvad er Det levendes kemi?


Før i tiden troede kemikerne, at der var noget særligt ved de stoffer, der produceres af levende organismer. Derfor inddelte disse tidlige kemikere stofferne i den uorganiske kemi (metaller, salte osv.) og den organiske kemi (sukker, stivelse, cellulose osv.). Denne inddeling havde man indtil det lykkedes at fremstille et organisk stof (urinstof) uden brug af den påståede (og ikke-eksisterende) livgivende kraft.

I dag kan mange "organiske stoffer" fremstilles kunstigt. Da de "organiske stoffer" typisk indeholder kulstof, siger man nu, at den organiske kemi er kulstofforbindelsernes kemi, - bortset fra at man lader kultveilte og kulilte tilhøre den "uorganiske kemi", da de kun indeholder ét kulstofatom og ingen brint. Den organiske kemi har frembragt talrige nye stoffer, bl.a. lægemidler og plaststoffer.

Læs mere her.

Gå til index for siden


carbon

Hvad er medicinsk kul?


Læs: "Carbon: Hvad er aktivt kul?"

Gå til index for siden


carbon

Hvad er organiske stoffer?


Organiske stoffer, som dem vi som mennesker er opbygget af, indeholder grundstoffet carbon. Desuden hydrogen, ofte også oxygen, og proteiner indeholder desuden nitrogen og undertiden svovl.

At protein indeholder nitrogen kan vises ved, at lidt hår (protein) kommes i et reagensglas, som varmes op, indtil man lugter ammoniak (et molekyle, der netop er opbygget af 1 nitrogen-atom [kvælstof-atom] og 3 hydrogen-atomer [brint-atomer]).

Hvis man holder en nypudset sølvske nær et pillet, blødkogt æg, vil sølvskeen overtrækkes med en mørk hinde af sølvsulfid, fordi æggets proteiner indeholder svovl.

Læs mere her.

Gå til index for siden


carbonat

Hvad er carbonat?


Carbonat er syreresten af kulsyre. Det er en ion, der består af et carbon-atom og tre oxygen-atomer, CO3(2-).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


carbondioxid

Hvordan kan man fremstille CO2?


Læs Luftens bestanddele: Hvordan kan man fremstille CO2?".

Gå til index for siden


carbonmonoxid

Hvad er Carbonmonoxid?


Læs Kemiske stoffer: "Hvad er kulilte?".

Gå til index for siden


carbonoxid

Hvad er Carbonoxid?


Læs Kemiske stoffer: "Hvad e

Gå til index for siden


Center for bæredygtig og grøn kemi

Hvad er Center for bæredygtig og grøn kemi?


Danmarks Grundforskningsfonds Center for bæredygtig og grøn kemi (Center for Sustainable and Green Chemistry - CSG) er med en årlig produktion på mere 50 videnskabelige artikler i internationale fagtidsskrifter den største forskningsenhed i Danmark der beskæftiger siger med grundforskning i kemi. CSG er en del af Institut for Kemi ved Danmarks Tekniske Universitet. Det blev tidligere ledet af professor Claus Hviid Christensen og er desuden arbejdsplads for mere end 25 videnskabelige medarbejdere, fortrinsvis ph.d. studerende.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


cetylalkohol

Hvad er cetylalkohol?


Cetylalkohol, også kendt som 1-hexadecanol og palmityl alkohol, er en fedtalkohol med den kemiske formel CH3(CH2)15OH. Ved stuetemperatur tager cetylalkohol form af et voksagtigt hvidt faststof eller flager.

Navnet cetyl stammer fra tran (Latin: cetus) hvorfra den første gang blev isoleret.(1)

Cetylalkohol-anvendelsens historie
Cetylalkholo blev opdaget i 1817 af den franske kemiker Michel Chevreul da han opvarmede spermacetolie, et vokseagtigt stof opnået fra kaskelothvalens olie med kaliumhydroxid. Flager af cetylalkohol blev efterfølgende efterladt på køl.(2)

Produktion
Med lukningen af kommerciel hvalfangst, er cetylalkohol ikke længere primært fremstillet af tran, men i stedet enten som et restprodukt af olieindustrien, eller er fremstillet af vegetabilsk fedtstof og olie såsom palmeolie og kokosolie.

Anvendelse af cetylalkohol
Cetylalkohol anvendes i kosmetiske industri som opacificerende middel i shampoo eller som et blødgøringsmiddel, emulsion eller fortykkelsesmiddel til fremstilling af hudcremer og lotioner.(3) Det anvendes også som et smøremiddel for møtrikker og bolte.

Bivirkninger af cetylalkohol
Folk der lider af eksem kan være følsomme over for denne kemi.(4) (5)

Relaterede stoffer til cetylalkohol
Palmitinsyre

Referencer om cetylalkohol
(1) Nordegren, Thomas (2002). The A-Z Encyclopedia of Alcohol and Drug Abuse. Universal Publishers. s. 165. ISBN 1-58112-404-X.

(2) Booth, James Curtis (1862). The Encyclopedia of Chemistry, Practical and Theoretical. s. 429.

(3) Smolinske, Susan C (1992). Handbook of Food, Drug, and Cosmetic Excipients. CRC Press. pp. 75-76. ISBN 0-8493-3585-X.

(4) Gaul L E (1969). "Dermatitis from cetyl and stearyl alcohols ". Arch Derm 99: 593.

(5) Kato N; Numata T , Kanzaki T (1987). "Contact dermatitis due to Japanese pharmacopeia cetyl alcohol ". Skin Research 29 suppl 3: 258-262.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


CFC-gas

Hvad er CFC-gas?


CFC-gasserne (forkortelse for Chloro-Fluoro-Carbon) er en gruppe af kunstigt fremstillede kemiske forbindelser, som består af klor, fluor og kulstof. De blev tidligere brugt som kølemidler overalt i f.eks. køleskabe og som drivgas i sprayflasker eller som rensemidler. I det store og hele er det forbudt at bruge dem ifølge Montrealaftalen, da man er overbevist om, at de har skadelig virkning på ozonlaget. Som erstatning bruges HCFC (Hydro-chloro-fluoro-kulstoffer), der spaltes i de laveste lag af atmosfæren, men som desværre fører til opbygning af stigende mængder klor i atmosfæren. Af samme grund fortsætter forsøgene på at finde nye og bedre erstatninger.

CFC-gasserne blev fremstillet af ingeniøren Thomas Midgley i 1928 som en erstatning for flydende ammoniak, der var datidens kølemiddel i køleskabene. Kravene til afløseren var, at stoffet skulle have et lavt kogepunkt, det skulle være ugiftigt og i store træk kemisk inaktivt. Midgley demonstrerede, at CFC havde disse egenskaber ved at inhalere gassen og derefter slukke et lys med udåndingsluften.

Siden slutningen af 1970'erne har der været arbejdet på at få forbudt CFC-gasserne på grund af deres ødelæggende virkning på ozonlaget. Den blev afsløret af et par forskere, som offentliggjorde deres undersøgelser i 1974. Her viste det sig, at ét af CFC-gassernes mest tiltalende træk, nemlig deres kemiske inaktivitet, netop er det, som gør dem til nogle af de mest forurenende stoffer. Deres levetid er ofte over 100 år, og det giver dem tid til at sive ud i de yderste lag af stratosfæren. Her er UV-strålingen fra solen kraftig nok til at fraspalte kloratomerne. De er til gengæld yderst aktive, kemisk set, og de spalter ozonet til ilt:

Cl + O3 -> ClO + O2

ClO + O -> Cl + O2

Det ses, at kloret bliver gendannet ved afslutningen af processerne. Det virker altså som katalysator og kan spalte millioner af nye ozonmolekyler. Når ozonen er væk, er ilten ude af stand til at opfange strålingen ved at lade sig ionisere. Resultatet er, at der opstår et ozonhul, hvor UV-strålingen kan passere frit ned til Jordens overflade, hvor den bl.a. fremkalder et forøget antal tilfælde af hudkræft.

I 1985 slog forskerne alarm, da de opdagede en dramatisk udtynding i ozonlaget over Antarktis. Det fik FN til at tage sagen op i 1987, hvor diplomater fra hele verden mødtes i Montreal. De underskrev en traktat, der kræver en drastisk nedsættelse af CFC-produktionen. Den 2. marts 1989 besluttede de 12 lande i EU at forbyde produktionen fuldstændigt fra udgangen af århundredet. I 1990 blev det fulgt op af et møde i London, hvor en større kreds af lande enedes om at kræve produktionen fuldstændigt afsluttet i år 2000. I 2010 forventes CFC-produktionene endelig at være helt ophørt i udviklingslandene.

De mest betydende CFC-gasser i forbindelse med ozonnedbrydning er:

Trichlorfluormethan, CFCl3 (CFC-11),

difluordichlormethan, CF2Cl2 (CFC-12 eller F-12 (F står for Freon)).

1,1,2 trichlortrifluorethan, CF2ClCFCl2 (CFC-113).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Chateliers princip

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske le Chateliers princip?


Le Chateliers princip siger "Et ydre indgreb i en ligevægt fremkalder en forskydning af ligevægten, som formindsker virkningen af indgrebet". Denne formulering er vanskelig at huske. Men det er blot et Rasmus Modsat princip - en Rasmus Modsat er en person, der mener eller gør det modsatte af, hvad andre mener eller gør.

Jan har fået elever, som ikke fattede en bønne af formlerne, der knytter sig til reaktionskinetik, til at huske dem og forstå dem bedre ved at bruge huske­teknik. Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?". .

Gå til index for siden


Chemwiki

Hvad er Chemwiki?


ChemWiki er en onlinebaseret lærebog i kemi udviklet af Delmar Larsen ved University of California Davis(1). ChemWiki er udgivet som en Open Source lærebog og dermed et alternativ til almindelige lærebøger. ChemWiki er omfattende med over 4.500 sider i alle grene af kemi og skrives af både studerende og undervisere. Siden projektets begyndelse 1. november 2008, og per 1. marts 2011 var der over 2 milloner sidevisninger. Antallet af besøg er stigende, og projektet har nu gennemsnitligt 175.000 månedlige besøg(2).

Målsætning for Chemwiki
Ideen med ChemWiki er at udvikle dynamiske lærebøger, som er gratis og vidt tilgængelige. Dette gøres ved at udvikle en stor mængde enkeltsider (moduler) via wikimetoden, som hver især omhandler afgrænsede emner inden for kemi. Ved at sammensætte disse sider til en "wikitekst " kan undervisere lave deres egne skræddersyede lærebøger, som er tilpasset det pågældende kursus og egne pædagogiske præferencer.

Der er opstillet tre hovedformål for ChemWiki:

At sørge for at studerende i vid udstrækning har adgang til metoder og materialer, der er præcise og af høj kvalitet. Derfor er det vigtigt at ChemWiki forbliver en gratis ressource, så alle har adgang og at man kvalitetssikrer indholdet og øger bredden af indholdet.

At ChemWiki tjener til at udgive samt at tale for og forbedre transformative pædagogiske indsatser i kemi.

At ChemWiki vil fungere som et bæredygtigt dynamisk lager for såvel kemi-relateret indhold som for pædagogikker.

Udvikling og kvalitetssikring af Chemwiki
Udviklingen af ChemWiki sker via wikimetoden på samme måde som Wikipedia. Alle kan skrive og redigere indholdet i begyndelsen, men for at gøre modulerne brugbare som undervisningsmateriale har ChemWiki en kvalitetssikring, som låser indholdet efter det er blevet revideret af en ekspert. Det er dels nødvendigt for at sikre, at materialet er af tilstrækkelig høj kvalitet, dels at undgå at modulet ændres midt i et undervisningsforløb. Til dette formål er der tilknyttet en gruppe fakultetsansatte, der kan give en ekspertbedømmelse af indholdet.

En stor del af modulerne er udviklet af universitetsstuderende som en opgave i forbindelse med et kursus. Derudover er flere eksisterende sider fusioneret med ChemWiki, blandt andet thechemblogs projekt "The Chem Wiki "(3), Charles Ophardts "Virtual ChemBook ", Stephen Lowers "Chem1 Virtual Textbook ", William Reuschs "Virtual Textbook of Organic Chemistry " og Tim Soderbergs "Organic Chemistry With a Biological Emphasis "(4).

Da det hovedsageligt er studerende, der skriver indholdet især på de lavere niveauer, og det også er studerende på samme niveau, der anvender dette indhold, kan man risikere, at fejl eller plagiering i første omgang ikke bliver opdaget. ChemWiki har derfor valgt at anvende farvekoder, der angiver, hvor "sikker " informationen er: Rød angiver, at det er skrevet af en ikke-ekspert, og at man ikke kan være sikker på, at det er pålideligt. Derefter kommer gul, grøn, blå og grå, hvoraf de to sidstnævnte farver indikerer, at materialet er revideret og godkendt af eksperter. Disse ekspertindlæg vil være låste, så det kun er de udnævnte eksperter, der har mulighed for at redigere i indlægget, og det derved bevarer sin pålidelighed.

Ethvert ChemWiki modul, der er blevet låst af eksperterne, og som efterfølgende får problemer med døde links, vil blive meldt til et ekspertpanel, der efterfølgende vil korrigere fejlen.

Hvert modul indeholder metadata, der angiver, hvilke forudsætninger man skal have for at forstå netop dette modul. Det kan ske ved at anbefale, at man læser en given tekst på forhånd eller sætter sig ind i et bestemt emne.

Kilder om Chemwiki
(1) Internet, Cost Spur Textbook Revolt, The Sacramento Bee, 16. februar 2011 http://www.sacbee.com/2010/12/06/3235665/internetcost-spur-textbook-revolt.html

(2) ChemWiki - Development Details http://chemwiki.ucdavis.edu/Wikitexts/Development_Details

(3) The Chem Wiki to merge with…. the Chemwiki 3. august 2009 http://www.thechemblog.com/?p=1508

(4) UC Davis chemwiki continues to integrate and expand, The Sacramento Aggie. 2010-10-21.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


chiralitet

Hvad er chiralitet?


Begrebet chiralitet (kiralitet) beskriver det fænomen i kemien, hvor to molekyler er hinandens spejlbilleder, men ellers er opbygget af nøjagtigt de samme kemiske grupper. Kiral kommer af "cheiros ", der på græsk betyder hånd. Højre og venstre hånd er ikke identiske, men derimod spejlbilleder af hinanden - de er kirale.

To stoffer, der er kirale, men ellers har samme opbygning, kan godt have meget forskellige egenskaber. En almindelig kemisk reaktion danner begge spejlbilledformer, da sandsynligheden herfor er lige stor. Der bliver altså dannet lige mange af højre og venstre molekyler.

Louis Pasteur opdagede, at salte, som udkrystalliseredes fra druesyre (vinsyre), bestod af to typer krystaller, som var spejlbilleder af hinanden. Og når disse krystaller blev sorteret, og der blev sendt planpolariseret lys igennem, afbøjede de to krystaltyper lyset henholdsvis til højre og til venstr4e, og man taler derfor om D- og L-former. (D for dexter, højre og L for laevus, venstre).
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


chitosan

Hvad er chitosan?


Chitosan er et polysakkarid, som er opbygget af to sukkerenheder: D-glucosamin og N-acetyl-D-glucosamin. Chitosan fremstilles ved deacetylering af kitin, som findes i exoskelettet i f.eks. skaldyr. Chitosan bruges i kosmetik, fødevarer og medicin som stabilisator, til flokkulering eller ionbinding.

Stoffet anses for at være helt ufarligt, og da det også er biologisk nedbrydeligt, bruges det industrielt i stor mængde.

Fremstilling af chitosan
Chitosan fremstilles ved deacetylering af kitin. Dette foregår i enten svagt sur eller basisk opløsning. Kitin udvindes ofte fra rejeskaller, som udover kitin også indeholder kalk. Ved fremstilling af chitosan med syre vil noget af syren neutraliseres af kalken, og der skal derfor bruges mere syre end base i processen. Økonomisk kan det derfor bedst betale sig at benytte basisk deacetylering som fremstillingsprocess.

Chitosan har en positiv ladning ved neutral pH, og kan reagere med forbindelser, der har mere end en negativ ladning, således at der dannes en gel. Reaktionen kaldes krydsbinding. Eksempler på sådanne kemiske forbindelser er tripolyfosfat og citronsyres anion, citrat. Chitosan kan absorbere store mængder vand, og de resulterende geler er derfor meget vandholdige.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


chlor

Hvad er chlor?


Chlor (klor) har navn efter det græske ord for "grøn" (kloros). En svensk kemiker, Carl Wilhelm Scheele, var i 1774 den første, der lavede chlor.

Chlor tilhører grundstofgruppen "halogener". Det findes ikke frit i naturen, men kan fremstilles i to stabile isotoper: chlor-35 og chlor-37.

Der produceres en kvart milliard ton bordsalt i verden om året, og det er hovedkilden til produktion af fri chlor (ved elektrolyse af bordsaltet).

Chlorforbindelser kan bruges til talrige ting, bl.a. blegning og produktion af plast. Natriumhypoklorit (NaClO) kaldes almindeligt blegemiddel (på engelsk "bleach"), og er et klorholdigt desinfektionsmiddel.

At klor kan bruges til blegning opdagede James Watt i 1786, og man brugte efterfølgende metoden til at blege tøj i stedet for som tidligere at bruge blegning i sollys, som kunne tage adskillige uger.

Natriumhypoklorit [NaClO] dræber også bakterier. Ved at tilsætte OCl- eller Cl2 til vand kan man dræbe sygdomskim som f.eks. tyfus-bakterier, kolera-bakterier og meningitis-bakterier og meningitis-virus. (Natriumhypoklorit [NaClO] virker faktisk både mod bakterier, virus og skimmelsvampe).

Når chlor sættes til vand, opløses det og frigiver hypochlorsyre, som kan trænge gennem overfladen af sygdomsfremkaldende organismer og ødelægge deres cellemembran, hvilket hurtigt dræber bakterierne ­eller andre mikroorganismer.

Dog kan der dannes carcinogene stoffer i vandet, f.eks. trichlor­methan, så kloring af vand skal reguleres.

Den tredie mest anvendte syntetiske plasttype i verden er PVC, dvs. poly(vinylchlorid). Det bruges til alt fra vejskilte til håndtasker. PVC er opbygget af en lang carbon-kæde med chloratomer, der er bundet til hvert andet carbonatom.

Kæden laves ved polymerisering af dobbeltbindingen i chlorethen (der også kaldes vinylchlorid). Det består af to C med dobbeltbinding imellem, og hvor det ene C er bundet til to H, og det andet er bundet til et H og et Cl.

Altså CH2=CHCl.

Hvis PVC afbrændes som skrald, frigives forurenende, giftige dioxiner (polychlorerede dibenzodioxiner). De kan bioakkumuleres, og udgør derfor en sundhedsrisiko.

Derfor skal PVC genanvendes (genbrug-indsamling af hård plast).

Chlorholdige stoffer har mange gange været årsag til forureningsproblematik. F.eks. kan man nævne:

PCB (polychlorerede biphenyler) såsom maskinolier,

Tetraklorkulstof (carbontetrachlorid, tetrachlormethan, CCl4) som rensemiddel,

DDT (dvs. dichlordiphenyltrichlor­ethan) som insektmiddel,

CFC (dvs. freon / chlorflourcarbon-gasser), som ødelægger Jordens ozonlag, der beskytter mod solens skadelige UV-stråling. CFC-gasserne brugtes især tidligere i køleskabe og som aerosoler, men deres brug måtte udfases ved en besværlig international aftale (Montreal-aftalen), da man opdagede problemet med ozonhullet.

Læs mere her.

Gå til index for siden


chlor

Hvordan påvises chlorider i vandhanevand?


Hvis man vil påvise, om der er chlorider i vandet fra vandhanen, kan man til vandprøven tilsætte et par dråber sølvnitrat-opløsning samt lidt salpetersyre [også kaldet hydrogentrioxonitrat, trioxonitrogensyre, HNO3] (pas på - det er en stærk syre).

Hvis der dannes et hvidt bundfald, er der påvist chlorid (dvs. tegn på, at der i prøven findes et chlorid-salt).
Læs mere her.

Gå til index for siden


chloroform

Hvordan virker chloroform som opløsningsmiddel?


Chloroform er et meget kraftigt opløsningsmiddel. Nu har britiske forskere opdaget, at molekylet danner super-dipoler, hvilket forklarer, at chloroform kan opløse en lang række forskellige stoffer ved høje koncentrationer.

Det har været almindeligt blot at opfatte væsker som strukturløse medier, men den nye opdagelse viser, at dette er et forsimplet billede af væsker, - selv når der er tale om så småmolekylære væsker som chloroform.

Der er mange grunde til, at man gerne har villet forstå stoffet chloroform bedre. Det et et af de mest anvendte opløsningsmidler til kemiske studier:

Det bruges ved NMR-spektroskopi.

Det bruges som et aktivt stof i kemiske reaktioner.

Det anvendes til at ekstrahere naturstoffer fra plantemateriale.

Og det mistænkes for at være kræftfremkaldende.

Christoph Salzmann fra University College i London har brugt såkaldt neutron-diffraktion for at få oplysninger om mikrostrukturen af flydende chloroform. Ligesom det kendes fra vand, opdagede forskerne en stærk retningsmæssig virkning, når chloroform var sammen med andre molekyler i væsken.

Det flydende chloroform udviste imidlertid en særlig struktur over flere molekylskaller. En stor procentdel af chloroform-molekylerne samlede sig nemlig i "polar stacks" (polære stakke), hvorved der dannedes dipol-momenter i disse molekylstakke, og disses dipol-momenter var større end momenterne i de enkelte chloroform-molekyler.

Disse super-dipol-aggregater medfører en stærk polarisering af elektron-skyerne af de nærved-liggende opløste stoffer, og giver derved et fordelagtigt enthalpi-bidrag til opløsningen og ekstraktionsprocesserne.

Opdagelsen kan måske bruges til at skabe nye, mere miljøvenlige og effektive opløsningsmidler, nemlig hvis man kan lære at frembringe super-­dipoler i andre væsker.

Læs mere her)

Gå til index for siden


Christensen

Hvem er Claus Hviid Christensen?


Claus Hviid Christensen (født Claus J. H. Jacobsen) er Vice President hos DONG Energy Wind Power, med ansvar for EPC-aktiviteterne ved opførsel af havvindmølleparker i Danmark, Tyskland og England, hvor DONG Energy er markedsførende. Han kom i 2011 fra en stilling som Chief Executive Officer (CEO) ved LORC (Lindoe Offshore Renewables Center) og har tidligere været Vice President i R&D Divisionen hos Haldor Topsøe A/S med ansvar for Emerging Technology, en stilling han tiltrådte medio 2008. Før det var han en af de fem DTU-forskere bag opfindelsen af brintpillen og grundlagde i 2005 firmaet Amminex Emissions Technology A/S, som han var medejer af indtil 2011. Tidligere var han professor ved Danmarks Tekniske Universitet, hvor han bl.a. stiftede Danmarks Grundforskningsfonds Center for Bæredygtig og Grøn Kemi. Han er tidligere adjungeret professor på DTU.

Claus Hviid Christensens uddannelse
Claus Hviid Christensen blev født i Næstved d. 31. december 1968. Han gik i folkeskole i Fredericia, København og Holstebro og blev student fra Holstebro Gymnasium i 1987. Han er uddannet cand. scient. i kemi fra Københavns Universitet med speciale i uorganisk kemi.

Videnskabelig karriere hos Claus Hviid Christensen
I 1990 blev Claus Hviid Christensen ansat hos Haldor Topsøe A/S, hvor han bestred en række forskellige stillinger i 13 år. I 2003 blev han ansat på DTU som professor i kemi og modtog en bevilling fra Danmarks Grundforskningsfond til at starte Center for Bæredygtig og Grøn Kemi. Ansættelsen på DTU varede indtil 2008, hvorefter Claus Hviid Christensen tog tilbage til en ny stilling hos Haldor Topsøe A/S som Vice President. Han er ophavsmand til brintpillen, og han har udgivet mere end 175 artikler i internationale tidsskrifter, og er opfinder på over 40 patentfamilier. Han har modtaget bl.a. Lundbeckfondens Pris for Yngre Forskere i 2005 og videnskabsministeriets EliteForsk Pris i 2006 og han er optaget i Kraks Blå Bog. Han er bl.a. medstifter af virksomheden Amminex Emissions Technology A/S, hvor han sammen med fire DTU-forskere har arbejdet med kommercialisering af brintpillen som et praktisk lager for brint og ammoniak]. Stifterne blev købt ud af Amminex A/S, da Faurecia erhvervede en større aktiepost i selskabet i 2011.

Claus Hviid Christensen er medlem af en række bestyrelser. Han var tidligere udpeget af det europæiske forskningsråd (ERC) til at bistå med uddeling af opstartsbevillinger (ERC Starting Grants) til de mest lovende unge forskere i Europa inden for kemi. Han har desuden bl.a. været medlem af Akademiet for de Tekniske Videnskabers Tænketank og er tidligere medlem af Miljøministerens Erhvervsforum. Videnskabsministeren har i 2010 udpeget Claus Hviid Christensen til formand for Danmarks Forskningspolitiske Råd for perioden 2011-2014 og derefter til medlem af bestyrelsen for Danmarks Innovationsfond.

Familie af Claus Hviid Christensen
Claus Hviid Christensen er søn af Sys Hviid Jacobsen (f. 1950) og Jørgen Jacobsen (f. 1954, brigadegeneral, forsvarsattaché ved den danske ambassade i Washington, USA). Han er gift med Christina Hviid Christensen (f. 1977, Senior Manager, LEGO), og sammen har de børnene Christoffer (f. 2004), Casper (f. 2005) og Caroline (f. 2008) Hviid Christensen. Hans søskende er Michael Hviid Jacobsen (f. 1971, professor i sociologi, Aalborg Universitet) og Mette Hviid Bjerre (f. 1978, Manager, A.P. Møller-Mærsk). Claus Hviid Christensen er bosat i Egtved.

Kilder om Claus Hviid Christensen
(1) = publikationen Amminex Emissions Technology's historie.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


chrom

Hvorfor er rubiner røde?


En rubin er en ædelsten med hårdheden "9". Den kan have forskellige rødlige nuancer, og navnet rubin (engelsk: ruby) kommer fra det latinske ord ruber = rød. Det er en variant af mineralet korund (eng.: corundum), og det er bygget af aluminiumoxid, men den røde farve skyldes især tilstedeværelse af krom (chrom), idet nogle af aluminium-atomerne (Al) er udskiftet med krom-atomer (Cr).

Nogle rubiner er ikke ægte: Amerikansk rubin er i virkeligheden granat, sibirisk rubin er lyserød turmalin, bøhmisk rubin er rosafarvet kvarts. Desuden kan rubiner fremstilles kunstigt.

I øvrigt har krom/chrom biologisk virkning: Det hexavalente chrom (Cr+6) er stærkt giftigt, men det trivalente chrom (Cr3+) har den menneskelige organisme faktisk brug for i ganske små mængder, fordi det spiller en rolle for vores nedbrydning af sukker.

Gå til index for siden


cinnober

Hvad er cinnober?


Cinnober (eller cinnabarit) er en gammel betegnelse for mineralet kviksølv-sulfid (HgS). Navnet stammer fra græsk - "kinnabari " - der blev brugt af Theophrastos.

Cinnober findes i større mængder i Spanien, Mexico og flere steder i Sydamerika. Mineralet danner udgangspunkt for produktionen af kviksølv.

Cinnober kan fremstilles kunstigt, hvorved man får et renere stof end det naturligt forekommende. Det kan ske ved at rive kviksølv og svovl og lade blandingen destillere. Det er dog bedre at destillere sort kviksølvsulfid, der kan fremstilles ved fældning af et kviksølvsalt med svovlbrinte eller et alkalisulfid.

Cinnober har især tidligere været brugt som farvestof, da det har en smuk lys rød farve. Det har været brugt til sminke og som pigment i maling. Indholdet af kviksølv har dog stort set ført til ophør af anvendelsen. Som pigment i farve led stoffet yderligere af at det let sværtes i sollys.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


cis-trans-isomeri

Hvad er cis-trans-isomeri?


Cis-trans-isomerer, E-Z-isomeri eller geometriske isomerer er betegnelser der beskriver den rumlige struktur af visse kemiske forbindelser. Cis-trans-isomerer er en type stereoisomerer . Cis-trans-isomerer indeholder typisk en dobbeltbinding, der ikke er fri rotation omkring, eller en alifatisk ringstruktur, hvor rotation om bindingerne er betydeligt indskrænket.

Der er to forskellige slags cis-trans-isomer, de kaldes henholdsvis cis og trans. Disse navne beskriver hvordan to substituenter, en på hver side af dobbeltbindingen, sidder i forhold til hinanden. Cis beskriver strukturen hvor de to substituenter sidder på samme side af dobbeltbindingen, hvorimod substituenterne i en transforbindelse sidder på forskellig side. Også betegnet efter de tyske udtryk, zusammen(Z) for cis og entgegen(E) for trans. Et eksempel på cis-trans-isomerer er de to isomerer af 2-buten.

I ringstrukturer sidder to substituenter i en cisisomer på samme side af ringen, i en transisomer sidder der en substituent på hver side. Et eksempel på cis-trans-isomeri i ringstrukturer er de to isomerer af 1,2-dimethylcyclopentan: Cis-trans-isomerism, vist med dimethyl-cyclopentane

Sammenligning af de fysiske egenskaber

Cis- og transisomerer har ofte forskellige fysiske egenskaber. Forskellene mellem isomererne skyldes forskel i molekylernes form eller i deres dipolmoment. Forskellene kan være meget små, som det er tilfældet med ligekædede alkeners kogepunkt. F.eks. er kogepunktet for trans-2-penten 36 °C, hvorimod cisisomerens kogepunkt er 37 °C. Der kan også være meget store forskelle på cis- og transisomerer, som f.eks. i cycloocten, hvor cisisomerens kogepunkt er 145 °C, hvorimod transisomerens er 75 °C.

Nomenklatur for cis-trans-isomeri
Ved navngivning sættes cis eller trans foran isomerens systematiske navn. I de tilfælde hvor der sidder mere end to substituenter omkring en binding med indskrænket rotation kan man ikke benytte cis-trans-notationen. I stedet kaldes de E (fra tysk entgegen) for modsat side eller Z (fra tysk zusammen) for samme side. De tre eller fire substituenter gives et prioritetsnummer efter CIP-reglerne, og E eller Z angiver hvordan de to substituenter med højst prioritet sidder i forhold til hinanden.

Biologisk betydning af cis-trans-isomeri
Alle de gode polyumættede fedtsyrer har cisdobbeltbindinger. Når polyumættede fedtsyrer hydrogeneres, som det f.eks. sker ved fremstillingen af margarine fra planteolier, dannes der transfedtsyrer. Disse menes at have ugunstig virkning på helbredet, f.eks. kan de medvirke til at øge kolesterolkoncentrationen i blodet, hvilket kan føre til udvikling af hjerte-kar-sygdomme.

Der findes enzymer der kan omdanne en cisforbindelse til den tilsvarende transforbindelse. Disse enzymer kaldes cis-trans-isomeraser.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


CO

Hvad er CO?


Læs Kemiske stoffer: "Hvad er kulilte?".

Gå til index for siden


CO2

Hvordan kan man fremstille CO2?


Læs Luftens bestanddele: Hvordan kan man fremstille CO2?".

Gå til index for siden


COD

Hvad er COD?


COD (eller chemical oxygen demand) indikerer mængden af forureningskilder/faktorer i spildevand som kan oxideres kemisk. Forbrug af oxidanter giver et mål for indhold af organisk stof, og det tilsvarende mængde ilt der skal til. COD udtrykkes således: mg oxygen/l eller g oxygen/m3.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


coenzym

Hvad er et coenzym?


Et coenzym er en lille organisk del af enzymet, som ikke er aminosyrer, men som f.eks. kan være et vitamin.

[HUSK: Det kan være svært at huske forskel på ordene cofaktor og coenzym, men tænk så på at enzymer primært er opbygget af organisk stof (nemlig aminosyrer) - coenzym er et "organisk stof". En cofaktor er så det modsatte, et uorganisk stof, nemlig en metal-ion]. Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


cofaktor

Hvad er en cofaktor?


En cofaktor er en lille uorganisk del af enzymet (fx metalioner som jern, zink, mv.). [HUSK: Cofaktor = ko der fægter med en metalkårde]. Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


Curie

Hvem er Marie Curie?


Maria Sklodowska-Curie (7. november 1867 - 4. juli 1934) var en polskfødt fransk kemiker og fysiker. Hendes fødenavn er Maria Sklodowska.

Marie Curie blev født i Warszawa, som dengang var en del af det Russiske Kejserrige. Begge hendes forældre var lærere, og hun fik sin første undervisning i fysik og kemi af sin far. Hun afsluttede gymnasiet med udmærkelse. På hendes tid var det ikke muligt for kvinder at studere på universiteter i Polen eller andre steder i det russiske kejserrige. Hun ville have foretrukket at studere ved Sorbonne i Paris, men det rakte familiens økonomi ikke til. Hun fik i stedet arbejde og lavede en aftale med sin storesøster, Bronislawa, om at hjælpe hende med at studere medicin ved Sorbonne. Når Bronislawa var færdiguddannet, skulle hun så til gengæld hjælpe Marie. Således blev det, og i 1891 begyndte Marie som 24-årig at læse fysik og matematik på Sorbonne. Hun studerede flittigt og fik en grad i fysik efter 2 år og i matematik året efter. Det var oprindeligt hendes plan at rejse hjem til Polen efter endt læreruddannelse, men hun mødte Pierre Curie og blev gift med ham i 1895. Pierre var allerede da en internationalt kendt fysiker, som bl.a. havde arbejdet med krystaller og sammen med sin bror Jacques opdaget piezo-elektricitet. I 1895 blev han doktor på en afhandling om magnetisme, som indeholder Curies lov.

Marie Curies forskningsindsats
I 1896 afsluttede Marie sin læreruddannelse. Henri Becquerel havde tidligere opdaget urans radioaktivitet, og Marie begyndte nu at forske i radioaktivitet. Hun opdagede, at også thorium er radioaktivt, og at mængden af den radioaktive stråling fra uran og thorium er uafhængig af hvilke kemiske forbindelser stofferne indgår i, men kun afhænger af mængden af uran og thorium. Derudfra konkluderede hun, at radioaktivitet er en egenskab ved selve grundstofatomerne, der er uafhængig af de molekylestrukturer, som de indgår i. Hun begyndte så at undersøge forskellige radioaktive malme, bl.a. uranmalmen begblende. Det viste sig, at begblende er mere radioaktivt, end den indeholdte mængde af uran i sig selv berettiger til. Hun antog, at den ekstra stråling måtte stamme fra et indtil da ukendt grundstof.

Nu opgav Pierre sin egen forskning og begyndte at samarbejde med Marie om at isolere dette nye grundstof. De fandt ud af, at radioaktiviteten kom fra bismut- og barium-fraktioner i begblenden. Marie arbejdede videre med bismut-fraktionerne. Da det lykkedes at fjerne bismut fra disse fraktioner, blev restproduktet stadig mere radioaktivt. I 1898 havde de et materiale, som var 300 gange mere radioaktivt end uran. I en afhandling fra samme år beskriver de stoffet, som de mente indeholdt et ukendt metal med kemiske egenskaber, der ligner bismuts. De kaldte metallet polonium efter Maries hjemland. I afhandlingen introduceres ordet radioaktivitet for første gang. Efter endnu nogle måneders arbejde fandt de, at der også måtte være et nyt metal i barium-fraktionerne. Det kaldte de radium. Til støtte for hypotesen om de nye grundstoffer var også nye, aldrig før sete spektrallinjer.

Nu begyndte et storstilet, hårdt arbejde med at raffinere tonsvis af begblende for at isolere de nye grundstoffer og få tilstrækkeligt store mængder til, at deres atommasser og andre egenskaber kunne fastslås. I 1902 havde Marie isoleret en mængde radium, og i 1903 kunne hun i en doktorafhandling fastslå dets atomvægt.

I 1906 døde Pierre ved en trafikulykke, og Marie blev enke som 38-årig. Hun fik tilbudt en pension, som hun afslog. I stedet overtog hun Pierres undervisningsforpligtelser ved Sorbonne og blev derved universitetets første kvindelige underviser. I 1908 blev hun også Sorbonnes første kvindelige professor.

Marie Curies eftermæle
Henri Becquerel fik sammen med Marie og Pierre Curie Nobelprisen i fysik i 1903 for deres udforskning af radioaktivitet. Marie blev den første kvinde, der modtog en Nobelpris.

Marie fik i 1911 Nobelprisen i kemi for opdagelsen af polonium og radium og for sin isolering og analyse af radium. Hun er den første person, der har fået Nobelprisen mere end en gang.

Hun døde af leukæmi og var også stærkt plaget af andre sygdomme, hvis årsag kan føres tilbage til et forskningsarbejde i spartanske omgivelser uden særligt kendskab til de sundhedsmæssige skadevirkninger af elektromagnetisk (røngten-) og ioniserende stråling. Hendes aske blev 21. april 1995 flyttet til Panthéon i Paris - et eksklusivt hvilested for de mest fremtrædende franskmænd. Hun er den første kvinde, der har fået plads dér på grund af egne bedrifter.

Grundstoffet curium er opkaldt efter Curie og hendes mand.

Hendes datter Irène Joliot-Curie fik Nobelprisen i kemi sammen med sin mand Frédéric Joliot-Curie i 1935.

Museum for Marie Curie
Museum i Warszawa (ulica Freta 16) (Polen)

Monumenter for Marie Curie
Monumenter (skulpturer) Marie Curie er i polske byer:

Lublin (Maria Sklodowska-Curie-Universitet i Lublin)

Police i Centrum (ved Boleslav 1. af Polen Plads, polsk: Plac Boleslawa Chrobrego).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


cyanid

Hvad er cyanid?


Cyanid har den kemiske formel CN- og tilhører en gruppe af kvælende gifte, som også omfatter kulmonoxid og svovlbrinte. Fælles for stofferne i denne gruppe er deres evne til at forhindre transport af ilt til cellerne, for eksempel ved at konkurrere med ilt i hæmoglobin eller ved at gribe ind i transporten af ilt i de enkelte celler.

Røg fra brand i forskellige kunststoffer, for eksempel skumplast eller vinyl, eller naturstoffer, for eksempel uld eller silke, indeholder ofte store mængder blåsyre (også kaldet cyanbrinte eller hydrogencyanid).

Cyanid kan også bruges eller blive dannet i forbindelse med forskellige industrielle processer - for eksempel ved produktion af opløsningsmidler, plastic eller ved elektronikfremstilling.

Cyanid har en svag lugt af bitre mandler, men i mange tilfælde må mistanken om forgiftning med cyanid opstå på baggrund af omstændigheder ved ulykken eller symptomerne. Selv små mængder cyanid kan føre til alvorlig forgiftning på kort tid, og forgiftning af flere personer på samme tid ses ofte ved ulykker med cyanid.

Cyanid indgik i produktet Zyklon B, der af Nazi-Tyskland blev benyttet til aflivning af fanger i de tyske koncentrationslejre i forbindelse med holocaust.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


cyanid

Hvad er cyanid?


HCN er hydrogencyanid og "cyan" er det græske ord for "blå".

HCN har en svag bittermandel-lugt. Nogle mennesker har et arveligt træk, som gør, at de ikke kan lugte det. Stoffet hydrogencyanid blev første gang isoleret fra berlinerblåt, et stof der har været kendt siden 1704.

Som nævnt (på side 19 spalte 3) har berlinerblåt en kompleks opbygning, men i 1752 opdagede en fransk kemiker (Pierre Macquer), at berlinerblåt kunne omdannes til jernoxid plus en flygtig komponent, (som senere viste sig at være hydrogencyanid). Det var den svenske kemiker Carl Wilhelm Scheele, der i 1782 først fremstillede det ud fra berlinerblåt). Senere fik det navnet "blåsyre" (fra tysk: Blausäure), da det var surt i vand, og da det stammede fra Preussisk blåt, - selv om det selv var ­farveløst. Englænderne opkaldte ikke stoffet efter oprindelsesstoffets farve, men kalder det Prussic acid.

I 1787 opdagede den franske kemiker Claude Louis Berthollet, at blå­syre ikke indeholder oxygen. Det var et vigtigt bidrag til teorien om syrer, som hidtil var påstået altid at indeholde oxygen! Faktisk er navnet "oxygen" afledt fra græsk og "oxy-gen" betyder "syre-danner"; på tysk kaldes oxygen for Sauerstoff, på svensk er "syra" = ilt. Forvirrende tæt på ordet "syre".

Et kilo af cassava-plantens rødder indeholder 1 gram HCN, hvilket er giftigt, hvis det ikke fjernes under ­tilberedningen af cassava-rødderne.

1/3 gram HCN-gas pr. kubikmeter luft kan dræbe et menneske på 10 minutter. 3 g HCN pr. kubikmeter er dræbende på 1 minut, - ved at hæmme enzymet cytokrom-C-oxidase i cellernes mitokondrier, idet CN- bindes til Fe (jernatomet) i hæm-undergruppen i cytochromer, og derved afbryder elektronkæden (dvs. elektron-overførslen i respi­rationens elektrontransportkæde).

Zyklon B (B stod for Blausäure) anvendtes i de nazistiske koncentra­tionslejre til at massedræbe mennesker under 2. verdenskrig.

USA, Italien og Frankrig brugte ­hydrogencyanid som krigsgas under 1. verdenskrig.

Blåsyre findes i kirsebær-sten, bittermandler, æblekerner (100 gram knuste æblekerner giver 70 mg HCN).

Gyldenhat og visse andre svampe danner HCN, og nogle arter af tusindben og insekter, bl.a. Seksplettet køllesværmer (eng: burnet moth, Zygaena filipendulae) udsender hydrogencyanid som forsvarsmekanisme.

Der findes også hydrogencyanid i ­tobaksrøg og bilers udstødning, og det dannes ved afbrænding af nitrogenholdig plast.

Ifølge en hypotese kan nerveceller danne HCN, hvilket indirekte aktiverer NMDA-receptorer og påvirker signal-overførslen mellem nerveceller. Så for at opioider kan virke smerte­lindrende, skal de kunne fremkalde HCN-dannelse, og hvis dette forhindres, hæmmes smerte­lindringen.

Læs mere her.

Blodkarrene udvides ved dannelse af NO, men også ved dannelse af HCN.

Hvide blodlegemer kan danne HCN under fagocytose (ædecelle-aktivitet), hvilket er med til at dræbe bakterier, svampe og andre patogener.

Det er blevet postuleret, at asteroider ramte den unge Jord, og at carbon i asteroiderne reagerede med nitrogen i Jordens atmosfære og dannede HCN.

Man har diskuteret, om HCN var op­rin­delsen til aminosyrer og nuklein­syrer, og dermed livets oprindelse. Man har ved studier heraf fundet nye reaktionsveje, der fra HCN-kondensation kan føre til dannelse af organiske stoffer, men om livet begyndte sådan vides ikke. Læs teorier herom:

Læs mere her.

HCN kan påvises i universet ved hjælp af teleskoper på Jorden.

Interstellart HCN dannes især ved, at en elektron tilføres det liniære molekyle HCNH+, hvilket så medfører, at H fraspaltes.

Gå til index for siden


cyanoacrylat

Hvad er cyanoacrylat?


Cyanoacrylat (akronym "CA ") er en generisk betegnelse for hurtigtvirkende lime som f.eks. ethyl-2-cyanoacrylate (almindeligvis solgt under flere handelsnavne bl.a. superlim), n-butyl-cyanoacrylate (anvendes i veterinærlime Vetbond og LiquiVet) - og 2-octyl cyanoacrylate (anvendes i flydende bandager såsom Indermil, Histoacryl, Dermabond, Nexaband og Traumaseal). Cyanoacrylate lime kendes også som "sekundlim ".
Læs mere: Her
Gå til index for siden


cyklohexan

Hvad er cyklohexan?


Cyklohexan bruges som et upolært opløsningsmiddel i den kemiske industri, også som et råmateriale til industriel produktion af adipinsyre samt caprolactam.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


cyklohexans konformation

Hvad er cyklohexans konformation?


Cyclohexans konformation er et meget studeret emne i organisk kemi på grund af det komplekse samspil mellem de forskellige konformationer af cyclohexan og derivater. Forskellige konformationer kan have forskellige egenskaber, herunder stabilitet og kemisk reaktivitet.

Historisk baggrund om cyklohexans konformation
Den allerførste antydning af, at cyklohexan ikke kan være et fladt molekyle går tilbage til en overraskende lang tid. I 1890 offentliggjorde den 28-årige assistent, Hermann Sachse, i Berlin instruktioner til at folde et stykke papir der repræsenterer to former for cyklohexan han kaldte symmetrisk og asymmetrisk (hvad vi nu ville kalde stolkonformation og bådkonformation). Han forstod tydeligvis, at disse former havde to forhold til brintatomer (igen, til at anvende moderne terminologi, aksial og ækvatorial), at to stolkonformationer sandsynligvis ville interkonvertere, og endda hvordan visse substituenter kan begunstige en af stolkonformationerne. Fordi han gav udtryk for alt dette i matematisk sprog, fostod kun få kemikere med tiden hans argumenter. Han havde flere forsøg på at offentliggøre disse idéer, men ingen lykkedes at fange den fantasi hos kemikere. Hans død i 1893 i en alder af 31 år betød, at hans ideer sank i glemmeselen. Det var først i 1918, da Ernst Mohr begyndte at bruge en meget ny teknik i røntgenkrystallografi, så han var i stand til at bestemme den molekylære struktur af diamant; det blev anerkendt, at Sachses stolkonformation var det afgørende motiv(1)(2)(3).

Stolkonformationen - cyklohexans konformation
På grund af den iboende tendens til sP3-hybridorbitaler (og dermed dens kulstof-hydrogenbindinger) om tetravalent kul til at danne bindingsvinkler på 109,5°, udgør cyklohexan ikke et planart sekskantet arrangement med indvendige bindingsvinkler på 120°. Stolkonformationen er en betegnelse for de mest stabile kemiske konformationer af seks-leddede enkeltbundede kulstof-ringe (gerne cyclohexan). Derek Barton og Odd Hassel delte begge Nobelprisen for arbejdet med konformationer af cyklohexan og forskellige andre molekyler.

I lavest-energi-stolkonformationen er 6 ud af 12 brintatomer i aksial position (farvet rød); deres C-H-bindinger er parallelle med hinanden og ser ud til at holde op og ned fra ring-strukturen. De øvrige 6 i ækvatorial position (farvet blå), er spredte ud langs kanten af ringen.

Opbygningen af cyklohexans konformation
Bådkonformationen

Ud over stolkonformationen (1) som har D3d-symmetri, kan cyclohexan også eksistere i formerne "halv-stol " eller konvolut (2), twist eller twist-bådkonformationerne (3,5) som har D2-symmetri og bådkonformationen (4). Kun twistkonformationen er det muligt at isolere, idet den, ligesom stolkonformationen, har energiminimum. Bådkonformationen har ikke vinkelstamme-problemet, men har et højere energiindhold end stolkonformationen på grund af sterisk pres som følge af de to aksiale 1,4-brintatomer i den såkaldte flagstangs-interaktion. Deformationen i bådkonformationen har en maksimal værdi, på grund af to af kulstof-bindingerne, der er overskyggede. Sammenlign dette med stolkonformationen, hvor alle bindinger er forskudt og der er fuldstændig mangel på deformation og twist-bådkonformation med 4 ud af 6 bindinger delvist formørket. I halv-stolen er 4 kulstofatomer placeret på et plan, hvor to bindinger er helt formørket.

Båd- og stolkonformationerne er overgangstilstanden mellem twist-konformationen og stolkonformationen henholdsvis, og er umulige at isolere. Twist-bådskonformationen har 5,5 kcal/mol (23 kJ/mol), og er mindre stabil end stolkonformationen. Energierne af de to overgangstilstande er på 6,6 kcal/mol (28 kJ/mol) (båden) og 10,8 kcal/mol (45 kJ/mol) (halv-stolen), som højere end stolkonformationen(4). Ringens overgangsproces kan nu beskrives mere præcist, som finder sted via en twist-bådkonformation og gennem to halv-stole-overgangsfaser.

cyclohexane universe: 1 chair, 2 half-chair, 3 twist-boat, 4 boat

Forskellen i energi mellem stolkonformationen og twist-bådkonformationen af cyklohexan kan måles indirekte ved at tage forskellen i aktiveringsenergi til omdannelse af stolkonformationen til twist-bådkonformationen og af den modsatte isomerisation. Koncentrationen af twist-bådkonformationen ved stuetemperatur er meget lav (mindre end 0,1%), men på 1073 kelvin kan denne koncentration kan nå op på 30%. Den modsatte reaktion måles ved IR-spektroskopi efter hurtig afkøling af cyklohexan fra 1073 K til 40 K, så man fryser cyklohexan, hvorimod man har den store koncentration af molekyler med twist-bådkonformationen.

Twist-båd til stol-interkonvertering (cyklohexans konformation)
. Chiralan (5)(6) er en punktgruppe T-molekyle, som udelukkende består af identiske smeltede twist-båd cyklohexan-molekyler. Twistan er et andet stof med en twist-bådkonformation.

Referencer om cyklohexans konformation
(1) H. Sachse, Chem. Ber, 1890, 23, 1363; Z. Physik. Chem, 1892, 10, 203; Z. Physik. Chem. 1893, 11, 185-219.

(2) E. Mohr, J. Prakt. Chem. 1918, 98, 315 og Chem. Ber. 1922, 55, 230.

(3) Denne historie er pænt opsummeret her.

(4) Konformationel Undersøgelse af cis-1,4-Di-tert-butylcyklohexan med Dynamisk NMR Spektroskopi og andre beregningsmetoder. Observation af Stol- and Twist-Bådsopbygninger Gill, G.; Pawar, D. M.; Noe, E. A J. Org. Chem. (Artikel); 2005; 70(26); 10726-10731. DOI: 10.1021/jO051654z Abstrakt

(5) http://www.mazepath.com/uncleal/chiral2.gif Chiralan

(6) http://www.mazepath.com/uncleal/chiral3.gif.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


cæsium

Hvorfor eksploderer cæsium i vand?


Læs "Natrium: Hvorfor eksploderer natrium i vand?".

Gå til index for siden


Dalton

Hvilken betydning havde John Dalton for kemien?


Læs mere under "Kemiens historie: Hvornår udvikledes den moderne kemi?"

Gå til index for siden


Debye

Hvem er Peter Debye?


Petrus Josephus Wilhelmus Debije (24. marts 1884 - 2. november 1966) var en hollandsk fysisk kemiker. Han ændrede senere lovmæssigt sit navn til Peter Debye.

Peter Debye modtog Nobelprisen i kemi i 1936 for sine bidrag til vores viden om molekylære strukturer gennem undersøgelser af dipolmomenter og røntgen- og elektrondiffraktion i gasser.

Tidligt liv af Peter Debye
Peter "Pie " Debye blev født i Maastricht, og efter at have gået i de lokale folkeskoler begyndte han i 1901 at studere på universitetet i Aachen, Tyskland, kun 30 km fra Maastricht. Han læste matematik og klassisk fysik, og modtog i 1905 en grad i elektronik og ingeniørvidenskab. I 1907 fik han udgivet sin første artikel, en matematisk løsning af et problem som omhandlede eddystrømme. I Aachen studerede han hos den teoretiske fysiker Arnold Sommerfeld, som senere hævdede at hans vigtigste opdagelse var Peter Debye.

I 1906 fik Sommerfeld en stilling i München og tog Debye med sig som sin assistent. Han fik en phd-grad med en afhandling om stålingstryk i 1908. I 1910 udledte han Plancks lov om stråling ved brug af en metode som Max Planck senere anerkendte som værende mere simpel end hans egen metode.

Da Albert Einstein i 1911 blev professor i Prag, overtog Debye hans gamle professorstilling i Zürich. Derefter flyttede han til Utrecht i 1912, Göttingen i 1913, tilbage til Zürich in 1920, til Leipzig i 1927 og til Berlin i 1934, hvor ham blev leder af fysikafdelingen på Kaiser Wilhelm Institut. I 1935 blev han tildelt Lorentzmedaljen. Fra 1935 til 1937 var han formand for Deutsche Physikalische Gesellschaft.

I 1913 blev han gift med Mathilde Alberer, med hvem han fik en søn (Peter Paul Rupprecht, født 1916) og en datter (Mathilde Maria, født 1921). Deres søn blev fysiker og samarbejdede med faderen i en del af hans forskning.

Videnskabelige bidrag fra Peter Debye
Hans første større bidrag til videnskaben var brugen af dipolmomentkonceptet ved ladningsfordeling i assymmetriske molekyler. Han udviklede ligninger som beskrev sammenhængen mellem dipolmoment og temperatur, dielektricitetskonstant, debyerelaksation osv. Dipolmomenter måles nu i enheden debye opkaldt efter ham.

I 1912 udvidede han Albert Einsteins teori om specifik varme til også at omfatte lave temperaturer.

I 1913 udvidede han Niels Bohrs teori om atomets struktur, ved at introducere elliptiske elektronbaner, et koncept som også var introduceret af Arnold Sommerfeld.

I 1914-1915 beregnede han temperaturens effekt på røntgendiffraktionsmønstre i krystallinske stoffer sammen med Paul Scherrer.

I 1923 udviklede han, sammen med sin assistent Erich Hückel en forbedring af Svante Arrhenius' teori om elektrisk ledningsevne i elektrolytopløsninger. Selvom Debye-Hückel-ligningen i 1926 blev forbedret af Lars Onsager, regnes denne teori stadig for at være et stort skridt i mod vores forståelse af elektrolytopløsninger.

I 1923 udviklede han også en teori der forklarede Comptoneffekten; røntgenstrålers frekvensskifte ved vekselvirkning med elektroner.

I 1936 modtog Debye Nobelprisen i Kemi.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


dehydrering

Hvad er dehydrering?


I kemi er dehydrering en eliminationsreaktion, hvor der fjernes to brintatomer og et iltatom (samlet set H2O) fra en kemisk forbindelse, ofte under dannelse af en dobbeltbinding.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


derivat (kemi)

Hvad er derivat (kemi)?


Inden for kemien er et derivat en forbindelse, der kan afledes af en anden. På den måde kan visse stoffer have store grupper af derivater, som alle kan betragtes som beslægtede, og som alle kan betragtes som varianter af det grundlæggende stof, hvor ét eller flere elementer er udskiftet med andre på samme plads.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


destillation

Hvad er destillation?


Destillation er en metode til adskillelse af væsker eller faste stoffer med forskellige kogepunkter. Adskillelsen foregår ved at opvarme blandingen i en beholder, indtil et af stofferne fordamper. Dampen afkøles til fortætning, og kondensatet opsamles i en separat beholder.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


det græske talsystem

Hvad er det græske talsystem?


Talbenævnelser af græsk oprindelse bruges i blandt andet i kemi og matematik, eksempelvis:

1 Mono
2 Di
3 Tri
4 Tetra
5 Penta
6 Hexa
7 Hepta
8 Octa
9 Nona
10 Deca

Eksempler på det græske talsystem:
Pentagon (5-kant)

hexagon (6-kant)
Nitrogendioxid
Dinitrogenoxid
Carbonmonosulfid
Tetraphosphordecaoxid

Læs mere: Her
Gå til index for siden


D-former

Hvad er D-former?


D står for dexter = højre. L står for laevus = venstre. Louis Pasteur opdagede, at salte, som udkrystalliseredes fra druesyre (vinsyre), bestod af to typer krystaller, som var spejlbilleder af hinanden. Og når disse krystaller blev sorteret, og der blev sendt planpolariseret lys igennem, afbøjede de to krystaltyper lyset henholdsvis til højre og til venstre, og man taler derfor om D- og L-former.

Dette kaldes kiralitet. Begrebet kiralitet (chiralitet) beskriver det fænomen i kemien, hvor to molekyler er hinandens spejlbilleder, men ellers er opbygget af nøjagtigt de samme kemiske grupper. Kiral kommer af "cheiros ", der på græsk betyder hånd. Højre og venstre hånd er ikke identiske, men derimod spejlbilleder af hinanden - de er kirale.

To stoffer, der er kirale, men ellers har samme opbygning, kan godt have meget forskellige egenskaber. En almindelig kemisk reaktion danner begge spejlbilledformer, da sandsynligheden herfor er lige stor. Der bliver altså dannet lige mange af højre og venstre molekyler.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


dimethylfuran

Hvad er 2,5-Dimethylfuran?


2,5-Dimethylfuran (DMF) er en heterocyclisk organisk forbindelse afledt af stoffet furan. Stoffet har stort potentiale som biobrændsel, fordi det indeholder en større koncentration af energi end andre biobrændsler såsom bioethanol og ligger på niveau med almindelig benzin. Samtidig har det den fordel at det til forskel fra ethanol ikke absorberer vand fra luften. Metoder til at fremstille stoffet fra almindelige kulhydrater såsom fruktose og glukose, der findes i store mængder i planter, er blevet udviklet i de seneste år.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


dioxin

Hvad er dioxin?


Dioxin er en samlebetegnelse for en gruppe klorholdige giftstoffer som dannes under forbrænding af organisk materiale så længe der er klor til stede. Dioxin er meget skadelig for mennesker, blandt andet under vietnamkrigen blev det brugt som plantegift i tætte jungleområder. Giften fører over lang tids eksponering til øget risiko for kræft, reproduktionsforstyrrelser, nedsættelse af immunforsvaret, neurotoksiske effekter og "hormonvirkninger ".

Dioxiner og furaner
Dioxiner og furaner er to grupper af miljøgifte med næsten ens opbygning som har mange af de samme egenskaber. Disse miljøgifte kan give helbredsskader som nedsat immunforsvar, hudskader, misdannelser og reduceret vækst. Dioxiner bidrager også til øget risiko for kræft i lever og tarme. Udslip af dioxiner og furaner er stadig et betydeligt miljøproblem i hele verden.

Dioxiner er en betegnelse for en stofgruppe på 75 giftige kemikalier. Det kemiske navn på denne gruppe er polyklorerede dibenzodioxiner (PCDD). En nært beslægtet gruppe kemikalier kaldes furaner, eller mere præcist polyklorerede dibenzofuraner. Denne gruppe består af 135 forskellige stoffer. Det er almindeligt at analysere og behandle disse to stofgrupper i sammenhæng, og i det følgende omtales hele gruppen af stoffer som dioxin.

Den totale gruppe af miljøgiften dioxin består da af 210 stoffer. Af disse er der 12 stoffer som regnes for ekstremt giftige. I engelsksproget litteratur omtales disse ofte som "the dirty dozen " ( "det beskidte dusin "). Det allergiftigste stof hedder 2,3,7,8 tetraklordibenzo-p-dioxin (2,3,7,8 TCDD). Forsøg har vist at 0,5 milligram TCDD er nok til at dræbe et marsvin. De andre stoffers giftighed angives ofte som ækvivalenter af 2,3,7,8 TCDD, sådan at dette stof bruges som reference for de andre.

Dioxinerne er organiske miljøgifte. Det indebærer at stofferne er nedbrydelige i naturen, men i tilfældet med dioxin tager denne nedbrydning ofte lang tid. Nedbrydningstiden for dioxiner i naturen varierer fra nogle måneder til mange år.

Kemisk struktur af dioxin
Dioxinerne er kemiske derivater af dioxin. Navnet dioxin refererer til di = 2 og oxy = ilt. Ofte er dioxinerne klorerede forbindelser af to benzenringe bundet sammen af en dioxinring. På billedet er vist nummereringen af atomerne i skelettet af dibenzodioxin. Kloratomerne sidder for eksempel på positionerne 2-3 og 7-8.

Til sammenligning vises den generelle struktur af nogle polychlorerede pesticider

Kilder til udslip af dioxin
Dioxiner bliver hverken produceret eller brugt kommercielt og er en uønsket forurening uden nytteværdi. Der er hovedsagelig to måder dioxinerne dannes på:

Som et kemisk biprodukt ved industrielle processer som involverer klor eller brom.

Ved afbrænding eller stærk opvarmning (fra ca. 400 °C) af organiske stoffer som indeholder klor.

Dertil har nyere forskning vist at små mængder dioxiner kan dannes ved kompostering og afbrænding af træ. Der er endvidere observeret spor af dioxiner i slam fra renseanlæg.

Tidligere havde Norge en af verdens største punktkilder for udslip af dioxiner. Hydros Magnesiumfabrik på Herøya slap i perioden frem til 1990 ligeså meget dioxin ud som samtlige kilder i hele Sverige. Falconbridge Nikkelverk i Kristiansand og afløb fra diverse klorblegerier i træforædlingsindustrien, har også givet et kraftig bidrag til dioxinudslippene i Norge. Procesændringer og en mere bevidst holdning til sådanne udslip har heldigvis forbedret situationen meget.

I år 2001 bidrog affaldsforbrænding med godt 4% af den samlede danske dioxinudledning]. Derudover bidrager biltrafik, kloakslam og afbrænding af PVC-isolerede elkabler.

Spredning af dioxin til miljøet
Dioxiner findes i luften både som damp eller bundet til partikler. Det sidste er det mest almindelige, og som regel vil dioxinerne binde sig til aske eller sod. Gennem bindingerne til partiklerne kan dioxinerne opholde sig i luften i lang tid og transporteres over store afstande. Dioxiner findes derfor på hele kloden.

Spredningen af dioxiner sker også via vand. Dioxinerne er ikke opløselige i vand, men kan binde sig til partikler der sedimenterer på sø- eller havbunden, hvorved dioxinerne lagres i bundsedimenterne.

Dioxinerne er kemisk bestandige og nedbrydningen sker ved spaltning når de udsættes for sollys. Dioxinerne er ofte knyttet til sod og skærmet for sollys sådan at de ikke spaltes så let. Tilsvarende er det for dioxiner lagret i jord eller bundsedimenter. Afskærmningen mod sollys gør at nedbrydningen kan tage meget lang tid.

Effekter af dioxiner
Mennesker optager først og fremmest dioxiner gennem mad og vand. Ydermere vil man kunne eksponeres gennem huden og direkte ved indånding.

Dioxinerne er fedtopløselige og vil derfor lagres i alle fedtholdige dele af kroppen. I leveren er der en type proteiner som binder sig specielt nemt til dioxiner, det betyder at leveren er det største lager for dioxin i kroppen.

Halveringstiden for dioxiner i menneskekroppen er mellem 7 og 11 år. Det betyder at dioxinerne ophobes i kroppen i årevis. Selv meget lave doser vil over tid kunne give store koncentrationer i kroppen.

Meget af forskningen i helbredseffekter ved dioxin-forgiftning er foregået som dyreforsøg. Man kan diskutere hvorvidt resultaterne fra disse forsøg kan overføres til mennesker. På grund af forskellig forbrændingshastighed vil halveringstiden for dioxiner i kroppen variere meget fra art til art. Rotter har eksempelvis en halveringstid på nogle få dage. Dette giver særlig problemer for forskningen på langtidseffekter.

Til trods for problemerne i forbindelse med forskning på dioxineffekter, er det mange helbredseffekter som er mere end godt nok dokumenteret. Relativt små doser af dioxiner kan give kroniske effekter som reduceret vækst, forstyrrelse af A-vitaminomsætning, nedsat immunforsvar, lavere testosteronniveau og hudskader. Dioxiner forstyrrer også gen-funktionen og kan kunne føre til misdannelser og/eller kræft (i lever eller tarme). Ofte vil man kunne observere en kombination av flere af disse helbredseffekter. På grund af at eksponeringen for dioxiner ofte sker samtidig som man bliver eksponeret af andre miljøgifte er kombinationen af årsagsforhold og helbredseffekter temmelig komplekse.

Dioxin har indflydelse på DNA-strukturen, og dermed arvemasse, hvilket på længere sigt vil give mutationer.

Kendte eksempler på dioxinudslip
Et af de mest kendte udslip af dioxiner skete i Seveso i Italien i 1976. I forbindelse med produktion af triklorfenol kom processen ud af kontrol, hvilket resulterede i en sky som blandt andet indeholdt dioxiner. Skyen drev gennem et område hvor der boede 37.000 mennesker. Ingen mennesker døde som en direkte følge af ulykken, men mange fik gener med luftvejene og huden, mens en række dyr døde og over 70.000 måtte slagtes. En af følgerne af denne ulykke var at EU lavede det såkaldte Seveso-direktiv som omhandler risiko for storulykker i industrien.

Et andet kendt eksempel er "Agent Orange ". Dette er et dioxinholdigt sprøjtemiddel som blev brugt af de amerikanske styrker under Vietnamkrigen. I slutningen af 1960'erne blev der sprøjtet mere end 75 millioner kg "Agent Orange "] ud over de vietnamesiske skove. Næsten 200.000 amerikanske krigsveteraner har rapporteret om helbredsskader som er blevet knyttet til eksponeringen for dioxiner under Vietnam-krigen.

I sommeren 1999 blev der fundet dioxiner i en række belgiske madvarer. I dag kender man endnu ikke hele grunden til dioxinforureningen. Det man ved, er at en belgisk foderproducent havde tilsat fritureolie fra et gadekøkken i fodret, og denne olie var forurenet med dioxin. Foderet blev brugt af belgiske og muligvis franske og tyske bønder ved produktion af kylling, æg, svin og kvæg. Dioxinværdien i det forurenede kød var optil 175 gange højere end WHO's grænseværdier.

Danske undersøgelser fra 2007 antyder, at dioxiner kan være en væsentlig årsag til nedsat sædkvalitet.

Tiltag og virkemidler af dioxin forgiftninger
For at forhindre dioxin-forgiftning af mennesker har myndighederne indført kostråd, og restriktioner på fiskeri i enkelte områder. I dag (2007) gælder dette for en række fiske- og skaldyrsarter i Grønlandsfjordene. Sådanne tiltag er imidlertid kun rettet mod at reducere konsekvenser af udslip som gør skade. Vigtigere er det at fjerne dioxiner som allerede er sluppet ud og forhindre at endnu mere dioxin slippes ud i naturen.

Efter pres fra miljøorganisationer arbejder både myndigheder og industriselskaber nu med planer for tiltag mod særligt forurenede sedimenter. Aktuelle alternativer er tildækning, fjernelse/deponering og rensning.

Siden 2005 har der været krav om dioxinrensning på alle affaldsforbrændingsanlæg i Danmark]. Også ældre anlæg har nu monteret dioxinrensning. Tidligere var forbrændingsanlæg den største udleder af dioxiner i Danmark.

Et alternativ til rensning af røggasserne er bedre styring af forbrændingsprocessen og afkølingen af røggasserne. Det har vist sig, at hvis afkølingen af røgen fra forbrændingen sker hurtigt nok, vil der dannes langt færre dioxiner. For eksempel ved en nedkøling af røgen fra ca. 1100 °C til 150 °C i løbet af 2 sekunder. Dette er teknisk muligt i en quench, men medfører at røggassens varme ikke kan udnyttes til elproduktion.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


dipol

Hvad er dipol?


En dipol er en elektromagnetisk størrelse, som har to poler. Der kan være tale om en elektrisk dipol, som består af to lige store ladninger med modsat fortegn tæt på hinanden, eller en magnetisk dipol, der dannes små lukkede strømme.

Dipoler anvendes i radioantenner.

Molekylære dipoler!!!

Mange molekyler har dipolmomenter om skyldes at positive og negative ladninger på de forskellige atomer ikke er ensartet fordelt over hele molekylet.

Et molekyle med et permanent dipolmoment kaldes et polært molekyle. Et molekyle bliver polariseret når det bærer en induceret dipol. Kemikeren Peter Debye var den første som studerede molekylære dipoler i detaljer, og dipolmomenter bliver målt i enheden debye, opkaldt efter ham.

Der findes forskellige typer af dipoler i molekyler:

Permanente dipoler: når to atomer i et molekyle har væsentligt forskellig elektronegativitet; det ene atom tiltrækker elektroner mere end det andet, og bliver derfor mere negativt. Det andet atom bliver tilsvarende mere positivt.

Inducerede dipoler Disse forekommer når et molekyle med en permanent dipol frastøder det andet molekyles elektroner, således at der "induceres " et dipolmoment i det andet molekyle. Der kan også induceres et dipolmoment ved at placere molekylet i et elektrisk eller et magnetisk felt.

Typiske værdier for gasfasen af nogle kemiske forbindelser, angivet i debye-enheder er: ]:

kuldioxid: 0

kulmonoxid: 0,112

ozon: 0,53

phosgene: 1,17

vanddamp: 1,85

hydrogencyanid: 2,98

cyanamid: 4,27

kaliumbromid: 10,41

Disse værdier fås ved at måle den dielektriske konstant. Når symmetri i et molekyle betyder at det ikke har et nettodipolmoment, sættes værdien til 0. De højeste dipolmomenter ligger omkring 10-11 D. Man kan udlede information om molekylets geometry når dipolmomentet kendes. F.eks. illustrerer ovenstående data at kuldioxid er et lineært molekyle, hvorimod ozone ikke er.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


diprot syre

Hvad er diprot syre?


En diprot syre er en syre som har to labile hydroner, dvs. den kan afgive to hydroner i en syre-base-reaktion. Et eksempel på en diprot syre er svovlsyre. En syre der kun kan afgive en hydron kaldes en monoprot syre.

De to hydroner vil afgives ved forskellig pH, som bestemmes af syremolekylets struktur. Den pH hvorved en syre afgiver en hydron kaldes pKa; for en diprot syre benævnes de to pH-værdier hvor hydronerne afgives henholdsvis pKa1 og pKa2.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


dissociation

Hvad er dissociation?


Dissociation er et udtryk, der beskriver, hvor godt en syre eller en base reagerer med vand. Når fx ammoniak (NH3) reagerer med vand, er det kun omkring 1% af ammoniak-molekylerne, der optager en H+-ion. Når saltsyre (HCl) reagerer med vand, er det derimod alle saltsyre-molekylerne, der afgiver en H+-ion. Man siger, at syren er fuldt dissocieret i vandet.

Syrer og baser, der er gode til at dissociere i vand, kaldes stærke syrer og baser. Syrer og baser, der næsten ikke dissocierer i vand, kaldes svage syrer og baser.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


dopamin

Hvad er dopamin?


Dopamin er et signalstof i hjernen, et såkaldt "catecholamin ", der virker som neurotransmitter i centralnervesystemet. Dopaminmangel kan opstå, når der sker svigt hos de nerveceller, der normalt udskiller dopaminet.

Kemisk set er dopamin et monoamin, ligesom en række andre neurotransmittere: noradrenalin, adrenalin, serotonin og histamin. I hjernen bliver dopamin syntetiseret ud fra stoffet DOPA (dihydroxyfenylalanin) som igen bliver syntetiseret ud fra tyrosin. Dopamin kan syntetiseres videre til noradrenalin, og dette stof kan yderligere syntetiseres til adrenalin. Ved den kemiske syntese fra DOPA til dopamin medvirker et enzym kaldet DOPA-decarboxylase, hvorimod der ved den videre syntese til noradrenalin medvirker enzymet dopamin-ß-hydroxylase (DBH).

I hjernen befinder dopamin-holdige nervecellers cellelegemer sig i strukturerne "den sorte substans " og det central tegmentale område. Herfra har de udløbere til store dele af forhjernen, blandt andet storhjernens hjernebark. (Ved Parkinson's sygdom ses et stort antal døde nerveceller i den sorte substans).

I dagliglivet spiller signalstoffet dopamin en afgørende rolle for drivkræfterne bag alle positivt motiverede handlinger, hvortil der er knyttet oplevelser af velvære. Dopamin udløses således i så forskellige situationer som under opnåelse af succes i både krig og kærlighed, under spisning ved et veldækket bord, i vundne spil-situationer, under indtagelse af narkotika, ved seksuelle samværssituationer o.lign. og hvor signalstoffet endvidere virker forstærkende på trangen til vanemæssigt at se frem til at kunne genopsøge pågældende dopaminudløsende situation på ny.

Endvidere spiller dopamin en central rolle for udviklingen af mange adfærdsforstyrrelser, f.eks. er der en forhøjet risiko for at udvikle ADHD, hvis den naturlige dopamin-produktion i hjernen er ude af balance.

Transmission af dopamin
I hjernen findes der på nerveceller forskellige proteiner der reagerer på dopamin efter de er frigivet af de dopamin-holdige nerveceller. På den postsynaptiske neuron sidder der dopaminreceptorer, der sender signalet videre. Efter påvirkningen genoptager de dopamin-holdige nerveceller den frigivne dopamin ved hjælp af et protein kaldet dopamin-transporteren. Kokain og amfetamin nedsætter dette genoptag.

Visse former for medicin til skizofreni hæmmer dopamintransmissionen] andre psykoaktive farmaka aktiverer eller blokerer dopaminreceptorerne.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


drikkevand

Findes der gavnlige bakterier i drikkevand?


Rensende bakterier i drikkevand-rør. Der er 80.000 bakterier pr. ml i drikkevand, men forskere fra Lunds universitet har påvist, at der i vandrør findes gode bakterier, som renser rørene. Vandhanevand indeholder disse bakterier, som lever på indersiden af vandrørene som en biofilm, der ikke er blevet studeret før. Det er et komplekst mikrobiologi-økosystem - afsløret med DNA-sekvensbestemmelse og flow cytometri.

Læs mere her.

Gå til index for siden


drikkevand

Hvordan kan man påvise organisk stof i drikkevand?


Læs "Organisk stof: Hvordan kan man påvise organisk stof i drikkevand?".

Gå til index for siden


dubletreglen

Hvad er dubletreglen?


De letteste grundstoffer hydrogen, lithium, beryllium og bor stræber dog efter to elektroner i yderste skal, da ædelgassen helium kun har to i yderste skal. Denne afvigende regel kaldes undertiden for dubletreglen. Dette er i modsætning til oktetreglen (også kaldet ædelgasreglen), der er betegnelsen på den observation, at kemiske grundstoffer har en forkærlighed for at optage eller afgive elektroner, så de opnår at deres elektronkonfiguration kommer til at ligne ædelgasserne mht. antallet af elektroner i deres yderste skal.

Populært siger man, at grundstofferne tilstræber at få otte elektroner i yderste skal.

Oktetreglen gælder kun for hovedgrupperne. Overgangsmetallerne, lanthaniderne og actiniderne følger således ikke oktetreglen.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


dugfjernelse

Hvordan kan man fremstille et middel mod dug?


Til at undgå dug på indersiden af en bilrude eller vinduesrude opløses 1 teskefuld kogsalt i 8 teskefulde vand, hvorefter der tilsættes 16 teskefulde glycerin. Dette smøres på ruden, hvorved dugdannelse forhindres.

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mere her.

Gå til index for siden


duplikatblæk

Hvordan kan man fremstille duplikatblæk?


Blæk til mangfoldiggørelse af festsange mv. (duplikeringssværte eller "hektografblæk"): Blækket fremstilles ved at opløse 5 gram methylviolet i 4 gram sprit, hvorefter der tilsættes 8 gram glycerin, 50 gram vand og 2 gram sukker. (Dette giver violet blæk).

Rødt blæk fremstilles ved at opløse 10 gram fuksin (kaldes nu: fuchsin) i 10 gram sprit, hvor­efter der tilsættes 10 gram glycerin og 50 gram vand.

Man laver nu en "hektograf-masse" i en æske, der er lidt større end det papir, der skal trykkes på. Æsken skal være 2 cm høj. Den kan være af metal eller af træ foret med pergamentpapir.

I metalæsken kan massen fremstilles direkte i æsken, hvorimod man må tilberede massen i en kasserolle, hvis æsken er af træ.

Massen laves af 75 gram snedkerlim, der overhældes med 150 gram vand og stilles i ro nogle timer, hvorefter vandet opvarmes, indtil al limen er opløst. Der tilsættes nu 300 gram glycerin, og massen hældes over i æsken (eller tilberedningen er lavet direkte i æsken, hvis denne er en metalæske). Fjern skum og luftblærer, der dannes under afkølingen.

Når massen er blevet stiv, kan den bruges. (Alternativt kan massen laves på denne måde: 180 gram glycerin blandes med 120 gram vand, opvarmes, og der tilsættes 30 gram sukker og 30 gram husblas, der opløses i massen. Derefter udrøres 60 gram kaolin i massen).

Når der er blevet lavet nogle duplikater kan overfladen være blevet ujævn. Man kan glatte overfladen ved at hælde lidt sprit over og antænde det, eller - hvis massen er i en metalæske - kan denne blot opvarmes.

Skriv med blækket på et godt skrive­papir, vent til blækket er tørt, læg det skrevne ark ned på massen i æsken med den beskrevne side nedad.

Forinden skal massen i æsken fugtes let med en svamp. Det skrevne ark gnides nu let på bagsiden og får lov at ligge i 5 minutter på massen i æsken. Massen i æsken har nu opsuget noget af blækket. Fjern papirarket og læg et blankt stykke papir på og pres dette forsigtigt mod massen så noget af blækket overføres på papiret.

Det er muligt at lave 50-70 læselige aftryk. Man kan starte forfra med en ny tekst ved at fjerne blækket på massen med en svamp dyppet i lunkent vand.

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mere her.

Læs om hektografblæk: her.

Gå til index for siden


duPont

Hvad er duPont?


E. I. du Pont de Nemours and Company almindeligvis kaldet DuPont er en amerikansk industrikemivirksomhed. DuPont var i 2009 verdens niende største kemi-virksomhed målt på omsætning og den tredjestørste målt på markedsværdi. Virksomheden er grundlagt i juli 1802 som en krudtfabrik af Eleuthère Irénée du Pont. Aktierne i selskabet udgør en del af Dow Jones Industrial Average.

I det tyvende århundrede udviklede DuPont mange forskellige polymere såsom Vespel, neopren, nylon, Corian, Teflon, Mylar, Kevlar, Zemdrain, M5 fiber, Nomex, Tyvek, Sorona og Lycra. DuPont udviklede Freon (chlorofluorocarbon) til køleindustrien og senere mere miljøvenlige kølemidler. Der blev også udviklet syntetiske farver og maling inklusiv ChromaFlair.

DuPonts varemærkede brands bliver ofte til degenererede mærker. For eksempel var det oprindeligt meningen, at neopren skulle være et varemærke, men det blev hurtigt et almindeligt navn.

DuPonts historie
DuPont blev grundlagt i juli 1802 af Eleuthère Irénée du Pont, som benyttede fransk kapital og maskineri. Virksomheden begyndte Eleutherian Mills ved Brandywine Creek, nær Wilmington to år efter hans familie flygtede fra den Franske Revolution. Der blev påbegyndt en produktion af krudt eftersom du Pont konstaterede at den nordamerikanske krudtindustri haltede efter den europæiske. Virksomheden voksede hurtigt og i midten af 1800'tallet var det blevet den største leverandør af krudt til USA's militær, der blev leveret halvdelen af Union Armys forbrug under den amerikanske borgerkrig. Eleutherian Mills blev i 1966 erklæret for et nationalhistorisk landemærke og fungerer i dag som museum.

Væsentlige gennembrud af firmaet duPont
In 1920'erne fortsatte arbejdet med materialeteknologi og i 1928 blev Wallace Carothers hyret til at arbejde med polymerer. Carothers udviklede neopren, det første syntetiske gummi, det første polyester superpolymer og i nylon i 1935. Nogle få år senere blev også teflon udviklet. DuPont introducerede phenothiazine som et insektmiddel i 1935.

Firmaet duPont under anden verdenskrig 1941-1945
Gennem denne periode fortsatte DuPont som en væsentlig producent af krigsmateriel. Der blev produceret nylon til faldskærme, krudtsække, og dæk.

Firmaet duPont i rumforskningsårerne 1950-1970
Efter krigen fortsatte DuPont sit fokus på udvikling af nye materialer. Det blev til Mylar, Dacron, Orlon og Lycra i 1950'erne og Tyvek, Nomex, Qiana, Corfam og Corian i 1960'erne. DuPonts materialer var væsentlige for Apollo-programmets succes.

DuPont har været nøglevirksomheden bag udviklingen af moderne krops-sikkerhedsbeskyttelse. Gennem Anden Verdenskrig blev DuPonts splintsikre nylon benyttet af Storbritanniens Royal Air Force til splintveste. Med udviklingen af Kevlar i 1960'erne begyndte DuPont at undersøge, om den kunne modstå en affyret patron. Denne forskning førte til udviklingen af den skudsikre vest, som er blevet standardudstyr hos militær og politi i den industrialiserede verden.

Firmaet duPonts Conoco-besiddelser 1981-1995
I 1981 opkøbte DuPont Conoco, et stor amerikansk olie- og gasselskab, hvilket sikrede adgangen til tilstrækkeligt med råolie til produktionen af virksomhedens fiber- og plasticprodukter. Det skete efter en budkrig med giganten Seagram som blev DuPont største aktionær. 6. april 1995 bekendtgjorde DuPont en plan for hvordan alle Seagrams aktier skulle købes tilbage.

I 1999 solgte DuPont alle sine aktier i Conoco og Conoco blev sammenlagt med Phillips Petroleum Company og blev til ConocoPhillips i 2002.

Firmaet duPonts samarbejde med IG Farben
DuPont samarbejdede siden 1919 tæt med den tyske kemivirksomhed IG Farben om bl.a. udvikling af giftgasser til aflivning af skadedyr. De udviklede giftgasser blev anvendt ikke alene til aflivning af dyr, men også til henrettelse af mennesker. IG Farben ejede en større aktiepost i Dupont, og Dupont ejede en større andel aktier i IG Farben. Samarbejdet mellem de to virksomheder vat tæt, og der blev udvekslet information om giftgassernes effektivitet til aflivning af mennesker. IG Farben udviklede bl.a. giftgassen Zyklon B, der blev anvendt i de tyske koncentrationslejre til massedrab på bl.a. jøder. Det er ikke i dag præcist klarlagt, hvor meget DuPont kendte til Nazitysklands brug af Zyklon B i koncentrationslejrene, men det er generelt antaget, at der grundet det meget tætte samarbejde må anses for helt usandsynligt, at DuPont var uvidende om den omfattende brug af Zyklon B til aflivning af mennesker. Samarbejdet mellem DuPont og IG Farben fortsatte også efter, at Hitler i 1941 erklærede krig mod USA.

Firmaet duPonts nuværende aktiviteter
DuPont beskriver sig selv som en global vidensvirksomhed med mere end 60.000 ansatte på verdensplan og en forskelligartet produktportefølge.

DuPonts forretningsområder er organiseret i følgende fem kategorier: Electronic and Communication Technologies, Performance Materials, Coatings and Color Technologies, Safety and Protection og Agriculture and Nutrition.

I 2004 solgte virksomheden sin tekstilforretning, inklusive nogle af sine bedst kendte mærker såsom Lycra (Spandex), Dacronpolyester, Orlonacrylic, Antronnylon og Thermolite til Koch Industries. DuPont producerer også Surlyn, som bruges til overfladen på golfbolde.

Anno 2011 er DuPont verdens største producent af titandioxid, primært i form af hvidt pigment til brug i papirindustrien.

9. januar 2011 bekendtgjorde DuPont at de havde indgået en aftale om køb af danske Danisco for US$ 6,3 mia. 16. maj 2011 erklærede DuPont at overtagelsen var succesfuld og at Danisco ville blive afnoteret på børsen.

Firmaet duPonts lokaliteter
Virksomhedens hovedsæde er i Wilmington, Delaware. Virksomhedens øvrige afdelinger er spredt over hele verden. Væsentlige produktionsanlæg inkluderer Spruance plant nær Richmond, Virginia (virksomhedens største fabrik), Mobile Manufacturing Center(MMC) i Axis, Alabama, Bayport plant nær Houston, Texas, Mechelen Belgien og Changshu i Kina. Andre lokaliteter inkluderer Yerkes Plant på Niagara River i Tonawanda, New York, Sabine River Works Plant i Orange, Texas og Parlin Site i Sayreville, New Jersey. Hyderabad i Indien - Du Pont Servicecenter og Du Pont videnscenter.

DuPont har forskning- og udviklingsafdelinger i Kina, Japan, Taiwan, Indien, Tyskland og Schweiz. Der investeres i gennemsnit årligt omkring $ 1,3 mia. i forskning- og udvikling.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Döbereiner

Hvem er Johann Wolfgang Döbereiner?


Johann Wolfgang Döbereiner (13. december 1780 - 24. marts 1849) var en tysk kemiker.

Döbereiner var først farmaceut, derpå ejer af en kemisk fabrik og til sidst professor i kemi, farmaci og teknologi i Jena. Han opdagede den egenskab hos platinet, at det især i finfordelt tilstand formår at fortætte brint og ilt på sin overflade, hvorved det bliver glødende og antænder brinten. På denne egenskab hos platinsvamp beror Döbereiners fyrtøj.

Döbereiner opdagede luftarternes diffusion og fandt den forbedrede form for Daniells hygrometer, som nu fører Regnaults navn. Han var en virksom kemisk forfatter. Den tyske forfatter Goethe var Döbereiners gode ven og overværede hans ugentlige forelæsninger, Döbereiners teorier om kemisk affinitet førte til Goethes berømte skrift fra 1809 Die Wahlverwandtschaften.

Döbereiners arbejde med grundstoffer førte til at han opdagede ligheder med forskellige grundstoffer, således opdagede han at for Li, Na og K havde mærkelig sammenlighed. Med denne opdagelse var grunden lagt til Det periodiske system, Döbereiner krediteres ofte for opdagelsen af Det periodiske system.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


ebola

Kan man vaccinere mod Ebola?


Ebola-epidemien i Afrika medførte, at nogle lægemiddel-kemikere pludselig befandt sig i et kapløb med tiden om at finde et middel mod denne dødelige sygdom.

I januar 2015 afprøvede GlaxoSmith­Kline en forsøgsvaccine på 60 frivillige mennesker, og der var immun­respons på dem alle, men meget lavere end i de makak-aber, som den var testet på.

I aug. 2015 kom et vellykket fase-III forsøg med midlet VSV-ZEBOV, der var udviklet i Canada. Denne vaccine var en levende virus, som indeholdt en lille del af et Zaire-ebolavirus. Over 4000 tætte kontakter til 100 Ebola-patienter i Guinea blev inficeret med vaccinen. Alle, der fik vaccinen straks efter at et familiemedlem var blevet diagnosticeret med Ebola, gik fri af sygdommen.

Metoden kaldes "ring-vaccinationsstrategi", dvs. at alle omkring hver smittet bliver vaccineret for at undgå videre smitte. Ebolavaccinen var altså meget hurtig om at blive godkendt.

Gå til index for siden


eddikesyre

Hvad er eddikesyre?


Eddikesyre er en organisk forbindelse, der giver eddike dets sure smag og skarpe lugt. Kemisk set er eddikesyre en carboxylsyre med bruttoformel C2H4O2.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


EDTA

Hvad er EDTA?


EDTA eller etylen-diamin-tetra-eddikesyre er et krystallinsk stof, som har sit smeltepunkt ved omtrent 250°. Stoffet virker som chelat, og det bruges som natriumsalt til at binde metaller i kompleks form. Det giver stoffet mange, tekniske anvendelser: medicinsk, i sneglebekæmpelse og ved fremstilling af mikronæringsstofgødninger. EDTA-behandling er en kontroversiel medicinsk behandling af åreforkalkning (kelationsbehandling). EDTA anvendes også på skadestuerne til behandling af læsket kalk i øjnene og som tilsætning ved blodprøvetagning, hvilket hindrer blodet i at koagulere. EDTA er fortsat det foretrukne medikament ved behandling af blyforgiftning.

EDTA bruges også i kemi og biokemi til at binde divalente kationer, f.eks. til at fjerne positive ioner bundet til proteiner, ved kompleksdannelse med de ledige elektronpar på oxygenatomerne.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


egenskaber hos et metal

Hvilke egenskaber har et metal?


Fælles for metaller er fire egenskaber: De er strømledende, de er gode varmeledere, de har metalglans og de er formbare, seje og hårde. Egenskaberne er et resultat af den måde, hvormed metallers atomer forbinder sig, nemlig metalbindingen. Metaller har en tendens til at afgive elektroner, hvorved de bliver positive ioner - de er elektropositive. De frie elektroner, der er afgivet, danner en omkringliggende elektronsky, som holder metalionerne sammen i et metalgitter. Gitteret giver et metal dets glans, hvorimod de frie elektroner muliggør strøm- og varmeledningen gennem stoffet.

Metal er en fællesbetegnelse for metalliske grundstoffer eller legeringer heraf. I daglig tale inden for jernbranchen adskilles jern fra metallerne. De almindeligste brugsmetaller er jern, kobber, zink, aluminium, tin, bly og indbyrdes legeringer heraf, f.eks. stål, messing, bronze m.m. De mest værdifulde metaller kaldes ædelmetaller, f.eks. platin, sølv og guld.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


ekstraktion

Hvad er ekstraktion?


Inden for kemi er ekstraktion (fra latin ex = ud og trahere = tage) en separationsproces, som består af separation af en stof fra en opløsning.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


elektricitet

Hvornår opdagede man elektricitet?


I 1600-tallet var statisk elektricitet blevet opdaget, og man kunne more sig med at trække gnister fra næsen af folk eller få deres hår til at stritte.

I slutningen af 1700-tallet satte en italiensk læge og fysiker Galvani (1737-1798) ifølge overleveringerne et frølår på en kobberkrog, som havde forbindelse med en jernplade. Frølåret spjættede! Galvani troede fejlagtigt, at årsagen skulle søges i lårmusklen, men hans landsmand, Volta (1745-1827), tænkte, at årsagen skulle søges i metallerne - og han opdagede, at han kunne skabe en elektrisk strøm ved at kombinere to forskellige metaller. Han lavede verdens første batteri! Nemlig skiftevis kobberplader og zinkplader, adskilt af papskiver, der er gennemvædet med en saltopløsning. I stedet for zink kunne han bruge tin, og i stedet for saltopløsning kunne han bruge en fortyndet base. Jo flere metalplader, jo stærkere strøm. (Hans apparat-opstilling kaldes en Volta­søjle).

En britisk kemiker og fysiker, ­Faraday (1791-1867), indførte begreber, som vi bruger i dag, f.eks. elektrode, anode, katode, ion, anion og kation.

Man opdagede elektricitetens kemiske virkninger (f.eks. at vand kan spaltes i ilt [oxygen] og brint [hydrogen], at metaller kan udfældes på metal­overflader, - og man opdagede talrige nye grundstoffer.

Omkring 1850 opdagede man, at de flammefarver, som stoffer lyser med ved opvarmning, ikke er rene farver, - for hvis lyset blev sendt gennem en prisme eller et gitter, blev det splittet op i linier med forskellige farver (de såkaldte spektrallinier). Man opdagede at hvert grundstof havde sit eget spektrum - dvs. som et finger­aftryk - bestående af en speciel fordeling af farver og antal linier. Dermed kunne man påvise små mængder af stofferne ved at udsætte en gas af stoffet for højspænding, medens det var i et glasrør under lavt tryk. Gassen lyser op, og ved at lade lyset blive afbøjet i et gitter, kan et spektrum ses, og det kan bruges til at identificere gassen.

Farver er bestemte bølgelængder af lys, og lyset fra spektralrøret adskilles i de farver, som lyset i virkeligheden er sammensat af. I 1890 kunne man på denne måde identificere stoffer, som ikke ville reagere med noget som helst - nemlig ædelgasserne (de inaktive luft­arter, f.eks. argon).

Man vidste dog slet intet om, hvordan spektrallinierne blev dannet!

Man vidste ikke, hvad elektricitet er.

Man kunne ikke forklare, hvordan atomer bindes sammen.

Man vidste ikke, hvordan atomer er opbygget.

Dette var situationen ved indgangen til 1900-tallet!

Men i løbet af 15 år fandt man ud af, at statisk elektricitet er ophobning af elektroner. Og at elektrisk strøm er elektroner i bevægelse. Og at elektronens masse er knapt 2000 gange mindre (nemlig ca. 1860 gange mindre) end hydrogen-atomets masse. Man fandt også ud af, at radioaktive stoffer kan udsende elektroner (som så kaldes beta-partikler). [En anden stråling er alfa-partiklerne (der er positiv ladning med en masse som et heliumatom) og gammastråling (der er elektromagnetisk - ligesom lys - men meget energirig].

Gå til index for siden


elektricitet

Hvornår opdagede man elektricitets virkninger på kemi?


Læs Elektricitet:: "Hvornår opdagede man elektricitet?".

Gå til index for siden


elektrokemisk gradient

Hvad er elektrokemisk gradient?


I cellebiologien er en elektrokemisk gradient en rumlig forskel i både elektrisk potential og kemisk koncentration på hver sin side af en membran.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


elektronegativitet

Hvad er elektronegativitet?


Elektronegativitet er et udtryk for grundstoffernes evne til at tiltrække og fastholde elektroner i kemiske bindinger.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


elektronegativitet

Hvad er elektronegativitet?


Elektro-negativiteten angives i parenteser: H (2,1), C (2,5), Br (2,8), Cl (3,0), N (3,0), O (3,5) og F (4,0). Elever i kemi i gymnasiet skal kunne bruge dem (vise forståelse), men ikke kunne dem udenad. Men nogle vil måske lære at huske dem. Bogen anviser, hvordan det kan huskes. Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


elektronskal

Hvad er elektronskal?


I den klassiske model for atomer er en elektronskal et diffust område, hvor der er størst sandsynlighed for at vekselvirke med en elektron.

Den bedste model vi har i dag er, at et atoms elektronsky (sum af elektronskaller) skal opfattes som den rumlige sum af elektronernes stående bølgers form i rumtiden om atomkernens stående bølge..De enkelte orbitaler kan gå gennem hinanden og atomkernen, da der "blot " er tale om stående bølger.

En elektronskal er f.eks. en diffus sfære i en bestemt afstand fra atomkernen.

Elektronskaller benævnes K, L, M, N, O, P og Q; eller 1, 2, 3, 4, 5, 6 og 7; gående fra den inderste skal og udad. Elektroner i de ydre skaller har højere middelenergi og er længere fra atomkernen end elektroner i de indre skaller.

Orbitaler
Typer af orbitaler:]

s-orbitalen (skarp) - hver elektronskal kan maksimalt rumme en s-orbital.

p-orbitalen (principal) - elektronskal L og højere kan maksimalt rumme 3 p-orbitaler hver.

d-orbitalen (diffus) - elektronskal M og højere kan maksimalt rumme 5 d-orbitaler hver.

f-orbitalen (fundamental) - elektronskal N og højere kan maksimalt rumme 7 f-orbitaler hver.

Den teoretiske g-orbital - elektronskal O og højere kan maksimalt rumme 9 g-orbitaler hver.

Orbitaler kan maksimalt rumme 2 elektroner, der skal have forskelligt spin.

Elektronskallernes maksimale elektronantal opfylder den empiriske formel 2×N2, hvor n er elektronskalsnummeret:

K (1) kan have op til 2 elektroner

L (2) kan have op til 2+6= 8 elektroner

M (3) kan have op til 2+6+10= 18 elektroner

N (4) kan have op til 2+6+10+14= 32 elektroner

O (5) kan have op til 2×52= 50 elektroner

P (6) kan have op til 2×62= 72 elektroner

Q (7) kan have op til 2×72= 98 elektroner

O har i praksis højst 32 elektroner, da elektronskallerne bliver fyldt op efter aufbau-princippet. Antallet af elektroner i O-skallen vil ifølge Nobelpristageren Glenn T. Seaborg overstige 32 fra og med det hypotetiske grundstof Unbiunium (121)].

Hovedkvantetal (n) Bikvantetal (l) Sum (n+l)
Rækkefølge (elektronskaller)

1 (K) 0 1 1s Brint

2 (L) 0 2 2s Lithium

2 1 3 2p Bor

3 (M) 0 3 3s Natrium

3 1 4 3p Aluminium

4 (N) 0 4 4s Kalium

3 2 5 3d Scandium

4 1 5 4p Gallium

5 (O) 0 5 5s Rubidium

4 2 6 4d Yttrium

5 1 6 5p Indium

6 (P) 0 6 6s Cæsium

4 3 7 4f Cerium

5 2 7 5d Lanthan

6 1 7 6p Thallium

7 (Q) 0 7 7s Francium

5 3 8 5f Protactinium

6 2 8 6d Actinium

Glenn T. Seaborgs model for fremtidige grundstoffer:

7 1 8 7p Ununtrium

8 (R) 0 8 8s Ununennium

5 4 9 5g Unbiunium

Selvom det almindeligvis hævdes, at alle elektroner i en skal har samme energi, er dette blot en approksimation. Men elektroner i en orbital har den samme energi - og de efterfølgende orbitalers elektroner har højere energi per elektron end tidligere orbitalers.

Andet (elektronskaller)
I den inderste skal benævnt K (eller 1) er der plads til maksimalt to elektroner i s-orbitalen. Når atomnummeret er større end to må de overskydende elektroner nødvendigvis befinde sig i skaller længere væk fra kernen.

I den yderste elektronskal i et atom er den stabile tilstand, at der er otte elektroner.

Atomer, der ikke har otte elektroner yderst har tendens til at indgå i kemiske forbindelser, så den yderste skal fyldes op, eller donere overskydende elektroner væk; dette kaldes oktetreglen.

De eneste grundstoffer, der har en stabil atomstruktur i sig selv er ædelgasserne.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


elementaranalyse

Hvad er elementaranalyse?


En elementaranalyse er en metode til kvantitativt at bestemme en kemisk forbindelses indhold af forskellige grundstoffer (og dermed bestemme dets empiriske formel) samt nogle gange også isotopsammensætningen eller blot kan den kvalitative sammensætning bestemmes. Metoden ligger inden for analytisk kemi.

Kendes den molare masse kan også molekylformlen bestemmes.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


eliminationsreaktion

Hvad er eliminationsreaktion?


En eliminationsreaktion er en type organisk reaktion i hvilket to substituenter bliver fjernet fra et molekyle i enten en reaktionsmekanisme i én eller to trin. Mekanismen i et trin er kendt som en E2 reaktion, og mekanismen i to trin er kendt som en E1 reaktion. Tallet har ikke noget at gøre med antallet af trin i mekanismen med derimod kinetikken under reaktionen, som er henholdsvis bimolekylær og unimolekylær. I de fleste organiske eliminationsreaktioner mistes mindst ét hydrogen til at danne en dobbeltbinding, og graden af umættethed øges. Det er også muligt at et molekyle kan undergå reduktiv elimintation, hvor molekylets valens falder med to.

En vigtig gruppe af eliminationsreaktioner er dem, som involverer alkylhalider med gode leaving groups, der reagerer med Lewis base og danner en alken. Eliminationsreaktion kan betragtes som det modsatte af en additionsreaktion. Når substratet er asymmetrisk blev regioselektiviten bestemt af Zaitsevs regel.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


empirisk formel

Hvad er empirisk formel?


En empirisk formel angiver det simpleste heltallige forhold mellem grundstoffer i en kemisk forbindelse. F.eks. har stoffet benzen sumformlen C6H6. Det simpleste forhold mellem grundstofferne C og H i benzen er 1:1. Benzens empiriske formel er derfor CH.

Når der laves en analyse af grundstofindholdet i et ukendt stof fås typisk det procentvise indhold af de forskellige grundstoffer. Denne information kan benyttes til at opskrive en empirisk formel.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


emulgator

Hvad er emulgator?


Emulgatorer kaldes også for tensider. Det er stoffer, der letter dannelsen af emulsioner og stabiliserer dem. Emulgatorer består af molekyler med en vandelskende (hydrofil) og en fedtelskende (lipofil) del. Den lipofile del vendes mod fedtstoffer (f.eks. fedtdråberne i sødmælk), hvorimod den vandelskende del er i kontakt med det omgivende vand. En fedtdråbe kan på den måde stabiliseres i vand ved at blive overtrukket med en tynd emulgatorhinde.

Emulgatorer bliver brugt som hjælpestoffer, sådan at to ikke blandbare stoffer (f.eks. olie i vand) kan omdannes til en emulsion. Desuden kan de bruges til at stabilisere kemiske suspensioner. Blandt de kunstigt fremstillede emulgatorer kan man nævne sæbe, og blandt de naturlige er lecitin (som findes i æggeblommer) et af de mest kendte, men også mange proteiner virker som emulgatorer, f.eks. mælkeproteinet kasein.

Emulgatorerne har forskellig kemisk struktur, og de kan adskilles i ikke-ioniske (dvs. pH-uafhængige) og ioniske emulgatorer. De ioniske kan igen deles i anioniske og kationiske stoffer.

Emulgatorer bruges ofte under navnet tensider som hjælpestoffer i farmaci, levnedsmiddelproduktion, olieindustri, rengøring (rengøringsmidler virker først og fremmest, fordi de er emulgatorer), i kosmetik og alle vegne, hvor det drejer sig om at bringe olie eller fedtstoffer på en vandopløselig form.

Emulgatorer der bruges i levnedsmidler

Ammoniumfosfatider (E 442)

Ascorbylpalmitat (E 304)

Calciumstearoyl-2-lactylat (E 482)

Difosfate (E 450)

Fedtsyrer (E 570)

Lecitin (E 322)

Mono- og Diglycerider af konsumfedtsyrer (E 471)

Natriumstearoyl-2-lactylat (E 481)

Fosforsyre (E 338)

Natriumfosfat (E 339)

Kaliumfosfat (E 340)

Calciumfosfat (E 341)

Polyglycerin-Polyricinoleat (E 476)

Polyoxyethylen (40) stearat (E 431)

Polyfosfater (E 452)

Polysorbat 20 (E 432)

Polysorbat 40 (E 434)

Polysorbat 60 (E 435)

Polysorbat 65 (E 436)

Polysorbat 80 (E 433)

Propylenglycolalginat (E 405)

Hydroxypropylmethylcellulose (E 464)

Sorbitanmonolaurat (E 493)

Sorbitanmonooleat (E 494)

Sorbitanmonopalmitat (E 495)

Sorbitanmonostearat (E 491)

Sorbitantristearat (E 492)

Forbindelser af konsumfedtsyrer
Natriumsalte af konsumfedtsyrer (E 470a)

Magnesiumforbindelse af konsumfedtsyrer (E 470b)

Varmeoxideret sojaolie med mono- og diglycerider af konsumfedtsyrer (E 479)

Konsumfedtsyreestere
Eddikesyreester af mono- og diglycerider af konsumfedtsyrer (E 472a)

Mælkesyreester af mono- og diglycerider af konsumfedtsyrer (E 472b)

Citronsyreester af mono- og diglycerider af konsumfedtsyrer (E 472c)

Vinsyreester af mono- og diglycerider af konsumfedtsyrer (E 472d)

Mono- og diacetylvinsyreester af mono- og diglycerider af konsumfedtsyrer (E 472e)

Blandet eddike- og vinsyreester af mono- og diglycerider af konsumfedtsyrer (E 472f)

Sukkerester af konsumfedtsyrer (E 473)

Polyglycerinester af konsumfedtsyrer (E 475)

Propylenglycolester af konsumfedtsyrer (E 477)

Stearyltartrat (E 483)

Trifosfater (E 451)

Sukkerglycerider (E 474).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


enantiomer

Hvad er enantiomer?


Enantiomerer eller spejlbilledisomerer er betegnelsen for to molekyler hvis kemiske struktur er ens, men som er hinandens spejlbilleder.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


endoterm

Hvad er endoterm?


En endoterm reaktion er en reaktion, hvorved varme/energi optages, og luften omkring virker derved koldere. Det modsatte er en exoterm reaktion, der er en kemisk reaktion hvorved varme/energi udvikles (dvs. reaktanter -> produkt + varme).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


energi

Hvad er kemisk energi?


Kemisk energi

Ved kemiske reaktioner frisættes eller bindes energi. Til praktiske formål spiller forbrændingsreaktioner, hvor ilt fungerer som oxidationsmiddel, hovedrollen.

Ved planternes fotosyntese omdannes strålingsenergien i sollyset til kemisk energi i plantevævet. Når planten atter nedbrydes, frisætes energien på ny. Brændværdien (B) er per definition bundet energi (E) per masse m:

E = Bm
Den fysiologiske brændværdi for sukker er 17 MJ/Kg.

Fossilt brændsel er organisk materiale som er omdannet under temperatur- og trykpåvirkninger. Brændværdien for de forskellige typer af kul, olie og gas varierer mellem 30 MJ/kg og 50 MJ/kg.

Hydrogen reagerer med oxygen under vandudvikling med brændværdien 120 MJ/kg.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


energi-lagring

Hvad er supercapattery-systemer med peanutskaller til energilagring?


Forskere i Canada har brugt peanut-skaller til at lave et energilagringssystem, kaldet en supercapattery. Det kaldes en supercapattery, fordi det kombinerer egenskaberne ved et batteri (dvs. evne til at afgive energi i lang tid, men langsom til at levere denne energi) med egenskaberne ved en supercapacitor (dvs. hurtig til at levere energien, men kun i mindre doser inden ny opladning kræves)..

Læs mere her.

Super­kapacitorer bruges ofte i elektriske ­biler, og lagrer energi som en elektrostatisk ladning - dvs. det samme, som du kan frembringe ved at gnide en ballon mod noget tøj.

Udviklingen af "supercapatteries" er sket i forbindelse med, at man har forsøgt at forbedre katoder i traditionelle batterier. I konventionelle batterier er det ofte katoden, der begrænser batteriet. Men man kan erstatte almindelige katoder med supercapacitor-katoder.

Forskningen blev udført på University of Alberta, Canada, under ledelse af David Mitlin. Ioner adsorberes til overfladen af katoden (den negative pol), hvorved den nedbrydning, som ses i batterier, kan undgås. (I batterier sker der nemlig en gradvis absorption af ioner bort fra katoden). Fordelen er, at det nye batteri kan oplades og aflades mange flere gange, før dets ydeevne begynder at forringes.

Almindelige batterier kan oplades og aflades ca. 500 gange, men superkapacitorer kan oplades og ­aflades op til 1 million gange.

Skallerne af peanut (jordnødder) har ikke nogen stor kommerciel værdi, så de er billige. Desuden er de lette at skaffe i Nordamerika, da det er et affaldsprodukt, som blot bruges som en slags jordfyld.

Der er imidlertid vigtige strukturelle egenskaber ved såvel indersiden som ydersiden af jordnøddeskallen.

Ydersiden giver et fint katode-materiale [ClO4-]. Indersiden giver et fint anode-materiale [Na+].

Ydersiden af peanut-skallen bruges til katoden. Det er et grafén-lignende, celluloserigt materiale med højt overfladeareal.

Læs mere her.

Den glatte inderside af skallen bruges til anoden. Består hovedsageligt af en meget-tværbundet lignin-polymer.

Forskerne konstaterede, at det var nødvendigt at adskille delene af peanut-skallerne: Hvis man anvendte hele jordnødde-skaller til fremstilling af begge slags elektroder, fik man nemlig væsentlig dårligere egenskaber.

Peanutskal-superkapatterierne bruger altså natrium-ioner i stedet for de almindeligt anvendte lithium-ioner. Natrium er yderst vanskeligt at bruge i sådanne energilagrings-enheder på grund af natrium-ionens større radius i forhold til lithium-ionens lille radius. Imidlertid er natrium billigere og lettere at skaffe.

I dette konkrete tilfælde kan der være lang vej fra opdagelsen i laboratoriet til den faktiske anvendelse af sådanne energilagringsenheder. Men forskningen viser, at der er store muligheder i at anvende biomaterialer til energilagringsenheder.

I 2013 fandt kinesiske forskere på at lave menneske-hår om til superkapacitor-elektroder. Menneskehår kan altså bruges til at lagre energi.

Læs mere her.

Gå til index for siden


enheddalton

Hvad er enheden dalton?


Dalton er en kemisk masseenhed opkaldt efter John Dalton (1766-1844), der udviklede atomteorien for stof. 1 dalton (SI-symbol Da) er det samme som 1 u. https://da.wikipedia.org/wiki/Atommasseenhed).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


entalpi

Hvad er entalpi?


Entalpi er en sammensat størrelse inden for kemi og fysik, og er defineret som summen af et systems indre energi og systemets tryk ganget med dets volumen. Entalpi bliver gerne angivet med bogstavet H.

Entalpi -- eller rettere entalpiændringer (delta)H -- anvendes meget i kemisk termodynamik, fordi entalpien bl.a. beskriver hvor meget (kemisk) energi der er til rådighed, når man ikke udnytter tryk-rumfangsarbejde. PV-leddet beskriver systemets kapacitet til at udføre tryk-rumfangsarbejde. I praksis betyder dette at normalt er entalpien mere interessant end den indre energi, når man har et system hvor trykket hele tiden er det samme som omgivelsernes tryk, f.eks. fordi det er i en åben beholder. Den indre energi er derimod den mest interessante, hvis man f.eks. har en lukket beholder med konstant rumfang eller et system med et stempel eller lignende, hvormed rumfangsændringer kan omsættes til arbejde (som i f.eks. en benzinmotor, dieselmotor og en dampmaskine).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


enzymer

Hvad er enzymer?


Ordet "enzym" stammer fra det græske ord enzumos, som betyder inde i gær, idet gær på græsk hedder zume. På dansk udtales ordet "enzym" som starten på "en symaskine" (og enzymet kan faktisk sy stoffer sammen!).

Enzymer sørger for, at biokemiske processer forløber hurtigere, end de ellers ville have gjort. Det sker ved, at enzymet sænker aktiveringsenergien, dvs. energibarrieren, der skal overvindes, for at processen kan forløbe.

Lad os antage, at der ikke var en energibarriere. Det ville betyde, at store, livsvigtige molekyler (f.eks. proteiner, der udgør cellens byggesten og enzym-maskineri mv.) samt nukleinsyrerne (cellens arvemateriale: DNA og RNA) ville kunne ødelægges spontant af sig selv. Energibarrierer har altså stor betydning for, at stoffer ikke bare nedbrydes på tilfældig måde og på et vilkårligt tidspunkt. Uden energibarrierer ville der ikke være liv!

Hvis enzymet ikke er til stede, skal der tilføres meget mere energi, før processen kan forløbe. Den kemiske reaktion vil altså kunne forløbe oftere med enzym til stede.

Enzymmolekyler og substratmolekyler bevæger sig hurtigere med stigende temperatur. Chancen for at de støder ind i hinanden vil dermed stige. Den øgede fart på molekylerne, når de er varmere, giver dem mere energi, dvs. større chance for at passere den energi-"bakke", som aktiveringsenergien udgør. Enzymer gør energibakken mindre. Reaktionshastigheden stiger, når der tilsættes det rigtige enzym. [HUSK: Det svarer til, at cyklister (læs: "substratmolekyler") skal cykle op over en bakke ("aktiveringsenergien skal overvindes").

Hvis bakken er høj kommer kun de hurtigste og mest energiske cyklister (dem med mest bevægelsesenergi) over bakken og i mål (læs: "omdannes til produkter"). Hvis en bulldozer gør bakken fladere (læs: "hvis et enzym sænker aktiveringsenergien") kommer også de langsomme cyklister over bakken og i mål (læs: "omdannes til produkter").

Da enzymerne ikke bliver forbrugt eller omdannet i de processer, som de katalyserer - men kan bruges igen og igen - er der kun brug for en lille mængde enzym i forhold til substratmængden.

Et typisk enzym kan omdanne 1000 substratmolekyler pr. sekund.

Vi kan sammenligne
•Et enzym med en pizzabager
•Substratet med mel, gær, ost, tomatsovs og skinke (der indgår i pizzaen)
•Produktet, som enzymet danner ud fra substratet, kan sammenlignes med de færdigbagte pizzaer.
•Enzymets reaktionshastighed svarer til, hvor hurtigt bagerne laver pizzaer.
•Højere enzymkoncentration = flere bagere, der er på arbejde i pizzeriaet, betyder at mere mel, gær, ost, tomatsovs og skinke omdannes til pizzaer. Læs: jo flere enzymer der er til stede, jo mere substrat kan ­enzymerne nå at omdanne til produkt" (= flere pizzaer kan laves på en given tid).

Eller: "Jo større enzym­aktiviteten er, jo mere produkt bliver der danner per tidsenhed".
•Ved en given substratmængde vil alle aktive centre på enzymmolekylerne være engageret i substratomdannelse. Enzymet er nu mættet, og hastigheden af enzymaktiviteten har nået et foreløbigt maksimum. Det vil kunne ændres, hvis der tilføres mere enzym. [HUSK: Det svarer til at sige, at ­ganske vist er det sådan, at jo mere mel, gær, ost, tomatsovs og skinke, bagerne har til rådighed, jo flere pizzaer kan de nå at bage på en given tid, - men på et tidspunkt kan bagerne ikke arbejde hurtigere uanset, hvor meget mel, gær, ost, tomatsovs og skinke, de har til rådighed (læs: "enzymerne er mættede og kan nu ikke arbejde hurtigere"). Produktionshastigheden for pizza­bagning har nået sit maksimum (læs: "hastig­heden af enzymaktiviteten har nået sit maksimum"). Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


enzymer

Hvad er kemisk hæmning af enzymer?


En lang række stoffer kan hæmme enzymers aktivitet. Der skelnes mellem kompetitiv hæmning og ikke-kompetitiv hæmning. [Dette ord, "kompetitiv", kommer af det engelske ord competition, som betyder "konkurrence"].

Kompetitiv hæmning finder man blandt stoffer, der ligner et enzyms normale substrat så meget, at det kan passe ind i enzymets aktive center og altså optage pladsen på enzymet. Substratet vil skulle konkurrere med det kompetitive stof om pladsen på enzymmolekylet. Brugen af sådanne kompetitive enzymhæmmere anvendes i stor stil i medicin. Penicillin er et eksempel på en kompetitiv enzymhæmmer. Det blokerer det aktive center hos et enzym, der anvendes af mange bakterier til at danne cellevæg.

Det svarer til at man har to forskellige nøgler, som ligner hinanden ret meget (læs "to forskellige substratmolekyler, der ligner hinanden i opbygning"). Hvis man sætter den forkerte nøgle i låsen, er låsen blokeret, og man kan ikke låse døren op (læs: "dette forkerte substratmolekyle blokerer enzymets aktive center, og enzymet kan nu ikke virke").

Ved ikke-kompetitiv hæmning ("ved ikke-konkurrencepræget hæmning") ligner substrat og enzymhæmmer ikke hinanden. Men det enzymhæmmende stof binder sig til enzymet på et andet sted end det aktive center, med det resultat, at enzymets form ændres på en måde, så enzymets funktion hæmmes, idet det i sin nye, rumlige form er blevet dårligere til at omsætte substratet til produkt. Det svarer til at låsen er blevet skæv (læs "det hæmmende stof har ændret enzymets struktur"), så nøglen (læs "substratet") ikke passer ind i låsen (læs "enzymet"). Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


enzymer

Hvordan fungerer ion-bindinger i enzymer?


Ionbindingerne, som er med til at holde enzymets rumlige struktur i den optimale form, kan sammenlignes med lim, som bruges til at lime en papirfugl sammen. Hvis man kommer snavs i limen (læs "f.eks. ændrer pH væk fra den optimale pH-værdi for enzymet"), så virker limen dårligere (læs "ionbindingerne bliver svagere") og fuglen begynder at falde fra hinanden (læs "enzymets protein­del falder fra hinanden - man siger, at enzymet denaturerer"). Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


enzymer

Hvordan virker pH-ændringer på enzymer?


Et enzym virker bedst ved en bestemt pH-værdi. Under og over dette pH optimum vil enzymaktiviteten være lavere, da pH påvirker enzymproteinet.

Ladningen på aminosyrernes syre/base-grupper ændres, og derved forstyrres de ionbindinger, der er med til at opretholde enzymets rumlige struktur. Derved ændres enzymets aktive center på en sådan måde, at det ikke mere kan binde substratmolekyler optimalt:

Jo længere væk fra enzymets optimale pH, man kommer, jo færre enzymmolekyler vil virke optimalt. Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


enzymer

Hvordan virker varmeskade på enzymer?


At et enzymmolekyle kan skades af varme kan sammenlignes med, at man varmer på en lås (læs "et enzym") med en varm flamme. Til sidst begynder metallet at smelte og låsen ændrer form, så nøglen passer dårligt (læs "enzymets proteindel denaturerer, så det ikke passer så godt til substratet, hvorved enzymaktiviteten falder"). Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


Esbjerg Kemi

Hvad er Esbjerg Kemi?


Esbjerg Kemi var indtil sommeren 1998 en del af AgroDan A/S. Esbjerg Kemi deponerede fra 1960-1965 også affald fra virksomhedens produktion af sprøjtemidler i Kærgård Klitplantage. Esbjerg Kemi er nu lukket.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


ester

Hvad er ester?


En ester er en kemisk funktionel gruppe, som bl.a. kan dannes ved reaktionen mellem en alkohol og en carboxylsyre. Estere tilhører gruppen i såkaldt organiske stoffer.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


ester

Hvad er estere?


Læs "Organisk kemi: Hvad er estere?".

Gå til index for siden


ethan

Hvad er ethan?


Ethan (eller ætan) er en alkan fra den organiske kemi bygget op af carbon- og hydrogenatomer. Ethan er den anden i rækken af alkaner, efter methan. Ved atmosfærisk tryk er det en usynlig gas uden lugt. Ethan er et meget vigtigt molekyle for industrien og bruges blandt andet til plastfremstilling. Den kan også sættes sammen med en OH-gruppe - hvor H-enden i ethan bliver fjernet - og blive til ethanol (sprit), der bl.a. anvendes som husholdningsmiddel og i forskellige drikke for at give en berusende effekt.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


ethylacetat

Hvordan kan man fremstille ethylacetat?


Læs "Organisk kemi: Hvordan kan man fremstille ethylacetat?"

Gå til index for siden


evolution

Har mider på mennesker en fælles evolution?


En mikroskopisk mide, der lever i hårsække i bl.a. ansigtet hos mennesker, er blevet analyseret for dens genetiske evolution. Det viser sig, at midens evolution er koblet til menneskets egen evolution. Mitokondrie-DNA af miden Demodex folliculorum viste, at forskellige menneske-populationer huser forskellige mider, og at disse mider følger menneskefamilier, og ikke overføres tilfældigt til andre mennesker.

Alle mennesker uden undtagelse huser mider. Miden lever i menneskers hårfollikler, og kan altså bruges til at studere menneskets egen evolution. Miden lever af hudceller og hudolier. Den findes i menneskets ører, øjenbryn og øjenvipper samt hår ved brystvorterne og kønsbehåringen.

Miderne er harmløse for de fleste mennesker, men kan for nogle være forbundet med hud- og øjensygdomme, bl.a. rosacea og blepharitis.

Miderne er indsamlet fra 70 mennesker fra vidt forskellige steder i verden. Det kontinent, som personens forfædre kom fra, bestemte ifølge studiet hvilken mide-type, der blev fundet på personen. Sorte amerikanere, hvis familie havde levet i USA i generationer, husede f.eks. mider fra Afrika.

Læs mere her.

Gå til index for siden


evolution

Styrede molybdæn evolutionen på Jorden?


Læs "Molybdæn: Hvad er molybdæn?"..

Gå til index for siden


exoterm

Hvad er exoterm?


En exoterm reaktion er en kemisk reaktion hvorved varme/energi udvikles. Det udtrykkes i formlen reaktanter -> produkt + varme. (Det modsatte er en endoterm reaktion, som er en reaktion, hvorved varme/energi optages, og luften omkring derved virker koldere).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


FAD

Hvad er FAD?


FAD eller Flavin-Adenin-Dinukleotid er et coenzym. FAD indgår i forskellige redoxreaktioner i celler.

FAD reagerer ved optagelse af to elektroner og to protoner og bliver til FADH2.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Faraday

Hvem er Michael Faraday?


Michael Faraday (22. september 1791 - 25. august 1867), var en britisk fysiker og kemiker, der gjorde banebrydende opdagelser inden for elektromagnetisme.

Han blev født i London og blev ansat som lærling hos en bogbinder, da han var 14 år. I løbet af de syv års læretid fik han interesse for naturvidenskab. Derfor tog han notater om sine fysiske og kemiske iagttagelser, og disse notater sendte han til Humphry Davy, én af datidens førende videnskabsmænd. Det førte til, at Davy ansatte Faraday som assistent.

Hans største indsats skete inden for elektricitet. I 1821, kort efter at Hans Christian Ørsted havde opdaget elektromagnetismen, byggede Faraday to apparater, der kunne frembringe det, som han selv kaldte "elektromagnetisk rotation ". Det er en vedvarende, cirkulær bevægelse, forårsaget af den cirkulære, magnetiske kraft omkring en ledning. Ligeledes byggede han en elektrisk generator, som anvendte en magnet til at frembringe strøm. Disse eksperimenter og opfindelser danner grundlaget for moderne, elektromagnetisk teknologi.

Ti år senere, i 1831, indledte han den lange serie af eksperimenter, som førte til opdagelsen af elektromagnetisk induktion. Hans forevisninger demonstrerede ideen om, at elektrisk strøm kan frembringe magnetisme. Faraday nåede så langt som til at foreslå, at elektromagnetiske kræfter strækker sig ud i det tomme rum uden om lederen, men han fuldførte ikke sit arbejde med denne tanke. Faradays eksperimentelle forevisning af kraftlinjer, der udgår fra ladede legemer blev beskrevet matematisk af James Clerk Maxwell, og derfra videreudviklet til den generelle teori, der kendes som feltteorien.

I 1845 opdagede han dels et fænomen, han kaldte diamagnetisme, dels det, som i dag kaldes Faraday effekten: Polariseringsplanet hos lineært polariseret lys, som sendes gennem et stof, kan drejes ved brug af et ydre magnetfelt, der er ordnet efter lysets bevægelsesretning. Han skrev i sin protokol: "Endelig har jeg illumineret en magnetisk kurve eller en kraftlinje, og jeg har magnetiseret en lysstråle ". Dette beviste, at magnetiske kræfter og lys er beslægtede fænomener.

I arbejdet med statisk elektricitet beviste Faraday, at ladningen kun findes på overfladen af den opladede leder, og at den udvendige ladning ikke har indflydelse på noget som helst inden i lederen. Denne skærmende virkning bruges i det, man nu til dags kalder Faradays bur.

I 1826 indledte han Juleforedragene for unge mennesker med et foredrag om flammens kemi og fysik under titlen Naturhistorien i et stearinlys. Foredragene fandt sted på det engelske videnskabelige institut Royal Institution . I alt holdt han 16 af dem i årene mellem 1827 og 1861. Både disse og andre foredrag bidrog til at skabe hans ry som en enestående, videnskabelig underviser. Juleforedragene bliver stadigvæk afholdt, og de bliver udsendt i TV hvert år.

Enheden for kapacitet, en farad, er opkaldt efter Faraday, og man kan se hans portræt på de britiske 20-pund sedler.

Faradays sponsor og rådgiver var John 'Mad Jack' Fuller, som oprettede Fuller-professoratet i kemi ved The Royal Institution. Faraday blev den første og mest berømte, som havde dette embede for livstid.

Michael Faraday's pdagelser
Demonstrerede den første elektriske transformer i Royal Institute i London i 1831.

Påviste Induktion (fysik) i 1831.

Beskrev lovene for elektrolyse i 1833.

Påviste afskærmning af felter ved hjælp af gitre (Faradays bur).

Michael Faraday's opdagelse af benzol.
Michael Faraday dannede flere ord med relation til elektricitet. Nogle af dem er: Elektrode, anode, katode, anion, kation, elektrolyt, elektrolyse.

Michael Faraday kunne skrive med begge hænder på samme tid, i hver sin retning. Dog skrev det samme med begge hænder.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Faraday

Hvilken betydning havde Faraday for kemien?


Læs Elektricitet:: "Hvornår opdagede man elektricitet?"

Gå til index for siden


fase

Hvad er fase?


I kemi en fraktion af en blanding, der kan adskilles fra resten, f.eks. i en blanding af olie og vand.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


fedtstoffer

Hvad er fedtstoffer?


En af de vigtigste estergrupper er fedtstofferne, idet fedtstofferne i både dyreriget og planteriget er estere af alkoholen glycerin og de tre syrer stearinsyre, palmitinsyre og oliesyre.

Fedtstoffer bruges f.eks. til at lave sæber, og indgår som bekendt også i næringsmidler.

Gå til index for siden


fedtsyre

Hvad er fedtsyre?


Fedtsyrer er organiske syrer der består af lange, uforgrenede kæder af kulstofatomer med en carboxylsyregruppe (-COOH) i den ene ende. Fedtsyrer opbygger triglycerider med den generelle struktur glycerol med tre fedtsyrer i esterbinding, hvor fedtsyrerne kan være identiske, men oftest er forskellige, og de findes i alle levende organismer i cellemembraner, intracellulære membraner og liposomer (adiposomes eller eng. lipid droplet).

Navngivning af fedtsyrer
Fedtsyrene navngives jf. IUPAC regler for navngivning af kemiske forbindelser dvs. ud fra den vigtigste funktionelle gruppe, der i dette tilfælde er syregruppen. Der findes også en anden (komprimeret) navngivning, der ofte anvendes ved analyse af fedtsyrer, der er baseret på placeringen af den første dobbeltbinding, optalt fra den modsatte ende af syregruppen og antallet af dobbeltbindinger angives også. Eksempelvis kan Linolsyre, en fedtsyre med 18 kulstofatomer og 2 dobbeltbindinger navngives som C18:2?6, der angiver at dette er en omega 6 fedtsyre. Fordelen ved denne navngivning af bl.a. at omega 3 og 6 fedtsyrer umiddelbart kan identificeres ud fra navnet.

Mættede og umættede fedtsyrer
Naturligt forekommende fedtsyrer har som regel en kæde af et lige antal carbon-atomer (C), 4-28.

Kortkædede fedtsyrer (SCFA) er fedtsyrer med alifatiske haler af mindre end 6 carbon-atomer.

Mellem-kædede fedtsyrer (MCFA) er fedtsyrer med alifatiske haler af 6-12 carbon-atomer, som kan danne mellemkædede triglycerider (8 til 12 carbon-atomer).

Langkædede fedtsyrer (LCFA) er fedtsyrer med alifatiske haler med 13 til 21 carbon-atomer.

Meget langkædede fedtsyrer (VLCFA) er fedtsyrer med alifatiske haler længere end 22 carbon-atomer

Fedtsyrer kan inddeles i mættede og umættede fedtsyrer. I mættede fedtsyrer indeholder kulstofkæden udelukkende enkeltbindinger, dvs. at den ikke kan undergå en additionsreaktion. I umættede fedtsyrer indeholder kulstofkæden en eller flere dobbeltbindinger, dvs. at denne kan undergå en additionsreaktion og således "mættes ". Umættede fedtsyrer kan endvidere inddeles i monoumættede (eller enkeltumættede) og polyumættede (eller flerumættede) fedtsyrer efter om de indeholder en eller flere dobbeltbindinger.

Fedtsyrer med dobbeltbindinger har cis-trans-isomeri. Naturligt forekommende monoumættede og polyumættede fedtsyrer har cis-dobbeltbindinger. Når umættede fedtsyrer hydrogeneres, som det f.eks. sker ved fremstillingen af margarine fra planteolier, dannes der transfedtsyrer som et biprodukt. Disse menes at have ugunstig virkning på helbredet, f.eks. kan de medvirke til at øge kolesterolkoncentrationen i blodet, hvilket kan føre til udvikling af hjerte-kar-sygdomme. Der findes enzymer der kan omdanne en cisforbindelse til den tilsvarende transforbindelse. Disse enzymer kaldes cis-trans-isomeraser.

Fedtstoffer, der er opbygget af mættede fedtsyrer, er faste ved stuetemperatur. Derimod er de umættede fedtsyrer flydende. Uhensigtmæssig indtagelse af fedtstoffer baseret på mættede fedtsyrer, kan være medvirkende til åreforkalkning.

Essentielle fedtsyrer
Essentielle fedtsyrer er fedtsyrer, som mennesker og andre dyr skal indtage for at få et godt helbred, fordi kroppen kræver dem, men ikke kan få dem fra andre fødevarekomponenter. Udtrykket refererer til fedtsyrer der er nødvendige for biologiske processer, og ikke dem, der kun fungerer som brændstof.

Der er kun to essentielle fedtsyrer:

alfa-linolensyre (C18H30O2), en omega-3 fedtsyre.

linolsyre (C18H32O2), en omega-6 fedtsyre.

De blev oprindeligt udpeget som vitamin F, da de blev opdaget som vigtige næringsstoffer i 1923. I 1930 viste arbejde af Burr, Burr og Miller på rotter, at de er bedre klassificeret med fedtstoffer end med vitaminer.

Fremstilling af fedtsyrer
Fedtsyrer kan fremstilles ud fra fedtstoffer ved en såkaldt forsæbning, dvs. kogning af fedtstof med stærk base (typisk kaliumhydroxid eller natriumhydroxid). Betegnelsen forsæbning kommer af, at fedtsyrer eller saltene af disse ofte er udmærkede sæber, der stadig bruges i stor udstrækning, f.eks. i form af sæbespåner. Fedtsyrer er nok den ældste kendte form for sæbe, men i dag har man udviklet mange andre stoffer der også har gode vaskeegenskaber.

Eksempler på mættede fedtsyrer
Butansyre C4:0 (Smørsyre. Sure tæers lugt kommer primært fra butansyre)

Hexansyre C6:0

Octansyre C8:0

Dekansyre C10:0

Laurinsyre C12:0

Myristinsyre C14:0

Palmitinsyre C16:0

Stearinsyre C18:0

Arachinsyre C20:0

Eksempler på umættede fedtsyrer
Palmitoleinsyre C16:1

Oliesyre C18:1

Linolsyre C18:2

Linolensyre C18:3

Arakidonsyre C20:4.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Fehlings reagens

Hvad er Fehlings reagens?


Fehlings reagens er en opløsning der bruges i organisk kemi til at skelne mellem aldehyder og ketoner. Det stof der skal testes opvarmes sammen med Fehlings reagens. Ketoner reagerer ikke med Fehlings reagens, hvorimod aldehyder gør, og der dannes et rødt bundfald. Ved reaktionen oxideres aldehydet til en carboxylsyre, hvorimod ketoner (med undtagelse af alfa-hydroxyketoner) ikke berøres.

Metoden blev opfundet af den tyske kemiker Hermann von Fehling.

Den reaktion, der sker, er en redoxreaktion.

Fehlings reagens består af en blanding af to opløsninger:

Fehling I: En lyseblå opløsning af kobbersulfat i vand, og

Fehling II: En fortyndet opløsning af kaliumnatriumtartrat i natriumhydroxid

Når de to opløsninger blandes opnås en mørkeblå opløsning, som skyldes at kobberionerne danner et kompleks med tartrationer. Ved tilsætning af testsubstansen og opvarmning skifter opløsningen farve fra blå over grønlig til rød. Hvis testsubstansen er et aldehyd dannes der et rødt bundfald af Cu2O.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


fenol

Hvad er fenol?


Fenol (af græsk phainein = "lyse ", "skinne " + -ol) phenol, karbol, hydroxybenzen eller karbolsyre er et hvidt, krystallinsk stof med den kemiske formel C6H5OH. Fenols smeltepunkt ligger på 43 °C og kogepunktet på 182 °C begge dele ved 1 atm. tryk (eller 101080 Pa). Det er ikke en ægte alkohol, for hydroxylgruppen er bundet til et umættet kulstofatom. Selv om fenol mangler en karboxylgruppe (-COOH), optræder det som en svag syre, for fenolmolekylet har en tendens til at fraspalte H+ionen fra hydroxylgruppen.

Fenol indgår som element i opbygningen af lignin, der er det af de vigtige stoffer i ved, som giver træ dets trykstyrke. Stoffet findes derfor i veddet hos træagtige planter, som er blevet såret, og af samme grund i trætjære, og det indgår som et vigtigt led i konserveringsprocessen ved røgning af madvarer. Den oprindelige kilde til industrielt fremstillet fenol var tjæren fra gas- og koksværker, hvor den kunne udvindes ved destillation og vask med natronlud, hvilket resulterede i en vandig opløsning af fenolater (salte af fenol). Den rå fenol blev så udskilt med syre. Den første syntetiske proces gik ud fra benzen, som omdannedes til en sulfonsyre, der ved smeltning med en base gav fenolat. I dag bygger den mest anvendte proces på, at man først fremstiller cumen ud fra benzen og propylen, som derefter spaltes oxidativt til fenol og acetone.

Fenolprodukter
Fenol blev råstof for det første plastmateriale, for man brugte det til fremstilling af fenol-formaldehyd-plast (bakelit) fra ca. 1910. I dag bruges fenol bl.a. til fremstilling af caprolactam (til nylon) og bisfenol A (til epoxyforbindelser og polycarbonater). Desuden indgår stoffet i talrige industriproduktioner, der fører til slutprodukter som lægemidler, pesticider, farvestoffer og syntetiske harpikser.

Medicinsk anvendelse af fenol
Fenol blev tidligere anvendt til desinfektion af hud, sår og kirurgiske instrumenter. Fenol virker dræbende på både celler, bakterier og svampe, men ikke på sporer og virus. I mindre doser er fenol let lokalbedøvende, i større tydeligt ætsende. Fenol har antiseptisk virkning og blev brugt fra 1865 af Joseph Lister i hans banebrydende arbejde med hygiejne under kirurgiske indgreb, selv om hudirritation fremkaldt af vedvarende påvirkning fra fenol til sidst førte til, at man ændrede teknikken. Fenol optages hurtigt fra mave-tarm-kanalen og gennem huden. Hvis man udsætter huden for koncentreret fenol, fremkalder det ætsninger. Trods det bruges stoffet i plastickirurgi som en eksfoliant, der fjerner lag af død hud. Fenol anvendes fortsat i industrien og som desinfektionsmiddel til instrumenter, men ikke længere på hud eller i åbne sår.

Misbrug af fenol
Ved større doser fremkalder fenol svimmelhed, øresusen, opkastninger og mavesmerter, senere kramper, nyresvigt og bevidstløshed. Mange af de fanger, der var indlagt på hospitalet i kz-lejren Auschwitz, blev dræbt ved injektion af fenol direkte i hjertet. Dr. John H. Kellogg, som senere blev én af grundlæggerne af firmaet Kellogg's, foreslog brugen af "ren karbolsyre på kvinders clitoris for at forhindre børns onani " i bogen "Plain facts for old and young ", 1877.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


fenylgruppe

Hvad er fenylgruppe?


En phenylgruppe eller phenylring er en cyklisk gruppe med formlen C6H5. Phenylgrupper er relateret til benzen. Phenylgrupper har seks carbonatomer bundet sammen i en hexagonal plan ring, hvoraf fem af dem er bundet til individuelle hydrogenatomer, og det sidste carbon er bundet til en substituent. Phenylgrupper er almindelige i organisk kemi. Selvom de ofte blive afbildet som skiftevis dobbelt- og enkeltbindinger er phenylgrupper aromatiske og viser næste ens bindingslængde mellem carbonatomerne i ringen.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Fire elementer

Hvad var De Fire Elementer?


Se besvarelsen under "Kemiens historie: Hvad var alkymi?"

Gå til index for siden


Fischer

Hvem er Hans Fischer?


Hans Fischer (27. juli 1881 i Frankfurt-Höchst - 31. marts 1945 i München) var tysk organisk kemiker, som modtog Nobelprisen i kemi i 1930 for sit arbejde med heme og klorofyl, og særligt syntesen af heme.

Fischer giftede sig med Wiltrud Haufe i 1935. Han begik selvmord i München i 1945 efter hans institut og arbejde var blevet ødelagt i de sidste dage af anden verdenskrig.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


flammeprøve

Hvad er flammeprøve?


Flammeprøve er en kemisk analyse af grundstoffer, bestemt ved en flammefarve som fremkommer ved at stoffet anbringes i en flamme.

Metoden anvendes blandt andet til at pre-identificere ukendte stoffer i forbindelse med minedrift, laboratorieforsøg o.a.

Farver af flammeprøver på metaller
Eksempler på farver ved opvarmning af forskellige grundstoffer:

Grøn - Kobber
Stærk gul - Natrium
Orange - Calcium eller ammonium (lav ammoniumsprøve for at finde ud af hvilket stof)
Lys violet - Kalium
Mørkerød - Lithium
Kraftigt, hvidt lys - Magnesium


Læs mere: Her
Gå til index for siden


flammetest

Hvad er en flammetest?


natrium, kalium, calcium, barium, kobber, strontium. Man kan påvise, at der er natrium i kogsalt (køkkensalt), ved at opvarme det, og konstatere, at flammen er gul. I et forsøg kan man komme kogsalt i en ølkapsel (uden ølkapsel-indlæg), overhælde med sprit og antænde det.

Soda (Na2CO3 eller natriumcarbonat) giver samme farve, fordi det også indeholder natrium.

Kalium (f.eks. potaske) giver blåviolet flamme.

Calcium (kridt, calciumcarbonat, CaCO3) giver rødlig flamme.

Barium (bariumklorid) giver grønlig flamme.

Kobber (fx. kobbersulfat {CuSO4, kobber(II)sulfat, kobber(2+)sulfat, kuprisulfat, cuprisulfat, blåsten, kobbervitriol }) giver blågrøn flamme.

Strontium (fx. strontiumklorid) giver rød flamme.

Metalsaltene kan lægges på en blikplade, der derefter holdes ind i en spritflamme.

På samme måde kan astronomer ved at undersøge lyset, der kommer fra en stjerne, bestemme, hvilke metaller der findes på stjernen.

Læs mere her.

Gå til index for siden


fluor

Hvad er fluor?


Fluor er det 9. grundstof i det periodiske system og har det kemiske symbol F. Frit fluor findes som F2, en ekstremt reaktiv, giftig, svagt gul-brun gas.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


forbrænding

Hvad er forbrænding?


Forbrænding er en eksoterm kemisk reaktion, hvor et stof reagerer med en oxidant, typisk med ilt (Oxygen), under varmeudvikling og omdannelsen af stoffet til et andet stof.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


formelenhed

Hvad er en formelenhed?


En formelenhed af et stof er lig med den mængde af stoffet, der angives i stoffets formel. For nogle stoffer, som C12H22O11, er en formelenhed således det samme som et molekyle. For stoffer, der indgår i krystaller, er en formelenhed lig med den mindste sammensætning af atomer med en nettoladning på 0; f.eks. er en formelenhed som BaBR2 netop et bariumatom og to bromatomer.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


formler i kemi

Hvad er kemisk formelsprog?


Det kemiske formelsprog er internationalt. På latin hedder sølv argentum, og man er blevet enige om at betegne sølv Ag (som forkortelse for det latinske navn). Tilsvarende hedder brint H (af latin: hydrogenium), ilt er O (latin: oxygenium) osv.

Når vand spaltes, dannes der dobbelt så stort rumfang brint i forhold til ilt. Processen, hvor man spalter vand til brint og ilt, vil kemisk lyde: "Et molekyle vand giver 2 atomer brint og 1 atom ilt" eller på tegnsprog: H2O = 2H + O. Summen af de enkelte atomer på hver side af lighedstegnet skal altid være den samme.

Desuden skal man tage højde for begrebet "valens": H har valensen 1, medens O har valensen 2. Derfor har O brug for to Sup>br>
Magnesium har valensen 2 ligesom O, og når magnesium (Mg) brænder i luften, går det i forbindelse med luftens ilt og danner magnesium­ilte MgO. (Mg + O = MgO).

Kulstof (carbon) har normalt valensen 4, og har f.eks. brug for to O, så forbrænding skrives derfor C + 2O = CO2. I kulilte har C dog valensen 2, og formlen for kulilte bliver derfor CO.

Nogle atomer har altså flere forskellige valenser. Bly (Pb) har 2 eller 4 ligesom kulstof, og det samme har tin (Sn).

Kviksølv (Hg) har valens 1 eller 2, ligesom kobber (Cu) også har.

Aluminium har valensen 3 og forbundet med ilt (O med valensen 2) skriver man formlen Al2O3, hvorved man får 6 valenser fra de to Al-atomer og ligeledes 6 valenser fra de tre O-atomer. Alle valenserne bliver derved benyttet, som det skal ske. Det skrives ­således:

2Al + 3O = Al2O3 idet der som nævnt også skal være lige mange atomer på hver side af lighedstegnet.

Jern (Fe) har valenserne 2 eller 3, ­ligesom kobolt [kaldes nu cobalt] (Co) også har.

Forsøg har vist, at der virkelig findes to forskellige jernilter, henholdsvis Fe2O3 [jern(III)oxid] og FeO [jern(II)oxid]. Hvilken af jern­ilterne, der dannes ved et forsøg, ­afhænger af forsøgsbetingelserne.

Gå til index for siden


formler i kemi

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske kemiske formler?


Bogen giver huskevejledning til at ­huske strukturformlen for ascorbinsyre (dvs. C-vitamin) og andre organiske stoffer, samt husketips til at huske ­trivialnavne og forholdsvis komplicerede molekyler.Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


formler i kemi

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske strukturformler?


Strukturformler kan huskes på forskellige måder i mnemoteknik:

En metode, der ser på de kemiske grupper, og som bruger en ruteplanmetode, hvor molekylet opdeles i ­udvalgte kemiske grupper, som man laver huskebilleder for. (Huskebillederne skal ses for dit indre blik i rækkefølge i en ruteplan, og de skal udgøre associationer til molekyl-grupperne).

En anden metode er at se på hele molekylet. Eventuelt kan man også i dette tilfælde bruge en ruteplan - eller måske kan man lave en historie på grundlag af, at molekylet ligner noget velkendt.

Metoderne kan kombineres, og for simple molekyler kan simple associationer være tilstrækkelige.

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske molekylformen for alm. alkohol?. Et alkoholmolekyle ligner en ølhund (association), hvis man bygger molekylet med to C-atomer (hundens krop), og tænk på hunden Kvik fra Matador, idet man bruger C'er i stedet for K'er i KviK, altså C-C). [Carbon-atomerne vises ofte ikke i strukturformlerne, se figurerne her].

Hunden har 4 ben (-H) (hundepoter), og et oxygen-hoved (O er jo rundt), og et H fortil som hundesnude (eller halsende hund med hængende tunge) og et H bagtil som hundehale.

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske molekylet dimerkaprol?. Modgiften som lægen giver ved arsenikforgiftning hedder dimerkaprol som trivialnavn - det systematiske navn er 2,3-dimercapto­propanol: En person sidder på en (rollator)stol og hænger med hovedet (HO). Stolen har shoe på [SH, engelske sko]. Navnet "dimerkaprol" kan fx huskes på "to (sko)mærker på kapronings-rollatoren"

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske molekylet barbitursyre?. Trivialnavnet barbitursyre indeholder absolut ingen hjælp til at udregne strukturformlen.

Barbitursyre ligner en lille, tyk sekskantet rumsonde, der er klar til at blive fyret af ! De tre "=O" ligner brændstoftanke. Navnet kan associeres til en (sur) Barbiedukke. Raketten fyres af og rammer ind i en masse sure Barbiedukker (barbitursyre).

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske en benzenring. En benzenring ligner en benzin-flammering, som en tiger i cirkus springer gennem.

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske femkantet ring uden "="?. En 5-ring uden dobbeltbindinger = en stor ring, som man kan stikke en hånd igennem (og derved blive supergod til at kaste kastespil med ring for at ramme 5 pinde i kastespillet).

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske femkantet ring uden "="; med (N)?. Femkantet ring uden dobbeltbindinger og med et N = et undulatbur, hvor undulaten er fløjet ud. (uNdulat = en dum undulat).

Læs mere her.

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske femkantet ring med "="?. En 5-ring med en dobbeltbinding = et bur som en mus er fanget i, og musen forsøger at knibe sig ud via dobbeltbindingen.

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske COOH-gruppe?. En COOH-gruppe = En handue, som kurrer (cooh-cooh) for at gøre sig til over for en hundue.

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske benzenring + femkant-ring med (=)?. En benzenring, der deler væg med en 5-ring med egen dobbeltbinding = ­tiger springer gennem ildring samtidig med at mus forsøger at flygte fra sit bur.

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske C-S-C?. Et svovlatom, der sidder mellem to kulstofgrupper = en gren, hvorom en slange (= Svovl) snor sig.

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske CH-CH?. En CH-CH-gruppe = to Chip-Chap egern (Disney-tegnefilms jordegern).

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske CH2?. En CH2-gruppe = en chimpanse med baby.

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske CH3?. En CH3-gruppe = en stor hanchimpanse der spiser grene fra et træ (ordet tre ligner ordet træ).

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske -O-?. Et O-atom = en fuglerede hvor fuglen er fløjet.

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske -OH?. Et OH-gruppe = en klovn (der siger OH!). Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".



Gå til index for siden


forsøg i kemi med opvarmning

Hvordan påvises ilt i luften ved opvarmning?


Læs Luftens bestanddele: "Hvordan påvises ilt i luften"?

Gå til index for siden


fosfor

Hvad er fosfor?


Fosfor, også kendt som phosphor i fagsprog (på græsk betyder phôs lys og phoros betyder bærende, altså lys-bærende) er et grundstof med symbolet P og atomnummeret 15. Fosfor er meget reaktionsvillig og findes ikke frit i naturen.

Fosfor er en vigtig brik i opbygningen af DNA og RNA og er desuden et essentielt stof for alle levende celler. Fosfor bruges også til fremstilling af gødning, hvilket er den vigtigste kommercielle anvendelse af grundstoffet. Desuden finder man fosfor i sprængstoffer, nervegas, fyrværkeri, pesticider, tandpasta og vaskemidler.

Fosforanvendelsens historie
Det var den tyske alkymist Hennig Brand som opdagede fosfor i 1669 under bearbejdelse af urin. Urin indeholder en hel del opløst fosfor i forbindelse med et normalt stofskifte. Mens han arbejdede i Hamborg prøvede Brand at destillere nogle salte ved at inddampe noget urin. Processen resulterede i hvidt materiale som lyste i mørke og brændte fantastisk. Da fosfor er selvlysende kaldte han det "min ild " og troede, at han havde isoleret et af grækernes fire elementer: jord, ild, vand og luft.

Fosfor blev først gjort kommercielt for tændstikindustrien i det 19. århundrede ved at destillere fosfordampe fra bundfældet fosfat, opvarmet i en retort. Tændstikker fra den tid som blev lavet med fosfor, var giftige og derved farlige for mennesker, hvilket resulterede i mord, selvmord og uheld med forgiftninger.

Biologisk betydning af fosfor
Stoffet indgår i dyrs celler og væv, fortrinsvis i formen fosfat.

To helt væsentlige forhold er baseret på fosfor:

Energiformen ATP (adenosintrifosfat), hvor der foruden adenosin indgår tre energirige fosforbindinger, hvilket har betydning for leveringen af kemisk energi, som for eksempel ved funktionen af muskler

Arvematerialet DNA er bl.a. opbygget af fosforbindinger. Desuden er alle nukleinsyrerne opbygget tilsvarende med fosfat.

Cellulære processer reguleres ofte ved hjælp af de regulerende molekylers indhold af fosfat, bl.a. tænder og slukker mange proteiners for deres aktivitet via fosforylering og defosforylering, ligesom mange cofaktorer, toxiner og andre giftstoffer indeholder fosfatgrupper.

Menneskets behov for fosfor
Fosfor er af helt afgørende betydning for mennesket, og kroppens behov for fosfor dækkes igennem føden, med en maksimal anbefalet mængde på 70 mg pr. kg kropsvægt dagligt. Menneskelegemet indeholder i alt 800-1.200 g fosfor, hvoraf det meste (80-85 %) i skelettet, fordi det sammen med calcium benyttes til opbygning af knoglemasse.

Fosfor findes især i mælk, nødder, frugt og grønt (bælgplanter), hvede og ris. Nyrerne regulerer fosformængden ved at udskille overskydende mængder af stoffet med urinen, og ved at tilbageholde fosfor, hvis der er mangel på det.

Sygdomstilstande ved fosformangel
Mangel på fosfor kan give muskelsvaghed, og knoglesvind kan optræde, hvis stoffet mangler i længere tid. Manglen kan optræde hos for tidligt fødte og hos personer, hvor tarmsygdom forhindrer optagelsen.

For meget fosfor i kroppen er også farligt, fordi calciummængden i blodet vil stige. Symptomet kan f.eks. være kramper.

Forholdsregler vedr. fosforforbindelser
Der findes et bredt udvalg af fosfors organiske forbindelser og nogen af dem er meget giftige. Flourfosfat-estere er blandt de giftigste neurotoksiner, som man kender til. En god del af de organiske fosfor-forbindelser er netop anvendt på grund af deres giftighed som i for eksempel pesticider og våben/krig i form af et neurotoksin. De fleste uorganiske fosfatforbindelser er forholdsvis ikke-giftige og et vigtigt næringsstof for planter. Et større tilstedeværelse af fosfater i miljøet kan medføre eutrofiering.

Den hvide fosfors allotropi bør altid opbevares i vand, da den udgør en seriøs brandfare, da den med reaktionsvillig med ilten i luften. Hvis man skal omgås med den, så bør man bruge en tang, for hvis fosfor kommer i kontakt med ens hud, så forsager den alvorlige forbrændinger.

Når den hvide form af fosfor bliver udsat for sollys eller opvarmet i dens egen damp til 250oC, så transformerer den til den røde form af fosfor. Den røde form antænder ikke af sig selv og den er ikke ligeså farlig som den hvide form. Alligevel bør man håndtere det med forsigtighed, da den omdanner sig til den hvide form igen inden for nogle bestemte temperaturintervaller og udsender desuden giftige dampe bestående af fosforoxider, hvis man varmer det op.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


fosforsyre

Hvad er fosforsyre?


Fosforsyre er (eller phosphorsyre) en middelstærk, trivalent syre med formlen H3PO4. Fosforsyre bruges bl.a. som tilsætning til madvarer og har i den forbindelse E-nummeret E338.

Anvendelser af fosforsyre
Fjernelse af rust.
Fjernelse af kalkaflejringer fra automatiske vandingssystemer.
Ingrediens i læskedrik, fx cola.

Bruges også til at danne salte til gødning da planter ellers ikke vil optage fosfor.

Fosforsyre, orthofosforsyre, H3PO4 eller (HO)3PO, farveløst krystallinsk stof, smeltepunkt 42,3 °C.

Fosforsyre er en middelstærk trivalent syre, der ætser mindre end svovlsyre, og som først ved højere temperaturer virker oxiderende. Den anvendes især til fremstilling af kunstgødninger og i mindre omfang til passivering af jern, idet den kan danne et beskyttende lag af jern- fosfat på jernoverflader.

Kemiske reaktioner med fosforsyre
Ved en normal syre-base reaktion afgiver fosforsyre en H+ ion og bliver til H2PO4-, som er en amfolyt. Fosforsyre er desuden en triprotsyre. Dette vil sige at den kan afgive 3 protoner. Afgivelsen af protoner sker trinvist, i takt med forøgning af pH værdien.

Fosfat i biokemien
Forforsyre indgår som fosfat i mange vigtige biokemiske molekyler, nukleinsyrerne DNA og RNA, mange proteiner, cofaktorer og energistoffet ATP foruden i toxiner og andre giftstoffer. Vedhæftning af fosfat til et organisk molekyle betegnes som fosforylering.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


fossilt brændstof og brændsel

Hvad er fossilt brændstof og brændsel?


De fossile brændstoffer og fossile brændsler er en energireserve, der har ligget i jorden gennem millioner af år. Her er organisk materiale blevet udsat for et meget højt tryk, og er omdannet til fossile brændstoffer. De fossile brændsler består hovedsageligt af kulstof og brint. Når kulstof og brint reagerer med ilt (oxygen) - frigøres der energi, fordi produkterne af den kemiske reaktion - kuldioxid og vand - totalt har en større elektrontæthed end kul, kulbrinter og ilt hver for sig. De fossile brændsler stammer oprindelig fra et overskud i nettoprimærproduktionen, og de kommer altså enten direkte fra omdannet plantestof eller indirekte fra omdannet, dyrisk stof. De fossile brændstoffer udgør en betydelig del af kulstofkredsløbet.

Fossil (fra (Latin): fossa, grav) betyder "hvad der findes ved at grave i jorden "]. Fossile brændstoffer kan dermed oversættes direkte til opgravede brændstoffer, selvom man i de fleste tilfælde ikke graver efter olie og gas.

Der findes flere typer af fossile brændstoffer og brændsler: Tørv, brunkul, kul, olie, naturgas, tjæresand, olieskifer

En energikrise er en fællesbetegnelse for enhver større mangelsituation i leveringen af energiressourcer til et land. Dette kan tage form af, at energi ikke kan anvendes, eller at voldsomme prisstigninger gør, at energi ikke kan fremskaffes til alle formål. Fossile brændstoffer gendannes så langsomt, at de i princippet ikke er fornybare.

De mest almindelige energikriser er sammenfaldende med de mest almindelige former for energi. Eftersom mere end 90 % af verdens energiforbrug dækkes med fossile brændstoffer, er de mest almindelige energikriser også kriser i leveringen af fossile brændstoffer. Det er dermed leverancerne af olie, kul og naturgas, der primært har været ramt af kriser.

Oliekriser er den mest almindelige form for energikriser i nyere tid. Dette er der en række grunde til:

For det første er olie i dag det absolut mest væsentlige brændstof til transport. I USA udgør oliebaserede produkter (benzin, flybrændstof, med videre) mere end 97 % af den anvendte energi til transport, på verdensplan er tallet omkring 90 %. Dette er dog et omdiskuteret faktum. Nogle eksperter understreger, at Mellemøsten er i besiddelse af 2/3 af verdens beviste oliereserver, og at der kan findes langt mere olie uden for Mellemøsten. Endelig understreger nogle eksperter, at tallet for "beviste " reserver i Mellemøsten er et fiktivt tal, bestemt af politiske frem for af geologiske årsager, og at Mellemøsten derfor har langt mindre olie end angivet. Disse to faktorer var stærkt medvirkende til oliekriserne i 1973 og 1979.

Drivhuseffekt:
Drivhuseffekt vil sige, at Solen opvarmer Jorden, uden at alle varmestrålerne kan komme tilbage ud i rummet på grund af "CO2-skjoldet ", som er omkring Jorden. Derfor holdes varmen inde, og temperaturen på Jorden stiger. Derfor kaldes det drivhuseffekt.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


fotosyntese

Hvad er fotosyntese?


Fotosyntese (af Græsk: phos = "lys " + sýnthesis = "sammensætning ") er betegnelsen for levende organismers dannelse af organisk stof ved anvendelse af energi fra lys - hovedsageligt lys fra Solen (solenergi). Energien fra lyset optages ved hjælp af visse farvepigmenter og omdannes til kemisk energi. Processen kan også beskrives som levende organismers omdannelse af lysenergi til kemisk energi.

Fotosyntesen er ikke kun den vigtigste biokemiske proces på kloden, men også én af de ældste. Ved dannelsen af organiske stoffer danner den direkte eller indirekte energigrundlaget for næsten alle økosystemer, nemlig ved at skaffe dem energi og byggeelementer. Der er fundet bakterielignende mikrofossiler efter organismer, der muligvis havde fotosyntese, og som levede for 3,7 milliarder år siden. Fotosyntesen er en sammensat proces, der foregår hos de grønne planter, alger og visse bakterier (cyanobakterierne) samt hos visse protister. Fotosyntese-organismer kaldes også for fotoautotrofe] .

Fotosyntesens råmaterialer er CO2 og vand. Energikilden er lys (dvs. elektromagnetisk stråling). Produktet er energirige kulhydrater såsom sukrose, glukose og stivelse. Som et affaldsprodukt dannes der molekylær ilt. Processen påvirkes af omgivelserne, og fotosynteseraten er afhængig af koncentrationen af CO2 i luften, lysintensiteten og temperaturen.

Der er næppe tvivl om, at dette forløb er den vigtigste, biologiske proces], da næsten alt liv på Jorden er afhængig af den - direkte eller indirekte. Om natten går fotosyntesen i stå, men planten fortsætter sin ånding. I løbet af et døgn er produktionen af CO2 fra den samlede ånding dog i reglen mindre end udskillelsen af ilt fra dagtimernes fotosyntese. Det er baggrunden for, at man kan sige, at planten producerer ilt. Det udtrykker blot, at planten gennem sit liv har et nettooverskud af iltafgivelse, hvad der hænger nøje sammen med plantens opbygning af organisk stof, baseret på optagelse af CO2.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


fremkaldelse

Hvad er fremkaldelse?


Fremkaldelse er den kemiske proces, der reducerer sølvsaltene i det latente billede på eksponeret fotografisk film eller fotografisk papir og derved danner et synligt billede.

Sort-hvid-fremkaldelse
Når en film eksponeres dannes et latent billede, der er er usynligt indtil fremkaldelsen. Under fremkaldelsen reduceres de lysfølsomme sølvsalte i filmen, der har været udsat for lys til metallisk sølv, der udgør billedet. Alle sølvhalogenidkrystallerne i filmen er i princippet modtagelige for reduktion af fremkalderen, men i de områder på filmen som er blevet eksponeret for lys sker reduktionen hurtigere og filmen sværtes derfor mere her og der dannes derfor et negativt billede (eller bare et negativ).

Når fremkalderen har virket tilstrækkeligt længes standses processen, enten ved at skylle fremkalderen væk eller ved at anvende et decideret stopbad. Stopbadet er blot en fortyndet syreopløsning, der virker ved at sænke pH-værdien og fordelen er at fremkaldelsen standses øjeblikkeligt, samt at fixéren ikke skal bruge sin bufferkapacitet på at nedbringe pH-værdien.

Til slut fixeres negativet ved at de ufremkaldte sølvsalte fjernes fra filmen. Fixéren indeholder ioner, der undergår kompleksdannelse med sølvionerne, hvorved de tungtopløselige sølvhalogenider opløses. Tidligere har cyanider været anvendt som fixér, men de er i dag næsten helt fortrængt af natrium og ammonium thiosulfat, pånær i visse specialteknikker. I mangel af bedre kan bordsalt anvendes som fixér, da chlorid også virker som kompleksdanner.

Ud fra negativet kan der i en lignende proces kaldet kopiering fremstilles positive papirbilleder (kopier).

Omvendefremkaldelse
I tilfældet hvor et dias ønskes, kan filmen i en proces kaldet omvendefremkaldelse laves direkte til et positiv. Filmen fremkaldes som normalt, men typisk kræves der en vis eksperimentering med tiden, da der ikke i samme grad som ved negativfremkaldelse er én standardprocedure. Efter fremkaldelsen bleges alt det reducerede sølv væk med et kraftigt oxidationsmiddel (f.eks. svovlsurt kaliumdichromat eller natriumpermanganat). Resterende sølvsulfat fjernes i et natriumsulfitbad. Filmen belyses nu overalt og fremkaldes anden gang, denne gang med en kraftigere fremkalder, så alle resterende sølvsalte omdannes til metallisk sølv.

Bemærk at der til et gode diapositiver kræves kontrastrige film, film hurtigere end 100 ISO er derfor oftest ikke velegnede.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


ftalater

Hvad er ftalater?


Ftalat (også skrevet som: Phthalat) er en betegnelse for farveløse, vandopløselige og højtkogende væsker, der bruges som blødgørere i pvc-plast-, farve-, lak- og kosmetikprodukter. Kemisk er der tale om forskellige estere af ftalsyren.

Ftalater fremstilles ud fra olie og ligner klar vegetabilsk olie. De har ingen eller kun svag lugt. Der produceres omkring 1 million tons ftalater i Europa hvert år, hvoraf 90% anvendes til at blødgøre PVC.

Ftalaterne er et af flere syntetiske stoffer, der er under alvorlig mistanke for at have østrogen-lignende virkninger på dyr og mennesker. Det betyder, at de kan være medvirkende til at fremkalde de påviselige, hormonelle forstyrrelser, som kan konstateres hos fisk, padder og krybdyr i og ved vandløb, der modtager spildevand. Endvidere er ftalaterne under mistanke for at skade mænds sædkvalitet, ligesom de menes at være medvirkende til det i Danmark stærkt stigende antal nyfødte med misdannelser.

Ud fra nuværende viden om forskellige ftalaters giftighed, kan ftalater opdeles oftest i to grupper; de klassificerede ftalater og de ikke-klassificerede ftalater. Den mest anvendte klassificerede ftalat er DEHP (di(2-ethylhexyl)ftalat, der i 2007 udgjorde 18% af ftalatforbruget og den mest anvendte ikke-klassificerede ftalat er DINP (diisononylftalat), der står for 63% af forbruget.

I 2001 blev det i EU besluttet at klassificere DEHP som reproduktionsskadelig. Hermed tilhører stoffet den gruppe af kemikalier, der betegnes som CMR-stoffer, altså stoffer der på baggrund af dyreforsøg anses for at være enten kræftfremkaldende, mutagene (kan skade arveanlæggene) eller kan skade reproduktionsevnen hos mennesker. Ifølge forskning har biolog Michael Skinner dokumenteret bl.a. at DEHP og DBP giver overvægt og skader reproduktionsevnen i afkom af rotter.

Som følge af EU's omfattende kemikalieforordning, REACH, vil den fremtidige brug af CMR-stoffer kræve autorisation. Klassificeringen af DEHP har betydet, at man i Europa har oplevet et markant fald i forbruget af denne ftalattype. I 1999 repræsenterede DEHP omtrent halvdelen af ftalatforbruget i EU hvor den i dag altså udgør knap 20%. Dette fald i forbruget af DEHP gælder kun i EU. I resten af verden er DEHP fortsat den mest anvendte blødgører i blød PVC.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


fumarsyre

Hvad er fumarsyre?


Fumarsyre er det kemiske stof med formlen HO2CCH=CHCO2H. Denne farveløse krystallinske forbindelse er en af to isomere umættede dicarboxylsyrer, hvoraf den anden er maleinsyre, hvori syregrupperne er cis. Stoffet har en frugt-agtig smag. Saltene og estrene af fumarsyre kaldes fumarater.

Fumarsyre har som tilsætningsstof E-nummeret E297.

Fumarsyre inden for biologien
Fumarsyre findes i jordrøg (Fumaria officinalis), bolete-svampe (især Boletus fomentarius var. pseudo-igniarius), lav og Islandsmos.

Fumarate er et intermediat i citronsyrecyklussen, en del af cellers metabolisme hvori glucose nedbrydes. Det dannes ved oxidationen af succinat af enzymet succinat dehydrogenase. Fumarat omdannes derefter af enzymet fumarase til malat. Menneskehud danner naturligt fumarsyre, når den udsættes for sollys.

Fumarat er også et biprodukt i ureacyklussen.

Fumarsyre inden for medicinen
Fumarsyreestre bruges nogle gange til behandling af psoriasis, da det er blevet foreslået, at tilstanden skyldes en sænkning af fumarsyreproduktionen i huden. Startdosis er 60-105 mg dagligt, hvilket trin for trin kan reguleres og øges til så meget som 1.290 mg per dag. Bivirkninger inkluderer nyresvigt eller problemer med fordøjelsessystemet såvel som rødmen.

Mad og fumarsyre
Fumarsyre er et tilsætningsstof brugt siden 1946, da det er ikke-giftigt. Det bruges primært i drikkevarer og bagepulvere. Det bruges ofte som substitut for vinsyre og nogle gange i stedet for citronsyre, med en rate af 1,36 g citronsyre til hver 0,91 gram fumarsyre for samme smag. Det bruges også i slik for at tilføre surhed, ligesom maleinsyre bruges.

Fumarsyrens kemi
Fumarsyre er billigt. Det blev første gang syntetiseret fra brom-ravsyre. En traditionel syntese involverer oxidationen af furfural (fra forarbejdningen af majs) ved at bruge natriumklorat og tilstedeværelse af en vanadium-baseret katalysator.

Stoffets kemiske egenskaber kan udledes fra dets funktionelle grupper Denne svage syre danner en diester, det undergår additioner ved dobbeltbindingen og det er en glimrende dienofil.

Anden brug af fumarsyre
Fumarsyre bruges til fabrikering af polyester, harpiks og sukkeralkoholer.

Sikkerhed vedr. fumarsyre
Fumarsyre konverteres til den irriterende maleinsyreanhydrid ved delvis forbrænding.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


fysisk kemi

Hvad er fysisk kemi?


Fysisk kemi er et videnskabeligt felt, der befinder sig i overgangen mellem kemi og fysik.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


fysiske bindinger

Hvad er fysiske bindinger?


Fysiske bindinger, er bindinger mellem molekyler. Fx er der fysiske bindinger mellem H2O molekylerne i et glas vand. Der findes flere forskellige typer af fysiske bindinger, som redegøres for længere nede. Fysiske og kemiske bindinger er ikke det samme. Kemiske bindinger omhandler bindinger mellem atomerne i et stof (se evt. kemisk binding).

London-bindinger blev opdaget af den tysk-amerikanske fysiker Fritz London, hvoraf navnet London stammer fra.

Forskellige fysiske bindinger
Nedenfor er redegjort for de fysiske bindinger. Disse er oplistet i aftagende styrke, dvs. den stærkeste binding står øverst:

Hydrogen-bindinger. Hydrogenbindinger dannes mellem to molekyler der begge indeholder de meget elektronegative N, O og F: A-H•••B, hvor A og B er nitrogen, oxygen eller fluor.Der dannes altså hydrogen-bindinger hvis der er tale om fx en OH-gruppe. Fx vil der dannes hydrogen-bindinger mellem H2O og C12H22O11 (saccharose, populært kaldet sukker).

Ion-dipol-binding. En ion-dipol-binding er en binding mellem fx NaCl og H2O. I eksemplet vil Na+-ionen tiltrække vandets O-atom, idet dette er negativt ladet. Cl--ionen vil derimod tiltrække H-atomerne i vandmolekylet da disse er positivt ladede.

Dipol-dipol-binding. En dipol-dipol-binding er en fysisk binding mellem molekyler der har en positiv og en negativ ende. Vand, H2O danner bl.a. dipol-dipol-bindinger mellem hinanden, selvom at man skulle tro dette ville danne hydrogen-bindinger. Men vand er altså et special tilfælde af hydrogen-bindinger

London-bindinger. En london-binding dannes hvor ovenstående bindinger ikke dannes. Det er fx mellem kulbrinter, altså molekyler kun indeholdende C- og H-atomer. Er der tilmed en OH-gruppe på, som i fx ethanol (C2H5OH), vil dette molekyle altså også være i stand til at danne hydrogen-bindinger. Hvis to ethanol molekyler blandes indbyrdes vil der dannes hydrogen-bindinger mellem disse.

Blandbarhed - og fysiske bindinger
Hvis to molekylder, vi kunne tage vand (H2O) og køkkensalt (NaCl), skal blandes, er det en forudsætning, at styrken af de fysiske bindinger mellem de to molekyler, ikke er væsentlig svagere end de fysiske eller kemiske bindinger mellem molekylerne indbyrdes. Ved vores eksempel med vand og køkkensalt, vil der dannes ion-dipol-bindinger, da denne type af fysiske bindinger er stærkere end de dipol-dipol-bindinger der holdt vandmolekylerne sammen og de ion-bindinger der holdt saltkrystallerne sammen. Havde vi derimod prøvet at blande propan-i-ol (C3H7OH) og kaliumpermanganat (KMnO4), ville disse ikke kunne blandes. Dette ville de ikke kunne, da de fysiske bindinger mellem molekylerne ikke var stærke nok til, at bryde kaliumpermanganats ion-bindinger.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


fældningsreaktion

Hvad er fældningsreaktion?


En fældningsreaktion er inden for kemien en blanding af to forskellige opløsninger, hvori de oprindelige ionforbindelser blandes til nye ionforbindelser som giver anledning til bundfald. Grænsen for tungt- og letopløselige stoffer går ved to gram pr. 100 ml vand ved 20 °C. Hvis der kan opløses mere end to gram siges det at være letopløseligt. I praksis går ionerne sammen i et iongitter, når produkterne har såkaldt tungtopløselig karakter. Det vil sige at et sådant stof har en lav opløselighed.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Galvani

Hvilken betydning havde Galvani for kemien?


Læs Elektricitet:: "Hvornår opdagede man elektricitet?"

Gå til index for siden


gaskonstant

Hvad er gaskonstant?


Gaskonstanten (også kaldet idealgaskonstanten og ofte betegnet med symbolet R) er proportionalitetsfaktoren i idealgasligningen. Den kan opfattes som en molar udgave af Boltzmanns konstant, idet gaskonstanten er produktet af Avogadros tal NA og Boltzmanns konstant k.

Den omtrentlige værdi er givet ved

R = NA • k = 8,3145 J/(mol•K).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


gastrofysik

Hvad er gastrofysik?


Gastrofysik er en videnskabelig disciplin, der gør brug af en bred vifte af teoretiske og eksperimentelle biofysiske teknikker til at studere madlavningens og gastronomiens empiri.

astrofysikken undersøger både madens bestanddele, råvarer, virkningerne af forarbejdning, kvantitative aspekter af det fysiske grundlag for fødevarekvalitet, madens smag, vores smagssans, smagsoplevelsen og absorptionen i det menneskelige legeme.

Som fysikere gør astronomi til astrofysik, kan gastrofysik anskues som fysikerens tilgang til gastronomi. Gastrofysik er således fysikerens kvantitative og undersøgende tilgang til gastronomiens empiri.

For eksempel kan den kulinariske trekant (culinary triangle) fortolkes med en fysikers tilgang, så forarbejdningens effekter på fødevaren anskues ud fra fysisk struktur og biologiske processer.

Definition på gastrofysik
Der er ingen klar konsensus for gastrofysikkens definition og formål, og gastrofysikken som videnskabeligt område er stadig under udvikling. Nogle af fadderne til termen og forskningsfeltet gastrofysik, Ole G. Mouritsen og hans forskningsteam, beskriver det således:

"Gastrofysik har som mål at vise, at de grundlæggende principper i fysik, især bløde materialers fysik (soft-matter physics), biofysisk kemi og molekylær biofysik, kan bringes sammen i videnskabelige undersøgelser af mad, måltider og smag. "

Gastrofysik som tværfaglig videnskab
Gastrophysics and its overlap with different scientific disciplines as motivated by its multi-scale character

Gastrofysik overlapper med mange forskellige videnskabelige discipliner, heriblandt fødevarekemi, fødevareteknologi, biologi, psykologi, sensorik, fysiologi, molekylærbiologi, biofysik, og fysisk kemi, og med flere forskellige praksisfelter, heriblandt kogekunst, køkkenhåndværk og kultur.

Gastrofysik kan bruges som en platform for tværfaglig undervisning af elever indenfor fysik, kemi, biologi, humanistiske og samfundsvidenskabelige fag. Denne tilgang benyttes blandt andet af forsknings- og formidlingscentret Smag for Livet.

Gastrofysik og molekylær gastronomi
Gastrofysik relaterer sig til molekylær gastronomi ved at være en videnskabelig tilgang til gastronomi. Molekylær gastronomi adskiller sig fra gastrofysik ved at have til hensigt at undersøge, hvorfor noget mad smager godt, og noget ikke gør. Gastrofysik har i stedet fokus på principperne for, hvorfor maden smager, som den gør, og på de generelle egenskaber ved madens bestanddele og gastronomiens mekanismer.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Gay-Lussac

Hvilken betydning havde Gay-Lussac for kemien?


Læs mere under "Kemiens historie: Hvornår udvikledes den moderne kemi?"

Gå til index for siden


germanium

Hvad er germanium?


Germanium er det 32. grundstof i det periodiske system, og har det kemiske symbol Ge. Det er et skinnende, hårdt, gråhvidt halvmetal som står i gruppe 14, og har en del ligheder med dets to gruppenaboer tin og silicium. Germanium har fem naturligt forekommende isotoper med atommasser fra 70 til 76. Germanium indgår i et stort antal organometaliske forbindelser, bl.a. tetraethylgerman og isobutylgerman.

Germanium er relativt udbredt i Jordens skorpe, men i forhold til udbredelsen blev germanium opdaget sent, hvilket skyldes, at der kun findes få mineraler hvor det indgår i større koncentrationer. Dmitri Mendeleev postulerede i 1869 germaniums eksistens, samt nogen af dets egenskaber, baseret på positionen i Mendeleevs periodiske system. Han kaldte grundstoffet eka-silicium. Næsten to årtier senere, i 1886, fandt tyskeren Clemens Winkler germanium i mineralet argyrodit (germanium(IV)octasølv(I)sulfid, Ag8GeS6). Winklers eksperimentielle undersøgelser af det nye grundstof var i overenstemmelse med Mendeleevs forudsigelser. Winkler opkaldte det nye grundstof efter sit hjemland, Tyskland.

Germanium er et vigtigt halvledermateriale som bruges i transistorer og andet elektronik. Dets største brug er til optiske fibre og infrarød optik, og har også fundet anvendelsen til katalysatorer til polymerisering. Germanium udvindes primært fra sphalerit-malme (zink(II)sulfid, ZnS), men fås også fra sølv-, bly, og kobbermalme. Visse germaniumforbindelser kan irritere øjnene, huden, lungerne og halsen.

I 2014 blev det rapporteret at det er muligt at lave et-atomige lag af germanium kaldet germanen, der har nogle af de samme egenskaber som grafen.

Gastrofysikkens historie
Et billede af en byste af en middelaldrene mand med et hvidt skæg og gråt overskæg.

Clemens Winkler
En gammel mand med et grå-hvidt skæg sidder ved et bord, og holder en gammel åben bog i skødet. Han har en rød-blå trøje og en kvardratisk hat på hovedet. Der er to gamle tykke bøger på bordet.

Dmitrij Mendelejev
Dmitri Mendeleev postulerede i sin rapport Den periodiske lov over kemiske grundstoffer fra 1869, eksistensen af adskillige ukendte grundstoffer, heriblandt et grundstof mellem silicium og tin i det periodiske system, som han kaldte Eka-silicium (Es) efter dets placering. Han postulerede at det havde en atomvægt på 72.

I 1886 i en mine nær Freiberg, Sachsen blev et nyt mineral opdaget, som blev kaldt argyrodit pga. dets høje sølvindhold.[n Clemens Winkler undersøgte mineralet i 1886 og det lykkedes ham at isolere et nyt grundstof med egenskaber som var beslægtet med antimon. Før Winkler offentligjorde sine resultater, var det hans tanke, at kalde dette nye grundstof for neptunium, fordi opdagelsen af planeten Neptun i 1846 var sket vha. matematisk forudsigelse (beregning). [n Men, neptunium var allerede givet til et andet grundstof (dog ikke det grundstof som i dag bærer navnet neptunium som blev opdaget i 1940),[n og i stedet kaldte Winkler det nye grundstof for germanium (fra latin Germania: Tyskland) til ære for sit fædreland.Da grundstoffet har visse ligheder med arsen og antimon var germaniums placering i det periodske system til diskussion, men lighederne mellem Mendeleevs Eka-silicium og germanium afgjorde dets placering. Fra yderligere 500 kg malm fra minen i Sachsen kunne Winkler i 1887 bekræfte de kemiske egenskaber af det nye grundstof. Han bestemte også atomvægten til 72,32 ved at analysere rent germaniumtetrachlorid, GeCl4.

Derudover syntetiserede Winkler adskillige nye forbinelser af germanium, bl.a. fluoridet, chloridet, sulfidet, germaniumdioxid (GeO2), og tetraethylgerman (Ge(C2H5)4) den første organogerman-forbindelse. De fysiske data for disse forbindelser var i overensstemmelse med Mendeleevs postulater og var en vigtig bekræftelse for Mendeleev forslag til opstilling af grundstofferne efter egenskaber.

Indtil slutningen af 1930erne troede man, at germanium var en dårlig elektrisk leder. Men i 1941, under 2. verdenskrig, begyndte germaniumdioder at fortrænge elektronrør i elektronik. Dets første store brug var i Schottky-dioden som blev brugt til radarmodtagelse under 2. verdenskrig. Først efter 2. verdenskrig blev germanium økonomisk vigtig, da dets egenskaber som halvlederblev anerkendt som værdifuld til elektronik. Den første siliciumgermanium legering blev lavet i 1955. Før 1945 blev der kun udvundet et par hundrede kg af grundstoffet om året, men i slutningen af 1950 var den årlige udvinding på verdensplan 40 ton.

Med udviklingen af germaniumtransistoren i 1948 blev døren åbnet til talrige applikationer indenfor solid-stateelektronik. Fra 1950 og indtil begyndelsen af 1970erne var der et stigende marked for germanium, men derefter begyndte ultrarent silicium langsomt at overtage germaniums rolle indenfor transistorer, dioder og ensretterer. Silicium har fremragende elektroniske egenskaber, men det kræver at det er ultrarent, og dette var ikke økonomisk rentabelt før 1970erne.

I den efterfølgende periode er efterspørgslen på germanium steget markant, bl.a. til lysledere, infrarøde night vision-systemer, samt til katalysatorer tilpolymerisering Disse udgjorde i år 2000 85% af forbruget af germanium. Germanium adskiller sig fra silicium i tilgængeligheden, hvor forsyningen af silicium kun er begrænset af produktionskapaciteten, er germanium begrænset af de tilgængelige kilder. Dette afspejles af prisen, i 1998 kunne silicium købes for mindre end $10 per kg, i forhold til at 1 kg germanium kostede næsten $800.

Karakteristiske træk ved germanium
Ved standardbetingelser er germanium et skørt, sølv-hvidt, halvleder grundstof Denne form er en af flere allotrope former, og kaldes alfa-germanium, som har et metallisk skær og samme struktur som diamant. Ved tryk på over 120 kbar eksisterer germanium med en anden allotrop form kendt som ß-germanium, som har samme struktur som ß-tin. Sammen med silicium, gallium, bismuth, antimon og vand er det er af de få stoffer som udvider sig når det størkner fra dets smeltede tilstand

Zonesmeltningsteknikker kan udføres såfremdeles at der kan fremstilles krystallinsk germanium til halvledere som kun har én urenhed pr. 1010 germaniumatomer, hvilket gør det til et af de reneste materialer som nogensinde er fremstillet. Det første metalliske materiale som blev opdaget som værende en superleder i et ekstremt stærkt elektromagnetisk felt var en legering af germanium med uran og rhodium.

Germaniums kemi
Ved 250 °C oxideres rent germanium langsomt til germaniumdioxid, GeO2. Germanium er uopløselig i fortyndede syrer og baser, men opløses langsomt i koncentreret svovlsyre og reagerer voldsomt med smeltet alkali hvorved dannes germanater ([GeO2-). Det mest almindelige oxidationstrin er +4, men der kendes også en del forbindelser i oxidationstrinet +2. Andre oxidationstrin er sjældne, som fx +3, som kun kendes i forbindelser som Ge2Cl6, samt blandede oxidationstrin, +3 og +1, som er observeret på overfladen af oxider, eller negative oxidationstrin i germaner, såsom -4 i german, GeH4. Germaniumklusteranioner (zintlioner) som fx Ge42-, Ge94-, Ge92-, [(Ge9)6- er blevet lavet. Germaniums oxidationstrin i disse ioner er ikke heltallige, hvilket er analogt til ozonid O3-.

Der kendes to oxider af germanium: germaniumdioxid, GeO2 og germaniumoxid, GeO. Dioxidet, GeO2, kan dannes ved at kraftig opvarmning af germaniumsulfid, GeS2, og er et hvidt pulver som er tungtopløseligt i vand. Det reagerer med baser hvorved dannes germanater. Monoxidet, GeO, kan dannes ved at lade GeO2 reagere med germanium ved høj temperatur. Dioxidet (og beslægtede oxider og germanater) har den usædvanelige egenskab, at de har et højt refraktivt indeks for synligt lys, men er transparente overfor infrarødt lys.

Fodnoter.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Giauque

Hvem er William Giauque?


William Francis Giauque] (12. maj 1895 - 28. marts 1982) var en amerikansk kemiker, som modtog Nobelprisen i kemi i 1949 for sin forskning stoffers egenskaber tæt ved det absolutte nulpunkt. Han tilbragte næsten hele sin uddannelsesmæssige og professionelle karriere på University of California, Berkeley.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


gift

Hvad er gift?


En gift er et stof, der forårsager ødelæggelse eller forstyrrelse af en organismes funktioner. Nogle giftstoffer virker hurtigt, mens andre kan være længe om at vise deres giftvirkning. Til den sidste gruppe hører CMR-stofferne, de kræftfremkaldende, de mutagene og de reproduktionstoksiske stoffer og andre hormonforstyrrende stoffer.

Skala for giftighed
Giftigheden udtrykkes dels i form af LD50 (dødelig dosis, 50 %) og dels i form af TD50 (giftvirkningsdosis, 50 %).

Der er følgende forhold for LD50 værdier ved indtagelse i væskeform gennem munden, målt i mg/kg:

LD50 værdi Giftighed
1 - 25 meget giftigt
25 - 200 giftigt
200 - 2000 sundhedsfarligt
2000 - 2800 lokalirriterende
over 2800 ugiftigt

Naturligt forekommende giftstoffer
Giftstoffer forekommer som tungmetaller og kemiske forbindelser som naturlige toxiner vidt udbredt i naturen både i planter, dyr, svampe og bakterier.

Tungmetaller
Nogle grundstoffer er giftige. Tungmetaller som kviksølv, bly og cadmium medfører ved ophobning i mennesker og pattedyrs kroppe alvorlige sygdomme. I medicinsk forstand er 'tungmetalforgiftning alt fra indtagelse af overdrevne mængder af mangan, aluminium eller beryllium (som i kemisk forstand ikke er tungmetaller) til forgiftning med de ægte tungmetaller. Tungmetallernes giftighed skyldes deres tilbøjelighed til at binde sig til kroppens svovlholdige enzymer, som derved bliver sat ud af spillet, således at de mangler i stofskiftet. Kviksølvforgiftning er mest kendt.

Giftighed af arsen, polonium, etc.
Arsen forekommer mange steder i høj koncentration i drikkevand og er af WHO blevet beskrevet som "den største miljøkatastrofe ". Polonium er et radioaktivt grundstof, der er ekstremt giftigt og er blevet brugt til mindst et politisk mord. LD50 for 210Po er mindre end 1 microgram for en voksen person.

Naturligt forekommende toksiner
Uddybende Uddybende artikel: Toksin

Toxiner forekommer vidt udbredt i naturen både i planter, dyr, svampe og bakterier. Det anslås, at der findes 20 millioner forskellige toxiner i naturen

Giftige svampe
Uddybende Uddybende artikel: Giftige svampe

I Danmark er der omkring 100 giftige svampe, deriblandt de meget farlige Snehvid Fluesvamp, Grøn fluesvamp, Rød Fluesvamp, Randbæltet Hjelmhat, Puklet Giftslørhat, Stenmorkel, Panter Fluesvamp og Spids Nøgenhat.

Botulinumtoksin
Uddybende Uddybende artikel: Botulinumtoksin

Botulinumtoksin dannes af bakterien Clostridium botulinum og kan føre til den dødelige sygdom botulisme, bedre kendt som pølseforgiftning.

Lectiner
Uddybende Uddybende artikel: Lectin

Lectiner indgår i bønner og løg, som for eksempel påskeliljer, og er naturligt forekommende toxiner, som f.eks. ricin.

Curare
Curare er et fællesnavn for meget toxiske plantegifte brugt som pilegifte af sydamerikanske indianere. Curare lammer acetylcholinreceptoren nAChR.

Palytoxin
Palytoxin stammer fra et koraldyr af slægten Palythoa og har haft betydning for mennesker i Caribien og på Hawaii, hvor koraldyret er udbredt. De indfødte smurte udtræk på deres våben og brugte dem til jagt og krig. Toksinet er i øjeblikket det mest komplekse molekyle, som ikke er et kulhydrat eller et protein, og samtidig er det det stærkeste giftstof fra havet. Den dødelige dosis for mus er i størrelsesordenen 50-100 nanogram pr. kg. legemsvægt. Stoffet depolariserer alle de excitable væv, man hidtil har undersøgt, inklusiv hjertemuskulatur, nerver, tværstribet muskulatur og glat muskulatur. Det får også de røde blodlegemer til at briste, idet det fremskynder udstrømningen af kaliumioner.

Syntetiske giftstoffer
Pesticider

Uddybende Uddybende artikel: Pesticider

Acaricid (midegift)

Bactericid (bakteriegift), se også antibiotika

Fungicid (svampegift)

Herbicid (ukrudtsgift), f.eks. Agent Orange, 2,4,5-T, 2,4-D

Insecticid (insektgift)), f.eks.DDT

Isoproturon, IPU, Isoprofuron, Izoproturon, Ipuron eller Panron, et ulovligt bekæmpelsesmiddel

Nematicid (rundormegift)

Rodenticid (gnavergift, "rottegift ")

Kemiske våben
Uddybende Uddybende artikel: Kemiske våben

Kemisk krigsførelse skiller sig fra brugen af konventionelle våben og atomvåben ved at den ødelæggende virkningen ikke baserer sig på eksplosiv kraft, men på giftvirkningen af det kemiske våben. I Første Verdenskrig anslås det at kemisk krigsførelse medførte 100.000 dødsfald og 1,2 million sårede.

Eksempler på giftige stoffer: klor
fosgen
sennepsgas
lewisit diklor-2-klorvinylarsin

Eksempler på nervegasser
sarin (RS)-propan-2-yl methylphosphonofluoridat
tabun ethyl N,N-dimethylphosphoramidocyanidat
soman 3,3-dimethylbutan-2-yl methylphosphonofluoridat

Biologiske toxiner
Saxitoxin
Botulinum toksin

Andre giftige kemiske stoffer har været brugt til utallige drab og dødsfald og har været årsag til store forgiftningsulykker

Blåsyre, Zyklon B, hydrogencyanid
Hexachlorbenzen
PCB
Dioxin

Tributyltin
Cyanid.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


gips

Hvad er gips?


Gips er et naturligt forekommende, hvidt mineral. Stoffet kaldes også kalciumsulfat, og har den kemiske formel CaSO4•2H2O.

Kalcineret gips forhandles som et hvidt pulver, der størkner meget hurtigt efter opblanding med vand, og som er næsten lige så hårdt som sten efter størkning.

Gips er naturligt forekommende som klare krystraller, men det opstår også som et restprodukt ved rensning af røg fra f.eks. forbrændingsanlæg.

De største krystaller er over 10 m lange og findes i den underjordisk hule Cueva de los Cristales i Mexico.

Finkornet gips kaldes for alabast og kan udskæres til bl.a. prydgenstande, f.eks. stenæg. Alabast er svagt gennemskinneligt. Navnet benyttes dog også om en art kalciumkarbonat.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


gips

Hvordan laves gipsafstøbninger?


Læs Kemiske stoffer: "Hvordan laves gipsafstøbninger".

Gå til index for siden


glas

Hvordan laves farvning af boraxglas?


Man kan også lave farveforsøget for metaller ved at farve borax-glas*): En ståltråd med et lille øje på 2 mm holdes ind i en flamme, til tråden gløder, og dyppes så i fint-pulveriseret borax og opvarmes igen i flammen.

Dette gentages, indtil der sidder en borax-glasperle i ståltråd-øjet.

Hvis man nu dypper perlen i en ubetydelighed af et metalsalt, får glasperlen farve af metalsaltet:

turkisblå med kobber (f.eks. kobbersulfat {CuSO4, kobber(II)sulfat, kobber(2+)sulfat, kuprisulfat, cuprisulfat, blåsten, kobbervitriol })

mørk-violet med mangan (f.eks. brunsten {kaldes nu mangandioxid, MnO2 , mangan(IV)oxid, pyrolusit})

mørkeblå med kobolt [kaldes nu cobalt](f.eks. koboltklorid {cobaltchlorid, cobalt(II)chlorid }).

brun med nikkel (f.eks. nikkelsulfat, [NiSO4], nikkel(II)sulfat)

gul-til-brun med jern (f.eks. rust eller jernklorid)

- og når man gentagne gange bare ender med en gulbrun perle, er det tid at kassere den benyttede ståltråd.

Læs mere her.

Gå til index for siden


glukose

Hvad er glukose?


Glukose (druesukker eller dextrose) er et simpelt sukkerstof (et monosakkarid), som har den kemiske formel C6H12O6 (en hexose, se nedenfor). Glukose smager ikke helt så sødt som almindeligt sukrose.

Det er det grundlæggende kulhydrat, der bliver fremstillet i fotosyntesen. Dermed er glukose også det energibærende stof, der danner nettoprimærproduktionen, og som skaber grundlaget for både græsningsfødekæden og nedbryderfødekæden. Den naturlige variant, D-glukose, kaldes også dextrose, når det bliver brugt i fødevareindustrien.

Glukose er en hexose, dvs. et monosakkarid med seks (hex er græsk og betyder "seks ") kulstofatomer. Set under en anden synsvinkel er glukose også en aldehyd, for det indeholder en CHO-gruppe. Fem af de seks kulstofatomer danner sammen med ét af iltatomerne en ring ( "pyranosering "), som er en meget stabil grundstruktur. I ringen er hvert kulstofatom bundet til en hydroxylgruppe og et brintatom. Undtagelsen er det 5. kulstofatom, som er bundet sammen med det 6. kulstofatom uden for ringen, hvor det danner en CH2OH-gruppe.

Når glukose bliver bundet sammen med fruktose opstår disakkaridet sukrose, som er almindeligt sukker. Andre disakkarider med glukose er maltose og mælkesukker eller laktose. Stivelse (amylose og amylopektin), cellulose og glykogen er polysakkarider, dannet som polymerer af glukose.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


glyfosat

Hvad er glyfosat?


Glyfosat (N-(phosphonomethyl) glycine) er et bredvirkende, systemisk ukrudtsmiddel, der bliver optaget gennem blade og skud. Det bruges til at dræbe ukrudt og især flerårige arter. Nogle afgrøder er blevet genetisk modificeret, sådan at de kan tåle midlet. Glyfosat blev først markedsført af firmaet Monsanto under handelsnavnet "Roundup ", men i dag er det ikke længere underlagt patentrettigheder.

Der er tre former for glyfosat, der bruges som ukrudtsmidler:

glyfosat-isopropylammonium
glyfosat-sesquiodium, der blev patenteret af Monsanto
glyfosat-trimesium, der blev patenteret af ICI (nu overtaget af Zeneca).

Forbruget i Danmark gik fra 1.231.120 kg i 2007 til 1.561.745 kg i 2008 til 771.874 kg i 2009. Det samlede forbrug i USA skønnedes at være 90.000.000-94.000.000 kg i 2007.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


grundstof

Hvad er et grundstof?


Et grundstof er et kemisk stof, der udelukkende består af atomer med samme atomnummer (dvs. har samme antal protoner i kernen).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


grundstoffer

Hvad er beryllium?


Læs "Beryllium: Hvad er beryllium?".

Gå til index for siden


grundstoffer

Hvad er klor?


Læs "Chlor: Hvad er chlor?"..

Gå til index for siden


grundstoffer

Hvad er molybdæn?


Læs "Molybdæn: Hvad er molybdæn?"..

Gå til index for siden


grundstoffer

Hvad er rubidium?


Læs "Rubidium: Hvad er rubidium?"..

Gå til index for siden


grundstoffer

Kan man huske alle grundstofferne ved hjælp af husketeknik?


Kemi-elever bør huske formler og navne på ca. 40 grundstoffer. De skal ikke kunne det periodiske system udenad, men skal kunne bruge informationerne. Bogen foreslår husketeknik til at huske atomsymboler og navne. Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


grænseflade (kemi)

Hvad er grænseflade (kemi)?


En grænseflade er den grænse, der skabes når to forskellige faser mødes, såsom to ikke-blandbare væsker.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


guld

Hvad er guld?


Guld (på latin aurum) er grundstof nummer 79 i det periodiske system, og har det kemiske symbol Au: Under normale tryk- og temperaturforhold optræder dette overgangs- og ædelmetal som et meget tungt, yderst formbart gult metal.

Egenskaber ved guld
Guld reagerer ikke med langt de fleste kemikalier, men det angribes dog af klor, fluor, kongevand og cyanid. Salpetersyre, som ellers kan opløse andre metaller, benyttes til at bekræfte om et materiale indeholder guld. Kviksølv kan opløse guld, men stofferne danner ikke kemiske forbindelser med hinanden.

Guld kan forarbejdes til ekstremt tyndt folie, kaldet bladguld.

Guld er i sin rene form det mest formbare og duktile materiale der kendes: et enkelt gram af metallet kan hamres ud til en kvadratmeter bladguld. Det kan gøres tyndt nok til at blive gennemsigtigt; det lys der passerer får et blåt eller grønt skær, da guldet tilbagekaster de "modsatte " farver; rødt og gult.

Det rene guld er således for blødt til de fleste praktiske formål, og det bruges derfor i legeringer med andre metaller, som f.eks. sølv og kobber. Når guld benyttes til smykker angives dets renhed i karat: Rent guld er 24 karat, men til smykker benyttes ofte 22k, 18k eller 14k guld. Jo lavere "k " (karat), des højere er indholdet af sølv eller kobber i legeringen. Valget af metaller kan bruges til at justere farven på den resulterende legering; en større mængde af sølv, palladium eller nikkel giver hvidguld, hvorimod en større mængde kobber giver rødguld.

Metallers farve skyldes atomernes evne til at absorbere og "genudsende " energien i de fotoner ( "lyspartikler ") der træffer det: Det er elektronerne i atomerne der er ansvarlige for dette, og for de fleste metallers vedkommende gør dette nogenlunde lige meget for alle bølgelængder, hvilket giver en omtrent grå nuance. For gulds (og kobbers) vedkommende påvirkes "elektron-havet " i metallet imidlertid af kvantemekaniske effekter, som giver markante forskelle i hvor meget lys metallet kan "genudsende " af de forskellige bølgelængder, og derfor har disse metaller en usædvanlig tydelig farve.

Det er muligt at størstedelen af alt guld i universet, og dermed på Jorden, er dannet ved de kosmiske begivenheder, der kaldes gammaglimt.

Tekniske anvendelser af guld
Guld har gennem århundreder været brugt som betalingsmiddel og til smykker, og i nyere tid også til en lang række tekniske formål.

Guld som betalingsmiddel
Indtil starten af 1900-tallet var udstedte mønters pålydende værdi generelt betinget af den pågældende mønts metalværdi. En mønt hvis metalværdi modsvarer dens pålydende værdi, kaldes en hovedmønt hvorimod en mønt hvis metalværdi er lavere end den pålydende værdi, benævnes en skillemønt. I slutningen af 1800-tallet gik Danmark og andre stater over til guldstandarden, dvs. at de større cirkulationsmønter var baseret på guld, samt at værdien af en nationalbanks udsendte pengesedler modsvaredes af en tilsvarende beholdning af fysisk guld i banken. Guld kom derved til direkte at garantere for værdien af staternes møntfod, en rolle der tidligere havde været spillet af sølv. Nogle få lande arbejdede ikke med en ren guld- eller sølvstandard, men med en blanding af de to, en såkaldt bimetal-standard. Systemet med guld-understøttelse af den udstedte valuta blev for de fleste staters vedkommende suspenderet i forbindelse med udbruddet af 1. verdenskrig. Senere forsøg på at genindføre guldstandarden blev generelt opgivet i slutningen af 1920'erne på grund af den daværende økonomiske krise. For Danmarks vedkommende var den danske krones værdi på daværende tidspunkt faldet i forhold til det britiske pund der stadig var bundet til guldet, og en genindførsel af "guldkronen " (i konservativ presse omtalt som "den ærlige krone ") ville derfor medføre en revaluering med tab af konkurrenceevne til følge. Regeringen Madsen-Mygdal genindførte guldstandarden på trods af modstand fra Socialdemokratiet, der frygtede et tab af arbejdspladser som følge af revalueringen. Denne gang optrådte guldstandarden i form af en guldbarrestandard, hvilket vil sige at guldmønter ikke indgik i det egentlige pengeomløb, men at Nationalbanken påtog sig at omveksle større pengebeløb til guldbarrer. Da en standard-guldbarre vejer 12,5 kilo, var adgangen til guldindløselighed reelt forbeholdt indehavere af meget store pengebeløb. Danmark afskaffede definitivt guldstandarden efter at Storbritannien, Danmarks største samhandelspartner, selv afskaffede guldstandarden i 1931. Der findes ikke længere stater hvis pengeudstedelse er 100% understøttet af guld. Under guldstandarden udstedtes egentlige cirkulationsmønter normalt i legeringer af maksimalt 22 karats (91,67%) finhed. De danske 10 og 20-krone mønter i guld havde en finhed på 900/1000. På grund af disses i samtiden høje værdi blev de dog kun brugt i mindre omfang. I Danmark benyttedes til daglig handel først og fremmest mønter i bronze eller sølv.

Visse lande udsteder stadig guldmønter: De såkaldte Canadian Gold Maple Leafs, Australian Gold Nuggets og østrigske Wiener Philharmonikere er de reneste af denne type mønter, med 99,99% guld. Den kinesiske panda har finheden 99,90%. Sydafrika, USA og Storbritannien udgiver hhv. Krugerrands, American Gold Eagles og britiske Gold Sovereigns og Gold Britannias, i alle tilfælde med en lødighed af 22 karat. Den lavere lødighed skyldes tradition samt et ønske om at lave et stærkere produkt, idet guld er meget blødt i ren tilstand. Ingen af disse mønter er beregnet til dagligt brug hvilket ses af deres generelt meget lave pålydende værdier sammenholdt med mønternes faktiske metalværdi. I stedet fungerer de først og fremmest som anbringelsesmetode for større værdier, blandt personer der ikke har tillid til deres lokale pengevæsen. Denne skik er først og fremmest udbredt i Asien og Mellemøsten. Mange lande i disse områder har love der forbyder privatpersoner at eje guld med undtagelse af mønter og smykker. Udstedelsen af mønter af rent guld kan derfor omgå sådanne forbud. Et tilsvarende forbud fandtes tidligere også i Danmark. Den første stat der udstedte denne type mønter var Sydafrika med udstedelsen af den såkaldte krugerrand der indeholder 31,1 gram finguld.Dette svarer til 1 ounze troy, hvilket er den enhed som ædelmetaller noteres i på London Stock Exchange og New York Stock Exchange. Udstedelsen af krugerrands sikrede Sydafrika en eksportindtægt på et tidspunkt hvor landet var underlagt international handelsblokade på grund af apartheidstyret, idet veksling af valuta ikke var omfattet af handelsblokaden. Som kuriosum kan bemærkes at Letland i 1998 udstedte en 100 lats guldmønt i 16,2 g finguld, som officielt blev anset som almindeligt betalingsmiddel.

Guldet i guldbarrer er til gengæld ofte 24 karat, fordi de modsat mønter ikke behøver være hårde eller slidstærke. Deres brug som investerings- og betalingsinstrument understreges af, at finguld er tildelt en tre-bogstavs-forkortelse på linje med alverdens valutaer; XAU.

Smykker af guld
Smykker af guld indeholder næsten altid andre metaller, primært for at gøre metallet modstandsdygtigt overfor slitage, og har karat-tal mellem 8 og 22. Det "andet " metal er oftest i vid udstrækning kobber, som giver legeringen lidt af dets karakteristiske rødlige farve. 14 karat guld hvor "resten " af metallet er kobber, har en farve der ligner visse bronzelegeringer til forveksling.

Ved at bruge jern og aluminium kan man skabe henholdsvis blå og violette guld-legeringer, men det bruges meget sjældent i smykke-sammenhænge. Palladium og nikkel giver en sølvhvid legering og blanding med sølv giver en grøn-gul farve; nikkel er langt det billigste, men da det er giftigt, er der lovgrænser for hvor meget nikkel sådanne smykker må afgive.

Ud over metallet til selve smykket indgår guld også i det loddemetal der bruges i fremstillingen af smykket: i et kvalitetsprodukt bør loddemetallet være af en karat der svarer til karaten af smykkets øvrige "bestanddele ". Loddemetal af den art fremstilles med en lang række karat-tal, og i forskellige farver der matcher de føromtalte legeringer. Dertil laves loddemetallet med op til tre forskellige smeltepunkter; ved at bruge varianterne med det højeste smeltepunkt først, kan en guldsmed opbygge ganske komplicerede arbejder med talrige lodninger.

Medicinske anvendelser af guld
I middelalderen troede man at guld var gavnligt for helbredet; noget så sjældent og smukt som guld måtte nødvendigvis være gavnligt. Selv i dag tilskriver visse alternative behandlere metallisk guld helbredende egenskaber.

Visse guld-holdige salte virker ganske vist infektionsbekæmpende og bruges i behandlingen af gigt og lignende lidelser, men det er vel at mærke kun salte og radioaktive isotoper af guld der finder anvendelse i den moderne lægevidenskab. Som eksempel på det sidste kan nævnes isotopen 198Au med en halveringstid på 2,7 døgn, som bruges i strålingsterapi mod visse former for kræft.

Til gengæld bruges guld indenfor tandlæge-gerningen, hvor det meget formbare guld nemt kan tilpasses i broer og kroner der matcher de tilbageværende tænder, og generelt giver bedre resultater end andre materialer. Brug af guldkroner for de mest synlige tænder betragtes som attraktivt i visse kulturkredse, og uattraktivt i andre.

Farvestof og overfladebehandling af guld
Guld bruges som farvestof i glas, som derved får en intens, dybrød farve. Andre guld-baserede farvestoffer bruges til fotografier, hvor det kan gøre sort/hvide fotos lavet med sølvbromid let brunlige eller blålige, eller forbedre stabiliteten.

Guld kan også bruges som farvestof i mad. Dets e-nummer er E-175.

Guld, eller legeringer af guld og palladium, bruges til at "overfladebehandle " biologiske prøver og andre elektrisk isolerende emner der skal undersøges med scanning-elektronmikroskop. Guld er idéelt til dette formål af tre grunde

Guldets gode ledeenskaber bortleder den statiske elektricitet der "opsamles " på emnet under på grund af mikroskopets elektronstråle.

Guld er godt til at standse de elektroner der træffer det på overfladen af emnet: Trænger de for langt ind, bliver billedet af det sløret.

Guld afgiver mange sekundære elektroner, som er dem scanning-elektronimikroskopet bruger til at danne billedet.

Da guld reflekterer de meste både synligt og infrarødt lys, bruges det ofte i rumfarten til at beskytte mod den intense solstråling uden for Jordens atmosfære: Som gyldne folier på satellitter og rumfartøjer, og i et ganske tyndt lag i visiret på astronauternes rumdragter. Tilsvarende bruges guldfolie i visse Formel 1-racerbiler som varmeafskærmning i motorrummet. Og i compact discs af høj kvalitet ses guld undertiden brugt som det reflekterende lag i skiven.

Guld brugt til elektronik
Guld er en udmærket leder af elektrisk strøm, hvilket er blevet udnyttet til ledninger til meget stærke strømme. Både sølv og kobber er bedre til at lede strømmen, målt rumfang for rumfang, men guld er mere korrosionsbestandigt.

Den gode ledningsevne udnyttes i forskellige slags elektriske stik af høj kvalitet, hvis "ben ", kontaktflader osv. overtrækkes med guld. Der hersker en del debat om hvorvidt guldet giver bedre lyd, billeder, dataforbindelse osv. som nogen hævder, men sådanne stikforbindelser må alt andet lige være mere korrosionsbestandige. Af samme grund bruges guld på overfladen af de elektriske dele i visse typer elektriske kontakter.

Gyldne fødevarer med guld
Bladguld samt guld i flager og som pulver bruges i visse madvarer, specielt i slik: I E-nummer-systemet for tilsætningsstoffer i mad klassificeres guld som et farvestof, og har nummer E-175. Guld i flager blev brugt i middelalderen af den europæiske adel, dels for at demonstrere værtens velstand, dels ud fra føromtalte formodning om at det er gavnligt for helbredet.

Da guld kemisk set er meget lidt reaktionsvilligt, indgår heller ikke i madens og vores fordøjelses kemi, og af samme grund smager det heller ikke af noget. Det har heller ingen næringsmæssig værdi, og forlader fordøjelseskanalen i uforandret kemisk form.

Symbolik af guld
Guld er et ædelmetal, der sættes i forbindelse med solen, men også som symbol på overjordisk storhed, eller rigdom og velstand. Guld symboliserer evigheden, erkendelse og troskab. Alkymister betragtede guld som noget ædelt, i stræben efter lutring, esoterisk erkendelse, og det højeste trin i åndelig udvikling. I Kina betragtedes guld som solens metal og uressensen yang. Astrologisk hører guld til stjernetegnet løven.

I kristendommen symbol på himmellyset og fuldkommenheden. I drømme kan guld betyde ny erkendelse og bevidsthedsudvidelse. Symboliserer maskuline værdier, i kvinders drømme animus. I auraen tydes guld som besiddelse af stor, gammel østerlandsk visdom.

Nummer et i de Olympiske Lege og ved mesterskaber får guldmedaljer. Guldmedaljerne til OL er dog lavet af 92,5 % sølv.

Guldbryllup afholdes efter 50 års ægteskab.

Forekomst og udvinding af guld
Guldholdig malm.

Udvinding af guld er økonomisk rentabelt hvis råmaterialet indeholder blot et halvt gram guld per ton. De malme der brydes i åbne miner indeholder mellem 1 og 5 gram guld per ton, og fra underjordiske miner brydes malm med omkring 3 gram per ton. Først ved et indhold på 30 gram per ton er guldet synligt for det blotte øje, så de malme der brydes i de fleste guldminer ligner almindeligt klippemateriale.

Produktion af guld på landjorden
Omkring halvdelen af alt guld i verden stammer (anslået 145.000 tons ved udgangen af 2001) fra Sydafrika, hvor man har udvundet det siden 1880'erne. I 1970 stod Sydafrika bag 79 procent af verdensproduktionen med omkring 1000 tons. I 2007 var landets produktion faldet til blot 272 tons, primært på grund af stigende tekniske vanskeligheder ved udvindingen, skiftende økonomiske forhold, og stramninger i sikkerhedsreglerne for minedrift. Netop dét år "overhalede " Kina Sydafrika med en produktion på 276 tons; det er første gang siden 1905 Sydafrika har måtte se sig overgået.

Årlig verdensproduktion af guld de sidste godt 100 år.

Andre væsentlige guldproducenter er USA, Australien, Rusland og Peru. I Sydamerika arbejdes der med et kontroversielt projekt, Pascua Lama, som handler om at udnytte de rige guldfelter i bjergene i Atacamaørkenen nær grænsen mellem Chile og Argentina.

Behandlingen af råmaterialet fra minerne sker enten ved Wohlwill-processen eller Miller-processen, om end der findes andre metoder.

En gigantisk kviksølvforurening truer flere områder i verden som følge af udvinding af guld ved hjælp af kviksølv. Det gælder filippinske guldgravere, der udleder mellem 200 og 500 ton kviksølv i naturen årligt ved småskala-minedrift.

Guld fra havvand
Verdenshavene indeholder betydelige mængder guld, men fordelt jævnt i alt havvandet bliver koncentrationen uhyre lav; mellem 0,1 og 0,2 milligram per ton vand. En række mennesker har hævdet at have fundet en rentabel måde at udvinde dette guld, men det har i alle tilfælde været fejltagelser eller direkte svindel.

Fritz Haber forsøgte at udvikle en kommerciel metode til at udvinde havets guld, i et forsøg på at finansiere de krigserstatninger, Tyskland var blevet pålagt efter 1. verdenskrig. Desværre havde han overvurderet guldkoncentrationen i havet, og den tyske regering endte med at bruge flere penge, end de små mængder udvundet guld kunne indbringe.

Syntetisk fremstillet guld
Bemærk målestokken

Alkymisternes gamle drøm om at omdanne mindre ædle materialer til guld er kommet indenfor teknisk rækkevidde i moderne tid, men processen er langt fra rentabel og forventes ikke at blive det indenfor en overskuelig fremtid.

Gulds historie
Mennesket har kendt til guld og brugt det til udsmykning og ritualer siden forhistorisk tid; det kan have været det første metal, mennesket har brugt. I egyptiske hieroglyffer beskriver kong Tushratta fra 2600 f.Kr. hvordan guld var "mere rigeligt en skidt " på den tid. Egypten og Nubien havde naturresourcer, der gjorde dem til væsentlige guldproducenter gennem det meste af historien.

Guld nævnes ofte i Bibelens Gamle Testamente, første gang allerede i Skabelsesberetningen. Det sydøstlige "hjørne " af Sortehavet var kendt for sine guldforekomster, hvis udvinding siges at gå tilbage til kong Midas tid; her fremstillede man mønter for første gang i historien mellem 643 og 640 f.Kr.

Mali-riget i Vestafrika var berømmet i den gamle Verden for sine enorme mængder guld. Rigets hersker, Mansa Musa blev berømt for sin pilgrimsrejse til Mekka i 1324: Da han nåede Cairo i juli med nærved 100 kameler og et følge på tusindvis af mennesker, gav han så meget guld bort, at det tog mere end et årti for landene i Nordafrika at komme sig over den kraftige inflation, det medførte.

Den europæiske udforskning af Amerika var i høj grad drevet af meldinger om de rigelige og overdådige guldsmykker, som de indfødte i Centralamerika, Peru og Colombia bar.

Op igennem det 19. århundrede udløstes flere gange "guldfeber ", når nye store forekomster blev opdaget. Det første væsentlige tilfælde af guldfeber i USA skete i en lille by kaldet Dahlonega, og andre tilfælde indtraf i Californien, Colorado, Otago, Australien, Witwatersrand og måske mest berømt Klondike.

Isotoper af guld
Naturligt forekommende guld består af én enkelt isotop; 197Au, og dertil kendes 36 radioaktive isotoper, hvoraf 195Au er den mest "langlivede ", med en halveringstid på godt 186 døgn.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


guld

Hvordan fremstilles porøse guldkrystaller?


Læs: Krystaller i kemi: "Hvordan fremstilles porøse guldkrystaller?"

Gå til index for siden


h NMR

Hvad er h NMR?


H NMR er en spektroskopisk metode til at identificere molekyler. H NMR er udledt af NMR, der fortæller noget om, hvordan kulstof- og brintatomer er placeret i forhold til hinanden. I H NMR kan man bruge intensiteten af linjerne i spektret til at bestemme, hvor mange hydrogenatomer, der sidder på et carbonatom, og opsplitningsmønsteret giver information om, hvor mange hydrogenatomer, der sidder på naboatomerne. Hvis en linje i H-NMR spektret er bred, betyder det, at der sker en protonudvikling med omgivelserne. Dette ses ved vand samt -OH-, -NH- og -COOH-grupper. I C NMR, kan man bruge linjeplacering til at identificere grupper, idet denne metode giver et stort "chemical shift " område. I forhold til ved proton NMR har 13C-NMR et område, der er 15 gange større, hvorimod linjerne har nogenlunde samme bredde. Det betyder, at der bliver en større udbredelse af linjerne ved C NMR, og dette gør dem nemmere at tilegne forskellige grupper.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Haber

Hvem er Fritz Haber?


Fritz Haber (9. december 1868 - 29. januar 1934) var en tysk kemiker som modtog Nobelprisen i kemi i 1918 for at udvikle en metode til at syntetisere ammoniak, som er vigtig i gødning og sprængstof. Metoden kaldes Haber-Bosch-processen, efter Haber selv og Carl Bosch, der var med til at udvikle den på Universität Karlsruhe. Fødevareproduktion til halvdelen af verdens befolkning er afhængig af denne proces til at fremstille gødning.

Sammen med Max Born foreslår han Born-Haber cyklus, som er en metode til at bestemme gitterenergien i et fast ionisk stof.

Haber er også blevet beskrevet som "faderen til kemisk krigsførelse " på grund af sit arbejde med at udvikle og implementere chlor og andre giftige gasser under Første Verdenskrig
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Hald

Hvem er Peter Hald?


Peter Hald er en dansk kemiker. Han er uddannet cand.scient og senere Ph.d. i kemi på Aarhus Universitet. Han har også en uddannelse som officer i hæren og afholder ind imellem stadig sprængningskurser. Sammen med Danish Space Challenge har han været med til at bygge Danmarks største privatbyggede raketmotor.

I 2006 og 2007 var han vært for DR's "Videnskabsquiz " VQ.

Peter Hald er ansat på Institut for Kemi ved Aarhus Universitet, hvor han er daglig sikkerhedsleder og laboratoriemanager ved Center for Materialekrystallografi og Center for Energimaterialer.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


halogener

Hvad er halogener?


Halogenerne (af græsk; "saltdannere "), er en kemisk serie af grundstoffer i det periodiske system, som omfatter den 7. hovedgruppe. Halogener mangler alle én elektron i deres yderste elektronskal for at opnå den blandt atomer "eftertragtede ", helt fyldte yderste elektronskal: Halogenerne er meget "ivrige " efter at skaffe sig en ekstra elektron, typisk ved at indgå i kemiske forbindelser med andre stoffer.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Harden

Hvem er Arthur Harden?


Sammen med Hans von Euler-Chelpin modtog han Nobelprisen i kemi i 1929 for deres arbejde med fermentering af sukker og fermentive enzymer.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


harskning

Hvad er harskning?


Harskning er en kemisk proces, der foregår i fødevarer som indeholder fedt. Processen forekommer i flerumættet fedt, og er den peroxidering af dobbeltbindingerne i de flerumættede fedtsyrer. Fødevarer, som f.eks. smør, der harsker, får en meget bitter smag.

Peroxidering
Peroxideringsreaktionen er en kemisk kædereaktion, som starter ved at der bliver dannet en fri radikal, som f.eks. O2- eller OH•. Det kan ske på forskellige måder, f.eks. ved høj varme eller ved belysning med UV-stråling. Det fri radikal reagerer med den flerumættede fedtsyre ved at fjerne et brintatom tæt ved en dobbeltbinding. Fedtsyren er nu en radikal som kan reagere med ilt og danne en ny radikal som reagerer med en ny fedtsyre. Således fortsætter reaktionen, der kaldes en kædereaktion, fordi der hele tiden dannes en ny radikal ved brug af en gammel. Den eneste måde en radikalreaktion kan stoppes er ved en reaktion mellem to radikaler, hvorved der dannes en ikke-radikal forbindelse.

Antioxidanter
Harskning kan forhindres, eller i hvert fald mindskes væsentligt, ved at tilsætte antioxidanter til fødevarerne. Antioxidanterne reagerer med de frie radikaler og neutraliserer dem. Eksempler på antioxidanter er askorbinsyre, vitamin E og karotener.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Hassel

Hvem er Odd Hassel?


Odd Hassel (17. maj 1897 i Kristiania - 11. maj 1981) var en norsk kemiker og Nobelprismodtager. Han fik Nobelprisen i kemi i 1969 sammen med Sir Derek Barton "for sin indsats for konfirmationsbegrebets udvikling og anvendelse indenfor kemien ".

Han var søn af gynækologen Ernst Hassel og Mathilde Klaveness, og studerede matematik, fysik og kemi ved Universitetet i Oslo mellem 1915 og 1920. Etter et år fri i Sydeuropa drog han til Tyskland hvor han fik arbejde først i München og derefter i Berlin, hvor han tog en doktorgrad i 1924. Faren døde da Odd var otte år gammel, og moren opdrog børnene alene. Han boede sammen med moren til han var 35. Siden boede han ved Blindern. Han var ugift.

Hassel blev i 1925 ansat ved Universitetet i Oslo, først som stipendiat, fra 1926 som docent og fra 1934 som Norges første professor i fysisk kemi. Han gik av med pension i 1964.

Foruden Nobelprisen var han ridder af 1. klasse af Sankt Olavs Orden, æresdoktor ved universiteterne i København og Stockholm, og medlem af både det Kgl. Norske Videnskapers Selskab og de danske og svenske videnskabsselskaber. Han var medlem af Det Norske Videnskaps-Akademi og The Chemical Society i London, og æresmedlem af Norsk Kjemisk Selskap. Han fik Gunnerusmedaljen i 1964, og samme år blev han den første som modtog Guldberg-Waage-medaljen.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


hassium

Hvad er hassium?


Hassium (efter det latinske navn for Hessen, tidl. også unniloctium og eka-osmium) er det 108. grundstof i det periodiske system, og har det kemiske symbol Hs: Dette overgangsmetal findes ikke i naturen, men fremstilles i uhyre små mængder ad kunstig vej i laboratorier.

Egenskaber ved hassium
Hassium hører hjemme i det periodiske systems gruppe 8; noget der blev afsløret ved gastermokromatografi-eksperimenter i 2001, hvor det lykkedes at få fem hassium-atomer til at reagere med en blanding af ilt og helium under dannelse af hassiumtetraoxid (HsO4).

Under et andet forsøg i 2004 lykkedes det at danne natriumhassatat, Na2HsO4(OH2); en reaktion der også kendes fra et andet gruppe 8-grundstof, nemlig osmium.

Fremstilling af hassium
Hassium findes ikke i naturen, og kan kun fremstilles i laboratorier ved at "beskyde " atomkerner af relativt tunge grundstoffer med kerner af lettere grundstoffer: I nogle få tilfælde resulterer sådanne kollisioner i én kerne med summen af bestanddelenes neutroner og protoner. Det er ikke nogen videre effektiv proces, og man kan kun lave ganske få atomer "ad gangen ", før de henfalder til andre grundstoffer.

Hassiums historie
De første forsøg på at frembringe atomkerner med atomnummer 108 blev udført ved det Forenede institut for kerneforskning i det daværende Sovjetunionen i 1983: Her "beskød " man en prøve af isotopen 209Bi med 55Mn, og konstaterede en form for spontan fission som man mente stammede fra 255Rf; et "henfaldsprodukt af et henfaldsprodukt " af hassium-isotopen 263Hs. Året efter konstaterede man en anden spontan fissionsreaktion, som tilsvarende måtte stamme fra en "efterkommer " til isotopen 264Hs. Forsøgene viser formodentligt, men ikke med sikkerhed, at det søgte grundstof nummer 108 var til stede, men samtidens forskere var ikke helt overbevist.

Den første "stensikre " syntese af hassium skete i 1984 for et tysk forskerhold med Peter Armbruster og Gottfried Münzenberg i spidsen; her brugte man jern-atomkerner som "projektiler " mod et "mål " af bly, og skabte tre hassium-kerner.

Armbuster og Münzenberg foreslog selv navnet hassium, som er afledt af det latinske navn for Hessen hvor deres forskningsinstitut ligger. Inden dette navn blev endelig vedtaget af IUPAC i 1997 omtalte man i første omgang stoffet med det midlertidige navn unniloctium, og siden hen, i 1994 kom navneforslaget hahnium i spil.

Isotoper af hassium
Man kender 15 isotoper af hassium, som alle er radioaktive med halveringstider på en time og derunder.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


hastighedsbestemmende trin

Hvad er hastighedsbestemmende trin?


I kemisk kinetik er reaktionshastigheden i en reaktionsmekanisme med flere trip ofte bestemt af det langsomste trin, der kendes som det hastighedsbestemmende trin eller hastighedsbegrænsende trin. Det eksperimentelle hastighedsudtryk kan hjælpe med at finde det hastighedsbestemmende trin.

I et reaktionskoordinat er overgangstilstanden med den højeste energi det hastighedsbestemmende trin for en given reaktion.

Konceptet med det hastighedsbestemmende trin er meget vigtigt til optimering og forståelse af mange kemiske processer som katalyse og forbrænding.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


HCN

Hvad er HCN?


Læs Kemiske stoffer: "Hvad er hydrogencyanid?"

Gå til index for siden


HCN

Hvad er HCN?


Læs "Cyanid: Hvad er cyanid?"

Gå til index for siden


Heck

Hvem er Richard F. Heck?


Richard F. Heck (født 15. august 1931 i Springfield, Massachusetts, død 10. oktober 2015 i Quezon City, Filippinerne) var en amerikansk kemiker og Nobelprisvinder. Han blev tildelt Nobelprisen i kemi sammen med Ei-ichi Negishi og Akira Suzuki i 2010 for "palladiumkatalyserede krydskoblinger i organisk syntese ".
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Hell

Hvem er Stefan Hell?


Stefan Walter Hell (født 23. december 1962 i Arad) er en tysk/rumænsk fysiker og en af lederne på Max-Planck Institut for biofysisk kemi. i Göttingen, Tyskland. Sammen med Eric Betzig og William E. Moerner modtog han i 2014 Nobelprisen i kemi for "udviklingen af super-opløst mikroskopi ".
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Helmont

Hvilken betydning havde J.B. van Helmont for kemien?


Læs mere under "Kemiens historie: Hvornår udvikledes den moderne kemi?"

Gå til index for siden


heteroatom

Hvad er heteroatom?


Heteroatom er en betegnelse der bruges i den organiske kemi om et atom i et kemisk stof som ikke er kulstof eller brint. Det vil typisk være ilt, nitrogen, svovl eller et halogen (F, Cl, Br eller I).

Et heteroatom kan, sammen med brint, udgøre en funktionel gruppe, som f.eks. i en alkohol eller en aminogruppe, eller det kan sidde som en integreret del af kulstofskelettet.

I en strukturformel angives heteroatomer altid med deres bogstavsymbol.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Hevesy

Hvem er George de Hevesy?


George Charles de Hevesy eller Georg Karl von Hevesy (ungarsk: Hevesy György; 1. august 1885 i Budapest - 5. juli 1966 i Freiburg im Breisgau) var en ungarsk kemiker, som fik Nobelprisen i kemi i 1943 for sin opdagelse af, hvordan man kan bruge radioaktive sporstoffer til at studere kemiske processer. Desuden var han medopdager af grundstoffet Hafnium.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


hexan

Hvad er hexan?


Hexan eller n-hexan er en kemisk forbindelse med den kemiske formel C6H14.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


hexen

Hvad er hexen?


1-Hexen er en højere olefin, også kaldet alken, med formlen C6H12. 1-hexen er en alfa-olefin, hvilket betyder, at dobbeltbindingen er placeret på alfa(primære)-position, hvilket tilfører denne sammensætning højere reaktivitet og dermed får 1-hexen nyttige kemiske egenskaber. 1-Hexen er et industrielt vigtigt, lineært alfa-olefin.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


hexyn

Hvad er 3-Hexyn?


3-Hexyn er en organisk forbindelse med formlen C2H5CCC2H5. Det er en farveløs væske, og er den mest almindelige af de tre hexynisomerer. Sammen med 2-butyn og diphenylacetylen benyttes den som en reference-acetylenlignende ligand i organometalisk kemi. 3-Hexyn er nyttig, fordi dens 1H NMR-signaler for methylengrupperne giver stereokemiske oplysninger i oktaedriske komplekser.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Hindenburg-ulykken

Hvad skyldtes Hindenburg-ulykken?


Læs "Brint: Hindenburg-ulykken?".

Gå til index for siden


hjortetakssalt

Hvad er hjortetakssalt?


Hjortetakssalt (kan også staves hjortetaksalt) er et tilsætningsstof til bagværk, der tilfører det sprødhed og derfor anvendes i kiks, brunkager, klejner m.m. Dets kemiske navn er ammoniumhydrogencarbonat (NH4HCO3) og har E-nummer E-503.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Hoff

Hvem er Jacobus Henricus van't Hoff?


Jacobus Henricus van 't Hoff (30. august 1852 - 1. marts 1911) var en hollandsk fysisk- og organisk kemiker og den første vinder af Nobelprisen i kemi i 1901. Han er best kendt for hans opdagelse af reaktionskinetik, kemisk ligevægt, osmotisk tryk og stereokemi. Hans arbejde og opdagelser inden for disse felter var med til at grundlægge disciplinen fysisk kemi som den kendes i dag.

Han døde d. 1. marts 1911 af tuberkulose som 58-årig.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


holmium

Hvad er holmium?


Holmium (efter Stockholms latinske navn Holmia) er det 67. grundstof i det periodiske system, og har det kemiske symbol Ho: Under normale temperatur- og trykforhold optræder dette lanthanid som et blødt, sølvskinnende metal.

Egenskaber ved holmium
Holmium er nogenlunde modstandsdygtigt overfor iltning ( "rust ") i tør atmosfærisk luft, men i fugtig luft eller ved højere temperaturer angribes det hurtigt, og danner et gulligt oxid. Ved temperaturer over 150 °C antændes metallet, og danner holmiumsesquioxid (HO2O3). Holmium reagerer med vand under dannelse af gasformig brint samt holmiumhydroxid, og kan opløses i uorganiske syrer hvorved der også dannes brint. I vandige opløsninger danner holmium en kation, Ho+++, som farver opløsningen gul.

Holmium har en række usædvanlige magnetiske egenskaber, bl.a. det højeste magnetiske moment blandt alle naturligt forekommende grundstoffer. Sammen med yttrium danner det stærk magnetiske stoffer.

Tekniske anvendelser af holmium
Holmiums specielle magnetiske egenskaber udnyttes blandt andet i kerner til de elektromagneter der danner de stærkeste kunstigt skabte magnetfelter. Legeringer af holium og jern, nikkel og kobolt blev tidligere brugt i magnetboblehukommelse. Det høje magnetiske moment gør holmium egnet til diodelasere der bruges i blandt andet medicinsk udstyr.

Holmium kan absorbere de neutroner der dannes ved fissionsprocesserne i en atomreaktor, og bruges derfor i kontrolstænger til atomreaktorer.

Holmiumoxid bruges som et gult farvestof i glas.

Holmiums historie
Holmium blev først konstateret ad spektroskopisk vej i 1878, af Marc Delafontaine og Jacques Louis Soret; de kaldte det dengang ukendte grundstof for "Grundstof X ". Samme år, men uafhængigt af Delafontaine og Soret, fandt Per Teodor Cleve stoffet i en prøve af "erbia-jord " (erbiumoxid).

Cleve brugte en metode som Carl Gustaf Mosander havde udviklet: Han fjernede alle de kendte "urenheder ", og endte med to stoffer; et grønt og et brunt. Det grønne kaldte han for thulia, og det brune for holmia, efter Stockholms latinske navn Holmia. Senere har det vist sig, at det grønne stof var thuliumoxid, og det brune holmiumoxid.

Forekomst og udvinding af holmium
Som de øvrige sjældne jordarter forekommer holmium aldrig i fri, metallisk form i naturen, men i kemiske forbindelser sammen med andre sjældne jordarter, i mineraler som gadolinit og monazit. Man mener at 1,3 gram per ton af Jordens skorpe udgøres af holmium.

Kommercielt udvindes holmium fra mineralet monazit ved en ionbytningsproces, men på grund af de meget ens kemiske egenskaber er det stadig meget svært at skille de sjældne jordarter helt fra hinanden.

Isotoper af holmium
Naturligt forekommende holmium består af én stabil isotop; holmium-165 - hertil kendes et antal radioaktive isotoper, hvoraf den mest langlivede er holmium-163 med en halveringstid på 4570 år. Alle andre radioaktive Holmium-isotoper har halveringstider under 1,117 døgn, og de fleste er på under 3 timer.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


homogenitet

Hvad er homogenitet i kemi?


Homogenitet er en ensartethed af bestanddele indenfor et afgrænset område, system eller gruppe. Homogenitet kan også være ensartethed på tværs af en sammenligning af flere områder, systemer eller grupper. Det modsatte af homogenitet er heterogenitet - forskelligartethed. Ordet homogen (fra græsk: samme beskaffenhed - ensartet) betegner en tilstand/situation hvor bestanddelene indenfor et afgrænset område, system eller gruppe er ensartede. Prøver udtaget forskellige steder i en homogen blanding vil have samme egenskaber og sammensætning. Ordet inhomogen er noget uensartet, betegner en mellem-tilstand, hvor der ikke er nogen klar afgrænsning af de forskelligartede komponenter. Ordet homogenisering betegner processen at tilvejebringe en homogen tilstand. Eksempler på homogenitet inden for kemi er grundstof, en kemisk forbindelse, en opløsning (dvs. homogen blanding).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Hoppe-Seyler

Hvem er Felix Hoppe-Seyler?


Ernst Felix Immanuel Hoppe-Seyler (26. december 1825 i Freyburg - 11. august 1895) var en tysk fysiologisk kemiker.

Hans familienavn var Hoppe; men da han tidlig mistede begge sine forældre, kom han i huset hos sin Svoger, Præsten Dr. Seyler, og blev adopteret af denne (rigtignok først, da H. var 39 Aar og allerede Prof. i Tübingen). Efter at have gennemgaaet det strenge Gymnasium i det Francke'ske Vajsenhus i Halle begyndte han at studere Medicin ved Univ. i denne By, fortsatte sine Studier i Leipzig (hvor han især blev knyttet til Brødrene Weber) og afsluttede dem i Berlin (1850) med en Doktordisputats om Bruskens Bygning og Kemi. I nogle Aar arbejdede han som praktisk Læge, men opgav snart dette og modtog (1855) Virchow's Tilbud om at overtage Posten som Prosektor og kem. Assistent ved det ny patologisk-anatomiske Institut i Berlin. 1861 blev H. udnævnt til Prof. i anvendt Kemi i Tübingen, og da efter Erobringen af Alsace-Lorraine det nye tyske Univ. blev grundet i Strassbourg, blev H. kaldet hertil (1872). 11 Aar senere kunde han indvie det nye, prægtige, fysiologisk-kem. Universitetslaboratorium. H.'s videnskabelige Virksomhed strækker sig over næsten alle Omraader af den fysiologiske Kemi og mange Punkter af den patologiske. Overvejende har han beskæftiget sig med de dyriske Organismers, men har ogsaa givet Bidrag til Planternes Kemi. Hans Undersøgelser har paa mange Punkter bidraget mægtig til Udviklingen af vor Kundskab om de levende Væseners Stofomsætning.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


hovedgruppe

Hvad er hovedgruppe?


En hovedgruppe inden for kemi er en underdeling af det periodiske system, hvor alle atomer har samme elektronbesætning i yderste elektronskal. Dette medfører også, at de nogenlunde har samme kemiske egenskaber. Det er nemlig elektronstrukturen i den yderste skal, der bestemmer et grundstofs kemiske egenskaber.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


hummer

Hvorfor bliver en kogt hummer rød?


Rødt farvestof er bundet af et protein. I marts 2015 fandt en international gruppe af kemikere svaret på spørgsmålet: Hvordan bliver en hummer rød-orange, når den bliver kogt, selv om den fra starten f.eks. er mørkeblå? Forskerne fandt, at det er et protein-bundet astaxanthin, som giver hummerne den mørkeblå farve på skallen. Pigmentet er til stede som en negativt-ladet enolat-ion. Men ved opvarmningen ødelægges proteinet, og derved frigives astaxanthin, som er et almindeligt karotenoid, der netop er rød-orange.

Læs mere her.

Gå til index for siden


husketeknik i kemi

Hvordan fungerer husketeknik?


Vores hjerne er dårlig til at huske det abstrakte, men fremragende til at huske billeder. Vi snyder med husketeknik hjernen til at tro, at vi har oplevet noget, som er knyttet til et fysisk sted. Der skabes falske erindringer i vores hukommelse. Ting, vi har oplevet, som er knyttet til et fysisk sted, husker vi nemlig særlig godt!

Man bruger associa­tioner (tavlekridt i stedet for calcium) og visualiseringer (se for sit indre blik, at der er et hvidt træ med skrivekridt-frugter).

Man kan indprente kemi-data ved banke-ind-i-knolden metoden. Men det er ukreativt, tager længere tid, er usikkert og giver ikke overblik, hvilket husketeknik derimod kan gøre. Specielt kan det give et puf i starten, så man ikke opgiver på forhånd.

Bogen giver også anvisninger på ­læseteknik og notatteknik. Desuden kritiserer forfatterne, at der ikke er tradition for, at man forsøger at lære eleverne mnemoteknik. Elever bør gives vejledning i, hvordan de bedst kan komme til at huske det, de skal kunne udenad. I det følgende gives eksempler på ting, man som studerende i kemi i gymnasiet og Hf mv. gerne skulle kunne huske.

Rutemetoden i et hus, du kender, er særlig velegnet som husketeknik, men rim og remser eller billedassociationer kan også bruges. F.eks. Vand i syre giver ny frisure (dvs. at hvis man kommer vand ned i syre, kan det sprøjte med syre, så man skal altid gøre det omvendte, altså komme syren ned i vand).

Faget kemi er opbygget af definitioner, begreber, symboler, tal og formler, der er uden mening for vores umiddelbare hukommelse. Men hvis man ikke har lagret det mest centrale for kemifaget i sin langtidshukommelse, har man intet fagligt grundlag til at forstå kemi! Det ville svare til, at hver kemitime skulle starte helt fra nul. Eksempler på ting, som husketeknik kan gøre lettere at huske i kemi, er:
Strukturformlen for ascorbinsyre.
Rækkefølgen i citronsyrecyklussen.
En syre er et stof, der kan afgive en proton.
Stofmængden (n) = stofkoncentrationen (c) ganget med rumfanget (V).
Respirationsligningen for glukose:
C6H12O6 + 6O2 g 6CO2 + 6H2O.
Husketeknik kan også bruges til at huske kemiske mængdeberegninger, gasloven og masse-mol-forhold mv. Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


husketeknik i kemi

Kan husketeknik bruges til at huske kemi(1)?


Læs "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


hydrazin

Hvad er hydrazin?


Hydrazin, N2H4, er et giftigt og kræftfremkaldende stof, der lugter som ammoniak, hvorfra det også udvindes, men dets kemiske egenskaber minder mere om vand. Det anvendes bl.a. i raketbrændstof.

Man har en begrænset viden omkring, hvorledes mennesker reagerer på stoffet, når de udsættes for det, da der kun er udført et lille antal eksperimenter og kun få er blevet udsat for det i øvrigt. Dog har man ved forsøgsdyr kunne påvise kræft i næseslimhinden, lunger, blodkar, samt tyktarm.

Biosyntese af hydrazin
Det har været kendt længe, at visse anaërobe bakterier ( "anammox ") er i stand til at omdanne ammonium til kvælstof. For nylig (2015) har man påvist, at det kan de, fordi de rummer et protein, der katalyserer dannelsen af det stærkt reducerende hydrazin i to tempi].
Læs mere: Her
Gå til index for siden


hydrofil

Hvad betyder hydrofil?


Betegnelsen hydrofil bruges blandt andet indenfor kemi og betyder reelt set vandelskende.

At et molekyle er hydrofilt betyder, at molekylet indeholder en eller flere hydrofile grupper, som f.eks. en hydroxy/alkohol-gruppe. En hydrofil gruppe indeholder polære kovalente bindinger, der gør molekylet opløseligt i polære opløsningsmidler som f.eks. vand. Deraf navnet vandelskende. Som en tommelfingerregel siges det at et molekyle er hydrofilt, hvis det indeholder mindst én hydrofil gruppe for hver fire hydrofobe grupper. Hydrofile grupper er aminogruppen N-H, carbonylgruppen C=O og hydroxylgruppen O-H. Sådanne stoffer kaldes amino-, carbonyl- og hydroxy-. Overgangen mellem hydrofil og hydrofob er dog glidende.

I kemien bruges betegnelse "hydrofob " om et molekyle eller en del af et molekyle, der er upolært, da upolære molekyler ikke er blandbare med vand (der selv er et polært molekyle, og polære molekyler er blandbare med polære molekyler).

Et typisk eksempel på et hydrofobt stof er olie. Sæbe er et eksempel på et stof med både en hydrofob og en hydrofil ende. Hvis et sådant molekyle opløses i vand, vil de hydrofobe ender fra flere molekyler klumpe sammen, og molekylerne danne miceller, eller de hydrofobe ender vil beklæde overfladen, hvilket forklarer sæbes evne til at danne skum. Hvis der er hydrofobe stoffer i kontakt med opløsningen, kan de opløses inde i micellerne, så hydrofobe stoffer er opløselige i sådan en opløsning, hvilket forklarer sæbers evne til at gøre fedt vandopløseligt.

Da ethanol både er polært og upolært er det både hydrofobt og hydrofilt.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


hydrofob

Hvad betyder hydrofob?


I kemien bruges betegnelse "hydrofob " om et molekyle eller en del af et molekyle, der er upolært, da upolære molekyler ikke er blandbare med vand (der selv er et polært molekyle, og polære molekyler er blandbare med polære molekyler).

Et typisk eksempel på et hydrofobt stof er olie. Sæbe er et eksempel på et stof med både en hydrofob og en hydrofil ende. Hvis et sådant molekyle opløses i vand, vil de hydrofobe ender fra flere molekyler klumpe sammen, og molekylerne danne miceller, eller de hydrofobe ender vil beklæde overfladen, hvilket forklarer sæbes evne til at danne skum. Hvis der er hydrofobe stoffer i kontakt med opløsningen, kan de opløses inde i micellerne, så hydrofobe stoffer er opløselige i sådan en opløsning, hvilket forklarer sæbers evne til at gøre fedt vandopløseligt.

Da ethanol både er polært og upolært er det både hydrofobt og hydrofilt.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


hydrogenbinding

Hvad er hydrogenbinding?


En hydrogenbinding er en slags tiltrækkende kraft imellem molekyler (eller dele af molekyler), en binding som dannes imellem et svagt elektropositivt hydrogenatom og et af de elektronegative atomer som ilt, kvælstof eller fluor. For at hydrogentatomet kan være elektropositivt skal det være kovalent bundet til et elektronegativt atom.

Hydrogenbindinger kan dannes imellem forskellige molekyler, eller imellem forskellige atomer i det samme molekyle. I DNA er det f.eks. hydrogenbindinger imellem baseparrene der holder de to strenge sammen, og i proteiner er hydrogenbindingerne med til at definere og holde sammen på den rumlige struktur.

Hydrogenbindinger varierer i styrke fra meget svage (1-2 kJ/mol) til ekstremt stærke (150 kJ/mol), så stærke at de ikke kan skelnes fra en kovalent binding, som f.eks. i ionen HF2-. Nogle typiske værdier er:

F-H...:F (40 kcal/mol)

O-H...:N (7 kcal/mol)

O-H...:O (5 kcal/mol)

N-H...:N (3 kcal/mol)

N-H...:O (2 kcal/mol)

Hydrogenbindingers længde afhænger af bindingsstyrken, temperaturen og trykket. Den typiske længde af en hydrogenbinding i vand er 1.97 Å (197 pm).

Hydrogenbindinger i vand
Hydrogenbindinger forekommer særligt i vand (H2O). Bindingerne er relativt svage, men da der er mange af dem, giver de vandet nogle helt specielle fysiske egenskaber som f.eks. et meget højt kogepunkt, som skyldes at det kræver meget energi at bryde bindingerne mellem molekylerne. Til sammenligning har forbindelsen H2S et så meget lavere kogepunkt end vand, at den er en gas ved stuetemperatur, selvom den har en meget højere molekylvægt. Dette skyldes at H2S ikke indeholder hydrogenbindinger.

Hydrogenbindinger i biologi
Hydrogenbindinger er meget vigtige i biologien. I næsten alle biologiske og biokemiske reaktioner, der er katalyserede af enzymer, spiller hydrogenbindinger en stor rolle. Det skyldes at enzymers substrat meget ofte bindes til enzymet ved hjælp af en eller flere hydrogenbindinger.

Derudover er hydrogenbindinger vigtige for den rumlige opbygning af makromolekyler som proteiner og DNA. Proteinernes sekundære strukturelementer bliver stabiliseret af hydrogenbindinger, som er også er med til at holde sammen på både den tertiære og den kvarternære struktur.

Carbon-Oxygen Hydrogenbinding
Eftersyn

Dette afsnit bør gennemlæses af en person med fagkendskab for at sikre den faglige korrekthed.

Carbon-oxygen (CH•••O) hydrogenbindinger repræsenterer en usædvanlig kategori af molekylære interaktioner som først er dokumenteret i biologiske strukturer inden for de sidste 40 år. Selvom CH•••O hydrogenbindinger generelt er forblevet undervurderet i den biokemiske litteratur, har undersøgelser i løbet af de sidste 15 år begyndt at give direkte bevis for disse interaktioner i biologiske systemer.

Konventionelle hydrogenbindinger (NH•••O, OH•••O, OH•••N og NH•••N) repræsenterer grundlæggende stabiliserende kræfter i biomolekylær struktur.

Traditionelt har carbon ikke været betragtet som en konventionel hydrogenbindingsdonor på grund af sin relativt lave elektronegativitet sammenlignet med oxygen og nitrogen. Imidlertid har flere undersøgelser vist, at selv alifatiske carbon-atomer kan danne svage hydrogenbindinger, der er betegnet som CH•••O hydrogenbindinger. I kontrast kan carbon-atomer, med øget polarisering på grund af tilstødende atomer, teoretisk set deltage i hydrogenbindinger så stærke som de, der dannes ved traditionelle donorer, især oxygen eller nitrogen.

I 1960'erne blev bidragene fra disse interaktioner for protein-struktur belyst. Ved brug af C•••C interaktioner som reference, er der inden for nyere tid påvist en udbredte karakter af CH•••O hydrogenbindinger i proteiner, især i standard rygraden i bindingsmønster af ß-sheets. Undersøgelser har påvist med sikkerhed, at Ca-Ha•••O=C hydrogenbindinger er meget udbredt i proteiners struktur og bør betragtes som en byggesten for sekundære og tertiære struktur.

Udover rygrad-interaktioner, er der også eksperimentelt bevis for CH•••O hydrogenbindinger involverer aminosyre-sidekæder i protein-strukturen. Desuden er CH•••O hydrogenbindinger blevet opdaget i nukleinsyre.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


hydrogenbromid

Hvad er hydrogenbromid?


Hydrogenbromid er det diatomisk molekyle HBr. HBr er gasformig ved standardbetingelser. Hydrogenbromidsyre bliver dannet, når HBr bliver opløst i vand. Omvendt kan HBr blive dannet af hydrogenbromidsyre ved tilsættelse af en dehydrerende stof, men ikke ved destillation. Hydrogenbromid og hydrogenbromidsyre er derfor ikke det samme, selvom de er relaterede. Ofte bruger kemikere betegnelsen "HBr " for hydrogenbromidsyre, men brugen, som forstås af de fleste kemikere, er upræcis og kan skabe forvirring for folk uden forudgående kundskaber i kemi.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


hydrogencyanid

Hvad er hydrogencyanid?


Læs Kemiske stoffer: "Hvad er hydrogencyanid?"

Gå til index for siden


hydrogencyanid

Hvad er hydrogencyanid?


Læs "Cyanid: Hvad er cyanid?"

Gå til index for siden


hydrogenfluorid

Hvad er hydrogenfluorid?


Hydrogenflourid (formel: HF) er en kemisk forbindelse der ved stuetemperatur er en klar gas. Hydrogenflourid og den flussyre der dannes ved at hydrogenflourid kommer i kontakt med vand eller væv, har mange industrielle anvendelser som bestanddel i supersyrer og i produktionen af polymerer. Stoffet er stærkt giftigt og ætsende.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


hydrolyse

Hvad er hydrolyse?


Hydrolyse er en kemisk reaktion eller proces, hvor et molekyle reagerer med vand og bliver opdelt i mindre molekyler. I organisk kemi er hydrolyse en kemisk reaktion, hvor et organisk molekyle (kemisk stof der indeholder C-atomer) bliver spaltet til to organiske molekyler under vandoptagelse. Den modsatte reaktion i organisk kemi er kondensation, hvor der bliver dannet et vandmolekyle hver gang to andre molekyler går sammen.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


hydron

Hvad er hydron?


En hydron (H+) er det kemiske udtryk for den naturligt forekommende ion af det mindste grundstof hydrogen.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


hydronium

Hvad er hydronium?


Hydronium (også kaldet oxonium) er en positivt ladet ion, som dannes ud fra vand, når det indeholder brint-ioner. Formlen er H3O+.

Hydronium opstår, så snart en syre bliver opløst i vand. De H+ eller hydroner, som syren frigiver, kan ikke eksistere i fri tilstand. Vandet dissocierer spontant til hydronium- og hydroxid-ioner under følgende ligevægt:

2H2O -> H3O+ + OH-

OH--ionens basevirkning afbalancerer syrevirkningen fra hydronium'et, og vandet bibeholder et neutralt pH på 7.0.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


hydroxid

Hvad er hydroxid?


Hydroxid-ionen er en sammensat negativt ladet ion med formlen OH-. Hydroxid kan også staves hydroxyd.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


hærdning

Hvad er hærdning?


Hærdningens kemi

For at jern skal kunne hærdes, skal det have et vist indhold af kulstof, mellem ca. 0,3% og 1,7%. Er der for lidt kulstof, kan jernet ikke hærdes og kaldes smedejern, er der for meget har man i stedet støbejern. Stål kan være legeret med andre metaller som krom og vanadium for at få specielle egenskaber. Hærdningen beror på, at jernet omdannes til austenit, når det opvarmes over en vis temperatur og når det hurtigt afkøles, ikke kan nå at omdannes til cementit, perlit og/eller ferrit, men fastholdes om martensit.

Hærdning, arbejdsgang
Stålet ophedes til en bestemt temperatur (mellem 775° C og lidt over 900° C afhængigt af stålet), ofte betegnet ved den glødefarve det får, f.eks. kirsebærrød. Det afkøles derpå ved neddykning i vand, den såkaldte afgysning. Nogle stål afgyses i stedet i olie. Stålet skal bevæges for at undgå fastsiddende dampbobler. Hvis man f.eks. skal fremstille en punsel, neddykkes kun spidsen af det tildannede stål, da resten af punslen skal være sej i stedet for hård. I nogle tilfælde kan man hærde et mene ved at udsætte det for en flamme og derpå sprøjte vand på. Det kan ske i samme arbejdsgang, f.eks. ved hærdning af aksler.

Selvhærdende stål
Nogle stållegeringer betegnes selvhærdende. De hærder ved afkøling i luften og skal ikke afgyses.

Anløbning af stål
Stålet er nu glashårdt og derfor uegnet til brug, da det meget let springer i stykker. Det skal derfor anløbes, dvs. opvarmes til nogle hundrede grader afhængigt af stålets art og anvendelse. Overfladen på stålet afslibes, så man igen kan se det blanke metal. Det opvarmes nu, evt. ved restvarmen i den del af stålet, der ikke blev nedkølet. Herved iltes overfladen og antager forskellige farver. Når den ønskede farve er nået, nedkøles hele emnet. Stålet er nu både sejt og hårdt.

Indsatshærdning af jern
Genstande af ikke-hærdeligt jern med et lavt kulstofindhold kan indsatshærdes. Derved tilfører man jern til det yderste lag af emnet. Dette bruges til genstande, der skal være både slidstærke og seje som f.eks. tandhjul. Emnet eller emnerne anbringes i en lufttæt og ildfast kasse, der desuden pakkes med kulstofholdigt materiale såsom trækul, horn, læder eller ben. Kaliumferrocyanid kan også benyttes. Kassen opvarmes derpå til høj temperatur i lang tid, hvorved frigjort kulstof trænger ind i overfladen på jernet. Det kan herefter afgyses.

Udglødning eller normalisering af metaller
Mange metaller og legeringer som jern, kobber og bronze bliver hårde ved f.eks. drivning eller bukning. Denne hårdhed kan føre til revnedannelse eller brud ved fortsat bearbejdning. Hærdningen fjernes ved udglødning af metallet, opvarmning til rødglødhede og afkøling.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


hårolie

Hvordan kan man fremstille en hårolie?


Til fremstilling af hårolie blandes 2 spiseskefulde paraffinolie med en halv spiseskefuld bivoks i et bægerglas under opvarmning, medens der omrøres. Når vokset er opløst, standses opvarmningen, og den varme opløsning hældes i en tynd stråle under omrøring ned i et glas med 3 spiseskefulde kogende vand tilsat en knivspids borax.

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mere her.

Gå til index for siden


ibuprofen

Hvad er ibuprofen?


Det systematiske (IUPAC) navn for ibuprofen er:
(RS)-2-(4-(2-methylpropyl)phenyl)propionsyre
Handelsnavne for ibuprofen: Brufen, Burana, Ibumax, Ibumetin, Ibustar, Ibutop, Ipren, Nurofen, Pedea

Udlevering HA18, HX18, HF, B, BEGR

Kemiske data om ibuprofen
Molekylformel for ibuprofen C13H18O2

Molvægt for ibuprofen 206,29 g/mol
Smeltepunkt for ibuprofen 76 °C

Farmakokinetiske data for ibuprofen
Administrationsvej for ibuprofen: Peroral, kutan, intravenøs
Biotilgængelighed for ibuprofen: 49-73%

Metabolisme for ibuprofen: Lever
Halveringstid for ibuprofen: 2 timer
Udskillelse for ibuprofen: Urin
Proteinbinding for ibuprofen: 99%

Handelsnavne for ibuprofen: Brufen®, Ibumetin® og Ipren® etc.). Ibuprofen er et non-steroidt anti-inflammatorisk lægemiddel (NSAID), der benyttes til behandling af feber, gigtsydomme, smerter, især når der er en inflammatorisk komponent, og dysmenoré.

Ibuprofen er afledt af propionsyre og blev først syntetiseret af forskningsafdelingen hos den britiske apotekskæde Boots i 1960'erne. Ved indtagelse af ibuprofen under og efter graviditet, passerer stoffet placenta og udskilles i modermælken. Yderligere er det kraftigt proteinbundet, og kan kun i meget ringe grad passere blod-hjerne- barrieren].

På nuværende tidspunkt er det kun muligt at købe 200 mg ibuprofen på håndkøb, hvorimod 400 mg og 600 mg er receptpligtige. Ved overdosering eller langvarig brug er leveren særlig udsat og forbruget kan medføre permanent skade. Indtagelse af alkohol kombineret med brug af ibuprofen over længere perioder kan medføre levercirrose].
Læs mere: Her
Gå til index for siden


idealgasligning

Hvad er idealgasligning?


En mængde gas´ tilstand bestemmes af dens tryk, volumen og temperatur ved følgende sammenhæng: Tryk gange volumen er lig med gassens molekyleantal målt i enheden mol gange gaskonstanten R gange temperaturen T som er gassens absolutte temperatur. (P x V = n x R x T). Idealgasloven eller idealgasligningen er en matematisk model, der beskriver en ideel gas´ tilstand. Idealgasloven blev først formuleret i 1834 af Benoît Paul Émile Clapeyron, der ofte tilskrives at være termodynamikkens fader.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


ilt

Hvad er ilt?


Ilt (der når det forekommer i kemiske forbindelser kaldes oxygen) er det 8. grundstof i det periodiske system og det står i 6. hovedgruppe. Det betegnes med det kemiske symbol O. Under normale temperatur- og trykforhold optræder dette ikke-metal som en gennemsigtig gas. Det optræder som regel som almindelige iltmolekyler med to oxygenatomer (O2), men også, i mindre omfang, som ozon med tre oxygenatomer (O3), samt som O4 og O8.

Ilt er nødvendigt for respirationen og dermed for den aerobe udnyttelse af den kemiske energi, der er bundet i organiske forbindelser. Det er væsentligt at huske på, at selv planter har respiration (og altså et iltforbrug), selv om de oftest har en større frisættelse af ilt gennem fotosyntesen. Under særligt lysfattige forhold (for eksempel om natten) eller i kraftig varme, kan planters forbrug af ilt overstige deres produktion af ilt.

Flydende ilt er lyseblåt
Ozonlaget i stratosfæren er afgørende vigtigt for atmosfærens filtrering af ultraviolet stråling og er på den måde gavnligt for alle levende væsener på kloden. Derimod er ozon, når det optræder i jordhøjde, et forureningsproblem, på grund af ozons giftige, ætsende natur. Jordens atmosfære indeholder 20,9 % ilt.

Det danske navn "ilt " er dannet af H. C. Ørsted ud fra ordet "ild ". Tidligere blev det kaldt "surstof ", der ligesom tysk Sauerstoff er en direkte oversættelse af det græsk-latinske "oxygenium ".

Ilt er lugtfri, ugiftig og farveløs ved normal temperatur og tryk, og kan påvises ved, at det er ildnærende: Stikker man en glødende tændstik eller træpind ned i et cylinderglas med ren ilt, vil den glødende træpinden blusse op og brænde. I flydende form er ilt en lyseblå væske og lettere magnetisk.

Ilt anvendes til mange ting. På sygehuse bruges det til at gøre iltprocenten højere i indåndingsluften. Oxygen anvendes også til bekæmpelse af forurening og som en del af raketbrændstof.

Dioxygen, (O2), er paramagnetisk, således at det i fast form kan løftes op ved hjælp af en magnet.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


ilt

Hvordan blev luften iltrig?


Læs om ilt i luften i artiklen "Molybdæn: Hvad er molybdæn?"..

Gå til index for siden


ilt

Hvordan kan man fremstille ilt med brintoverilte?


Læs Oxygen: "Hvordan kan man fremstille ilt med brintoverilte?".

Gå til index for siden


ilt

Hvordan kan man fremstille ilt med et batteri?


Læs Oxygen: "Hvordan kan man fremstille ilt med et batteri?".

Gå til index for siden


ilt

Hvordan påvises ilt i luften med brænding af papir i et glas?


Læs Oxygen: "Hvordan påvises ilt i luften med brænding af papir i et glas?".

Gå til index for siden


ilt

Hvordan påvises ilt i luften med jernfilspåner?


Læs Oxygen: "Hvordan påvises ilt i luften med jernfilspåner?".

Gå til index for siden


iltkoncentrationværet i luftgennem Jordens historie

Hvor har iltkoncentrationen været i luften gennem Jordens historie?


Man kan inddele Jordens alder med hensyn til forekomst at ilt i atmosfæren i disse perioder:

Trin 1: For 3,85-2,45 milliarder år siden. Tiden før "Den store iltkatastrofe " hvor O2 antages ikke at blive produceret i større mængde.

Trin 2: For 2,45-1,85 milliarder år siden. Iltkatastrofen eller den store iltkatastrofe: O2 produceres, men absorberes mest i verdenshavet og oceanbundplader.

Trin 3: For 1,85-0,85 milliarder år siden. O2 starter med at udgasse fra verdenshavet, men absorberes af kontinentalpladerne undtagen kontinentalsoklerne (landfladerne) og danner ozonlaget.

Trin 4 og 5: For 0,85-0,54 milliarder år siden og fra 0,54 milliarder år siden til nu. O2-dræn er fyldte og iltgassen akkumulerer. I trin 4 hævdes Jorden at have lignet en snebold i den sidste del af Proterozoikum;

Neoproterozoikum.
Fra ca. 0,6 milliarder år siden dukker flercellede eukaryote organismer op - Ediacara-faunaen.

Fra ca. 0,543 milliarder år siden sker "Den kambriske udviklingseksplosion " (i den geologiske periode, der kaldes Kambrium).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


iltning

Hvad er iltning?


Iltning eller oxidation er en kemisk proces, hvor et materiale eller stof går i forbindelse med ilt, typisk fra atmosfæren.

Under oxidationsprocessen afgives der elektroner.

Oxidationens proces sker således at et metal bliver til ikke metallisk-form

Harskning er et eksempel på iltning; her går ilten i forbindelse med fedtstoffet i det stof der harsknes (f.eks. smør). Iltning kendes også fra vin, der skal iltes med den helt rigtige mængde for at få den bedste smag frem, men iltes vinen for meget, ødelægges smagen.

Hvis metallers overflade skades af kemiske reaktioner er det altid oxidation. F.eks. når jern ruster, når kobber irrer eller når sølv bliver sort af svovl.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


imin

Hvad er imin?


En imin er en funktionel gruppe eller kemisk forbindelse der indeholder en carbon-nitrogen dobbeltbinding, hvor der på nitrogenet sidder enten et hydrogen eller en organisk gruppe. Hvis gruppen ikke er et hydrogenatom, bliver stoffet nogle gange refereret til som en Schiff base. Carbonet har to yderligere enkeltbindinger.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


indigo

Hvad er indigo?


Indigo er en bestemt blå farve, der kan udvindes af flere arter af slægten Indigo (Indigofera): Almindelig Indigo og Indigofera suffruticosa. Ordet indigo betyder 'farven fra Indien'. Den har været brugt til indfarvning af mumiers klæder i Egypten.

Farvespændet i indigo går fra en dyb, nærmest purpurmørkeblå i den gennemfarvede, mørke ende, til en sart, bleg, prøjserblå tone i den lyse ende. Jeans (cowboybukser) var traditionelt farvet med indigo. Farven ligner en blanding af blå og rød i den fuldfarvede version, men det skyldes, at den blå farve er så ekstremt dyb, at den grænser til ultraviolet, og derved kommer det blå til at se rødligt ud.

Farvestoffet findes også i andre planter. Før indigo-farvestoffet kom til Europa fra Indien brugte man planten vajd til blåfarvning.

Indigo's kemi
Den kemiske struktur af indigo

Indigohvidt (leuco-indigo)

Den kemiske formel for indigo er 2,2'-Bis(2,3-dihydro-3- oxoindolyliden). Indigo er ikke opløseligt i vand, men det er den reducerede form, leuco-indigo (indigohvidt).

Indigo var en af de sværeste farver at fremstille syntetisk. Adolf Baeyer fik den først fremstillet i 1880, men det var først næsten 20 år senere, at firmaet BASF fandt en effektiv produktionsmetode.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


inhibitor

Hvad er en inhibitor?


Inhibitor betyder det modsatte af en katalysator (inhibitor er et antonym for katalysator). En inhibitor er noget som dæmper en given proces, eller nedsætter accelerationen.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


ion

Hvad er ion?


En ion (græsk for gående) er et atom, der har optaget eller afgivet en elektron (eller proton).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


ionbinding

Hvad er ionbinding?


En ionbinding er en kemisk binding mellem ioner.

I atomer er de elektroner der omkredser atomkernen ordnet i såkaldte skaller, der hver har plads til et bestemt antal elektroner. Da atomerne ifølge oktetreglen "foretrækker " de at have den yderste skal (der har indflydelse på atomets kemiske reaktionsevne) fyldt til det maksimale antal elektroner, ses det ofte at atomer (især af reaktionsivrige stoffer) optager eller afgiver elektroner for at opnå at den yderste (tilbageværende) skal indeholder det størst mulige antal elektroner. Derved bliver atomerne elektrisk ladede, dvs. to sådanne ioner med elektrisk ladning af forskellige fortegn vil tiltrækkes og knytte sig til hinanden på grund af den elektriske tiltrækning mellem dem.

For eksempel er køkkensalt (natriumchlorid) en sammensætning af Na+- og Cl--ioner i forholdet 1:1. Da det neutrale natriumatom har en elektron "i overskud " i forhold til oktetreglen, kan den "overskydende " elektron med fordel afgives til chloratomet, som tilsvarende "mangler " en. En sådan kemisk forbindelse af ioner, bundet sammen af ionbindinger, kaldes for salt.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


ioner

Hvad er ioners elektriske ladning?


Ionforbindelser består af positive og negative ioner i et forhold, så ladningerne ophæver hinanden - så ionforbindelser er uden ladning udadtil.

De positive og negative ioner indgår i et iongitter (en krystal), hvis størrelse har meget vide rammer. Der kan derfor ikke angives nogen absolut mængdeangivelse i formlen for en ionforbindelse. Formlen angiver derfor blot forholdet mellem positive og negative ioner.

Natriumchlorids formel, NaCl, viser at forholdet mellem natrium-ioner og chlorid-ioner er 1:1. Formlen for magnesiumchlorid, MgCl2, viser, at forholdet mellem magnesium-ioner og chlorid-ioner, er 1:2.

NaCl kaldes derfor for natriums formelenhed, hvorimod formel­enheden for magnesiumchlorid er MgCl2. MgCl2 er opbygget af en Mg2+ ion (en "++" klods) og 2 Cl- ioner (to "-" klodser). Men navnet "magnesiumchlorid" angiver ikke, at der indgår to chlorid­ioner. Det forudsætter kendskab til, hvilke ioner de enkelte grundstoffer danner.

Ionforbindelsers formler opskrives med positiv ion (ioner) først: FeBr2, K2CrO4. [HUSK: "Vi vil først høre de positive nyheder"]. Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Metaller med flere iontyper. I navnet på ionforbindelser, hvori der indgår ioner af metal, der kan danne flere iontyper, skal metalionens ladning angives. FeCl2 hedder derfor jern(II)chlorid, der udtales "jern-2-­chlorid". FeCl3 hedder jern(III)chlorid, der udtales "jern-tre-chlorid".

Betegnelserne "to" og "tre" angiver altså ikke antallet af chloridioner (som man måske kunne tro af "-2-chlorid" og -3-chlorid"), men angiver ladningen på jernionerne (altså jern-2- og jern-3-).

Efter samme princip skal FePO4 udtales som jern(III)fosfat, og Fe3(PO4)2 hedder jern(II)fosfat. Dette skyldes, at FePO4, altså jern(III)fosfat, består af ionerne Fe3+ og PO43-.

Fe3(PO4)2 (jern(II)fosfat) består af 3Fe2+ og 2PO43-. Uorganiske forbindelser indeholder normalt ikke kulstof, selv om der er undtagelser, fx kulsyre (H2CO3) og deraf afledte forbindelser.

Den kemiske forbindelse hydrogenchlorid består af to ikke-metaller. Den har formlen HCl. Man kunne forestille sig, at dette også kunne skrives som ClH, men det må man ikke.

Når man skal angive den kemiske formel for en uorganisk forbindelse, der består af to ikke-metaller, skal grundstofsymbolernes rækkefølge i formlen overholde en rangorden: B, Si, C, As, P, N, H, Te, Se, S, O, At, I, Br, Cl, F.

Det kan huskes ved talstøttede ­hukommelsespunkter - hvor der her kan gives en eksempel (idet man har indlagt særlige ting på hvert rutepunkt, f.eks. en banan på rutepunkt 1:

1 banan (spises af Niels Bohr), 2 sild, 3 kul, 4 asier, 5 polske får, 6 nitter, 7 (helligt tal, H, stige til himlen), 8 tælleure, 9 seler, 10 svovltændstikker, 11 okser, 12 astronomer, 13 indere, 14 brummere, 15 "clovne", 16 frelste. Dermed huskes altså rækkefølgen: Bor - silicium - carbon - arsen - phosphor - nitrogen - hydrogen - tellur - selen - svovl - oxygen - astat - iod - brom - chlor - fluor. Det huskes bedst, hvis man laver sig en "huskerute", hvor der f.eks. står elleve okser på rutepunkt 11. Faktisk behøver man ikke at huske tallene, for ud fra ruten er det indlysende, hvor f.eks. inderne står i forhold til okserne.

B er begyndelsen i rangordenen.

F kan være "fodenden" (Bohrs fod). Da H kommer før O, skal formlen for vand skrives H2O (og ikke OH2). ­Formlen for ammoniak skal skrives NH3 (og ikke H3N), fordi N kommer før H. Og så fremdeles.

Også navngivningen skal overholde rangordenen: Det grundstof, der står til sidst, skal også stå sidst i navnet, hvor grundstoffets navn tildeles ­endelsen "-id". I navnet for HCl nævnes hydrogen altså først, og chlor nævnes sidst og med endelsen "-id", altså hydrogenchlorid. Generelt kan man sige, at det mest elektronegative grundstof i molekylet står til sidst i formlen og i navnet. (Huskes på at Niels Bohr er elektroPOSITIV).

Hvis man vil huske de ti første alkaner skal man huske talordene: Mono (=1), di (=2), tri (=3), tetra (=4), penta ( = 5), hexa ( = 6), hepta ( = 7), octa ( = 8), nona ( = 9), deca ( = 10). Man kan tænke på monoton musik, dialog, tricykel med tre hjul, Tetrapak-mælkekarton, Pentagon, hexagon (eller "heks rider på en elefant" [6=snabel]), danske cykelfans hepper på par nummer 7 i et en-dag-forlænget seksdagesløb, oktaver på klaver, nonne leger med en kat (= ni liv), decade, som er et engelsk ord, som betyder 10 år. Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


isomer

Hvad er en isomer?


Indenfor kemi beskriver betegnelsen isomer en af to eller flere kemiske forbindelser, der har samme molekylformel (grundstofindhold), men forskellig opbygning.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


isotop

Hvad er en isotop?


Isotoper er et grundstof af atomer (rettere atomkerner), der har samme atomnummer, Z, men forskellige atommasse, A.

Ordet isotop betyder på samme sted og det skyldes det faktum, at et grundstofs isotoper har samme placering i det periodiske system.

Atomnummeret svarer til antallet af protoner i atomkernen. Så et grundstofs forskellige isotoper indeholder det samme antal protoner.

Et grundstof kan have forskellige atomvægte, fordi antallet af neutroner i atomkernen er forskelligt i forskellige isotoper. I videnskabelig nomenklatur skrives isotoper ved grundstoffets navn efterfulgt af en bindestreg og antallet af nukleoner (protoner og neutroner) i atomkernen (f.eks. Jern-57, Uran-238, Helium-3). I symbolsk form angives antallet af nukleoner ved et hævet præfiks før grundstoffets symbol (f.eks. 57Fe, 238U, 3He).

De forskellige isotoper af et grundstof har de samme kemiske egenskaber, idet de kemiske egenskaber primært afhænger af antallet af elektroner og ikke af atomvægten. Dvs. 79Br og 81Br reagerer på samme måde i en kemisk reaktion, da de har lige mange elektroner (antallet af elektroner afhænger af antallet af protoner, Z).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


IUPAC nomenklatur

Hvad er IUPAC nomenklatur?


Et kemisk stof kan have flere navne, men der må ikke være et anerkendt kemisk navn, som gælder for mere end ét kemisk stof. IUPAC udarbejder internationale navngivningsregler på engelsk og ud fra disse er det op til de nationale kemi- og videnskabsakademier at udarbejde regler som er tilpasset det respektive lands sprog. I Danmark varetages denne funktion af Kemisk Forening.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


jern

Er der kul i jern?


Man kan vise, at der er kul i jern: Hvis en halv teskefuld jernpulver i et reagensglas overhældes med saltsyre, vil der udvikles brint. Når brint-udviklingen er ved at gå i stå, opvarmes reagensglasset forsigtigt. Næsten alt jernpulveret bliver opløst, men tilbage bliver et mørkt slam af det kulstof, der var i jernet, og som er uopløseligt i saltsyren.

Læs mere her.

Gå til index for siden


jern

Hvad er forskellen på ferro og ferri?


Ferrosulfat er en gammel betegnelse for jern(II)sulfat [jern(2+)sulfat, FeSO4]. Det er grønt.

Ferrisulfat er derimod det gamle navn for jern(III)sulfat [eller jern(3+)sulfat, Fe2(SO4)3], og det er brunt.

Hvis et reagensglas fyldes 1/4 med en opløsning af det grønne ferrosulfat [jern(II)sulfat, jern(2+)sulfat, FeSO4], og der tilsættes nogle dråber brintoverilte [kaldes nu: hydrogenperoxid (andre navne: brintperoxyd, dihydrogenperoxid, dioxidan)], hvorefter der opvarmes til kogning, vil den grønne opløsning blive gulbrun (farvet af det dannede brune ferrisulfat [= jern(III)sulfat, jern(3+)sulfat, Fe2(SO4)3].

Man kan få den gamle grønne farve igen ved at tilsætte lidt fortyndet svovlsyre [H2SO4] og nogle zinkstumper og opvarme, idet der så dannes det grønne ferrosulfat [jern(II)sulfat, jern(2+)sulfat, FeSO4].

Man kan let afgøre, hvilken af forbindelserne man har med at gøre, ved at tilsætte ammoniakvand - hvis der dannes et grumset, grønligt bundfald var det en ferro-saltopløsning [jern(II)-salt, jern(2+) salt], og hvis bundfaldet er brunt, var det en opløsning af et ferri-salt [jern(III)-salt, jern(3+) salt].

Læs mere her.

Gå til index for siden


jern

Hvad er jern?


Jern er navnet på et tungmetal. Det er et grundstof i det periodiske system med kemisk symbol Fe (lat. Ferrum, Jern) og atomnummer 26. Det er et metal og står i 4. periode og i 8. gruppe i det periodiske system.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


jern

Hvilke egenskaber kan jern have?


Ved at lade jern indeholde forskellige mængder af kulstof kan man få jern med forskellige egenskaber. Et lille indhold af kulstof giver smedejern. Et større indhold af kulstof giver stål, som er særlig hårdt, og som kan hærdes ved en varmebehandling, hvorved man kan gøre stålet hårdt.

Forskellige behandlinger af jernet medfører omlejringer i jern-atomerne, som giver forskellige egenskaber:

1: hård og knækker let.

2: bøjelig, der holder sin bøjede form.

3: elastisk og hård (dvs. næsten umulig at bøje).

Situation 1 (hård/sprød) opnås, hvis en stoppenål opvarmes til rødglødende tilstand og afkøles lynhurtigt i koldt vand.

Situation 2 (bøjelig) opnås, hvis en anden stoppenål glødes et halvt minut og derefter afkøles langsomt.

Situation 3 (elastisk/hård) er stoppe­nålens oprindelige tilstand. Denne tilstand opnås, hvis nålen fra førnævnte situation 2 opvarmes til rødglødende tilstand, derefter afkøles lynhurtigt i koldt vand, og derefter tørres og opvarmes i en flammes øverste kant, indtil der fremkommer en blå farve på nålens overflade (men uden at nålen bliver rødglødende), og derefter afkøles langsomt. [Den dannede blåfarvning af jernet skyldes dannelse af forskellige jernilter, og dette "anløbnings"-fænomen kan bruges til at farve jern].

Læs mere her.

Gå til index for siden


jern

Hvordan laves jordprøvetest for jern-indhold?


Læs: "Jordprøvetest: Hvordan laves jordprøvetest for jern-indhold?".

Gå til index for siden


jern

Hvordan udvindes jern?


Jern udvindes af jernmalm, der ikke er rent jern, men som indeholder jernoxider, såsom hæmatit og magnetit. Jernmalmen reduceres til råjern gennem flere forskellige rensningsprocesser; derved fjernes urenheder i form af slagger.

Jern er betydningsfuldt for fremstillingen af stål. De forskellige ståltyper kaldes legeringer, der foruden jern indeholder andre metaller og ikke-metaller (særligt kulstof).

Atomkernen i jernisotopen (56)Fe har den højeste bindingsenergi per kernepartikel af alle atomkerner. Det vil sige at isotopen ikke er anvendelig til dannelse af fissionsenergi (atomkernespaltning) eller fusionenergi (atomkernesammensmeltning).

Fusionen af atomer (primært brint og helium) i stjernerne slutter netop med jern. Tungere grundstoffer opstår i supernova-eksplosioner, som også er grunden til spredningen af det materiale, der er dannet ved fusion inde i stjernen.

Ved stuetemperatur er den mest almindelige allotrope form af rent jern ferrit eller alfa-jern. Denne allotrop danner et kubisk rumcentreret krystalgitter, der eksisterer under 911 °C. Under Curiepunktet ved 760 °C er ferrit magnetisk. Allotropen mellem 760 °C og 911 °C hedder ß-jern (beta-jern). Ud over de magnetiske egenskaber adskiller den sig ikke fra ferritisk alfa-jern, og derfor bliver den sædvanligvis betegnet som alfa-jern. Indtil 1392 °C findes jern i den kubisk fladecentrerede gamma-variant (austenit). Ved stadigt stigende temperatur omlejres jernet til d-ferrit (delta-ferrit), der atter viser et kubisk rumcentreret gitter. Smeltepunktet er 1538 °C.
Jern er et tungmetal-grundstof med atomnummer 26 i det periodiske system og kemisk symbol Fe (lat. Ferrum, Jern). Det er et metal og står i 4. periode og i 8. gruppe i det periodiske system.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


jern

Ruster jern mere ved kobberkontakt?


Jern ruster, men kan beskyttes af et lag tin (tindåser, konservesdåser), eller af zink (zinkbaljer). Kobber kan ikke bruges, da det faktisk får jern til at ruste hurtigere.

Dette forhold ses af spændingsrækken, hvor kobber står til højre for jern:

.......Al(aluminium)....Zn(zink)....Fe(jern)....Cu(kobber)....Ag(sølv)....Au(guld)

Li-Cs-K-Ba-Ca-Na-Mg-Al-Mn-Zn-Cr-Fe-Co-Ni-Sn-Pb-H-Cu-Ag-Hg-Pt-Au

Spændingsrækken er en række af grundstoffer - brint samt et antal ­metaller - sorteret efter deres reaktions­villighed:

Metallerne i den venstre ende af rækken danner lettere kemiske forbindelser med andre stoffer, end metaller der står længere mod højre. Man taler undertiden om de sidstnævnte metallers ædelhed, hvor de lidet reaktionsvillige stoffer sidst i rækken omtales som "ædle". Eftersom de ikke gerne går i forbindelse med andre stoffer, kan man finde disse såkaldt ædle stoffer i ren, metallisk form i naturen.

Spændingsrækken for de mest almindelige metaller, ordnet efter faldende reaktionsvillighed, lyder:

Li:>:Cs:>:K:>:Ba:>:Ca:>:Na:>:Mg:>:Al:>:Mn:>:Zn:>:Cr:>:Fe:>:Co:>:Ni:>:Sn:>:Pb:>:H:>:Cu:>:Ag:>:Hg:>:Pt:>:Au (mindst reaktionsvillig)

Hvis et bestemt stof "A" fra spændingsrækken indgår i en kemisk forbindelse, vil denne forbindelse reagere med ethvert stof "B" der står til venstre for stof "A" i spændingsrækken: Ved reaktionen udskilles stof "A" i ren form fra den kemiske forbindelse, og det mindre "ædle" stof "B" overtager "A's" plads i forbindelsen.

Et særligt eksempel på dette er syrer, hvis kendetegn er deres tilbøjelighed til at levere brintioner til omgivelserne: Ethvert metal til venstre for brints plads i spændingsrækken kan opløses i en syre, hvorved brinten fra syren udskilles som gas, mens metallet overtager brintens "plads" i syren, og danner et salt sammen med syreresten.

På grund af deres reaktionsvillighed iltes eller "ruster" metaller i den venstre ende af spændingsrækken generelt meget let. (Aluminium bryder tilsyneladende denne regel, og bevarer en blank og tilsyneladende ikke synderlig "iltet" metaloverflade - men det skyldes faktisk et lag af aluminiumoxid Al2O3, der dannes ved iltningen af aluminium - dvs. en ca. 3 mikrometer tynd, men særdeles slidstærk "hinde" der effektivt forhindrer luftens adgang til det underliggende metal.

Gå til index for siden


jern på Jorden

Hvor almindelig er jern på Jorden?


Jern er det 10. mest almindelige grundstof i universet, og udgør 6,2% af Jordens overflade. Jern er dermed det fjerde mest udbredte grundstof på Jorden (efter oxygen, silicium og aluminium). Jern menes at være hovedbestanddelen af Jordens kerne.

Jern udvindes af jernmalm, der ikke er rent jern, men som indeholder jernoxider, såsom hæmatit og magnetit. Jernmalmen reduceres til råjern gennem flere forskellige rensningsprocesser; derved fjernes urenheder i form af slagger.

Jern er betydningsfuldt for fremstillingen af stål. De forskellige ståltyper kaldes legeringer, der foruden jern indeholder andre metaller og ikke-metaller (særligt kulstof).

Atomkernen i jernisotopen (56)Fe har den højeste bindingsenergi per kernepartikel af alle atomkerner. Det vil sige at isotopen ikke er anvendelig til dannelse af fissionsenergi (atomkernespaltning) eller fusionenergi (atomkernesammensmeltning).

Fusionen af atomer (primært brint og helium) i stjernerne slutter netop med jern. Tungere grundstoffer opstår i supernova-eksplosioner, som også er grunden til spredningen af det materiale, der er dannet ved fusion inde i stjernen.

Ved stuetemperatur er den mest almindelige allotrope form af rent jern ferrit eller alfa-jern. Denne allotrop danner et kubisk rumcentreret krystalgitter, der eksisterer under 911 °C. Under Curiepunktet ved 760 °C er ferrit magnetisk. Allotropen mellem 760 °C og 911 °C hedder ß-jern (beta-jern). Ud over de magnetiske egenskaber adskiller den sig ikke fra ferritisk alfa-jern, og derfor bliver den sædvanligvis betegnet som alfa-jern. Indtil 1392 °C findes jern i den kubisk fladecentrerede gamma-variant (austenit). Ved stadigt stigende temperatur omlejres jernet til d-ferrit (delta-ferrit), der atter viser et kubisk rumcentreret gitter. Smeltepunktet er 1538 °C.
Jern er et tungmetal-grundstof med atomnummer 26 i det periodiske system og kemisk symbol Fe (lat. Ferrum, Jern). Det er et metal og står i 4. periode og i 8. gruppe i det periodiske system.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


jerns bindingsenergi

Hvad er jerns bindingsenergi?


Atomkernen i jernisotopen (56)Fe har den højeste bindingsenergi per kernepartikel af alle atomkerner. Det vil sige at isotopen ikke er anvendelig til dannelse af fissionsenergi (atomkernespaltning) eller fusionenergi (atomkernesammensmeltning).

Fusionen af atomer (primært brint og helium) i stjernerne slutter netop med jern. Tungere grundstoffer opstår i supernova-eksplosioner, som også er grunden til spredningen af det materiale, der er dannet ved fusion inde i stjernen.

Ved stuetemperatur er den mest almindelige allotrope form af rent jern ferrit eller alfa-jern. Denne allotrop danner et kubisk rumcentreret krystalgitter, der eksisterer under 911 °C. Under Curiepunktet ved 760 °C er ferrit magnetisk. Allotropen mellem 760 °C og 911 °C hedder ß-jern (beta-jern). Ud over de magnetiske egenskaber adskiller den sig ikke fra ferritisk alfa-jern, og derfor bliver den sædvanligvis betegnet som alfa-jern. Indtil 1392 °C findes jern i den kubisk fladecentrerede gamma-variant (austenit). Ved stadigt stigende temperatur omlejres jernet til d-ferrit (delta-ferrit), der atter viser et kubisk rumcentreret gitter. Smeltepunktet er 1538 °C.
Jern er et tungmetal-grundstof med atomnummer 26 i det periodiske system og kemisk symbol Fe (lat. Ferrum, Jern). Det er et metal og står i 4. periode og i 8. gruppe i det periodiske system.

Jern er det 10. mest almindelige grundstof i universet, og udgør 6,2% af Jordens overflade. Jern er dermed det fjerde mest udbredte grundstof på Jorden (efter oxygen, silicium og aluminium). Jern menes at være hovedbestanddelen af Jordens kerne.

Jern er det 10. mest almindelige grundstof i universet, og udgør 6,2% af Jordens overflade. Jern er dermed det fjerde mest udbredte grundstof på Jorden (efter oxygen, silicium og aluminium). Jern menes at være hovedbestanddelen af Jordens kerne.

Jern udvindes af jernmalm, der ikke er rent jern, men som indeholder jernoxider, såsom hæmatit og magnetit. Jernmalmen reduceres til råjern gennem flere forskellige rensningsprocesser; derved fjernes urenheder i form af slagger.

Jern er betydningsfuldt for fremstillingen af stål. De forskellige ståltyper kaldes legeringer, der foruden jern indeholder andre metaller og ikke-metaller (særligt kulstof).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


jerns egenskaber

Hvad er jerns egenskaber?


Jern er det 10. mest almindelige grundstof i universet, og udgør 6,2% af Jordens overflade. Jern er dermed det fjerde mest udbredte grundstof på Jorden (efter oxygen, silicium og aluminium). Jern menes at være hovedbestanddelen af Jordens kerne.

Jern udvindes af jernmalm, der ikke er rent jern, men som indeholder jernoxider, såsom hæmatit og magnetit. Jernmalmen reduceres til råjern gennem flere forskellige rensningsprocesser; derved fjernes urenheder i form af slagger.

Jern er betydningsfuldt for fremstillingen af stål. De forskellige ståltyper kaldes legeringer, der foruden jern indeholder andre metaller og ikke-metaller (særligt kulstof).

Atomkernen i jernisotopen (56)Fe har den højeste bindingsenergi per kernepartikel af alle atomkerner. Det vil sige at isotopen ikke er anvendelig til dannelse af fissionsenergi (atomkernespaltning) eller fusionenergi (atomkernesammensmeltning).

Fusionen af atomer (primært brint og helium) i stjernerne slutter netop med jern. Tungere grundstoffer opstår i supernova-eksplosioner, som også er grunden til spredningen af det materiale, der er dannet ved fusion inde i stjernen.

Ved stuetemperatur er den mest almindelige allotrope form af rent jern ferrit eller alfa-jern. Denne allotrop danner et kubisk rumcentreret krystalgitter, der eksisterer under 911 °C. Under Curiepunktet ved 760 °C er ferrit magnetisk. Allotropen mellem 760 °C og 911 °C hedder ß-jern (beta-jern). Ud over de magnetiske egenskaber adskiller den sig ikke fra ferritisk alfa-jern, og derfor bliver den sædvanligvis betegnet som alfa-jern. Indtil 1392 °C findes jern i den kubisk fladecentrerede gamma-variant (austenit). Ved stadigt stigende temperatur omlejres jernet til d-ferrit (delta-ferrit), der atter viser et kubisk rumcentreret gitter. Smeltepunktet er 1538 °C.
Jern er et tungmetal-grundstof med atomnummer 26 i det periodiske system og kemisk symbol Fe (lat. Ferrum, Jern). Det er et metal og står i 4. periode og i 8. gruppe i det periodiske system.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


jod

Hvad er jod?


Jod (også kaldet iod) (af græsk "io-eides " betydende "viol-farve ") er et grundstof med atomnummer 53 i det periodiske system. Symbol I. Jod tilhører 7. hovedgruppe (halogenerne).

Biologisk betydning af jod
Jod er det tungeste grundstof der er nødvendigt for mennesker og mange andre levende organismer. Stoffet indgår i de vigtige skjoldbruskkirtelhormoner.

Mangel på jod kan føre til lavere stofskifte, og er den primære årsag til sygdommene struma.og kretinisme (en særlig form for dværgvækst og reduceret åndelig udvikling).

Af bekymring for om befolkningen får dækket sit behov for jod, er det i Danmark og mange andre lande påbudt at tilsætte jod til husholdningssalt ]. Dette begyndte man at gøre i USA så tidligt som 1916, i Schweiz 1922, også i 1920'erne i Sverige og i Danmark pga. konstateret hyppig forekomst af jodmangel. Som eneste land i verden blev jodtilsætningen forbudt igen i Danmark omkring 1980, med et antal indirekte forårsagede dødsfald.og mange unødvendige tilfælde af sygdommen struma som resultat.

I 1996 led omkring 220.000 personer i Danmark af struma, hvoraf et større antal skyldtes jodmangel. Efter kritik fra WHO blev forbuddet ophævet i 1997. I år 2000 blev det obligatorisk at tilsætte jod til salt i Danmark. Center for Forebyggelse af Struma og Stofskiftesygdommes undersøgelse af effekten jodberigelse viser et dramatisk fald i forekomsten af struma i forhold til år 2000; blandt 40-45 årige kvinder er faldet fra 30% til 18 % i 2008, en reduktion på 40% (12 %-point af 30).

Et tilstrækkeligt indtag af jod er især vigtigt ved radioaktive udslip, da kroppen ellers vil optage radioaktive jod-isotoper. Det skal bemærkes, at den mængde jod, der er nødvendig for at begrænse optag af radioaktive jod-isotoper ligger langt over, hvad der er sundt som daglig dosis.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Johnstrup

Hvem er Frederik Johnstrup?


Johannes Frederik Johnstrup (12. marts 1818 på Christianshavn - 31. december 1894 i København) var en dansk geolog.

Johnstrups forældre var brænderiejer Ulrik Frederik Johnstrup (1779 - 1834) og Elisabeth Johansine født Petri (1793 - 1839). Efter at have nydt privat undervisning blev Johnstrup student 1837 og tog 1844 eksamen i anvendt naturvidenskab ved Polyteknisk Læreanstalt. I sine studieår havde Johnstrup været assistent hos professor William Christopher Zeise, møntguardein Peter Reimer Hinnerup og til slutning (1842-46) hos Johan Georg Forchhammer i læreanstaltens kemiske laboratorium. Efter at have taget eksamen blev han tillige Forchhammers assistent i det mineralogiske museum. Samtidig hermed holdt han (1844-45) foredrag over kemi og fysik i et kursus for videre studerende søofficerer, og i 1846 afsluttede han Forchhammers forelæsninger over analytisk kemi ved læreanstalten, medens Forchhammer var fraværende på en rejse. I 1846 flyttede Johnstrup til Sorø, hvor han var bleven docent i fysik (efter Carsten Hauch) og i mineralogi og geognosi (efter Japetus Steenstrup). Opholdet her var kun af kort varighed, da Johnstrup i 1848 blev adjunkt (1850 overlærer) ved Kolding lærde skole. 1851 søgte han dog tilbage til Sorø som overlærer. Her virkede han nu i 15 år og vandt sig et godt navn som lærer. Fra denne periode skriver sig hans De kemiske Grundstoffer og deres vigtigste Forbindelser i den uorganiske Natur, en klar og kortfattet vejledning i kemiens begyndelsesgrunde, der vandt en meget stor udbredelse (udkom i tre oplag 1855, 58, 63) og tjente som lærebog i de lærde skoler, næsten lige til kemien blev strøget som skolefag i begyndelsen af firserne, Johnstrups ordenssans og ejendommelige, stærkt udprægede administrative egenskaber, der i den senere del af hans liv have spillet en så indgribende rolle på alle forhold, der vedrøre dansk geologi, kom også til anvendelse under hans virksomhed som skolemand. Han var således medlem af flere ministerielle kommissioner om skoleforhold og bragte Sorø Akademis i sin tid berømte samling af fysiske instrumenter igen i orden, forfattede en katalog og gav en oversigt over samlingens historie (skoleprogram for 1853). Ligeledes haves flere anonyme og med navn forsynede artikler af ham om skoleforhold fra dette tidsrum. Under Johnstrups første ophold i Sorø fik han udgivet nogle tidligere foretagne undersøgelser af drikkevand (i Salomon Meyer Triers Arkiv for Farmaci og teknisk Kemi 1847) og Om Jordlagenes Forhold til det deri ansamlede Vand med specielt Hensyn til Københavns Jordbundsforhold (i Joakim Frederik Schouws Dansk Tidsskrift 1848). Man kan i den af Johnstrup i forening med Charles Ambt og Erich Christian Werlauff Steenbuch 40 År efter udgivne Grundluften, Grundvandet og Jordbunden i København (1888) se en fortsættelse af Johnstrups ungdomsarbejder. Under Johnstrups senere liv i Sorø gik hans studier mere bort fra den kemiske og mere ind på den rent geologiske side af geognosien. Særlig beskæftigede han sig med aldersordenen af de forskellige lag henhørende til den danske kridtformation. Få det skandinaviske naturforskermøde i 1860 holdt han foredrag om faxekalk, og i 1864 fik han i Det kongelige Danske Videnskabernes Selskabs skrifter optaget sin afhandling om Faxekalkens Dannelse, hvorfor selskabets sølvmedalje var ham tildelt (1863). 1864 blev han udnævnt til medlem af selskabet, og i 1866 fik han en ligeledes (i 1863) prisbelønnet afhandling: Om Fugtighedens Bevægelse i Jordbunden optaget i samme Selskabs Skrifter. Foruden sin stilling som lærer havde Johnstrup altså erhvervet sig en betydelig anseelse som geolog i Danmark, og da Forchhammer i december 1865 døde, blev Johnstrup i 1866 udnævnt til hans efterfølger som professor i mineralogi og bestyrer af det mineralogiske museum ved Københavns Universitet og foretog altså i en alder (48 år), hvori det kun falder i de færrestes lod på en gennemgribende måde at forandre livsstilling, det sjældne spring fra skolemand til en universitetslærers frie stilling.

Som professor kom Johnstrup i berøring med et gennem årene stedse stigende stort antal naturvidenskabelige og polytekniske studerende, der gennem hans forelæsninger indviedes i geologiens og jordbundslærens begyndelsesgrunde. Fra alle disse mange vil lyde en enstemmig anerkendelse af hans rolige form og det efter det tilsigtede mål af kundskaber fortræffelige afpassede indhold og af den store personlige elskværdighed, hvormed Johnstrup forstod at tage sig af hver enkelt. Disse forelæsninger vare ledsagede af årlige geologiske ekskursioner, i reglen til Bornholm, Faxe og Stevns Klint, og enhver, der så Johnstrup på ekskursionerne forklare et eller andet fænomen, omringet af en flok ivrig interesserede studerende, eller selv har hørt til disses skare, kunne ikke andet end få sympati for og kærlighed til denne mand, der, skønt selv højt op i årene, ikke skyede nogen personlig anstrengelse for at vise sine elever ethvert seværdigt punkt eller fremhæve alt, hvad der kunne vække deres interesse. Et synligt bevis på hans elevers taknemmelige erindring fremkom også ved hans 25 års jubilæum som universitetsprofessor i 1891. I 1878 blev Johnstrup medlem af konsistorium, og i 1881-82 var han universitetets rektor. I 1894 blev han udnævnt til æresdoktor i sit fakultet.

Som videnskabsmand har Johnstrup beskæftiget sig med en stor del forskellige spørgsmål vedrørende Danmarks og dets nordlige bilandes geologi. Hans hovedværk må siges at være nedlagt i en række af arbejder vedrørende den danske kridtformation. Hans arbejde over kalken ved Faxe fra 1864 fik i 1866 en meget væsentlig, om end i omfang kun lille, tilføjelse ved opdagelsen af faxekalk ved Annetorp i Skåne (Videnskabernes Selskabers Oversigter 1866). Til denne klasse arbejder må også henregnes Grønsandslagene i Danmark (1872) og Grønsandet i Sjælland)) (1876), måske Johnstrups smukkeste arbejde. Heri viste han, støttet på en række boringer ved Lellinge Å, at det sjællandske Grønsand ligger oven på Saltholmskalken og skrivekridtet, ikke, som tidligere antaget, under disse dannelser, og tillige, støttet på palæontologen Otto Andreas Lowson Mørchs bestemmelser af indsamlede forsteninger, at grønsandet i Sjælland er i tiden langt adskilt fra det meget ældre bornholmske grønsand. Foruden disse arbejder har Johnstrup beskæftiget sig meget med studier af de kvartære dannelser i Danmark. Særlig kan i denne henseende nævnes Om Hævningsfænomenerne i Møens Klint (1874), der senere med en tilføjelse om Rygens klinter er udgivet i Zeitschrift d. deutsch. geolog. Gesellschafb) 1874. Ligeledes hans tvende afhandlinger i universitetsprogrammerne for 1882: Om de geologiske Forhold i den nordlige Del af Vendsyssel og Nogle Iagttagelser over Glacialfænomenerne. Han tager i alle disse arbejder bestemt standpunkt som "Glacialist ", for så vidt som han afgjort slutter sig til teorien om Nordeuropas Nedisning og selv fremdrager smukke og tydelige beviser (skurestriber, flytblokke med mere) fra Danmarks jordbund på disse anskuelsers rigtighed; men på den anden side er han ikke nogen tilhænger af den i nyere tid fremsatte teori om to adskilte istider og synes nærmest at ville tilskrive drivis i slutningen af istiden de virkninger, som af andre menes at kunne henføres til en senere (den anden) istid. End videre foreligger der fra Johnstrups hånd en række afhandlinger om specielle emner, hvoriblandt kan nævnes: Om Kullagene på Færøerne (1873), Om de i 1875 forefaldne vulkanske Udbrud på Island (1877), Kryolithen i Grønland (1880), Om de vulkanske Udbrud og Solfatarerne i den nordøstlige Del af Island (1886), Abriss der Geologie von Bornholm (1889-90), og han har udgivet Forchhammers biografi og et udvalg af hans skrifter (1869) samt Gieseckes dagbog på hans mineralogiske rejse i Grønland og hans biografi (1878).

Som bestyrer af det mineralogiske museum bragte Johnstrup det i en fortræffelig orden trods de i højeste grad indskrænkede og uheldige lokaler, dette museum indtil for et par år siden var henvist til. Nu har Johnstrup foretaget flytningen og opstillingen i en smuk, ny museumsbygning. Hele opstillingen og planen for anlægget er udelukkende hans værk. I 1876 fremvoksede en anden for geologien overmåde vigtig institution under Johnstrups ledelse, idet indenrigsministeriet overdrog ham at iværksætte og lede de geografisk-geologiske undersøgelser i Grønland, de to første år alene, senere i forening med marineminister N.F. Ravn og justitsråd Hinrich Johannes Rink. (I 1891 afløstes Ravn af kommandør Wandal, i 1893 døde Rink.) Johnstrup har haft hovedparten i ledelsen og hele tiden været redaktør af det betydningsfulde værk: Meddelelser om Grønland, der er fortrinlig udstyret med kort og afbildninger og indeholder så vel systematiske beskrivelser af Grønlands forskellige egne som monografier i alle naturhistoriens forskellige grene over forhold vedrørende Grønland. Johnstrup forstod at knytte fortrinlige kræfter hertil. Selv har Johnstrup foretaget flere geologiske undersøgelsesrejser, nemlig 1871 og 1876 på Island, 1872 på Færøerne og 1874 i Grønland. - I 1888 overdrog kultusministeren Johnstrup ledelsen af Danmarks geologiske Undersøgelse, hvorved der blev påbegyndt et længe savnet kortarbejde over Danmarks geologiske forhold. Der er af dette værk hidtil udkommet fire hæfter, ledsagede af geologiske kort, profiltavler osv.

Johnstrup var medlem af en del lærde selskaber i indland og udland og blev 1892 kommandør af Dannebrog af 1. Grad. - 2. januar 1850 ægtede han Marie Louise Dahl, datter af koffardikaptajn Hans Jacobsen Dahl.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Joliot-Curie

Hvem er Irène Joliot-Curie?


Irène Joliot-Curie (12. september 1897 i Paris - 17. marts 1956 i Paris) var en fransk kemiker.

Hun var datter af Nobelprismodtagerne Pierre og Marie Curie og søster til forfatteren, Ève Curie. Iréne Joliot-Curie modtog selv Nobelprisen i kemi i 1935 sammen med sin mand, Frédéric Joliot-Curie, for opdagelsen af induceret radioaktivitet.

Hun døde ligesom sin mor af leukæmi. Sygdommen var sandsynligvis en følgevirkning af hendes omgang med store mængder polonium og hendes arbejde med røntgen under første verdenskrig.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Jordens atmosfære

Hvad er Jordens atmosfære?


Jordens atmosfære består af forskellige luftarter inklusivt vand i gasfase som vanddamp og desuden af vand i dråber eller som iskrystaller. Herudover indeholder atmosfæren også små mængder plantepollen, bakteriesporer, svampesporer og algesporer og efter vulkanudbrud kan atmosfæren indeholde vulkansk aske - i mængder der kan standse lufttraffik.

Atmosfærens virkning
Atmosfæren beskytter livet på Jorden ved at absorbere solens ultraviolette stråler (al UVC og næsten al UVB), forstøve meteorer, forstøve kometer, absorbere solvind og kosmisk stråling. Herudover reducerer atmosfæren temperaturforskellene mellem nat og dag samt udligner globalt set temperaturforskellene mellem områder med relativt indstrålingsoverskud, subtroperne og troperne, og områder med relativt indstrålingsunderskud, de polare egne arktis og antarktis. Det sker mest ved at atmosfæren transporterer store mængder vand, der er fordampet fra oceanerne i de tropiske og subtropiske zoner og som præcipiterer som regn eller sne andre steder på kloden. Dette kaldes den atmosfæriske cirkulation. Der transporteres så meget vand i atmosfæren at man i 2015 er begyndt at tale om "atmosfæriske floder ".

Atmosfærens opbygning
Temperaturen i Jordens atmosfære varierer med højden over havoverfladen. Her er beskrivelser af atmosfærens lag ]:

Magnetosfære - ca. 5000 til mere end 60.000 km, regionen hvor Jordens magnetfelt vekselvirker med den såkaldte solvind. Magnetosfæren strækker sig titusindvis af kilometer ud i rummet og med en lang hale væk fra solen. Geostationære satellitter befinder sig i ca. 36.000 km højde over ækvator.

Ydre Van Allen strålingsbælte - ca. 10.000 - 65.000 km, regioner hvor solens partikler bliver koncentreret.

Lagdelingen af Jordens atmosfære.
Magnetosfæren 800 - millioner km - Her er Jordens magnetfelt stærkt nok til at afbøje ladede partikler fra den kosmiske stråling. De to steder i rummet om Jorden, hvor partiklerne opkoncentreres og nedbremses kaldes Van Allen-bælterne.

Exosfæren 500 - 190.000 km - Sidste lag mellem atmosfæren og det ydre rum eller bare rummet. I denne højde forlader luftmolekyler Jorden.

Termosfæren 80 - 1000 km
Ionosfæren og nordlys. Den Internationale Rumstation er i kredsløb her.
Mesosfæren 50 - 80 km - Meteoroider bliver til meteorer (stjerneskud).
Stratosfæren 8 - 50 km - Ozonlaget er i dette lag og højtflyvende fly som fx Concorden og U-2.
Troposfæren 0 - 16 km - Biosfære med klimazoner
Exosfære - ca. 700 - 5000 km, hvor atmosfæren tynder ud til rummet.

Indre Van Allen strålingsbælte - ca. 650 - 6.300 km, regioner hvor solens partikler bliver koncentreret.

Termosfære - 80/85 - 640+ km, temperaturen stiger med højden.

Ionosfære - regionen indeholder ioner og kan faktisk betegnes som atmosfærens plasmaskjold. Nordlys og sydlys viser sig fra ca. 80 km højde og opefter, i ringformede områder ca. 17° fra de magnetiske poler, hvor de nedbremsede partikler fra Van Allen strålingsbælterne "afleveres ". Ionosfæren kan underopdeles i:

F2-lag (>150 km)

F1-lag (>180km)

E-lag (95-150 km)

D-lag (75-90 km)

Mesopause - Regiongrænse.
Mesosfære - 50 - 80/85 km, temperaturen falder med højden.

Stratopause - Regiongrænse.
Stratosfære - 7/17 - 50 km, temperaturen stiger typisk med højden på grund af opfangen ultraviolet stråling (al UVC og næsten al UVB) via stratosfærisk ozon.

Ozonlaget - eller ozonosfæren, omkring 10 - 50 km, hvor ozon findes.

Tropopause - Regiongrænse.
Troposfære (en del af biosfæren) - Ved polerne: 0 - 7 km, ved ækvator 0 - 17 km, temperaturen falder typisk med højden (barometrisk højdeformel). Mere end 80 % af atmosfærens masse er i troposfæren. Det er i troposfæren, at der er turbulens. Det skyldes jordoverfladeujævnheder som f.eks. planter og selve overfladen. Herudover sker der opblanding på grund af lufttransport (vinde og jetstrømme), som forårsages af temperaturforskelle. Langt det meste nedbør er i denne region. Her befinder de fleste skyer sig.

Atmosfærens sammensætning og kemi
Nær jordoverfladen er atmosfærens sammensætning i runde tal således (efter rumfang eller stofmængde)]:

78,08 % kvælstof (nitrogen)

20,95 % ilt (oxygen), denne andel har svinget gennem Jordens historie.

0,93 argon

Der er dog også mange andre stoffer, men i meget små mængder, bl.a. methan, ozon, CFC-gasser, svovldioxid og nitrogenilter. Herudover er 0-4 % vanddamp. Gasser med tre eller flere atomer per molekyle virker som drivhusgasser og er årsag til, at Jordens gennemsnitstemperatur er 15 °C, og at livet dermed er muligt på Jorden. Uden drivhuseffekt ville Jordens gennemsnitstemperatur ligge betydeligt lavere på omkring -18 °C.

Atmosfærens og især troposfærens kemi kendes ikke til bunds. Lyn, mennesker, planter, dyr og mikroorganismer bidrager til komplekse koblede dynamiske kemiske reaktioner i atmosfæren. Mange kemiske reaktioner er ligevægte.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


jordprøvetest

Hvordan laves jordprøvetest af pH og nitrat?


Hvis det er en jordprøve, man vil måle pH og nitrat-indhold på, kommer man lidt af jorden i et reagensglas, i et ca. 1,5 cm lag. Ovenpå jordlaget kommer man et lige så højt lag pulveriseret bariumsulfat [BaSO4]. Derefter fyldes glasset med destilleret vand, og der ­rystes kraftigt i nogen tid. Glasset henstilles, indtil jorden er bundfældet.

Den klare væske, der står over bundfaldet, hældes fra, og på denne væske foretages prøven for nitrat og for pH-værdien.

Hvis man vil analysere en mark, må man tage jordprøverne flere steder på samme mark, og de anvendte kemiske stoffer må være helt rene. Metoderne nedenfor viser principperne i sådanne undersøgelser.

Hvis man vil analysere en mark, må man tage jordprøverne flere steder på samme mark, og de anvendte kemiske stoffer må være helt rene. Metoderne nedenfor viser principperne i sådanne undersøgelser.

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mere her.

Gå til index for siden


jordprøvetest

Hvordan laves jordprøvetest for jern-indhold?


Påvisning af jern foregår ved at udryste jorden med destilleret vand tilsat en smule saltsyre. Prøven udføres på den klare væske, der stiller sig over bundfaldet. Der tilsættes nogle dråber af en kalium-rodanid-opløsning - fremstillet ved at opløse kalium-rodanid i destilleret vand. Hvis der dannes en kraftig rødfarvning af vandet, har denne indeholdt jern.

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mere her.

Gå til index for siden


jordprøvetest

Hvordan laves jordprøvetest for kalk-indhold?


Jordprøven kan testes for kalk ved at udryste lidt af jordprøven med destilleret vand tilsat en smule eddikesyre. Den klare væske hældes fra efter henstand i nogen tid. Kalk-testen udføres ved at tilsætte lidt af en opløsning, der er fremstillet ved at opløse noget ammoniumoxalat i destilleret vand.

Hvis der dannes en mælket farve, er det tegn på kalk. Jo hurtigere den mælkede farve opstår, desto mere kalk findes i væsken.

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mere her.

Gå til index for siden


jordprøvetest

Hvordan laves jordprøvetest for nitrat-indhold?


Testen for nitrat kan ske ved at påvise salpetersyre [HNO3]: Der tilsættes forsigtigt lidt koncentreret svovlsyre [H2SO4] (stærk syre - kræver meget stor forsigtighed) og et par krystaller diphenyl­amin. Tegn på indhold af salpetersyre [HNO3] er, at væsken farves blå.

[En anden test er at tilsætte koncentreret svovlsyre [H2SO4], afkøle, derefter tilsætte en opløsning af ferrosulfat [jern(II)sulfat, jern(2+)sulfat, FeSO4] ved at hælde det forsigtigt ned langs siden af reagensglasset sådan, at det lægger sig oven på syreblandingen.

Hvis der (efter nogen tid) dannes en brun farve i grænselaget mellem de to væsker, er det tegn på, at der er salpetersyre [HNO3] / nitrat til stede].

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mere her

Gå til index for siden


jordprøvetest

pH-målinger af jord og vandløb?


Surhedsgraden måles ved en pH-måling. Det kan f.eks. gøres ved at opløse en ubetydelighed af methylrødt i sprit, og af fenolftalein (phenolphthalein) ligeledes i sprit.

Læs mere her.

Den opløsning, der skal have lavet en pH-test, fordeles i to glas:

Til det ene glas ("FF") tilsættes et par dråber fenolftalein (phenolphthalein), og til det andet ("MR") tilsættes et par dråber methylrødt.

Hvis pH er over 8, er "FF" rød og "MR" gul.

Hvis pH er 6-8 er "FF" farveløs og "MR" gul.

Hvis pH er 4-6 er "FF" farveløs og "MR" rødgul.

Hvis pH er under 4 er "FF" farveløs; "MR" rød. (Medens pH-måling af jord altså kræver forberedelse, kræver pH-måling af vand fra søer mv. ingen forberedelse). Opskriften er fra en bog fra 1951.

Gå til index for siden


Jørgensen

Hvem er Sophus Mads Jørgensen?


Sophus Mads Jørgensen (4. juli 1837 i Slagelse - 31. marts 1914 i København) var en dansk kemiker.

Jørgensen blev 1857 student fra Sorø Akademi, 1863 mag. scient, i kemi, 1869 Dr. phil. Han vikarierede 1864 som assistent ved universitetets kemi laboratorium; 1867 blev han bestyrer af Den polytekniske Læreanstalts kemi laboratorium (det nuværende DTU), 1871 tillige lektor i kemi ved Københavns Universitet, og fra 1887 (med anciennitet fra 1871) til 1908 virkede han tillige som professor i kemi. Under det første tiår af sin lærervirksomhed bearbejdede Jørgensen 3. bind og en stor del af 2. binds 2. Afd. af Gmelin-Krauts Handbuch der Chemie, dette hovedværk, der for alle kemikere verden over er et nødvendigt hjælpemiddel, og som for at gøre fuld nytte må være pålidelig indtil de mindste detaljer, hvad der da også kan siges med sandhed om de 1900 sider, som Jørgensen havde ansvaret for.

Jørgensen har udfoldet en betydningsfuld virksomhed som lærer, som videnskabsmand og som rådgiver i mange offentlige forhold. Hans store nøjagtighed, punktlighed og samvittighedsfuldhed har vist sig i alt, hvad han har haft med at gøre. Jørgensens videnskabelige produktion, der allerede begyndte 1865, omfatter en stor Rk. arbejder, af hvilke de fleste angår metalammoniakforbindelserne, og har skaffet ham ry også uden for Danmark; hans undersøgelser er gennemførte med stor stringens og fortrinlig teknik, og han hører ubestridelig til førerne på den uorganiske kemis område; hans omfattende viden også på kemiens øvrige områder viser sig i hans fortrinlige lærebøger såvel som ved hans forelæsninger, der er prægede af streng videnskabelig ånd.

Jørgensens omfattende kundskaber og hans betydelige evne til grundig at sætte sig ind i alle spørgsmål, ved hvis løsning kemikeren kan gøre god tjeneste, bevirkede, at der blev overdraget ham mange tillidshverv; fra 1870 var han medlem af "Sukkerkommissionen ", 1871-1914 medlem af direktionen for Rosenborg Brøndanstalt, fra 1872 kemisk konsulent for toldvæsenet og senere medlem af "Farmakopékommissionen og formand i den af regeringen 1903 nedsatte "Gipskommission til varetagelse af bevaringen af de i statens museer beroende gipsafstøbninger; fra 1885 medlem af Carlsbergfondets direktion og Carlsberg Laboratoriums bestyrelse, i hvilken sidste institution han overtog formandspladsen 1889 efter kemikeren C.T. Barfoeds død, medens han i 1909 efter Edvard Holm overtog den for dansk åndsliv så betydningsfulde stilling som formand i Carlsbergfondets direktion; begge hverv varetog han til sin død.

I 1874 blev Jørgensens optaget som medlem af det Det Kongelige Videnskabernes Selskab, hvis matematisk-naturvidenskabelige klasse 1899 valgte ham til sin formand; han var tillige medlem af flere udenlandske lærde selskaber, og 1906 tildelte Académie des sciences i Paris ham både Lavoisier og Berthelot-medaljen som anerkendelse for hans videnskabelige arbejder. Han var Kommandør af 1. grad af Dannebrog og Dannebrogsmand.

Jørgensens talrige videnskabelige arbejder er offentliggjorte i Videnskabernes Selskabs oversigter og skrifter, Journal für praktische Chemie og Zeitschrift für anorganische Chemie; hans afhandling for doktorgraden: Overjodider af Alkaloiderne udkom 1869. Desuden har Jørgensen udgivet en lærebog i kvantitativ uorganisk analyse (1869), lærebog i organisk kemi (1880 og 1906) og Mindre Lærebog i uorganisk Kemi (1888) foruden Kemiens Grundbegreber (1902 og 1913).

Han er gengivet på P.S. Krøyers Industriens Mænd (1904).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kalciumoxid

Hvad er kalciumoxid?


Kalksten består hovedsageligt af CaCO3 og under opvarmning ændres kalksten kemisk: CaCO3 -> CaO + CO2. Der er også mange andre stoffer i restmaterialet, men stofblandingen kaldes brændt kalk efter hovedingrediensen kalciumoxid. Opvarmningen af kalksten (CaCO3; mineralnavn: kalcit) foregår i en ovn. Den kemiske ændring af kalksten sker ved at varme til over 825°C, og er en endoterm kemisk proces kaldet calcination eller lidt misvisende kalk-brænding, for at frigøre et molekyle af carbondioxid (CO2); hvilket efterlader CaO, altså calciumoxid (kalciumoxid). Denne proces er reversibel, da den brændte kalk (hovedsageligt CaO) begynder at reagere med CO2 fra luften lige så snart den er afkølet. Efter lang tid vil CaO, i fri luft, blive omdannet til CaCO3. På grund af at brændt kalk er blevet dannet ud fra kalksten indeholder det, der kaldes brændt kalk, også magnesiumoxid, siliciumoxid og små mængder aluminiumoxid og jernoxid. Calciumoxid eller kalciumoxid har sumformlen: CaO. Det er i ren form, ved stuetemperatur, et fast materiale; f.eks. et hvidt pulver. Det er ætsende og basisk. Det meste kommercielle kalciumoxid dannes ved kraftig opvarmning af kalk (kalksten), som nævnt ovenfor.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kalium

Hvad er kalium?


Kalium (kemisk symbol K, nummer 19 i det periodiske system, atommasse 39,102, naturlig forekomst ca 2,59%) er et såkaldt alkalimetal (alkalisk betyder basisk, dvs syreneutraliserende eller elektronafgivende). Alkalimetaller er medlemmer af den første hovedgruppe i det periodiske system. Ordet kalium stammer fra arab. al-qali, "planteaske ".

Kemisk set udviser kalium og alle andre alkalimetaller stor reaktionskraft, hvilket skyldes, at de kun indeholder én uparret elektron i den yderste skal. Kalium overgår således også natrium.

Med vand reagerer kalium heftigt under dannelse af kaliumhydroxid og frigivelse af brint. Reagerer kalium med et halogen, dannes der et salt.

Som metal har kalium den typiske, metalliske "farve ", stor elektrisk ledningsevne og udsendelse af elektromagnetisk stråling ved høje temperaturer, eller når metallet bliver exciteret af andre energirige stråler.

På grund af alkalimetallernes høje reaktionskraft forekommer kalium aldrig ubundet i naturen. I normal luft bliver overfladen af metallisk kalium oxideret inden for nogle få sekunder, hvorved den får en blåligt glimtende overflade.

I tør ilt brænder kalium med en violet flamme til kaliumsuperoxid KO2. I fugtig luft reagerer det videre med vanddamp og kultveilte til kaliumcarbonat.

I flydende ammoniak kan kalium som alle andre alkalimetaller opløses, hvorved der dannes en stærkt reducerende, blå opløsning, der indeholder solvatiserede elektroner.

Med halogenerne brom og jod omsætter kalium sig under detonation til de tilsvarende halogenider.

Forekomst af kaliumI naturen forekommer kalium kun som kation i forbindelser. I havvand andrager den gennemsnitlige koncentration sig til ca. 0,38 gK+/l.

Naturligt forekommende kaliumholdige mineraler er:

Sylvin - KCl
Sylvinit - KCl * NaCl

Carnalit - KCl * MgCl2 * 6 H2O

Kainit - KCl * MgSO4 * 3 H2O

Schönit - K2SO4 * MgSO4 * 6 H2O

Polyhalit - K2SO4 * MgSO4 * MgSO4 * 2 CaSO4

Orthoklas (Kalifeldspat) - K[AlSI3O

Biologi af kalium
Vandopløslige kaliumsalte bliver brugt som gødningsmiddel, idet planternes rødder ret nemt kan optage disse salte i modsætning til de i landbrugsjord naturligt forekommende kaliumsilikatforbindelser.

Vigtige kaliumholdige gødningsmidler er:

Kaliammonsalpeter
Nitrophoska

Hakaphos
Kalium er som mineral essentielt, altså livsvigtigt, frem for alt i dets funktion som natriumantagonist (modspiller), se Natrium-kalium-pumpen. Kalium findes i blodet i koncentrationer omkring 5-5,5 mmol/L. Kalium er desuden hovedansvarlig for opretholdelsen af det cellulære hvilemembranpotential.

Teknisk anvendelse af kalium
Metallisk kalium har kun ringe teknisk betydning, idet det kan erstattes med det billigere natrium.

Ellers kendes følgende anvendelsesområder:

Kaliumoxid som gødningsstof
Kaliumnitrat som skydepulver

Kaliumcarbonat (potaske) i glasindustrien og som hævemiddel i fx brunkager

Eutektikum, NaK, som varmetransfermedium.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kalium

Hvorfor eksploderer kalium i vand?


Læs "Natrium: Hvorfor eksploderer natrium i vand?".

Gå til index for siden


kalium i flammetest

Hvordan er kaliums farve i en flammetest?


Læs Flammetest: "Hvad er en flammetest?".

Gå til index for siden


kaliumcarbonat

Hvordan kan man fremstille kaliumcarbonat.?


Forsøg med aske - fremstilling af ­potaske. Kalium­carbonat, K2CO3. Aske (f.eks. træaske, cigaraske, cigaret­aske) udrøres i et glas kogende vand. Det overskydende vand hældes fra, når asken har bundfældet sig. Væsken opfører sig som en sodaopløsning ­(natriumcarbonat, Na2CO3), idet det giver blåfarvning af rødt lakmuspapir; hvidt bundfald, hvis der hældes lidt af væsken i kalkvand; og der dannes carbondioxid-brusning med eddikesyre. En flammeprøve viser dog, at det ikke er natriumcarbonat, men derimod kaliumcarbonat [K2CO3]. Flammeprøven udføres ved at holde en lille blikplade med saltet ind i en spritflamme og se, at flammen bliver blåviolet. [Natriumcarbonat ville have givet en gul natrium-flamme]. Kaliumcarbonat [K2CO3] kaldte man i ældre tid for "potaske", og det blev bl.a. benyttet som vaskemiddel.

Læs mere her.

Gå til index for siden


kaliumhydroxid

Hvad er kaliumhydroxid?


Kaliumhydroxid er en stærk base. Den består af ionerne K+ og OH-.

Kaliumhydroxid kaldes også kaustisk kali og i vandig opløsning kalilud.

Kaliumhydroxidens formel er KOH.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kaliumklorat

Hvad er kaliumklorat?


Kaliumklorat (eller kaliumchlorat (Kemisk Ordbog)) er en kemisk forbindelse, der indeholder grundstofferne kalium, klor og ilt. Stoffets molekylformel er KClO3. I den rene form er det et hvidt, krystallinsk pulver. Til industriel brug er dette den mest almindelige form for klorat, og det findes normalt i de fleste velforsynede laboratorier.

Kaliumklorat bruges i en række sammenhænge:

Som oxidationsmiddel
Ved fremstilling af ilt
Som desinficeringsmiddel / blegemiddel
Til sikkerhedstændstikker
I sprængstoffer / fyrværkeri

Kaliumklorat bør behandles med forsigtighed. Det reagerer voldsomt og antændes spontant eller eksploderer i nogle tilfælde ved kontakt med brændstof. Det brugs i nogle former for krudt, hvor det typisk erstatter den mindre voldsomme forbindelse kaliumnitrat.

Der kan dannes meget eksplosive forbindelser når kaliumklorat blandes med andre forbindelser. Af og til bruges i stedet for det den billegere og mindre farlige natriumklorat. I 2. verdenskrig blev kaliumklorat brugt i plastisk sprængstof til forskellige former for ammunition, f.eks. i håndgranater.

Kaliumklorat benyttes ofte i øvelseslaboratorier til fremstilling af ilt, da det er meget billigere end ren ilt på trykflaske. Kaliumklorat går i stykker hvis det opvarmes under tilstedeværelse af en katalysator, typisk mangan-(IV)-oxid (MnO2). Ilt kan således fremstilles ved blot at opvarme stofferne i et reagensglas med en bunsenbrænder. Følgende reaktion sker:

2KClO3(s) -> 3O2(g) + 2KCl(s)

For at kunne udføre reaktionen på sikker vis kræver det at man har meget rene reagenter og kan kontrollere temperaturen. Smeltet kaliumklorat er et kraftigt oxidationsmiddel, som vil reagere spontant med en lang række almindelige materialer.

Kaliumklorat benyttes også som pesticid. I Finland forhandles det under navnet Fegabit.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kaliumklorid

Hvad er kaliumklorid?


Kaliumklorid er en kemisk forbindelse, der består af kalium og klor, og stoffet er dermed et metalhalid. I sin rene form er det lugtfrit og har en hvid eller gennemsigtig glans med krystalstruktur, der nemt bliver delt i alle tre retninger. Kaliumklorid har en kubisk rumcentreret krystalstruktur. Fra historisk tid har man også kendt stoffet som "muriate af potaske ", og dette navn bliver af og til også brugt særligt i forbindelse med brugen som gødning. Potaske varierer i farve fra lyserød til rød afhængig af hvor det er blev udvundet og forarbejdningsmetoden, der er blevet anvendt. Hvid potaske, der af og til bliver omtalt som opløselig potaske, bliver normalt brugt til flydende gødning. KCl bliver brugt til medicin, har forskellige videnskabelige anvendelser og til konservering af madvarer. Det findes naturligt i mineralet sylvit og i kombination med natriumklorid som sylvinit.

Kaliumklorid findes naturligt som sylvit, carnallit og potaske, og det kan bliver udvundet fra disse mineraler. Det kan også udvindes fra saltvand og kan fremstilles ved krystallisering fra opløsning, flotationsprocesser eller elektrostatisk separation fra egnede mineraler. Det er biprodukt ved fremstilling af salpetersyre fra kaliumnitrat og saltsyre.

Syntese af kaliumklorid
Kaliumklorid er et billigt tilgængelig og bliver sjældent fremstillet bevidst i laboratoriet. Det kan fremstilles på to måder, der er af læringsmæssig men ikke praktisk værdi: Den ene måde ved at behandlet kaliumhydroxid med saltsyre:

KOH + HCl -> KCl + H2O

Denne omdannelse er en syre-base neutralisation. Den resulterer i at saltet kan blive oprenset ved rekrystallisering. En anden metode lader kalium blive afbrændt under tilstedeværelse af klorgas, hvilket er en meget eksoterm reaktion:

2 K + Cl2 -> 2 KCl

Anvendelse af kaliumklorid
Størstedelen af den kaliumklorid, der bliver produceret, bliver anvendt til fremstilling af gødning, da mange planter bliver begrænset i deres vækst af mængde af kalium. Det bliver også brugt som råstof til fabrikation af kaliumhydroxid og kaliummetal. Ligeledes bruges det i medicin, dødelig indsprøjtninger, videnskabelige anvendelser, konservering af madvarer og som natriumfri erstatning til bordsalt (natriumklorid).

Det bliver nogle gange brugt i vand til udvinding af råolie og naturgas, og ligeledes som et alternativ til blødgering af vand i husholdninger. KCl er nyttigt som en kilde til betastråling til kalibrering af udstyr til strålemåling, fordi naturligt kalium indeholder 0,0118% af 40K-isotopen. Et kilo KCl giver en stråling på 16350 becquerel der består af 89.28% beta- 10.72% gammastråling med 1.46083 MeV. Kaliumklorid bliver brugt i visse afisningsprodukter som designet til at være sundere for husdyr og planter, skønt disse er dårligere til smeltning end calciumklorid (lavest brugbar temperatur -11 °C for KCl mod -32 °C for CaCl. Det bruges også i forskellige typer flaskevand, samt i større mængder til boringsformål af fossile brændstoffer.

Kaliumklorid blev tidligere brugt til som brændhæmmende middel i bærbare og mobile ildslukkere. Kendt som Super-K tørkemikalie var det mere effektivt end natriumbicarbonat-baserede tørkemikalier og kompatibelt med brandslukningsskum. Stoffet blev udfaset til fordel for kaliumbicarbonat (Purple-K) i slutningen af 1960'erne, som var langt mindre korrosivt og mere effektivt. Det er klassificeret til B- og C-brande.

Samme med natriumklorid og lithiumklorid bliver kaliumklorid brugt som flux til gassvejsning af aluminium.

Kaliumklorid er en optisk krystal med transmissionsområde fra 210 nm til 20 µm. Det er et billigt, men hygroskopisk stof]. Dette begrænser dets anvendelse til beskyttede systemer eller brug i korte perioder som f.eks. til prototyper. Når det bliver udsat for atmosfærisk luft vil stoffets optik "rådne ". KCl-komponenter blev tidligere brugt til infrarød optik, men er blevet fuldstændigt udskiftet med hårdere krystaller som zinkselenid.

Kaliumklorid har også været brugt til at lave varmeposer, som bruger en eksoterm kemisk reaktion,men disse bliver ikke brugt længere, da der findes billigere og mere effektive alternativer som oxidation af metaller (engangsprodukter) eller krystallisation af natriumacetat (til brug flere gange).

Biologiske og medicinske egenskaber af kalium
Kalium er vital i menneskekroppen og oral kaliumklorid er den almindelige måde at genopfylde lagre på, selvom det også ka give i fortyndinger intravenøst. Det kan blive brugt som salterstatning i mad, men som følge af dets smage, bitre usalte aroma, bliver det normalt blandet med normalt bordsalt (natriumklorid) for at forbedre smagen. Tilsætning af 1 ppm thaumatin reducerer den bitre smag betydeligt.Klager over bitterhed, eller en kemisk eller metallisk smag er også bliver rapporteret, når kaliumklorid har været brugt i mad.

Medicinsk bliver stoffet brugt til behandling af hypokalemi og forbundet med egenskaber som en elektrolytgenopretter.Varemærker inkluderer K-Dur, Klor-Con, Micro-K, Slow-K, Sando-K og Kaon Cl. Bivirkninger inkluderer ubehag i fordøjelsessystemet med bl.a. kvalme, opkast, diarre og blødning. Overdoser giver hyperkalemi, som kan give parestesi, hjerteflimmer og arytmi.Receptpligtig kaliumcitrat (kalium findes naturligt i frugter og grøntsager) kan ordineres som et alternativ til kaliumklorid. Slow-K blev udviklet i 1950'erne, og designet til at blive injiceret i blodet med forskellige intervaller. Det blev brugt først gang af soldater i det britiske militær til at blancere deres kost mens de tjente i Korea.

Visse hjerteoperationer kan ikke blive udført mens hjertet slår. Til disse operationer bypass'er man hjertet med en hjerte-lungemaskine og injicerer kaliumklorid direkte i hjertemusklen for at stoppe hjerteslagene.

Den dødelige effekt forårsaget af overdoser af kaliumklorid har ledt til stoffets brug til dødelig indsprøjtning, som det tredje af tre forskellige stoffer, der kombineres til proceduren. Derudover bruges KCl (omend sjælendt) til intrakardiale injiceringer i fostre ved provokeret aborter i andet- og tredje trimester.Jack Kevorkian's thanatronmaskine injicerede dødelige doser af kaliumklorid i patienter, der fik hjerter til at stoppe med at slå, efter at natriumthiopental blev injicerede kunne man opnå koma.

Forholdsregler vedr. kaliumklorid
Oralt er kaliumklorid dødeligt ved LD50 på omkring 2,5 g/kg (hvilket betyder at den dødelige dose for 50% af personer, som vejer 75 kg er omkring 190 g. Dette er dog ikke særlig meget lavere end den dødelige mængde for oralt indtaget natriumklorid, der ligger på 3,75 g/kg for LD50. Kaliumklorid er derfor harmløst i ernæringsmæssige sammenhænge, og kan endda være godt for helbredet. Intravenøst ligger den dødelige dosis på lige over 30 mg/kg. De fleste bekymringer er dens alvorlige virkninger på hjertemusklen: høje doser kan forårsage hjertestop og hurtig død, og bruges således som det tredje og sidste stof der benyttes til dødelig indsprøjtning som tidligere beskrevet.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kaliumnitrat

Hvad er kaliumnitrat?


Kaliumnitrat er et fast, hvidt salpetersyresalt. Det er oxiderende og bruges derfor i bl.a. krudt. Kaliumnitrat kaldes også kalisalpeter, niter, og salpeter ( "Salt of Petra " ell. middelalder-Latin "sal petrae " som betyder 'stensalt'.)

Tekniske anvendelser af kaliumnitrat
Kaliumnitrat bruges til mange pyrotekniske formål som oxidant. Kaliumnitrat bruges bl.a. til:

Fremstilling af krudt b.l.a røgbomber og raketbrandstof

Tilsætningsstof i bl.a. pølser under E-nummeret 'E 252'.

Gødning

Produktion af kaliumnitrat

Kaliumnitrat kan fremstilles ved at kombinere ammonium og kaliumhydroxid.

NH4NO3 (aq) + KOH (aq) -> NH3 (g) + KNO3 (aq) + H2O (l)

En alternativ måde hvorpå man kan producere kaliumnitrat uden ammoniak som biprodukt er ved at kombinere ammonium og kaliumchlorid.

NH4NO3 (aq) + KCl (aq) -> NH4Cl (aq) + KNO3 (aq)

Kaliumnitrat kan også fremstilles ved en neutralisation af salpetersyre med kaliumhydroxid. Denne reaktion er meget exoterm.

KOH (aq) + HNO3 -> KNO3 (aq) + H2O (l)

I industriel målestok fremstilles kaliumnitrat ved en dobbelt fortrængningsreaktion mellem natriumnitrat og kaliumchlorid.

NaNO3 (aq) + KCl (aq) -> NaCl (aq) + KNO3 (aq)

Egenskaber af kaliumnitrat
Kaliumnitrat er letopløseligt i vand, og opløseligheden stiger kraftigt med temperaturen. Kaliumnitrat kan anvendes som oxidationsmiddel, da stoffet ved opvarmning til 550 grader Celsius afgiver oxygen:

2 KNO3(s) -> 2KNO2 (s)+O2(g)

Ved yderligere opvarmning til 750 grader Celsius vil den dannede kaliumnitrit blive spaltet yderligere:

2KNO2(s)?K2O(s)+NO2(g)+NO(g)

Anvendelse af kaliumnitrat
10-20 % af verdensproduktionen anvendes til sprængstoffer, og i det hele taget til pyrotekniske blandinger.

Forekomst af kaliumnitrat
Nitrater findes som naturlige forekomster rundt omkring på Jorden. Salpeterbakterier er de mikroorganismer, som nedbryder noget af det organiske materiale fra planter, dyr, afføring og urin.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kaliumthiocyanat

Hvad er kaliumthiocyanat?


Kaliumthiocyanat er et kemisk stof med formlen KSCN. Stoffet anvendes til detektion af Fe3+ i vandlig opløsning hvor det danner den stærkt røde kompleksion pentaaqua(thiocyanato)jern(III)2- ved følgende reaktion]:

[Fe(H2O)3++SCN-?[Fe(SCN)(H2O)2++H2O

Den røde ion er så kraftigt farvende at den anvendes som teaterblod. Kaliumthiocyanat kan påføres en overflade hvorefter en anden overflade fugtes med en opløsning indeholdende Fe3+. Når overfladerne kommer i kontakt vil der dannes pentaaqua(thiocyanato)jern(III)2- og det vil se ud som om der er blod.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kalk

Hvad er kalk?


Kalk (hovedsageligt CaCO3) er et mineralsk stof, der er udbredt over hele Jorden, og som optræder i en lang række former fra de hårde og rene kalcit-krystaller over ren, hvid marmor til kalksten og skrivekridt. Den kemiske formel er den samme (når man ser bort fra urenheder), nemlig CaCO3 , dvs. kalciumkarbonat. Den viser, at kalk er et kalciumsalt af kulsyren. Kulsyre opstår, når kuldioxid bliver opløst i vand, og derfor er det én af de mest almindeligt forekommende syrer i naturen. Da kalcium også er meget udbredt, er det forventeligt, at kulsyrens forvitring af stenarterne må skabe store mængder kalk.

Dertil kommer en biologisk faktor, nemlig den at mange planktonarter, kalkflagellater, opbygger et kalkhylster bestående af kokkolitter. Disse bittesmå kalkskaller synker til bunds i havet, når organismerne dør, og de danner efterhånden kolossalt tykke lag af kalkslam. Når slammet kommer under tryk, og det gør det ofte ved kontinentalpladernes forskydninger, omdannes slammet til de forskellige typer kalksten. Dette er baggrunden for, at undergrunden består af kalk overalt i Danmark med undtagelse af Bornholm. Tilsvarende består korallernes skeletter af kalk, og når koralrevene tørlægges ved landhævninger, kan de optræde som kilometerhøje bjerge. Et eksempel på dette er Dolomitterne i Sydtyrol på grænsen mellem Østrig og Italien. Muslingers skaller består også hovedsageligt af kalk. Med forøgelsen af kuldioxyd i atmosfæren følger en forsuring af verdenshavene, hvilket ændrer livsbetingelserne for de kalk-baserede havlevende organismer. Dette problem kaldes nu det andet kulhydroxyd-problem.

Alle karbonater har den egenskab, at de kan reagere på to måder over for syre. De kan enten afgive deres metalion og i stedet overtage den fremmede syres brintioner, eller de kan helt ophøre med at være syre, når CO2 frigives fra kulsyren. På den måde kan karbonater helt fjerne syre fra en opløsning, og det er en virkning, som bliver udnyttet dagligt i alle former for jordbrug.

Når kalken skal bruges til jordforbedring i form af pH-hævning, bør den være pulveriseret, fint og ensartet, sådan at den er let at fordele jævnt. Man bør også tage højde for, at kalken ikke altid er helt ren. Derfor deklarerer man ofte jordbrugskalk med henvisning til det procentiske indhold af rent CaCO3. Ud fra det tal kan man beregne den nøjagtige mængde kalk, der skal bruges for at ændre pH-forholdene til det ønskede niveau.

Kalk er en vigtig bestanddel i cement, mørtel og beton. Før hærdningen bruges det i form af læsket kalk.

Dannelsen af koraller og kalkslam i havene er en faktor i kulstofkredsløbet, som det er næsten umuligt at vægte. Alle er enige om, at fikseringen af CO2 i form af karbonat har en betydelig indvirkning på atmosfærens indhold af denne luftart. Derimod ved man ikke nok om årsagerne til de temposkift i denne CO2-fiksering, som er sket i tidernes løb.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kalk

Hvordan laves jordprøvetest for kalk-indhold?


Læs Jordprøvetest: "Hvordan laves jordprøvetest for kalk-indhold?".

Gå til index for siden


kalkvand

Hvordan kan man fremstille kalkvand?


Læs: Kemiske stoffer: "Hvordan kan man fremstille kalkvand?".

Gå til index for siden


Karrer

Hvem er Paul Karrer?


Paul Karrer (21. april 1889 i Moskva - 18 juni 1971 i Zürich) var en schweizisk organisk kemiker, der er bedst kendt for sit arbejde med vitaminer. Sammen med Walter Haworth vandt han Nobelprisen i kemi i 1937.

Hans tidlige forskning handlede mest om metalkomplekser og plantepigmenter, særligt carotenoider. Han belyste deres emiske struktur, og påviste at nogle af disse stoffer bliver omdannet til vitamin A i kroppen. Hans arbejde ledte også til den rigtige formel for beta-caroten.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


katabolske processer

Hvad er kataboliske processer?


Kataboliske processer er de processer i organismen, hvor stoffer nedbrydes.[HUSK: Tænk på at katastrofer nedbryder bygninger (læs: katabolisk)]. Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


katalysator (kemi)

Hvad er katalysator (kemi)?


En katalysator er en substans, der accelererer hastigheden, hvormed en kemisk reaktion foregår, uden selv at blive omdannet eller brugt ved reaktionen.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kationer og anioner

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske hvad kationer og anioner er?


Positive ioner kalder man kationer. Negative ioner kaldes anioner. [HUSK: 10 (kaTIon) er større end 9 (aNIon)]. Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


katode og anode

Hvordan kan husketeknik bruges til at huske hvad katode og anode er?


Huskeregler skal bruges med forsigtighed, hvis de kan misforstås. Det er f.eks. en almindelig misforståelse, at anoden altid er positiv og katoden altid er negativ. (Det gælder for energiforbrugende komponenter, men ikke for et batteri, der afgiver energi). Når man bruger huskeregler må man sikre sig, at de er entydige.

En anode er en elektrisk komponents elektrode, hvor elektrisk strøm løber ind, udefra. Anoden er altså den elektrode, hvor en ydre strøm går ind i en komponent: Den ydre konventionelle strømretning*) er rettet ind mod komponenten, og elektroden er således en anode. På engelsk bruges huskeordet "ACID" ("anode current into device" og "cathode current departs" ("katodestrøm afgår"/"katodetoget afgår").

I kemi er en anode den elektrode, hvor der sker en oxidation. Engelsk huskeregel: "AnOx RedCat" (Oxidation ved anoden & reduktion ved cathode/katoden). En anden engelsk huskeregel er: " 'cathode' has 'c' as in 'reduction' ". Om anode og katode:

Læs mere her. Læs om husketeknik til at huske dette - se "Undervisning i kemi: Kan husketeknik bruges til at huske kemi?".

Gå til index for siden


kemi

Hvad er kemi?


Kemi (græsk: chymeia, læren om væsker eller (flydende) metaller) er læren om materiens forvandling.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kemiens historie

Hvad var alkymi?


Alkymi bestod af før-natur­videnskab og en del mystik, såsom ­forsøg på at trække ånd ud af legemer eller forbinde ånderne i legemer, og der indgik både ­filosofiske tanker og stjerne­tyder-astrologi.

De første teorier var meget spekulative - f.eks. mente Aristoteles, at alting var forskellige kombinationer af ild, luft, jord og vand. Det er kendt som de fire elementer. Det var rent tankespind, idet ingen tænkte på at udføre grundlæggende kemiske eksperimenter. Selv Aristoteles havde overtaget ideen om de fire elementer fra tidligere tiders tanker, og broderede videre på dem. F.eks. tilføjede han ­"kvaliteter" (egenskaber) til hver af de fire elementer: ild=tør+varm, vand=fugtig+kold, luft=fugtig+varm, jord=tør+kold. (Det er en viderebygning af Heraklits tanker om modsætninger i verden, såsom fugtig/tør, kold/varm osv.).

::Aristoteles omtalte (men afviste) en anden teori om, at atompartikler bevæger sig i det tomme rum (sådanne tanker tilskrives Demokrit, men hvis der har eksisteret oprindelige kilder, er de gået tabt. Derfor kendes disse tanker kun fra omtalen hos Aristoteles og den omtale, som personen Lucretius giver).

I de næste 2000 år blev det et tabu at kritisere denne teori om de fire elementer. I 1624 bekendtgjorde parlamentet i Paris, at der var dødsstraf for at fremføre teorier, der stred mod Aristoteles's lære, som Kirken havde adopteret. (Denne skole, som var en sammensmeltning af Aristoteles-­filosof ien med Kirkens teologi, kaldes skolastikken). Grunden til, at Kirken overtog denne tanke var, at Aristoteles opere­rede med en Gud, og det gjorde Demokrit-atomteorien ikke, så op gennem Middelalderen sørgede Kirken for at bygge videre på Aristoteles' tanker, fordi det passede bedst med den religiøse verdensopfattelse - og de ­religiøst begrundede magtstrukturer.

Man mente i øvrigt, at der var et femte element (kvint­essensen), som opbyggede de himmelske ting, såsom f.eks. månen. Man kunne ikke forestille sig (som vi ved i dag), at himmelrummet kunne være opbygget af de samme materialer som på Jorden.

Selv om man i to tusinde år forsøgte at strække teorien om de fire elementer (suppleret med en teori om yderligere tre elementer - bl.a. "salt" - som Para­celsus udtænkte) til at forklare alt, udførte alkymisterne faktisk mange forsøg. De kogte, destillerede, blandede osv. - især med det formål at prøve at omdanne bly eller et andet stof til guld. - Da Aristoteles-tankerne tillod, at ting kunne forandres (f.eks. begrundet i, at træ ved at brænde kan blive til gasser, ild, varme og aske), var det tilladt at tænke, at f.eks. bly kunne blive til guld.

Ud fra en tanke om "at alting stræber efter perfektion" mente man, at det måtte være indlysende, at alle stoffer stræber efter at omdanne sig til guld! Guld anså man nemlig for det mest perfekte stof ! Ud fra denne simple tankegang skulle alkymisten altså bare finde en metode til at fremskynde processen!

Til denne proces behøvede man også De vises sten, så dem jagtede man så - hvad det så end måtte være.

De 7 oldtidsmetaller fik symboler efter himmellegemer: solen/guld, månen/sølv, Merkur/kviksølv, Venus/kobber, Mars/jern, Jupiter/tin, Saturn/bly. I dag kender vi Venus/kobber-tegnet i form af kvindetegnet (hunkøn-tegnet) og Mars/jern-tegnet som mandetegnet (hankøn-tegnet).

Hvis det skulle lykkes at lave guld, ville man blive rig - forudsat at man beholdt hemmeligheden for sig selv. Derfor benyttede man hemmelighedsfulde symboler.

Alkymien bredte sig fra Ægypten til Europa, hvor især munkene var interesserede i at fremstille guld !

Man prøvede også at opdage livs-eliksir (dvs. et middel til evigt liv).

I 1400-1500-tallet begyndte medici­nere at bruge nogle af alkymisternes stoffer til at forsøge at behandle syge. Desuden kunne noget af alkymisternes viden bruges i minedriften til metal­udvinding.

I 1600-tallet kunne man se kemien defineret som: At lave opløsninger.

Netop i 1600-tallet blev gamle skrifter om Demokrit-atomteorien oversat, og disse tanker vandt frem i England (hvor Kirken var svækket på grund af stridigheder med kongemagten). Men det var ironisk nok en fransk katolsk præst, Gassendi (1592-1665), der gjorde atomteorien spiselig for Kirken ved at hævde, at antallet af atomer ikke er uendeligt, og at de er skabt af Gud og sat i bevægelse af Guds kraft.

I 1700-tallet handlede kemi om: At finde tings bestanddele.

I 1800-tallet indførte man mere anvendelige symboler i stedet for de ældgamle kvinde/mand/planeter-tegnsymboler og lignende symboler for metallerne.

I 1900-tallet kom kemien til at handle om:

Hvordan man ændrer stoffer til andre stoffer.

Gå til index for siden


kemiens historie

Hvorfra kommer ordet kemi?


Ordet kemi kommer fra ordet alkymi (eller alkemi) - forstavelsen al er den bestemte artikel på arabisk - så ­alkymi = "kemien"; og udøverne blev faktisk kaldt "kemikere". (Ordet "kemi" er af ukendt oprindelse).

Gå til index for siden


kemiens historie

Hvornår opdagede man kemi?


Nutidens kemi er blevet kaldt den centrale videnskab, som danner bro med andre naturvidenskaber, såsom biologi, fysik og geologi. Men studiet af kemi går tilbage til oldtiden.

I de ægyptiske oldtidsbyer kendte man til at lave glas, og man kunne farve glasset. Også produktion af metaller, farvestoffer og keramiske stoffer var en tidlig ansporing for "kemikerne".



Gå til index for siden


kemiens historie

Hvornår udvikledes den moderne kemi?


Sir Francis Bacon var en engelsk filosof og forfatter, som i et politisk skrift slog til lyd for, at man skulle holde op med at tro på de gamle bøger - og han foreslog, at man i stedet burde undersøge naturen empirisk.

En irsk-engelsk kemiker, filosof mv., Robert Boyle, skrev The Sceptical Chymist i 1661, som skelner mellem de gamle alkymi-påstande og den nye kemis ­empirisk-videnskabelige opdagelser. I bogen forkaster han den oldgamle idé om "de fire elementer".

Der var dog stadig megen forvirring. Man mente fejlagtigt i 1700-tallets be­gyndelse, at der var et stof, ­"phlogiston", som var basis for al forbrænding.

Newton grundlagde den moderne klassiske fysik, og inden for kemien var den tilsvarende vigtige person en fransk forsker, Antoine Lavoisier (født 1743; guillotineret i 1794 i forbindelse med den franske revolution). Hans kemiske navne og betegnelser bruger man stadig i dag. Den kemiske revolution sættes til 1789, da Lavoisiers banebrydende lærebog udkom.

På det tidspunkt, da Antoine ­Lavoisier virkede, havde andre kemikere opdaget, at luft består af forskellige stoffer, f.eks.:

Kultveilte / CO2 / kuldioxid / carbondioxid: Joseph Black og J.B. van Helmont;

Hydrogen: Henry Cavendish;

Oxygen: Joseph Priestley og Carl Wilhelm Scheele, uafhængigt af hinanden.

En engelsk forsker, John Dalton, foreslog i 1803, at alle stoffer er opbygget af udelelige atomer - og at et grundstof er opbygget af ens atomer - og at atomerne i hvert grundstof har en vægt, der adskiller sig fra atomernes vægt hos andre grundstoffer. Dette er den første moderne atomteori.

John Dalton tog fejl på to vigtige områder: Han forestillede sig, at et molekyle mellem atom A og atom B altid i sin mest simple form ville være en binding mellem 1A+1B. Derfor fik han undertiden forkerte formler. Han kunne desuden ikke forestille sig (som vi kender fra O2 og H2), at to ens ­atomer kan bindes til hinanden. I 1800-tallet havde man nemlig fantasifulde teorier om de "kroge", som hægtede atomerne sammen, og det medførte forkerte antagelser.

En fransk kemiker Gay-Lussac (1778-1850) havde lavet forsøg med gasser, hvor gasserne reagerede i bestemte rumfang-forhold:

Vand dannes f.eks. ved, at oxygen og hydrogen reagerer med hinanden i forholdet 1:2. Et andet eksempel er, at ammoniak dannes ud fra nitrogen og hydrogen i forholdet 1:3.

Men fordi John Dalton havde en forudfattet opfattelse af, hvad der kunne lade sig gøre, troede han simpelthen ikke på resultaterne fra Gay-Lussac. Derfor var Daltons tal for grundstoffers atommasser ofte forkerte.

En svensk kemiker, Berzelius (1779-1848) troe­de heller ikke på, at ens atomer kunne hægte sig sammen, men han var ikke med på Daltons simple 1:1-forhold, og han troede på tallene fra Gay-Lussac. Derfor ramte ­Berzelius ofte ret præcis i sine atommasse-tal (f.eks. carbon = atommasse 12,0 og oxygen = 16). For carbon og oxygen fik Dalton henhv. tallene 5 og 7, men Berzelius havde ret. Hvad angik kalium og natrium var Dalton derimod bedst. (Om kalium: Dalton foreslog K=35; Berzelius foreslog i 1815 K=156 og i 1835 K=78,5. Det korrekte tal er K=39,1. Om natrium: Dalton foreslog Na=21; Berzelius i 1815 Na=93,3 og i 1835 Na=46. Det korrekte tal er Na=23,0).

Generelt havde Berzelius ret, og det er også ham, som i 1814 foreslog de grundstof-bogstavsbetegnelser, som vi bruger i dag: Altså et bogstav for det latinske navn for stoffet (f.eks. H og O og N for hydrogen, oxygen og nitrogen) - eller to bogstaver, hvor det var nødvendigt (f.eks. Cu og Hg for kobber [Cyprium; kobber er opkaldt efter Cypern] og kviksølv [hydra­gyrum: vand-sølv/flydende sølv på græsk]).

Mange fejl kunne være undgået, hvis de havde troet på den italienske kemiker Avogadro (1776-1856). Han fremsatte i 1811 en hypotese om, at en beholder med forskellige gasser vil indeholde lige mange partikler, hvis tryk og temperatur samt rumfanget er det samme: Altså at 1 liter gasformig hydrogen ­indeholder lige så mange hydrogen-partikler, som 1 liter gasformig oxygen indeholder af oxygen-partikler.

Idet 1 liter oxygen vejer 16 gange mere end 1 liter hydrogen, må et ­oxygen-atom derfor veje 16 gange mere end et hydrogen-atom.

Avogradro mente i modsætning til Dalton og Berzelius, at ens atomer godt kunne hægte sammen (og det havde han jo altså ret i). Han var kommet til denne konklusion via sine ­eksperimenter, og ikke ved "filosofi". Hvis f.eks. 1 liter brint [hydrogen] reagerede med 1 liter klor [chlor], ville der dannes 2 liter hydrogenchlorid. Hvis brint og chlor var opbygget af ­et-atom molekyler, ville reaktionen være 1H + 1Cl = 1 HCl, men sådan var det altså ikke, idet der blev dannet to liter og ikke en liter HCl.

Reaktionen måtte altså være 1H2 + 1Cl2 = 2 HCl. Det ville være tegn på, at brint findes på en form, hvor to brintatomer er bundet sammen. Det samme ville gælde for chlor. Og det havde Avogadro ret i, men andre gav ham først ret 50 år senere!

Gå til index for siden


kemiens historie

Hvornår udvikledes den organiske kemi?


Antallet af organiske stoffer. Indtil ca. 1828 havde man troet, at det, vi kalder organiske stoffer, kun kunne fremstilles, hvis der var en form for "livskraft" til stede. Da det i 1828 lykkedes en tysk kemiker, Wöhler (1800-1882), at fremstille urinstof ud fra uorganiske udgangsstoffer, og da det i 1840 lykkedes andre at fremstille eddikesyre, blev kemikerne vildt optaget af "den organiske kemi" (som i høj grad bygger på, at carbon-atomer kan hæfte til hinanden, hvilket Dalton hårdnakket havde benægtet!).

Gå til index for siden


kemisk binding

Hvad er kemisk binding?


En kemisk binding er det fænomen, der binder atomer sammen til molekyler eller salte. Det er de elektriske kræfter mellem den positivt ladede atomkerne og de negativt ladede elektroner der holder atomerne sammen.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Kemisk Ordbog

Hvad er Kemisk Ordbog?


Kemisk Ordbog er et opslagsværk, der beskriver retningslinjer og anbefalede stavemåder for godt 13.500 kemiske forbindelser, lægemidler, pesticider mv.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


kemisk proces

Hvad er kemisk proces?


En kemisk proces er en metode, hvormed et eller flere kemikalier eller kemiske blandinger ændres og omdannes til andre kemiske forbindelser.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kemisk reaktor

Hvad er kemisk reaktor?


En kemisk reaktor er en beholder, der bruges til substanser der gennemgår en kemisk reaktion, mens de er i beholderen.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kemisk forbindelse

Hvad er kemisk forbindelse?


En kemisk forbindelse er et kemisk stof, der består af flere forskellige typer atomer, der er bundet til hinanden af kemiske bindinger.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Kemisk Forening

Hvad er Kemisk Forening?


Kemisk Forening er det danske selskab for kemikere (og andre interesserede i kemi), og foreningen har til bl.a. til formål at udbrede kendskabet til kemi i.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kemisk kampstof

Hvad er kemisk kampstof?


Et kemisk kampstof er et stof, som dyr eller planter udskiller, og som giver dem en fordel i kampen mod andre organismer. Eksempler:

Stinkdyr bruger sin lugt som afskrækningsmiddel

Sommerfuglelarven ophober gift fra Eng-Brandbæger (Senecio jacobaea) i sin krop, så fuglene lader den være

Almindelig Valnød (Juglans regia) udskiller spirehæmmende stoffer fra sine blade

I alle tilfælde er det brug af kemiske stoffer for bedre at kunne klare sig i tilværelsen.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kemisk ligevægt

Hvad er kemisk ligevægt?


En kemisk ligevægt indtræder ved en kemisk reaktion, når nettokoncentrationerne er konstante, dvs. at der er tale om en ligevægt.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kemisk polaritet

Hvad er kemisk polaritet?


I kemi refererer polaritet til en ladningsforskydelse inden for et molekyle, hvormed én eller flere dele af molekylet bliver en anelse negativt og resten positivt. Denne polarisering skyldes forskel i elektronegativiteten mellem de forskellige komponenter af molekylet samt asymmetrien i strukturen.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kemisk reaktion

Hvad er kemisk reaktion?


Der er flere former for kemiske reaktioner. En kemisk reaktion kan forekomme under blanding af grundstoffers atomer og/eller molekyler, der indgår i reaktionen.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kemisk transportreaktion

Hvad er kemisk transportreaktion?


En kemisk transportreaktion er i kemi en proces til rensning og krystallisation af ikke-flygtige faste stoffer. Processen er også medvirkende ved visse aspekter af mineralvækst ved udstrømning fra vulkaner.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


kemiske våben

Hvad er kemiske våben?


Kemiske våben, ofte kaldet giftgas, er kemiske gifte anvendt i krigsførelse og militære operationer, der skal gøre en modstander, militær som civil, ukampdygtig, evt. dræbe ham, eller hæmme hans bevægelser. Trods navnet giftgas er mange af dem væsker, der forstøves, når de anvendes.

I Første verdenskrig anslås det at kemisk krigsførelse medførte 100.000 dødsfald og 1,2 million sårede, jf. Giftgas i 1. verdenskrig. Det er ifølge "Geneva Protocol " af 1925 forbudt at bruge kemiske og biologiske våben, se Geneva Protocol på engelsk. Kemiske våben klassificeres af FN som masseødelæggelsesvåben, og både produktion og lagring er forbudt i henhold til Konventionen om kemiske våben fra 1993. Seks lande har ikke tiltrådt konventionerne, bl.a. Syrien, Israel, Egypten og Nordkorea.

Kemisk krigsførelse adskiller sig fra brugen af konventionelle våben og atomvåben ved at den ødelæggende virkningen ikke baserer sig på eksplosiv kraft. Brugen af levende organismer, som miltbrand, betragtes ikke som kemisk krigsførelse, men som biologisk krigsførelse. Giftige stoffer (toksiner) som saxitoxin og botulinum toksin, der produceres af levende organismer, regnes derimod som kemiske våben.

Traditionelt fandt den første (større) anvendelse af giftgas sted under 1. Verdenskrig på Vestfronten ved Ypres, d. 22. april 1915, selv om brug af giftgas tidligere var blevet forbudt ved traktater. Den gas, der først blev benyttet, var klor på trykflasker. Tåregas havde dog tidligere været benyttet af bl.a. franske tropper. Snart begyndte mange af de kæmpende parter at anvende forskellige giftgasser mod hinanden, med mange døde eller skadede soldater til følge. Det førte hurtigt til udviklingen af gasmasken til beskyttelse, man mange soldater, især uerfarne, blev stadig overrasket ved gasangreb.

Giftige luftarter vides dog at have været anvendt allerede i antikken, hvor man, når en fjende gravede minegange ind under ens egne mure, kunne grave en kontramine. Når denne fik forbindelse med fjendens minegang, antændte man et bål af stoffer som svovl og beg, der udviklede giftig røg. Dette var effektivt dræbende, da brændende svovl danner svovlsyrling, som medfører væskeudtræden i lungerne.

I mellemkrigstiden blev giftgas anvendt af Italien under dettes invasion af Ethiopien. Ligeledes blev der brugt giftgas af japanske tropper under 2. japansk-kinesiske krig.

Under 2. Verdenskrig fandt giftgas kun begrænset anvendelse, f.eks. mod huler ved Odessa, ved likvideringen af ghettoen i Warszawa og til de industrielle mord i koncentrationslejrene. Årsagen til den begrænsede anvendelse var alle siders frygt for massive gengældelsesangreb på byer. Men frygten for gasangreb var udbredt under krigen.

Siden har der været brugt giftgas i Iran-Irak-krigen og mod irakiske civile kurdere, især huske angrebet på Halabja.

Giftgassen Sarin har været anvendt af terrorister, ved den japanske dommedagssekts, Aum Shinrikyos, angreb mod Tokyos undergrundsbane.

Krige hvor kemiske våben er blevet brugt

1914-1918 Første verdenskrig havde brug i stor skala.

1935-1936 Den italiensk-etiopiske krig italienske styrker brugte sennepsgas.

1937-1945 2. kinesisk-japanske krig hvor japanske styrker brugte giftgas.

1980-1988 Iran-Irak-krigen brug af nervegas.

1982-1988 Anfal-kampagnen mod kurdiske oprørere i Irak; udstrakt brug af flere kemiske kampstoffer mod civilbefolkningen.

2013 Borgerkrigen i Syrien Den syriske regering anklages for at have brugt kemiske våben.

Kemiske kampstoffer, inddeling
Kemiske våben opdeles efter deres virkemåde. Nogle gifte virker på flere måder, f.eks. angriber sennepsgas både huden og åndedrætsorganerne. Visse ikke-dræbende gifte kan anvendes som maskebrydere, idet de kan gennemtrænge en gasmaske og foranledige bæreren til at tage denne af.

Kvalmegas
Kvalmegas er ikke dræbende, men udløser kvalme og opkastninger.

adamsit - difenylarsinklorid

Tåregas
Tåregas udløser kløe og svien i øjnene og stærk tåreflod. Gassen anvendes især mod store, urolige civile menneskemængder. I enkelte tilfælde kan anvendelsen medføre dødsfald.

kloracetofenol
klormalononitrit

Bedøvende gas
Bedøvende gas medfører ikke-dødelige lammelser eller bevidstløshed hos offeret. Erfaringerne med denne type gas er beskedne, selv om de ofte anvendes i film. Ved aktionen mod det terroristbesatte Dubrovka-teater i Moskva blev en sådan gas anvendt. På grund af manglende indgift af modgift, medførte det en del dødsfald.

Psykogas
Meget lidt er kendt om denne gruppe af gifte. De antages at kunne gøre modstanderen passiv. Der er dårligt dokumenterede historier om gifte, der skulle få ofrene til at indlede 'erotiske aktiviteter' i stedet for at kæmpe.

Blistergas
Blistergas er heller ikke dræbende, men gassen, af hvilken sennepsgas især er kendt, trækker store blærer på huden, hvilket gør offeret mindre i stand til at betjene våben. De kan som nævnt også angribe åndedrætsorganerne. Våbnet gennemtrænger let uniformer, herunder læder, samt almindelig gummi.

sennepsgas
kvælstofsennepsgas
Lewisit diklor-2-klorvinylarsin
fosgen oxime

Blodgifte
Blodgifte hæmmer generelt blodets evne til at transportere ilt eller udløser på anden måde en generel forgiftning. Den mest kendte gift i denne gruppe er blåsyre.

cyanbrinte
klorcyan

Lungegifte, kvælegas
Gruppen indeholder gasser, der medfører skader på lungevævet, så offeret efterhånden kvæles i udtrængende væske. Her kan nævnes

fosgen
difosgen

klor
Nervegas

Nervegas, hvor typerne Tabun, Sarin og Soman kan nævnes, virker ved at forstyrre nervesystemets overførsel af signaler og derved medføre kramper, lammelser og kvælning. Nervegasser er ofte beslægtede med visse insektgifte. Disse gasser trænger let gennem huden. Gasserne virker ved at blokere enzymet acetylcholinesterase, der normalt ret hurtigt nedbryder neurotransmitteren acetylkolin, der benyttes i det parasympatiske nervesystem. Resultatet er en vedvarende signalering i dette system bl.a. til åndedrætsmusklerne.

Sarin (RS)-propan-2-yl methylphosphonofluoridat

Tabun ethyl N,N-dimethylphosphoramidocyanidat
Soman 3,3-dimethylbutan-2-yl methylphosphonofluoridat

VX-gas
Biologiske gifte
Her er ikke tale om levende smitstoffer, men om giftstoffer, toxiner, dannet af bakterier eller andre mikroorganismer.

Saxitoxin
Botulinum toksin
Fremføring

Giftgas kan føres mod fjenden på flere måder. Under 1. Verdenskrig brugte man i begyndelsen gas på trykflaske, hvor man åbnede ventilen, når vinden bar ned mod fjenden. Senere fremførtes gassen i tyndvæggede granater, der åbnedes af en lille sprængladning. Gas kan også fremføres med bomber, fra trykflasker monteret under fly og med missiler. Det sidste er der en del frygt for på grund af vanskeligheden ved at beskytte sig effektivt mod våbnet.

Binære gasser
Binære gasser er ikke en speciel virkemåde, men henviser til, at kemikalier, som danner gassen, når de blandes, opbevares i adskilte rum i granater og raketter. Stofferne har hver for sig kun ringe giftighed og risikoen for ulykker antages derfor at være mindre. Stofferne blandes efter affyringen af granaten, men før dennes eksplosion.

Værnemidler
Det vigtigste værnemiddel er gasmasken. Denne filtrerer indåndingsluften gennem et filter af aktivt kul og forskellige andre stoffer. Gasmasker blev også udviklet til heste, hunde, børn og barnevogne.

Visse dråbeformede giftgasser trænger gennem huden, hvis de får kontakt. Personer, der skal beskyttes mod disse gasser, iføres dragter af butylgummi med hætte, handsker og gummistøvler.

En bygning, som regel en bunker, men også kampvogne og skibe, kan beskyttes ved at indsuge luft gennem store filtre svarende til gasmaskens filter, evt. bare sandfiltre (beskyttelsesrum) og sætte bygningen under et svagt overtryk, så indtrængen af gas undgås. Adgang til bunkeren sker ofte gennem en gassluse, hvor der kan findes muligheder for at rense sig for gas.

Ud over beskyttelse mod gassen, findes der også modgifte. Soldater bærer i dag ofte injektionssprøjter med atropin. Atropinet gives hurtigt gennem uniformen ved symptomer på forgiftning med nervegas (bl.a. løbende næse).

Gassporing
Det er vigtigt at kunne opdage angreb med kemiske våben eller opdage rester af væskeformede gifte på Jorden og beplantningen. Dette udføres af særlige sporehold. Gasser kan give et farveskifte, hvis man pumper luft gennem særlige sporerør. Ligeledes findes der sporepapir, sporebrikker og sporepulver, der skifter farve, hvis det kommer i kontakt med væskeformede gifte. Der skal bruges et sortiment af sporemidler for at få en dækkende sporing. Automatisk virkende sporestationer findes også.SLUTSLUTSLUTSLUT.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kemiske stoffer

Hvad er hydrogencyanid?


Hydrogencyanid kaldes også blåsyre og har formlen HCN. Det er en farveløs, ekstrem giftig væske, der allerede koger ved 25,6oC. Det er i industriskala meget anvendeligt forstadie til fremstilling af kemiske forbindelser, bl.a. polymerer og farmaceutiske stoffer. Det er et liniært molekyle med tripelbinding mellem carbonatomet og nitrogenatomet. HCN er svag syre (pKa-værdi 9,2) og danner cyanid-anionen CN- .

Læs mere her.

Gå til index for siden


kemiske stoffer

Hvad er kemisk stof?


Et kemisk stof (kemikere foretrækker betegnelsen rent stof) er et materiale med en bestemt kemisk sammensætning, uanset om det er naturligt eller om det er kunstigt fremstillet.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kemiske stoffer

Hvad er kulilte?


Hvis man forbrænder trækul i ren ilt dannes kultveilte / carbondioxid / CO2. Men hvis forbrændingen sker i et rum, der er fattig på ilt, dannes i stedet kulilte [carbonoxid, CO], som er en meget giftig, farveløs luftart, som kan medføre kvælningsdød, fordi ­blodet forhindres i at optage ilt. Derfor må man aldrig lade en bilmotor gå i tomgang i en garage, hvor dørene er lukkede. Kulilte er særlig farlig, fordi der ikke mærkes åndenød først.

Læs mere her.

Gå til index for siden


kemiske stoffer

Hvordan kan man fremstille kalkvand?


Kalkvand kan fremstilles ved at lidt brændt kalk, CaO, calciumilte*) kommes i et sylteglas og tilsættes vand dråbevis. I begyndelsen opsuges alt vandet, og der udvikles en ret betydelig varmemængde. Men når man bliver ved med at tilføre vand dannes en sej, hvid masse, kaldet "læsket kalk" **). En flaske fyldes med 1/3 af denne masse og fyldes derefter helt op med vand. Flasken rystes nogle gange og stilles hen et par timer.

Flaskens indhold vil skille sig i to dele: Et hvidt bundfald og en klar væske. Den klare væske er kalkvand ***) - og denne væske kan forsigtigt hældes fra (eller filtreres fra). Kalkvandet skal opbevares i en flaske, der er lukket omhyggeligt med en prop (for luften indeholder kultveilte, som vil gøre ­væsken uklar).

Kalkvand indeholder et calciumsalt og bruges til at påvise kultveilte, som giver et hvidt bundfald med kalkvandet, idet der dannes en forbindelse af kalk og kultveilte, som ikke kan opløses i kalkvandet [forbindelsen kaldes calciumcarbonat].

Hvis man leder carbondioxid / CO2 ned i kalk­vand (f.eks. blæser udåndingsluft, der jo indeholder CO2, ned i kalk­vand) dannes altså et hvidt bundfald, men hvis man fortsætter med at tillede carbondioxid / CO2 opløses bundfaldet igen! Det skyldes, at bundfaldet er opløseligt i carbondioxid- / CO2-holdigt vand(.

Læs mere her.

Hvis man opvarmer, vil der igen dannes et bundfald, idet man ved opvarmningen uddriver carbondioxid'et.

Vand med indhold af calcium og magnesium kaldes "hårdt vand". I Danmark er vi vant til, at der i en kedel eller kaffemaskine dannes kedelsten, fordi vi de fleste steder har hårdt vand.

Gå til index for siden


kemiske stoffer

Hvordan kan man fremstille natriumhydroxid?


Læs: "Natriumhydroxid: Hvordan kan man fremstille natriumhydroxid?".

Gå til index for siden


kemiske stoffer

Hvordan laves gipsafstøbninger?


Gips [kaldet: calciumsulfat-vand(1/2), CaSO4l2H2O], der har afgivet noget af sit krystalvand, kaldes brændt gips. Hvis "brændt gips" udrøres i vand til en grød, vil det stivne til en hård masse i løbet af nogle timer. Det skyldes, at når det udrøres i vand, optager dette "brændt gips" igen vand og bliver ­derved til en hård masse.

I dette gipsafstøbning-kemiforsøg optager soda (natriumcarbonat, Na2CO3), der har afgivet sit krystalvand, altså igen vand og danner derved krystaller - så det bliver til en hård masse.

For alle syrer og baser gælder, at syre+base giver salt+vand. Hvis svovl­syre [H2SO4] neutraliseres med kalkvand dannes et salt, nemlig calciumsulfat [CaSO4], som også kaldes gips [= calciumsulfat-vand(1/2), CaSO4l2H2O]. Der dannes også vand, men det kan fordampes bort.

Man kan lave en gipsafstøbning ved f.eks. at gnide en mønt ind i vaseline eller olie, samle en strimmel papir rundt om mønten og lime papiret sammen, så mønten kommer til at danne en bund i papirrøret. Udrør "brændt gips" i vand, og hæld grøden over mønten.

Efter nogle timer har man en afstøbning. Hvis man kommer vaseline eller olie på afstøbningen, kan man danne en afstøbning af afstøbningen, dvs. en kopi af mønten. Hvis gipsen udrøres i kogsalt-opløsning størkner den hurtigere. Udrørt i almindelig te størkner den langsommere.

Læs mere her.

Læs om gips:

Læs mere her.

Gå til index for siden


kemiske stoffer

Ilt - Hvordan kan man fremstille ilt med brintoverilte?


Læs Oxygen: Hvordan kan man fremstille ilt med brintoverilte?"

Gå til index for siden


kemiske stoffer

Ilt - Hvordan påvises ilt i luften med jernfilspåner?


Læs Oxygen: Hvordan påvises ilt i luften med jernfilspåner?"

Gå til index for siden


kemiske stoffer

Oxygen - Hvordan kan man fremstille ilt med brintoverilte?


Læs Oxygen: Hvordan kan man fremstille ilt med brintoverilte?"

Gå til index for siden


kemiske stoffer

Oxygen - Hvordan påvises ilt i luften med jernfilspåner?


Læs Oxygen: Hvordan påvises ilt i luften med jernfilspåner?"

Gå til index for siden


kemiske symboler

Hvad er kemiske symboler?


Ethvert grundstof i det periodiske system har sit eget kemiske symbol. Det består af et eller to bogstaver relateret til dets græske eller latinske navn for grundstoffet. Eks: Fe for ferrum, det latinske ord for jern.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kemisæt til børn og unge

Hvornår blev de første kemisæt til børn og unge fremstillet?


Kemisæt, beregnet til at børn kunne bruge dem, solgtes første gang omkring 1830'erne. En af de tidligste var No.1 Youth's Laboratory eller Chemical Amusement Box. De blev produceret i 1836-37 af kemikeren Robert Best Ede.

Med 40 kemiske stoffer kunne børnene lave over 100 interessante eksperimenter. Sammenlignet med gennemsnitsindkomsten dengang og nu, ville kemikassen koste 10.000 kr i dag.

Tidligere tiders kemisæt for unge ­indeholdt kemiske stoffer, som ikke ville findes i nutidens kemisæt - bl.a. fordi fabrikanterne i dag ikke ønsker at pådrage sig ansvar for, hvilke ulykker det måtte kunne medføre, hvis ting bare blandes vilkårligt sammen, opvarmes ukontrolleret osv.

En måde at undgå sådanne problemer på, ses i en app (tilbehør-program til en smartphone eller computer), som kaldes Chemcrafter. Den er tegnet i 1950-stil, men er altså en moderne app, og således meget langt fra datidens unge menneske, der udførte ­kemiske forsøg i forældrenes køkken.

Kemikasserne har haft forskelligt sigte, som i nogen grad stred mod hinanden. Dette kunne være de kemiske "tryllerier", hvor man kunne snyde andre og bilde nogen noget ind. Eller det kunne være det spektakulære - høje lydbrag, stærke farver osv. - ­eller det kunne være fremstilling af f.eks. sæbe og stearinlys.

At blive "familiær" med kemi opnås nok ikke ved at se eksplosioner og tryllerier, men ved selv at håndtere tingene, udføre forsøgene, lugte og mærke.

Det kræver måske en særlig tutor-ordning med en vejleder - og måske en trang til at forstå det kemiske sprog og de kemiske reaktioners formler og faglige grundlag(.

Læs mere her) .

Måske kan man ikke i dag bruge anvisningerne fra en amatørkemi-bog fra 1951. Men i forbindelse med denne omtale af kemi bringes alligevel uddrag fra en sådan bog, da det i hvert fald kan vise noget af det, som faget kemi kan bestå af.

Læs mere her. Læs om de gamle kemisæt:

Læs mere her.

Gå til index for siden


kernefusion

Hvad er kernefusion?


Kernefusion eller blot fusion betegner i fysik en proces hvor mindre atomkerner forenes til en større atomkerne samt biprodukter (som f.eks. neutroner). Fusion udløser store mængder energi i form af varme og gammastråling. Fusionsprocesser spiller en afgørende rolle i Universets udvikling og har i nyere tid vundet teknologisk betydning. Den omvendte proces, hvor større atomkerner spaltes i mindre, kaldes fission.

Atomkerner består af nukleoner, som er bundet til hinanden af den stærke kernekraft. Bindingsenergien er den energi som skal til for at skille en kernes nukleoner ad, svarende til den energi som frisættes når man samler nukleoner til en kerne. Ifølge Einsteins masse-energi-ækvivalensprincip er en atomkerne derfor lettere end summen af sine bestanddele. Bindingsenergien per nukleon er størst for middelstore kerner. Ved sammensmeltning af små kerner kan man altså øge bindingsenergien per nukleon og frisætte energi.

For at overvinde den elektrostatiske frastødning mellem protonerne i de reagerende kerner skal temperaturen være høj, typisk af størrelsesorden 1 million Kelvin. I stor skala foregår opvarmningen vha. elektromagnetiske felter. Til specielle anvendelser kan sonofusion og fusion udløst af pyroelektriske krystaller vise sig at være en farbar vej. Forsøg på at udvikle kold fusion er indtil videre slået fejl.

Fusionsprocesser ligger bl.a. til grund for Solens energiudstråling. Den energiudviklende kernereaktion er sammensmeltningen af fire hydrogenkerner til en heliumkerne:

4 \ ^1_1\mathrm{H} \rightarrow \ ^4_2 \mathrm{He} \ + \ 2 \ \mathrm{e}^+ \ + \ 2 \ \nu \ + \ \varepsilon,

hvor e^+ og \nu betegner hhv. en positron og en neutrino, og hvor \varepsilon er den frisatte energi, som i dette tilfælde er 26,7 megaelektronvolt.

Et andet eksempel er sammensmeltning af hydrogenisotoperne deuterium og tritium:

{}^2_1\mathrm{D} \ + \ ^3_1 \mathrm{T} \rightarrow \ ^4_2 \mathrm{He} \ + \ ^1_0 \mathrm{n} \ + \ \varepsilon,

hvor {}^1_0\mathrm{n} betegner en neutron, og hvor \varepsilon er lig 17,6 megaelektronvolt.

Selv om kun op imod 1 % af reaktanternes masse konverteres til energi ved en fusionsproces, er energiudviklingen per elementarreaktion enorm sammenlignet med kemiske forbrændingsreaktioner, nemlig af størrelsesorden 1 million gange så stor.

Fusionsprocesser i stjerner
Fusionsprocesser i en stjerne begynder, når stjernen stadig er en sky af brint. Et brintatom går sammen med et andet brintatom, hvorved de bliver til helium. Når der ikke er mere brint tilbage, begynder en ny fusion. Her lægges tre heliumatomer sammen til et kulstofatom. I en stor stjerne kan der foregå fusionsprocesser, indtil stjernen til sidst er blevet til jern, hvorefter fusionsprocesserne ophører. En stjerne vil i så fald blive til en hvid dværg.

Når stjerner er mere end halvanden gang så tunge som Solen, kan atomerne i kernen ikke klare presset. Elektronerne bliver presset ind i protonerne og bliver til neutroner. Når dette sker, bliver de yderste dele af stjernen blæst væk. Den er nu en neutronstjerne. Hvis stjerner bliver endnu større, bliver de til sorte huller.

Praktiske anvendelser
Udover at fusionsprocesser altså ligger til grund for Solens energiomsætning og således er forudsætning for alt liv på Jorden, har teknologi der baserer sig på fusion såvel civile som militære anvendelser.

Brintbomber udgør for længst en etableret del af stormagternes våbenarsenal. En brintbombe skal detoneres af en fissionsbaseret bombe, men overgår så til gengæld denne i sprængkraft med en faktor 1.000.

Fusionskraft, dvs. el-produktion som bygger på kontrolleret fusion, er endnu i udviklingsfasen. Lykkes det at overvinde de praktiske vanskeligheder, haves en næsten uudtømmelig energikilde, idet brændslet udgøres af deuterium som kan udvindes af vand, og tritium som kan fremstilles af litium ved beskydning med neutroner. Det væsentligste problem er at opbevare et plasma bestående af deuteriumkerner og tritiumkerner ved en temperatur som er passende høj til at fusionsreaktionen kan forløbe med nettoenergigevinst.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kinetik

Hvad er kinetik?


Læren om bevægelse og hastighed. Dette forekommer indenfor en række felter:

I fysik er kinetik en del af mekanikken.

I kemi er kinetik læren om hastigheden i kemiske reaktioner.

Farmakokinetik er en del af den kemiske kinetik, der beskriver eksogene kemikaliers og lægemidlers vandring i den biologiske organisme.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kiralitet

Hvad er kiralitet?


Begrebet kiralitet (chiralitet) beskriver det fænomen i kemien, hvor to molekyler er hinandens spejlbilleder, men ellers er opbygget af nøjagtigt de samme kemiske grupper. Kiral kommer af "cheiros ", der på græsk betyder hånd. Højre og venstre hånd er ikke identiske, men derimod spejlbilleder af hinanden - de er kirale.

To stoffer, der er kirale, men ellers har samme opbygning, kan godt have meget forskellige egenskaber. En almindelig kemisk reaktion danner begge spejlbilledformer, da sandsynligheden herfor er lige stor. Der bliver altså dannet lige mange af højre og venstre molekyler.

Louis Pasteur opdagede, at salte, som udkrystalliseredes fra druesyre (vinsyre), bestod af to typer krystaller, som var spejlbilleder af hinanden. Og når disse krystaller blev sorteret, og der blev sendt planpolariseret lys igennem, afbøjede de to krystaltyper lyset henholdsvis til højre og til venstr4e, og man taler derfor om D- og L-former. (D for dexter, højre og L for laevus, venstre).
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


klima

Vil høj temperatur blive et problem i fremtiden?


Forskere fra Columbia Universitets Lamont Doherty Earth Observatory har fundet, at i løbet af de kommende 45 år frem til 2060 kan situationer med intens varme blive hyppigere og farligere for en kvart milliard mennesker. Når den globale temperatur stiger, øges luftens fugtighed, da varm luft kan indeholde mere fugt.

Den såkaldte wet bulb temperature er et mål for varmestress, som både inddrager temperaturen og luftfugtigheden. Wet bulb temperature er den laveste temperatur, som kan nås, når luften er 100% mættet med vanddamp.

Ved en wet bulb temperature på 35 grader Celsius kan mennesker ikke afkøle sig selv, da den omgivende luft ikke kan indeholde mere vand, så sved kan ikke fordampe.

Denne temperatur er høj nok til, at mennesker vil blive overopvarmede, hvilket kan føre til varmeudslæt, udmattelse, kramper og hjerteslag, og kan være dødeligt.

En varmebølge i Pakistan dræbte 1300 mennesker.

Indien, Mellemøsten og Vestafrika vil blive hårdest ramt, man mange andre lande vil blive ramt. New York City kan i 2060 forvente 10-20 dage om året, som vil være varmere end de varmeste dage i 1985-2005.

I Sydamerika, Afrika og Mellemøsten vil sådanne ekstreme dage kunne forekomme på over 100 dage om året.

Fysisk aktivitet på sådanne dage vil kunne være dødelig. Landbrugs­arbejde og byggeri vil skulle udføres på andre tidspunktet af dagen end i dag. Air-conditioning vil kunne blive livsnødvendig, hvilket vil øge energibehovet. Nogle områder vil kunne blive ubeboelige.

Læs mere her.

Gå til index for siden


klor

Hvad er klor?


Klor eller chlor (fra græsk: chlorós gulligt-grøn) er et grundstof, som er gasformig under normalbetingelser (1,013 bar, 0 °C).

Klor lugter stikkende og er klassificeret som farlig stof.

Det gulgrønne klor er noget opløseligt i vand, den vandige opløsning kaldes klorvand. Klor optager nemt elektroner og egner sig derfor godt som oxidationsmiddel. I industrien bliver klor nu om dage tit erstattet af det mindre miljøskadelige og nemmere håndterbare stof H2O2 (Hydrogenperoxid).

Klor kan ikke brænde, men er et af de mest reaktive elementer. Dette skyldes dets elektronegativitet i forhold til de andre atomer, og har derfor en stilling mod højre i det periodiske system. Det reagerer allerede ved normalbetingelser med talrige andre grundstoffer, mange organiske og uorganiske forbindelser, og tit ret kraftigt under stærk varmefrigivelse (eksoterme reaktioner).

Klor danner sammen med natrium almindelig køkkensalt (NaCl).

Fysiologisk har klor en stor betydning som negativ modion til positive ioner og optages overvejende gennem føden i form af køkkensalt (NaCl). Biologisk vigtigst er dannelsen af mavesyre og opretholdelse af osmosefunktionerne i kroppen.

Mange pesticider er organiske klorforbindelser: Hexachlorbenzen (også kaldet HCB, perchlorbenzen eller PCB) DDT, dicofol, heptachlor, endosulfan, chlordane, aldrin, dieldrin, endrin, mirex og pentachlorophenol. Mange af disse pesticider er blevet forbudt ifølge Stockholm Konventionen af 2001 om persisterende pesticider og andre organiske forurenere.For nærværende er neonikotinoidet imidacloprid det mest anvendte insekticid i verden, men er fra 1. december 2013 forbudt at anvende i EU i en periode af to år.

Toksikologi og anvendelse som krigsgas

Klor er stærkt oxiderende og reagerer kraftigt med mange stoffer, hvilket kan være ekstremt skadeligt for mennesker og dyr. Da klor ved normale temperaturer er en gas, kan den nemt indåndes og kommer nemt i kontakt med øjnene, hvor den bl.a. reagerer med vanddamp i lungerne og i øjnene. Herved opstår syre, der virker lokalirriterende eller - i tilstrækkelig høj koncentration - akut ætsende.

Klor blev indsat som giftgas under Første Verdenskrig, hvorved 2000 britiske soldater omkom og yderligere 165.000 blev sårede ifølge en undersøgelse (se også Giftgas i 1. verdenskrig). Mennesker er blevet udsat for klor i farlige mængder ved vej- og jernbaneulykker og ved fejldosering i svømmebassiner. I papirindustrien anvendes/anvendtes klor til blegning og nogle medarbejdere er blevet syge af langtidspåvirkning af klor i mindre koncentrationer.

Fremstilling af klor
Reaktion af Kaliumpermanganat med koncentreret saltsyre

Elektrolyse af NaCl-opløsning
Forbindelser med klor

Uorganiske klorforbindelser
Trichloramin, Klortrifluorid

Syrer: Klorundersyre, saltsyre

Salte: Kaliumklorid, natriumchlorid, natriumhypoklorit (NaClO), klorin

Organiske klorforbindelser
PVC

CFC-gasser, HCFC-gasser, Kloroform
Hexachlorbenzen, PCB, dioxin

Sennepsgas
Klorhexidin

Bekæmpelsesmiddel, pesticider, insekticider: Neonikotinoidet imidacloprid, DDT, Agent Orange, 2,4,5-T, 2,4-D, MCPA eller 2-methyl-4-chlorophenoxy-eddikesyre, tolylfluanid, chlormequat, chlormequatchlorid, chlorcholinchlorid, CCC (-klorethyl]-trimethylammoniumklorid),

Sukralose
Medicin: Amlodipin, Klorprotixen, Ketogan

Antibiotika: Clometocillin, Cloxacillin, klorotetracyklin.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


klor

Hvad er klor?


Læs "Chlor: Hvad er chlor?".

Gå til index for siden


klor

Hvordan påvises chlorider i vandhanevand?


Læs "Chlor: Hvordan påvises chlorider i vandhanevand?".

Gå til index for siden


kobber

Hvad er kobber?


Kobber (opkaldt efter Cypern) er det 29. grundstof i det periodiske system, og har det kemiske symbol Cu. I sin rene form optræder dette overgangsmetal som et skinnende metal med en karakteristisk rødlig farve. Kobber har en række fællestræk med sølv og guld, der ligesom kobber står i gruppe 11; for eksempel er alle disse metaller nemme at forarbejde.

Kobberforbindelser giver blå og grønne farver i en flammeprøve.

Kemiske egenskaber hos kobber
I kemiske forbindelser optræder kobber normalt i to oxidationstrin; som den mindre stabile kobber(I)-ion Cu+, og den mere stabile kobber(II)-ion Cu2+; sidstnævnte danner blågrønne salte og opløsninger. Knap så ofte ser man kobber i oxidationstrin +3, og i ganske sjældne tilfælde med oxidationstrin +4.

Kobber, der udsættes for vind og vejr, får efterhånden sin overflade overtrukket med et karbonat-holdigt lag, kaldet ir. Denne irgrønne farve kendes fra kobbertage og i modsætning til rust beskytter den mod yderligere korrosion.

Fysiske egenskaber hos kobber
Kobber er en fremragende elektrisk leder og varmeleder; blandt de rene metaller overgås det kun af sølv på disse punkter, og det endda kun med godt 5 procent.

Selv små forureninger i kobber mindsker dens elektriske ledningsevne markant, og derfor oprenses kobber til anvendelse i elektriske ledninger ofte til mindst 99,95%. Kobber er et af de få metaller, der i stor udstrækning ikke legeres med andre metaller (dvs. smeltes sammen med et andet metal for at få noget tredje (som f.eks. messing, der er en legering af kobber og zink), men bruges i ren form.

Kobberets lyse, rødlige farve skyldes de energibånd, som elektronerne i et stykke kobber kan "færdes " i: For kobbers vedkommende er disse bånd arrangeret sådan, at elektronerne har lettere ved at optage og afgive den energimængde, der er i fotonerne i rødt lys, end energien i fotonerne i grønt og blåt lys: Mere af det røde lys tilbagekastes, hvorimod andre farver i højere grad absorberes. Selv når det er smeltet, ved temperaturer lige over smeltepunktet, bevarer kobber sin karakteristiske farve; det kan ses, hvis der falder tilstrækkelig lys på det smeltede metal fra omgivelserne.

Tekniske anvendelser af kobber
Kobber 99,95%

Kobber bruges til mange formål indenfor elektronikken, først og fremmest i elektriske ledninger, kabler og andre ting, der skal lede elektrisk strøm. Ved fremstillingen af integrerede kredsløb ( "chips ") har man længe brugt aluminium til at danne de mønstre, der etablerer de elektriske forbindelser mellem kredsløbets komponenter, men nu anvender man i stigende grad kobber til dette formål, fordi det leder strømmen bedre. Også i de kølefinner, der bruges til at køle visse komponenter i computere, forstærkere m.v. er kobber ved at overtage aluminiums "traditionelle " rolle på området.

Kobber bruges også til statuer, som beklædning på hustage, til rør og samlemuffer i visse VVS-installationer. Mange legeringer, som for eksempel messing, indeholder kobber, og disse legeringer bruges i mønter, samt til en lang række blæseinstrumenter, spisebestik og køkkenudstyr; for eksempel er Sterlingsølv nødt til at indeholde nogle få procent kobber, hvis det skal bruges til spisebestik.

Bakterier trives ikke på en kobberoverflade: Af den grund har visse hospitaler dørhåndtag af kobber, og ved at lave luftkanalerne til aircondition af kobber kan man begrænse spredningen af legionærsyge ad disse kanaler. Kobber(II)sulfat bruges som et middel mod alger og svampe, herunder meldug.

Kobber indgår i et antal keramiske glasurer, og bruges som farvestof til glas.

Da kobber holder sig pænt, uden at være alt for kostbart, bruges det til mønter. Danske 10- og 20-kroner er lavet i det guldlignende aluminiumsbronze (92% Cu, 6% Al, 2% Ni), 1-, 2- og 5-kroner er lavet i det sølvlignende kobbernikkel (75% Cu, 25% Ni) og 50-ørerne er lavet i kobberfarvet bronze (97% Cu, 2,5% Zn, 0,5% Sn).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Kobber

Hvorfor bliver kobbertage grønne af ir?


Kobber bruges på fine tage, og bliver grønt af ir, fordi kobberet går i forbindelse med luftens kultveilte. Det kan vises med dette forsøg: Kom lidt soda (natriumcarbonat, Na2CO3) på bunden af et sylteglas og læg en papplade over sylteglasset.

Ophæng derefter en kobbermønt i glasset ved hjælp af en sytråd, der er fastgjort til pappladen, således at kobbermønten hænger midt i sylteglasset. Fugt kobbermønten med eddike og hæld lidt eddike i sylteglasset. Der dannes CO2, når man kommer eddikesyre på soda [natriumcarbonat, Na2CO3]. Den derved dannede kultveilte forbinder sig med kobberet, hvorved kobbermøntens overflade bliver dækket af et grønt lag ir *).

Læs mere her.

Gå til index for siden


kobber i flammetest

Hvordan er kobbers farve i en flammetest?


Læs Flammetest: "Hvad er en flammetest?".

Gå til index for siden


kobber(II)sulfat

Hvad er kobber(II)sulfat?


Kobber(II)sulfat, tidligere kaldet kobbervitriol, er et almindeligt forekommende kobber-holdigt salt med sumformlen CuSO4. Vandfrit kobber(II)sulfat er et blegt, blågrønt pulver, hvorimod stoffet sammen med krystalvand danner krystaller med en intens blå farve. Vandige opløsninger af stoffet har den samme klare blå farve. Under opvarming bliver flammen grøn. Dette er en måde at finde ud af om det er kobbersulfat.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kobolt

Hvad er kobolt?


Kobolt (opkaldt efter bjergtrolden Kobold, som ifølge den folkelige overtro i Tyskland spillede bjergmændene et puds, når udsmeltning af malm slog fejl) er det 27. grundstof i det periodiske system, og har det kemiske symbol Co: Under normale temperatur- og trykforhold optræder dette overgangsmetal som et gråt og sølvskinnende metal, der er hårdere end stål, men samtidig også skrøbeligt og "sprødt ".

Kobolt "opfører " sig i kemisk henseende omtrent som jern og nikkel; det angribes ikke af atmosfærisk luft. I kemiske forbindelser optræder kobolt almindeligvis med oxidationstrinene +2 og +3, men oxidationstrin fra -3 til +4 kendes.

Glas farvet med kobolt
Tekniske anvendelser

Allerede for 4000 år siden blev koboltholdige mineraler brugt som blåt farvestof i Egypten. Metallisk kobolt bruges i legeringer, f.eks. hurtigstål, hvor de medvirker til at gøre materialet slidstærkt og korrosionsbestandigt, eller tilføjer magnetiske egenskaber, der bruges i magneter (alnico) og magnetiske medier som magnetbånd og disketter.

Kobolts modstandsdygtighed overfor korrosion udnyttes ved at galvanisere andre metaller med det. Kobolt bruges også til elektroder i batterier, som katalysator for en række industrielle kemiske processer, og det indgår i stoffer der hjælper maling, lak m.v. med at tørre.

Den radioaktive isotop kobolt-60 udsender gammastråling: Denne stråling bruges til radioterapi, til at sterilisere ting, der ikke tåler høje temperaturer, og til at opdage strukturelle skader indvendigt i metalemner.

Kobolts historie
Kobolt er i årtusinder blevet brugt til at give glas, glasur og keramik en intens blå farve i mange forskellige kulturer verden over, og kan dateres helt tilbage til år 2600 f.kr. i ægyptisk keramik. Opdagelsen af kobolt som et grundstof blev gjort af den svenske kemiker Georg Brandt i perioden fra 1730 til 1737: Han fandt ud af, at kobolt var kilden til den blå farve i glas, og ikke som man troede dengang, bismuth, der ofte findes sammen med kobolt.

Op igennem det 19. århundrede stod Blaafarveværket i Norge for 70 til 80 procent af verdensproduktionen.

Forekomst og udvinding af kobolt
Kobolt findes ikke i "fri ", metallisk form i naturen, men i form af forskellige malme, primært koboltit, erytrit, glaucodot og skutterudit. Koboltforekomster er ofte "blandet op " med andre metallers malme, og af den grund udvindes kobolt typisk som et biprodukt fra udvindingen af kobber og nikkel.

Det meste kobolt udvindes i den Demokratiske Republik Congo, Folkerepublikken Kina, Zambia, Rusland og Australien, men også Finland, Aserbajdsjan og Kasakhstan råder over forekomster. Og i Ontario i Canada findes byen Cobalt (det engelske navn for kobolt), hvor kobolt udvindes som et biprodukt fra sølv-udvinding.

Sammen med nikkel indgår kobolt i det jern, man finder i meteoroider.

Kobolt i biologien
Pattedyr har brug for små mængder af kobolt-holdige salte i deres føde; omking 0,2 mikrogram kobolt om dagen. Blandt andet indgår kobolt i B12-vitamin.

For meget kobolt i kosten (20-30 µg pr. dag) giver anledning til hudsygdomme og forgiftingssymptomer i organerne. Da man i Canada brugte kobolt til at stabilisere skummet på øl, steg dødeligheden blandt ihærdige øl-drikkere af, hvad der blev kaldt for "canadisk øldrikker-hjerte "; hjertets muskulatur var blevet svækket af store doser kobolt. Siden er man gået helt bort fra at bruge kobolt i ølproduktionen.

Isotoper af kobolt
Naturligt forekommende kobolt består af én stabil isotop, kobolt-59 - dertil kendes 22 radioaktive isotoper, hvoraf kobolt-60 har den længste halveringstid med 5,2714 år. De øvrige isotoper har halveringstider fra ca. 9 måneder og nedefter.

Kobolt-59 kan omdannes til det stærkt radioaktive kobolt-60, når det bombarderes med neutroner: Den såkaldte koboltbombe er et atomvåben, som er designet til at udvikle store mængder kobolt-60 og dermed forøge strålingen fra det radioaktive nedfald.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


koefficient

Hvad er koefficient?


Koefficient er indenfor bl.a. matematik, fysik og kemi udtryk for en konstant faktor eller talværdi, som en varibel størrelse kan ganges med for at finde frem til en bestemt værdi; eks. er koefficienterne til x og y i polynomiet 2x + 3y henholdsvis 2 og 3.

Når man snakker koefficienter findes der også hældningskoefficienten, som er følgende formel i betragtning af et koordinatsystem: f(x) = ax + b.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


Koefoed

Hvem er Emil Koefoed?


Henning Emil Koefoed (9. juli 1858 i Skanderborg - 18. maj 1937 i København]) var en dansk kemiker og farmaceut, bror til Carl Andreas Koefoed.

Koefoed tog 1880 farmaceutisk Eksamen og 4 år senere Magisterkonferens i Kemi. 1882-92 var han Assistent ved den polytekniske Læreanstalts kem. Laboratorium og fra 1891 tillige Docent i Kemi for de farmaceutiske Studerende. Efter Oprettelsen af den farmaceutiske Læreanstalt 1892 blev K. ansat som Docent i Kemi ved denne. 1887 fik han Univ.'s Guldmedaille for en Opgave af hist. Art, vedrørende Undersøgelserne om Kulstofatomets Tetravalens, og 1891 fik han det Classen'ske Legat for en Prisopgave om Smørrets Fedtsyrer. 1894 tog han Doktorgraden, og Novbr 1895 udnævntes han til Direktør for den farmaceutiske Læreanstalt. 1902 blev K. Prof. i Kemi ved Læreanstalten. Fra 1907 var han Justitsministeriets Konsulent i Medicinalsager og blev derefter fra 1909 Tilforordnet ved den ny Sundhedsstyrelse. Fra 1908 var han Medlem af Medicinalkommissionen. Foruden Afh. offentliggjort i Videnskabernes Selskabs Skr, har K. udg.: »Lærebog i organisk Kemi« (1898), »Mindre Lærebog i den kvalitative organiske Analyse« (sammen med Schjerning, 1891), »Vejledning i den kvantitative Analyse« (1893), »Om nogle Nitroso-Platinammoniakforbindelser« (Doktordisputats) (1894). K. var 1883-91 en meget søgt Manuduktør og senere anerkendt som en fremragende Lærer.

Koefoed blev Ridder af Dannebrogordenen 1915, Dannebrogsmand 1922 og Kommandør af 2. grad 1930.

Han er begravet på Hellerup Kirkegård.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kokain

Hvad er kokain?


Kokain (alternativ stavemåde cocain, benzoylmethylecgonin, C17H21NO4) er et naturligt alkaloid, som udvindes af coca-plantens blade. Det er et euforiserende, stimulerende, appetit-sænkende og lokalbedøvende stof. Kokain er et af de mest hyppigt misbrugte stoffer på verdensplan og er i misbrugsmiljøet kendt under navne som coke, cola, sne, op, charlie og drys. Crack kokain er kokain, der er forarbejdet, så det kan ryges.

Kokain anvendes som lægemiddel indenfor oftalmologien til diagnosticering af Horners syndrom, samt til lokalbedøvelse af øjet.

Kokain har to hovedvirkninger. Den ene er at forøge niveauet af katekolaminer, dvs neurotransmittere som adrenalin, noradrenalin, dopamin og serotonin, i synapser i og udenfor centralnervesystemet, hvad der kan forklare virkninger som centralnervøs stimulans (forøget årvågenhed og selvfølelse, nedsat appetit), rusfølelse (hævet stemningsleje, intens lykkefølelse, kritikløshed), karsammentrækninger, hurtig puls, blodtryks- og temperaturstigning, samt udvidelse af de små luftrørsgrene. Den anden hovedvirkning er hæmning af permeabilitetsforøgningen for natrium-ioner i de perifere nerver, hvad der kan forklare kokainets lokalbedøvende effekt.

Kokains historie
Skønt mest brugt som rusmiddel, virker kokain også som anæstesi. I 1884 anbefalede øjenlægen Carl Koller det som anæstesi ved øjenkirurgi. Hans kollega Sigmund Freud købte i april samme år sin første dose kokain for at studere effekten, og udtalte senere: "Den historie med kokain har virkelig bragt mig megen ære, men løvens part gik til andre. ".Han benyttede selv stoffet, og tog det i brug i behandlingen af sin bedste ven, professor Ernst Fleischl-Marxow, som ved dissektion havde inficeret sin ene tommelfinger, hvad der udviklede sig til kroniske smerter og afhængighed af morfin. Nu blev Fleischl-Marxow i tillæg afhængig af kokain, pint af en "kokain-psykose " med oplevelse af, at insekter krøb rundt under huden på ham, og døde efter syv år, kun 45 år gammel. Alligevel fortsatte Freud i de næste tolv år med selv at benytte stoffet, og anbefale det til andre til trods for, at han i 1895 sammen med sin kollega Wilhelm Fliess udsatte sin patient Emma Eckstein for en mislykket operation, der involverede kokain..Fliess efterlod 50 cm gazebind inde i Ecksteins næse. Fejlen blev forsøgt udbedret af professor Rozanes i Wien, selv om Fliess var krænket over, at Freud sendte patienten til en anden læge. Emma Eckstein forblev vansiret efter operationen. Freud lagde skylden for episoden på hendes angivelige "hysteri ".

Produktet Coca Cola kom på markedet i Atlanta i 1886. Drikken indeholdt kokain i mindre mængder, samt koffein fra den afrikanske kolanød, og blev markedsført som medicin mod hovedpine, alkoholisme, morfin-afhængighed og menstruationssmerter. Coca Cola blev hurtigt enormt populær, men bivirkningerne resulterede i, at selskabet gik med til at anvende kokainfrie coca-blade fra 1903 af. Kokain kom dog først under offentlig kontrol i USA i 1914 som en følge af Harrison Narcotic Act..Alligevel var stoffet nemt tilgængeligt i USA i 1920'erne, ofte købt som "medicin ". Gray's Catarrh Powder, en hostemedicin, indeholdt kokain af omtrent samme renhedsgrad som den, der solgtes på gaden i 1980'erne. De fleste unge, der indtog "katarpulveret ", tilhørte arbejderklassen; men kokain-misbrug var udbredt også blandt de bedrestillede. Cole Porters strofe, der i dag lyder "I get no kick from champagne ", var oprindeligt skrevet som "I get no kick from cocaine ".

Fra slutningen af 1940'erne udviklede man kunstigt kokain, som fx Xylocain, der i dag anvendes ved lokalbedøvelse.

Kokain er vanedannende, og i så godt som hele verden er besiddelse, fremstilling og distribution ulovligt, undtagen til formål som er godkendt medicinsk eller offentligt. Stoffet er normalt hvidt, og kaldes blandt brugere for coke, cola, nip, det gode, opad, blow, sne, det hvide, drys, kridt, snitte.

Kokain bliver som regel forbundet med jet-setter miljøet fra 1980'erne, men er i stigende grad blevet almindeligt i alle samfundslag. Det er i disse år nær ved at overtage andenpladsen over ulovlige stoffer fra amfetamin (speed), men er dog stadig noget efter nr 1, hash. Prisen kan variere meget fra by til by. Det forholdsvis høje pris-niveau skyldes, at stoffet stort set kun dyrkes og fremstilles i Sydamerika, og derfor ikke er så nemt tilgængeligt som fx amfetamin og ecstasy, der kan produceres stort set overalt i verden.

Kokain betegnes ofte som det mest vanedannende stof, der findes. Forsøgsdyr vil trykke håndtaget ned for at skaffe sig kokain mere vedholdende end overfor noget andet narkotikum. En kokain-afhængig abe trykkede håndtaget ned 12.800 gange for at få tildelt én eneste dose. Hvis dyret overlever, vil det genoptage anstrengelserne for at få en ny dose..Rhesus-aber vælger mad fra til fordel for kokain. Der har været en udbredt tiltro til, at kokain ikke er afhængighedsskabende, fordi stoffet mangler de fysiske abstinenssymptomer, man ser ved alkohol- og heroin-afhængighed. Kokain skaber imidlertid stærk psykisk afhængighed.

Kokainmisbrug i Danmark
Det er anslået at 2,5 procent af den danske befolkningen mellem 16-34 år har prøvet at indtage kokain. Der blev i 2012 beslaglagt 42 kilo kokain her.

Behandlinger af kokainmisbrugere
Kognitiv adfærdsterapi viser lovende resultater til behandling af problemet. Der eksisterer et åndeligt baseret tolvtrinsprogram, Cocaine Anonymous, i samme stil som Anonyme Alkoholikere og Anonyme Narkomaner. En kokainvaccine er også ved at blive testet, som måske kan forhindre brugeren i at opnå de ønskede virkninger af stoffet, selv om et lignende forsøg på at udvikle en heroinvaccine blev opgivet pga manglende resultater i 1970'erne.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kolesterol

Hvad er kolesterol?


Kolesterol er en organisk kemisk forbindelse som findes i cellemembraner i alle slags væv hos dyr. Kolesterol findes også i meget små mængder i planter. Kolesterol er en sterol og et lipid, dets navn stammer fra græsk chole- (galde) og stereos (fast stof), samt den kemiske endelse -ol for en alkohol. Navnet kommer af at det første gang blev identificeret på fast form i galdesten, i 1784.

Kolesterol kommer ikke kun fra kosten; det syntetiseres i kroppen fra ubrugte metabolitter. Mængden af kolesterol i blodet kan overstige naturlige værdier ved indtagelse af større mængder mad, specielt mad der indeholder kolesterol. Der findes store mængder af kolesterol i leveren, rygmarven og hjernen. Det spiller en vigtig rolle i mange biokemiske processer, men er bedst kendt i forbindelse med hjerte-karsygdomme. Kolesterol er uopløseligt i blodet, men transporteres rundt i kroppen bundet til forskellige slags lipoprotein.

I helbredssammenhænge opdeles kolesterol i det "gode " kolesterol HDL (høj-densitet lipoprotein) og "dårligt " kolesterol LDL (lav-densitet lipoprotein). HDL-kolesterolet kan hæves ved at dyrke motion og spise sundt, hvorimod LDL-kolesteroltallet skal sænkes, da det er den form for kolesterol, der anføres som en af de væsentligste årsager til åreforkalkning og hjerte-kar-sygdomme, som hvert år koster 23.000 dødsfald].

Det, der påvirker ens kolesteroltal kan både være arv og miljø, men kolesterolniveauet i blodet stiger også med alderen. Forhøjet kolesteroltal ses også, hvis man lider af sukkersyge, har lavt stofskifte eller har et alkoholmisbrug. Derudover har kvinder et højere HDL-kolesterolniveau end mænd.

Kolesterol er nødvendigt for opbygning og vedligeholdelse af cellemembraner; det regulerer membranernes fluiditet over et stort temperaturområde. Hydroxylgruppen interagerer med lipidernes fosfat-hovedgrupper, hvorimod den store kulbrintedel er indlejret i membranens hydrofobe del. Kolesterol bidrager til produktionen af galde (som lagres i galdeblæren og bruges ved nedbrydning af fedt) og er vigtig for metabolismen af de fedtopløselige vitaminer, som f.eks. vitamin A, D, E og K. Kolesterol er et af hovedreagenserne i syntesen af vitamin D og forskellige steroidhormoner, bl.a. kortisol og aldosteron samt kønshormonerne progesteron, østrogen og testosteron.

Syntese og optagelse af kolesterol
Mammale cellemembraner kan ikke fungere normalt uden kolesterol, og det må enten syntetiseres i det endoplasmatiske reticulum eller indtages med kosten. I det sidste tilfælde transporteres det med blodet i lipoproteiner. Disse optages i cellen via receptor-medieret endocytose og hydrolyseres i lysosomer.

Kolesterol syntetiseres fra acetyl-CoA i mange celler og væv. Ca. 20-25% af den daglige produktion (~1 g/dag) foregår i leveren. Der syntetiseres også kolesterol i tarmene, binyrerne og kønsorganerne. En person der vejer 68 kg har typisk 35 gram kolesterol i kroppen, den typiske daglige produktion er 1 g og et typisk indtag via kosten er 200-300 mg.

Konrad Bloch og Feodor Lynen delte Nobelprisen i fysiologi eller medicin i 1964 for deres opdagelser omkring kolesterol- og fedtsyremetabolismens mekanisme og regulering.

Kolesterol i fødekilder
De største mængder kolesterol findes i æg, oksekød og fjerkræ.

Planter indeholder små mængder kolesterol, så selv veganerkost, som ellers ikke indeholder animalske produkter, indeholder små mængder kolesterol. Det er dog så små mængder, at man skal indtage 9,6 liter ren jordnøddeolie for at få samme mængde kolesterol som der er i ét æg. Vegetabilske produkter indeholder andre kolesterollignende forbindelser, fytosteroler, som menes at kunne sænke mængden af kolesterol i blodet.

"Grusomt " kolesterol

Salvia hispanica frø er rige på omega 3

I tilgift til blodets indhold af 'det gode' HDL-kolesterol, og 'det onde' LDL-kolesterol har danske forskere fundet endnu en komponent, nemlig restpartikel kolesterol, som er forhøjet i blodet hos overvægtige og svært overvægtige. Restpartikel kolesterol har også fået betegnelsen det "grusomme " kolesterol. Det skyldes, at det er direkte årsag til åreforkalkning og tredobler risikoen for iskæmisk hjertesygdom, hvor hjertet mangler ilt på grund af af forsnævrede eller blokerede kranspulsårer. Det viser sig at hver femte dansker har forhøjet "grusomt " kolesterol.

Ifølge international forskning er proteinet PCSK9 med til at sænke kroppens evne til at komme af med LDL-kolesterol i blodet]. I 2014 fandt danske forskere fra Aarhus Universitet ud af, at receptoren sortilin øger aktiviteten af PCSK9. Hvis man dermed hæmmer sortilin, har det samme effekt, som hvis man alene hæmmer PCSK9. Dermed har man fundet en ny måde, som kan forebygge åreforsnævring.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


kompleks (kemi)

Hvad er kompleks (kemi)?


Et kompleks opstår når en (positiv) metal-ion binder flere negative ioner eller polære molekyler til sig. Metallet kaldes i den sammenhæng for centralatomet, og de bundne partikler kaldes for ligander. Antallet af ligander kaldes for koordinationstallet. Er liganderne neutralt ladede, har komplekset samme ladning som centralatomet.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


koncentration

Hvad er koncentration?


Koncentration bruges oftest som forkortet udtryk for stofmængdekoncentration (i mol/L), men inden for kemi bruges betegelsen "koncentration " også om andre koncentrationsbegreber, såsom massekoncentration (g/L).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kondensation

Hvad er kondensation?


Ved den reaktion i organisk kemi, der kaldes kondensation, bliver der dannet et vandmolekyle hver gang to andre molekyler går sammen. Det modsatte er hydrolyse, der er en kemisk reaktion eller proces, hvor et molekyle reagerer med vand og bliver opdelt i mindre molekyler. I organisk kemi er hydrolyse en kemisk reaktion, hvor et organisk molekyle (kemisk stof der indeholder C-atomer) bliver spaltet til to organiske molekyler under vandoptagelse.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kondensering

Hvad er kondensering?


Kondensering også kaldet fortætning er en faseændring (termodynamisk proces), hvor stof på gasform omdannes til stof på væskeform, under frigivelse af termisk energi.

I atmosfæren findes der uendelig mange mikroskopiske partikler f.eks. blomsterstøv, støvkorn og saltstøv. Når luften afkøles fæster fugtigheden sig til disse partikler, og danner, afhængigt af hvor koldt det er i det luftlag, enten vanddråber (eller iskrystaller, men kaldes så deposition). Det er denne proces, der kaldes for kondensering eller fortætning. Det er også disse vanddråber eller iskrystaller skyerne består af.

Når fugtigheden kondenserer frigives der energi. Den energi er varme og den stiger op indtil der igen kommer et koldt luftlag, og det hele sker igen. Det er derfor der befinder sig skyer i forskellige højder.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


konserveringsmiddel

Hvad er konserveringsmiddel?


Konserveringsmiddel er et stof som tilsættes madvarer, kosmetik og lægemidler, så de kan holde sig i længere tid. Traditionelle konserveringsmiddler for madvarer har været eddike, sukker og salt, dog bruges der i dag mange kemiske middler. Tilsætning af konserveringsmiddel deklareres på madvarer med E-numrene fra E 200-299.

Da de fleste mikroorganismer som bakterier og skimmelsvampe vokser bedst ved pH omkring 7, den neutrale pH-værdi, benyttes ofte konserveringsmidler, der ændrer surhedsgraden. Væksten af mikroorganismerne hæmmes således, når pH falder til 4,5 eller lavere. Er pH under 4 kan solmonella-bakterier f.eks. dræbes på 12 timer. Samtidig hæmmes de nedbrydende og oxiderende enzymer ved lavt pH. Dette ses fx ved frugter som f.eks. avocado, hvor syre hindrer at avocadoens farve ændrer sig fra grøn til brun som udtryk for den enzymatiske dannelse af brune polyphenoler. Til konservering af madvarere benyttes gerne organiske syre som konserveringsmidler, og de fleste carboxylsyrer på 1-14 carbonatomer hæmmer skimmelvækst - endnu bedre ved dobbeltbindinger. Mest anvendt i den private husholdning er eddikesyre og benzoesyre også kendt som Atamon. Fordelen ved at benytte carboxylsyrer og parabener er, at de (tildels) er upolære og således kan trænge ind igennem mikroorganismernes cellemembran og fylde cellen med oxonium-ioner. Oxonium-ionerne sløver derved cellerne, så deres stofskifte og formering bliver langsommere.

Parabener bruges også til konservering, da de er svage syrer. dog er det i dag kun tilladt at anvende parabener til konservering af kosmetik i en koncentration på højst 0,4 % for hver paraben og en samlet koncentration af parabener på højst 0,8%

Den uorganiske forbindelse nitrit har været meget benyttet til konservering af kød, men er ikke længere tilladt i økologiske produkter]. Den konserverende virkning tilskrives at nitrit omdannes til salpetersyrling i kødet. Begrænsningen af brugen af nitrit skyldes, at nitrit omdannes til sundhedsskadelige nitrosaminer.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Konvention om kemiske våben

Hvad er Konventionen om kemiske våben?


Konventionen om kemiske våben (CWC) er en traktat om våbenkontrol, der forbyder produktion, oplagring og anvendelse af kemiske våben og stoffer, der kan bruges til fremstilling af dem. Traktatens fulde navn er Convention on the Prohibition of the Development, Production, Stockpiling and Use of Chemical Weapons and on their Destruction ( Konvention om forbud mod udvikling, produktion, oplagring og anvendelse af kemiske våben og om destruktion af dem), og den administreres af Organisation for the Prohibition of Chemical Weapons (OPCW), en organisation på regeringsniveau, der har hjemme i Haag, Nederlandene. Traktaten trådte i kraft i 1997.

De deltagende landes vigtigste forpligtelse under konventionen er at forbyde brugen og produktionen af kemiske våben så vel som ødelæggelsen af alle kemiske våben. Arbejdet med destruktion af disse våben kontrolleres af OPCW.

I januar 2013 var ca. 78% af de oplagrede, kemiske våben blevet destrueret. Konventionen rummer også retningslinjer for systematisk bedømmelse af kemiske og militære anlæg og for undersøgelse af anklager om brug og produktion af kemiske våben, der bygger på efterretninger fra andre landes regeringer.

I oktober 2013 havde 190 stater givet deres samtykke til at være forpligtet af denne konvention. To af de resterende seks stater, Israel og Myanmar, har undertegnet, men ikke ratificeret aftalen. For ganske nylig (den 14. september 2013) har Syrien afleveret sin erklæring om tilslutning til konventionen og er gået ind på dens foreløbige anvendelse under afventning af ikrafttrædelsen af landets tilslutning pr. 14. oktober 2013.

Hovedpunkter for Konventionens om kemiske våben
Forbud mod produktion og brug af kemiske våben

Destruktion (eller overvåget omdannelse til anden brug) af produktionsanlæg for kemiske våben

Destruktion af alle kemiske våben (herunder kemiske våben, der er efterladt uden for de deltagende landes territorier)

Gensidig hjælp mellem deltagerlandene og OPCW i tilfælde af, at kemiske våben er blevet anvendt

Et OPCW inspektionsregulativ for produktion af stoffer, der kan omdannes til kemiske våben

Internationalt samarbejde om den fredelige anvendelse af kemi på relevante områder
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


korrosion

Hvad er korrosion?


Korrosion er utilsigtet nedbrydning af metaller eller andre faste legemer ved luftens eller vands påvirkning. Korrosion kan være kemisk (gaskorrosion) eller elektrokemisk (væskekorrosion). Korrosion af jern eller stål giver f.eks. rust. Langt de fleste metaller eksisterer ikke i ren form i naturen, men som kemiske forbindelser. Det er deres "naturlige " tilstand. Guld, sølv og platin er nogle af de få undtagelser. Der skal anvendes betydelige mængder energi for at forvandle (raffinere) forbindelserne til rene metaller. Metallerne har dog en tendens til at vende tilbage til deres "naturlige " form, hvilket forårsager korrosion. Tendensen til at korrodere i et givent miljø kan angives relevativt, og benævnes således som spændingsrækken.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kovalent binding

Hvad er kovalent binding?


Begrebet kovalent binding benyttes synonymt med elektronparbinding eller molekylforbindelse inden for kemien om en kemisk binding mellem to atomer.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


krom

Hvad er krom?


Krom (i litteratur, herunder Kemisk Ordbog, også skrevet chrom) er det 24. grundstof i det periodiske system, og har det kemiske symbol Cr: Under normale temperatur- og trykforhold optræder dette overgangsmetal som et sølvhvidt, skinnende og temmelig hårdt metal med et højt smeltepunkt på 1907 grader.

Ved kontakt med ilt danner krom et tyndt, lufttæt lag af oxid, der hindrer ilten i at "nå " mere metal. I kemiske forbindelser optræder krom normalt med oxidationstrinnene +2, +3 og +6, hvoraf +3 er mest stabil. Forbindelser med krom i oxidationstrin +6 er stærkt oxiderende. Krom optræder sjældnere med oxidationstrin +1, +4 og +5.

Tekniske anvendelser af krom
Kromplader på en motorcykel.
Krom er nok mest kendt fra forkromede dele på især biler. Krom bruges i stål for at gøre det rustfrit, og indgår i det boremudder det bruges ved boring efter olie og gas for at modvirke korrosion. Krom bruges ved eloxering af aluminium, hvor overfladen på aluminium-emnet bogstavelig talt bliver omdannet til rubin.

Krom-holdige salte giver glas en smaragd-grøn farve, og er ansvarlige for rubiners røde farver; disse salte bruges desuden til at garve læder. Krom indgår også i stærkt gule farvestoffer der bruges i blandt andet maling.

Kaliumdikromat bruges i kemilaboratorier til at rengøre udstyr af glas samt som reagens i titrering. Stoffet bruges envidere i forbindelse med farvning af tekstiler.

Krom(IV)oxid (CrO2) bruges i rollen som den magnetiske belægning på magnetbånd, hvor dets høje magnetiske koercitivkraft giver båndet bedre egenskaber end tilsvarende bånd med jernoxid.

Kromets historie
I 1761 fandt Johann Gottlob Lehmann et orangerødt mineral i Uralbjergene, som han fejlagtigt identificerede som en kemisk forbindelse af blandt andet bly, selen og jern og derfor kaldte for sibirsk rødt bly. I virkeligheden var der tale om blykromat, PbCrO4, som vi i dag kender som mineralet krokoit.

Peter Simon Pallas opsøgte det sted hvor Lehmann havde fundet det "røde bly ", og fandt ud af at stoffet er velegnet som farvestof i maling og til tekstiler. Brugen af sibirsk rødt bly greb om sig, og en stærk gul farve lavet af krokoit blev en modefarve.

I 1797 eksperimenterede Nicolas-Louis Vauquelin med prøver af krokoit: Ved at blande det med saltsyre kunne han danne et oxid med formlen CrO3, og året efter fandt han ud af at han kunne omdanne dette oxid til frit metal ved at varme det op i en kulfyret ovn. Han fandt desuden spor af krom i visse ædelsten som rubin og smaragd.

Op igennem 1800-tallet blev krom primært brugt som farvestof og til garvning af læder, men nu bruges størstedelen i legeringer med andre metaller, og resten i blandt andet den kemiske industri.

Krom har sit navn fra det græske ord chroma, der betyder farve, da det danner kemiske forbindelser i mange forskellige farver.

Krom i biologien
Den menneskelige organisme har brug for trivalent krom, i form af kationen Cr3+, i ganske små mængder; det spiller en rolle for vores nedbrydning af sukker. Til gengæld er den hexavalente Cr6+ stærkt giftig.

Forekomst og udvinding af krom
Krom udvindes kommercielt af mineralet kromit (FeCr2O4): Halvdelen af verdensproduktionen af dette mineral kommer fra Sydafrika, og dertil er Kasakhstan, Indien og Tyrkiet leverandører af betydelige mængder. Der findes talrige uberørte aflejringer af kromit, men de er geografisk koncentreret omkring Kasakhstan og det sydlige Afrika. Det rene metal udvindes ved at opvarme kromit sammen med aluminium og silicium.

I 2000 blev der på verdensplan udvundet 15 millioner tons kromit i kommercielt øjemed, som blev omarbejdet til 4 millioner tons ferrokrom til en markedsværdi af omkring 2,5 milliarder amerikanske dollar.

Om end det er sjældent, er man stødt på forekomster af frit, metallisk krom i naturen: Et af disse steder er Udachnaya-minen i Rusland - her findes det i kimberlit sammen med diamanter.

Isotoper af krom
Naturligt forekommende krom består af de tre stabile isotoper 52Cr, 53Cr og 54Cr, hvoraf 52Cr er den mest udbredte med 83,789 procent. Dertil kender man 19 radioaktive isotoper, hvoraf 50Cr udmærker sig med en halveringstid på 1,8&missot;1017 år - de øvrige krom-isotoper har halveringstider under en måned.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Kroto

Hvem er Harold Kroto?


Sir Harold "Harry " Kroto (født Harold Walter Krotoschiner, 7. oktober 1939 i Wisbech i Cambridgeshire) er en britisk kemiker og Nobelprismodtager. Han blev tildelt Nobelprisen i kemi i 1996 sammen med Robert Curl og Richard Smalley, for deres opdagelse af Fullerener. Samme år blev han adlet af Elizabeth den 2..
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kryolit

Hvad er kryolit?


Kryolit er et mineral der tidligere blev brugt som flusmiddel i aluminiumfremstilling.

Mineralet er forholdsvis sjældent forekommende. Den eneste væsentlige forekomst var ved Ivittuut i Arsukfjorden i det sydvestlige Grønland, hvor mineralet i mange år blev brudt og anvendt kommercielt af Kryolitfabrikken i Danmark. Minen er nu udtømt og lukket. I dag findes der mindre kryolitforekomster i Colorado i USA, i Canada og i Rusland.

Ligesom is er kryolit gennemsigtigt i vand. Bjergværksarbejdere, der kom til Grønland, brugte af og til kryolit som anker for skibene, og blev aldrig vant til, hvordan disse ankre forsvandt (blev usynlige) når de kom under vand.

Kryolits kemiske betegnelse er natriumhexafluoroaluminat, og det har den kemiske formel Na3AlF6. Farven varier fra gennemsigtig over hvid, gullig til lilla og sort, men hvid er den hyppigst forekommende farve.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


krystal

Hvad er krystal?


Et krystal er et fast stof hvor de indgående atomer, molekyler eller ioner er ordnet i et gentagende mønster i alle rumlige dimensioner.

Mange stoffer på væskeform vil danne krystaller når de som følge af ændringer i temperatur eller tryk omdannes til faste stoffer.

Køkkensalt og sukker er dagligdags eksempler på krystallinske stoffer, men også metaller, mineraler og is er krystallinske. Ofte vil der være tale om polykrystallinske forbindelser hvor et stof består af forskellige sammenvoksede enkrystaller.

De største enkelte krystaller, længere end 10 meter, findes i en underjordisk hule kaldet Cueva de los Cristales eller Crystal Cave of the Giants i Mexico og er lavet af calciumsulfat.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


krystaller i kemi

Hvordan fremstilles en krystalhave?


En krystalhave kan fremstilles i et sylte­glas. Man hælder lag af forskellige koncentrationer af natrium­silikat (også kaldet vandglas) over hinanden i glasset. Ved forsigtighed kan lagene anbringes oven på hinanden, hvilket giver spændende farvefænomener. Man lader nu opløsningen blive kold, indtil uklarhederne har bundfældet sig. Derefter "tilplantes" haven ved at komme forskellige metal­salt-krystaller ned i opløsningen. (Hvis en zinkplade på forhånd lægges i bunden af glasset er krystallerne senere lettere at fjerne fra glassets bund).

Salte af jern giver røde "krystalvækster", kobber: blå vækster, nikkel: grønne vækster, ­kobolt [kaldes nu cobalt]: violette vækster. Krystallerne dannes i løbet af nogle timer og får glasset til at ligne en eventyrhave.

Læs mere her.

Forklaringen på krystalvæksten er, at når krystaller af en række metalsalte dryppes i en opløsning af vandglas, dannes stalagmitter af farvede metal-silikater. Hertil anvendes metalsalte af sulfater eller chlorider af kobber, kobolt (cobalt), jern, nikkel og mangan. Det er anvendt af producenter af legetøj og kemisæt til underholdning for mange generationer af børn.

Læs mere her.

Andre anvendelser af vandglas
Imprægnering mod ild
Præservering af æg
Vandtæt beton
Bindemiddel til mineralfarver

Vandglas, som anvendtes til at lave en krystalhave i forrige forsøg, er en vandig opløsning af natriumsilikat, Na2(SiO2)nO, såsom natriummeta­silicat (Na2SiO3) og Na2Si3O7. Stoffet har været brugt til konservering af æg, fordi det hærder lufttæt op og lukker fuldstændigt af for smittekim.

Læs mere her og 11193.asp">her.

Vandglas kan imprægnere mod ild. Hvis man lægger tøj/papir/træ 1 time i en opløsning af vandglas, vil det efter tørringen brænde langt dårligere end før. Vandglas bruges stadig til at gøre ting brand­faste, bl.a. af fyrværkere.

I dag bruges vandglas især til betonstøbninger, der skal være vandtætte (gulve, bassiner, rørføringer osv.).

Vandglas bruges også som bindemiddel til mineralfarver.

Læs mere om vandglas:

Læs mere her.

Gå til index for siden


krystaller i kemi

Hvordan fremstilles porøse guldkrystaller?


For nylig har forskere opfundet en ­ny, banebrydende metode til at lave ­enkeltkrystaller af guld - hvor enkeltkrystallerne er svampelignende-porøse med porer nede i nanostørrelse.

Det er forskere ved det teknologiske institut Technion i Haifa, Israel, der har "dyrket" guld for første gang i verden - i hvert fald har man opnået kunstige, porøse dråber af enkeltkrystaller af guld.

Denne spændende forskning er udført af Ph.D.-studerende Maria ­Koifman-Khristosov og materialeteknik-professor Boaz ­Pokroy. Studiet er offentliggjort i det ansete tidsskrift ­Nature Communications.

Motivationen til studiet er rent videnskabelig, men sådanne materialer har mange potentielle anvendelser. Enkeltkrystaller (single crystals) har adskillige fordele, fordi de ikke har indre krystalgrænser - i modsætning til normale (poly)krystaller. Enkeltkrystaller har derfor større mekanisk styrke, højere modstandsdygtighed over for varme og øget elektrisk ledningsevne.

Forskerne var blevet inspireret af biologiske enkeltkrystaller, som netop har porøse overflader, der er helt anderledes end de klassiske krystallers regelmæssige overflader.

De porøse enkeltkrystaller af guld kan dyrkes ved at størkne guldet i en legeringssammensætning. Ved høj temperatur er legeringen naturligvis flydende. Den laveste temperatur, ved hvilken legeringen stadig kan være flydende, kaldes "det eutektiske punkt"; og dette afhænger af procent-andelene af metallerne i legeringen. (For tin/bly-legeringer er det f.eks. 63% tin og 37% bly i traditionelt loddetin, som smelter ved 183 grader C).

Ved den såkaldte eutektiske tempe­ratur (tecsis = smeltning) størkner den smeltede legering øjeblikkeligt til en faststof-legering, når denne eutektiske temperatur passeres (loddetin-effekt).

En normal krystaldannelse starter med en igangsættelsesproces, kaldet krystalkimdannelse (nucleation). Hvis der dannes flere krystalkim, bliver der dannet en polykrystal. Krystallens vækst sker på en måde, som er dikteret af den atomiske struktur af krystallen - samt således at de forskellige krystallinske planers såkaldt frie energi bliver mindst mulig. Dette er en langsom proces, og forskernes enkeltkrystaldannelse af en nano-porøs gulddråbe var simpelthen hurtigere end tiden mellem to krystalkims dannelse. Derfor dannedes kun én krystal - dvs. at man fik et enkeltkrystal af guld.

I levende organismer ser man ofte sådanne enkeltkrystaller, som har afrundede, uregelmæssige eller porøse former, dvs. ikke som de klassiske (poly)krystaller med strengt styrede krystalplaner. Sådanne amorfe enkeltkrystaller kan dannes kunstigt ud fra et udgangsmateriale, som selv har en amorf form. Man har således tidligere påvist, at man kan lave amorfe enkeltkrystaller af calcit. Disse studier var også inspireret af, hvad man har fundet i organismer.

Man har også frembragt porøse, poly­krystallinske former af metaller, som vil kunne anvendes til kemisk forskning, medicin, miljøforskning, energilagrings-teknologi mv. Men jo mere man kan styre form, størrelse og fordeling af porerne, jo bedre vil man kunne opnå specifikke ændringer i overfladeareal, permeabilitet, kapillærvirkning osv. Dette kan bl.a. ­udnyttes til katalytisk aktivitet, filtre­ring, separa­tion, varmeudveksling, brændsels­celler.

De hidtil kendte metoder til at fremstille nano-porøse metaller har bestået i at aflejre metallet i et gummi­materiale, som derefter opløses, eller ved at opløse bestemte metaller i en ­legering af flere metaller. Man har f.eks. kunnet fremstille nano­-porøst guld ud fra en ­guld/sølv-legering ved selektivt at fjerne ­sølvet med salpetersyre. ­[salpetersyre = hydrogentrioxo­nitrat, trioxonitrogensyre, HNO3].

På trods af at det nano-porøse guld har meget lavere tæthed end fast guld, har det alligevel mindst lige så stor styrke som fast guld - og meget større overfladeareal.

Der er forskel på egenskaberne hos polykrystallinsk guld og enkeltkrystallinsk guld. På grænsefladerne mellem krystallerne i et polykrystallinsk guldmateriale sker der spredning af elektronerne, hvilket øger den elektriske modstand (= lavere elektrisk ledningsevne) i det polykrystallinske materiale. Et enkeltkrystallinsk materiale har ikke sådanne indre grænseflader, og har derfor større elektrisk ledningsevne. Og eftersom enkeltkrystallinske materia­ler altså har højere elektrisk ledningsevne forventes de at have større effektivitet som elektroder for elektrokemiske superkapacitorer.

En anden fordel ved fraværet af krystal­grænseflader i et enkeltkrystallinsk materiale er den højere varmestabilitet. Dette skyldes, at der ved grænseflader mellem krystaller kan diffundere mere varme, hvilket altså ikke sker i fravær af indre krystalgrænseflader i materialet. En højere varmestabilitet kan være nyttig, når sådanne materialer anvendes til katalyse-funktioner, hvor der f.eks. kræves temperaturer på 20200 °C. Nano-porøst guld er netop interessant som anvendelse i katalytiske funktioner.

Dyrkningen af det nano-porøse, enkeltkrystallinske guld i mikrometer-skala kan ske ved en selvdannelsesproces, som er drevet af varme. Det sker på denne måde: Tynde film af to komponenter (f.eks. guld og germanium) inddampes på en ikke-reaktiv overflade (f.eks. siliciumoxid), efterfulgt af opvarmning til over materialets eutektiske temperatur, hvorved de to tynde filmlag smelter til en legering på den inaktive substratoverflade. På grund af den lave overfladeenergi i det valgte substrat sker der "dewetting", således at isolerede dråber af smeltemassen frembringes over hele substratets overflade. Hurtig afkøling fastholder formen af dråberne og disses eutektiske mikrostruktur. Ved derefter selektivt at ætse en af komponenterne væk (f.eks. germanium, hvis dette anvendtes i legeringen) opnås en porøs enkeltkrystallinsk struktur af den anden komponent (dvs. i dette tilfælde guldet, men metoden kan bruges til andre metaller).

Forskerne kunne netop demonstrere dette generelle princip i et guld-­germanium (Au-Ge) eutektisk system, hvorved der blev frembragt nano-­porøse ­enkeltkrystaller af guld, efter at germanium-krystallerne var fjernet.

Som den ikke-reaktive overflade brugtes siliciumoxid, SiO2. Afkøling til under den eutektiske temperatur resulterede i dannelse af fast stof ­(solidification) af den eutektiske smeltemasse. Våd ætsning af prøven til fjernelse af germanium efterlod dråber af porøst guld. Billedet af disse dråber er taget med scanning-elektronmikroskop (HRSEM, high-resolution scanning electron microscopy).

Ved hjælp af røntgenstråle-spektroskopi kunne det påvises, at alt germanium var blevet fjernet under ætsningsprocessen. Ved hjælp af en fokuseret ion-stråle (FIB, focused ion beam), kunne man vise mikrostrukturen af et tværsnit af guld-dråberne.

Dråberne blev også undersøgt med transmission-elektronmikroskopi (TEM), hvorved man konstaterede et diffraktionsmønster, der er karakteristisk for en enkeltkrystal af guld.

En yderligere identifikation af guldkrystalmaterialet blev foretaget ved hjælp af synchrotron scanning diffractometry (udført på European Synchrotron Research Facility (ESRF) i Grenoble, Frankrig). Man konstaterede ens scanning-diffraktion over hele gulddråbens tværsnit som evidens for, at der er tale om en enkeltkrystal.

Det var muligt for forskerne at give de porøse guld-enkeltkrystaller ­bestemte størrelser. Desuden er der mulighed for at udvælge, hvilken 3D-rumlige, krystallografiske orientering de dannede enkeltkrystaller skal have.

Ved at ændre på hastigheden for ­afkølingen kan forskellige størrelser for mikrostrukturerne og nanostrukturerne opnås. Hurtig afkøling med 35°C pr. sekund gav et forhold mellem guld og germanium på næsten lige meget af hver, medens langsom afkøling (0,6°C pr. sekund) medførte 7-8 gange mere guld end germanium.

Den nye metode kaldes en eutectic decomposition method. Sammenligning med den hidtil kendte metode med ætsning af legeringer (dealloying-metoden) viste, at den gamle metode kræver højere temperatur, længere behandlingstider og medfører skader i randen af de porøse partikler samt sprækker, og at der kommer områder med grovere strukturer. Ved den nye metode sås ikke sådanne skader og ingen områder med grovere strukturer.

Den hidtidige dealloying-metode er en 'top-down' fremgangsmåde. (Man starter med et udgangsmateriale, hvorfra det uønskede så fjernes). Ved den nye metode vokser de porøse enkeltkrystaller derimod op fra en flydende fase ved eutectic decomposition, hvilket er en spontan 'bottom-up'-fremgangsmåde. Væksten af den porøse enkeltkrystal sker hurtigt ved den nye metode, som er en selvdannende proces. Der dannes en nano-porøs enkeltkrystal af guld, hvor germanium kun findes i porerne og bagefter kan fjernes. Metoden er simpel, hurtig og billig.

Forskerne har beregnet, at der med den nye metode kan dannes enkeltkrystaller af guld på op til flere hundrede mikrometer i størrelse. Dette åbner døren for nye teknologiske muligheder, skriver de. (Et gram guld ville i form af det nanoporøse materiale fylde hele 3 kvadratmeter!).

Her er en mere detaljeret beskrivelse af metoden til fremstilling af nanoguld: Et silicium-lag blev belagt med et lag af 100 nm SiO2 ved opvarmning til 1100°C. Oxidlaget sikrede, at silicium­-atomerne ikke kunne vandre væk under den senere behandling. En film af 150 nm guld blev (ved stuetemperatur og højt vakuum) inddampet på siliciumoxid-laget, og derefter inddampedes et germanium-lag på 78 nm. (Der benyttedes et inddampningssystem, hvor en elektronstråle får henholdsvis guld og germanium til at afdampe og efterfølgende afsættes og størkne (electron beam evaporating system). Filmlagene blev smeltet sammen (f.eks. ved 550 °C i en ­annealer). Derefter foretoges en "våd-ætsning" i to trin: (i) neddypning i en opløsning af NH4OH : H2O2 (1:25 volumenprocent), derefter rensning i deioniseret vand samt ethanol; (ii) neddypning i en KOH-opløsning og rensning igen..

Læs mere her.

Gå til index for siden


krystaller i kemi

Hvordan laves Den kemiske tang-have?


Tangplante-lignende krystaller opnås ved at opvarme kobbersulfat-­opløsning {CuSO4, kobber(II)sulfat, kobber(2+)sulfat, kuprisulfat, cuprisulfat, blåsten, kobbervitriol }. Eventuelt kan man tilsætte lidt gelatine for at opnå holdbarhed.

Et glas vil efter nogen tids henstand blive fyldt med tanglignende krystaller, hvis man har fyldt glasset med kobbersulfat-opløsning [CuSO4] og tilsat nogle krystaller af gult blodludsalt*.

Læs mere her. *Navnet gult blodludsalt kommer af, at det oprindelig blev fremstillet ud fra slagteri­affald. Stoffet bliver nu kaldt: kaliumhexacyanoferrat(4-)-vandl(1/3), K4[Fe(CN)6]3H2O, kaliumhexacyano­ferrat(II), kaliumferrocyanid - eller E536 (da det er godkendt som tilsætningsstof: Der må tilsættes op til 20 mg pr. kg jodberiget salt som antiklumpningsmiddel. Det er beregnet, at et 15 kg barn ville skulle spise 19 gram bordsalt dagligt for at nå en kritisk dosis, hvilket ikke er muligt i en normal kost.

Læs mere her)).
Læs om gult blodludsalt: her.

Gå til index for siden


krystaller i kemi

Hvordan laves krystaller ved fordampning?


Alle salte kan ved fordampning af opløsningens vand danne krystaller, som ofte har smukke farver. Det er en fordel at opvarme, fordi der så kan opløses mere salt - og når opløsningen afkøles, dannes salt, som nu i den koldere opløsning ikke kan være opløst, og derfor udfælder som krystaller.

Hvis man hænger en kobbersulfat-krystal [CuSO4] op i en kobbertråd, og lader den hænge i et sylteglas med kobbersulfat-opløsning [CuSO4] vil krystallen vokse dag for dag og bevare sin regelmæssige form.

Hvis man på tilsvarende måde hænger en alun-krystal {aluminiumsulfat, egl: aluminium­kaliumbis(sulfat)-vand (1/12), idet alun er et dobbeltsalt af aluminium­sulfat og kaliumsulfat med den kemiske formel KAl(SO4)212H2O} op i en alun-opløsning, vokser den glasklare krystal. Ved tilsætning af tusch, blåt blæk eller rødt blæk kan den få sort / blå / rød farve.

Krystaldannelse kan skyldes, at vand fordamper fra opløsningen, hvorved mindre salt kan være opløst - samt at krystalvækst sker lettest på overfladen af eksisterende krystaller. Det vises ved at opløse natriumsulfat [Na2SO4] i varmt vand. Selv om vandet derefter afkøles, dannes ingen krystaller - indtil man kaster natrium­sulfat-krystaller ned i opløsningen. Så dannes ret hurtigt en fast krystalmasse. Krystallernes symmetri-former skyldes atomernes lejring efter bestemte regler.

Magnesiumsulfat [MgSO4] opløst i varmt vand og omrørt med nogle ­dråber lim i opløsningen og udsmurt med en tot vat på en glasplade vil danne krystaller, som ligner iskrystaller på en tilfrosset rude.

Læs mere her.

Gå til index for siden


krystalvand

Hvad er krystalvand?


Krystalvand er vandmolekyler, der sidder mellem ionerne i et iongitter. Oftest kan man ikke se på et salt, om det indeholder krystalvand, men hvis et salt med krystalvand opvarmes i et reagensglas kan man både se og høre, at krystalvandet undviger gitteret. I forbindelse hermed ændres gitterstrukturen. Hvis man fx opvarmer kobbersulfat (blåsten), som er blåt af udseende, bliver det hvidt når vandet er fordampet.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Kuhn

Hvem er Richard Kuhn?


Richard Johann Kuhn (3. december 1900 i Wien - 1. august 1967 i Heidelberg) var en østrigsk biokemiker og modtager af Nobelprisen i kemi i 1938.

Richard Kuhn opvoksede i Wien. Han interesserede sig tidligt for kemi, og fra 1918 modtog han undervisning i kemi på Wien Universitet. Han afsluttede kemistudierne på Münchens universitet og fik en doktorgrad i 1922 sammen med Richard Willstätter for det videnskabelige arbejde med enzymer.

Efter universitet fortsatte han sin forskerkarriere, først i München siden hos ETH Zürich og fra 1929 på universitet i Heidelberg, hvor han var leder af den kemiske afdeling fra 1937. I 1928 giftede han sig med Daisy Hartmann, og parret fik to sønner og fire døtre.

Kuhns videnskabelige arbejde omfattede bl.a. undersøgelse af teoretiske problemstillinger inden for den organiske kemi, samt områder indenfor biokemi. Han udførte vigtigt arbejde med vitaminerne B2 og B6.

I 1938 blev han tildelt Nobelprisen i kemi for sit "arbejde med carotenoider og vitaminer ". Han var dog ikke i stand til at modtage prisen før efter 2. verdenskrig.

Richard Kuhn døde i Heidelberg i Tyskland i 1967 i en alder af 66 år.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kulbrinte

Hvad er kulbrinte?


I kemien er en kulbrinte eller carbonhydrid et organisk stof, der udelukkende består af kulstof og brint. Det er fælles for disse stoffer, at de er bygget over et skelet af kulstof, hvortil brintatomerne er bundet. Kulstofskelettet kan være en forgrenet eller uforgrenet kæde af kulstofatomer (se alifatiske stoffer) eller ringe af kulstofatomer (se aromatiske stoffer). Kulbrinter findes i stor mængde som fossile brændstoffer og indgår som en vigtig del af kulstofkredsløbet.

Metan (naturgas) er den mest simple kulbrinte med kun ét kulstofatom og fire brintatomer (CH4), hvorimod ethan er har to kulstofatomer, der er bundet til hinanden, og som hver har tre brintatomer bundet til sig (C2H6). Begge disse hører under gruppen af alkaner.

Kulbrinterne kan inddeles i tre hovedgrupper.

Aromatiske kulbrinter, der har mindst én aromatisk ring (som en benzenring) ud over, hvad de ellers har af bindinger

Mættede kulbrinter (også kendt som alkaner), der hverken har dobbelte, tredobbelte eller aromatiske bindinger

Umættede kulbrinter, der har én eller flere dobbelt- eller trippelbindinger mellem kulstofatomerne. De umættede kulbrinter inddeles yderligere i alkener og alkyner.

Flydende kulbrinter findes i stor mængde som fossile brændstoffer, der hentes op af undergrunden, og kaldes olier (tidligere "stenolier "), hvorimod de tilsvarende gasser kaldes naturgasser. Begge typer er vigtige som brændstof og som råstof i fremstilling af organiske forbindelser, så som plasticstoffer (polymerer), voks og olieprodukter. Kulstofkredsløbet beskriver bl.a. forbrændingen af de fossile brændstoffer til kuldioxid, jf. global opvarmning. Kulbrinterne bidrager også i form af forbrændingsprodukter til skabelsen af typiske storbyproblematikker som smog, den generelle forurening af atmosfæren, og til nedbrydningen af ozonlaget.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kuldeblandinger

Hvordan kan man fremstille kuldeblandinger?


Varmeændringer kan ske ved opløsninger, f.eks. ved brug af salte der forbruger varme. Mange salte har den egenskab, at de forbruger varme, når de opløses i vand, hvorved vandet bliver afkølet. Man kan måle vands temperatur i et reagensglas, og derefter måle igen, efter at man har kommet en halv teskefuld salmiak [dvs. ammoniumklorid] i vandet. Man kan fremstille en kuldeblanding ved i 3 dele vand at komme 1 del salmiak og 1 del salpeter [dvs. kalium­nitrat, KNO3]. Temperaturen falder ca. 20 grader. Hvis man i 1 del sne (eller vand med knust is) kommer 3 dele køkkensalt, kan temperaturen i blandingen nå ned på ca. minus 20 grader.

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mere her.

Gå til index for siden


kuldioxid

Hvad er kuldioxid?


Det kemiske stof kuldioxid, CO2 (også carbondioxid (Kemisk Ordbog), tidligere kaldet kultveilte) er en drivhusgas, en atmosfærisk luftart, som består af molekyler, der hver igen består af ét kulatom og 2 oxygenatomer.

Kemisk gælder: C + O2 -> CO2 + 386 kJ

Ved atmosfærisk tryk kan kuldioxid kun findes i to tilstandsformer; som en gas, og ved temperaturer under -78,5 °C, et fast stof der ligner fin, tætpakket sne. På grund af den "manglende " væske-tilstand omtales dette faste kuldioxid som tøris. Væskeformen findes, men den opstår kun ved tryk over 5,1 atm. Dette udnyttes ved opbevaring af kuldioxid på trykflaske.

Kuldioxid kommer fra afbrænding af materiale der indeholder kulstof som fossile brændstoffer og andet organisk materiale, når der er tilstrækkelig ilt (oxygen) tilstede. Er der kun en ringe mængde ilt, dannes der kulmonooxid.

Kuldioxid dannes også ved mikroorganismers fermentation og bliver som oxidationsprodukt udåndet af dyr og mennesker. Et menneske udånder ca. 450 L kuldioxid svarende til 900 gram pr. dag.

Planter absorberer kuldioxid ved fotosyntese, og planterne anvender både kuldioxid og vand til at danne kulhydrater.

Kuldioxid er i dag til stede i Jordens atmosfære i en koncentration på ca. 0,04 % (400 ppm) i den tørrede luft. Koncentrationen er stigende, og har steget med 40% siden industrialiseringen startede.

Luftens indhold varierer lidt med årstiden. Luftarten virker som en drivhusgas. Kuldioxyd indgår i et stort kredsløb. Luftens indhold af kuldioxid er i ligevægt med hydrosfærens indhold af kuldioxyd. Hydrosfærens stigende kuldioxydindhold medfører en ændring af pH kaldet forsuring. Verdenshavenes forsuring omtales som "det andet kuldioxyd-problem ".
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kuldioxid

Hvordan kan man fremstille CO2?


Læs Luftens bestanddele: Hvordan kan man fremstille CO2?".

Gå til index for siden


kulhydrater

Hvad er kulhydrater?


Kulhydrater eller sakkarider (latin: saccharider) er en stor gruppe af organiske stoffer populært kaldet sukker eller sukkerstoffer. Biokemisk fungerer kulhydraterne bl.a. som energilagringsstoffer og er med til at give levende organismer struktur. Der findes flere kulhydrater på Jorden end nogen anden kendt type biomolekyle. Kulhydrater er en strukturel del af mange biologisk betydningsfulde molekyler: genernes molekyler DNA, proteinsyntesens molekyler RNA, energimolekylet ATP, signalstofferne cAMP og cGMP, alle glycoproteiner, alle glycolipider og de Gram-negative bakteriers lipopolysakkarider. Kulhydrater har utallige vigtige biologiske funktioner bl.a. i forbindelse med hormon-receptorernes funktion og ved cellernes indbyrdes kommunikation og næsten alle immunsystemets molekyler indeholder kulhydrat. Kulhydrater spiller også en rolle for virulensen af bakterier og virus og for uskadeliggørelsen af giftstoffer og affaldsstoffer. Kulhydrater modificerer mange molekylers funktion, således bestemmer kulhydrat-delen levetiden af de cirkulerende blodproteiner. I autotrofe organismer, f.eks. planter, bliver sukker omdannet til og oplagret i kulhydraten stivelse. I heterotrofe organismer, f.eks. dyr, bliver sukker anvendt til metabolsk brændsel. Den fysiologiske brændværdi er 17 kJ/g.

Ernæringsmæssigt spiller kulhydrat en stor rolle. Verdensproduktionen af raffineret sukker svarer til 20 kg pr. menneske pr. år. WHO har i 2014 ændret deres gamle råd om, at sukker højest må udgøre 10% af energiindtaget, til det halve: kun 5%. Kulhydrater smager mere eller mindre sødt, jf. sukker og er vanedannende] ved at øge udskillelsen af glædeshormonet endorfin. Nogle kulhydrat-derivater og polysakkariders smag hænger sammen med deres spaltning til smagende sakkarider. Anderledes forholder det sig med de meget søde steviol-glykosider og det smagsændrende glykoprotein miraculin. Kulhydraternes biokemi og biologi behandles i en ny disciplin, glykobiologi.

Oprindelse af kulhydrater
Kulhydrater dannes primært af planter og alger ved fotosyntese. I fotosyntesen omdannes kuldioxid, vand, ved hjælp af energi fra sollys, til kulhydratet glukose (C6H12O6) og ilt (O2). Glukose er derefter udgangspunkt for alle levende organismers stofomsætning.

Kategorier af kulhydrater
Typisk klassificeres kulhydrater i de søde: (monosakkarider og disakkarider) og de ikke-søde: stivelse, polysakkarider. Monosakkarider er simple, krystalliske sukkerarter. Disakkarider er sammensat af to monosakkarider (heraf di-sakkarider). Polysakkarider er meget store molekyler (polymerer) som f.eks. stivelse eller glykogen, som er dannet ved sammensætning af mange monosakkarider (poly-sakkarider).

Struktur af kulhydrater
Kulhydrater består næsten udelukkende af tre grundstoffer: carbon, hydrogen og oxygen. Grundstof-forholdene varierer, men ikke meget. Normalt er den molære andel af carbon den samme eller en anelse større end oxygen, og den molære andel af hydrogen er dobbelt så stor (eller lidt større) end andelen af oxygen. Kulhydraters traditionelle generelle formel er: CxH2xOx, men mange vigtige kulhydrater, f.eks. deoxyribose C5H10O4 , har mindre oxygen.

Monosakkarider
De tre sukkerformer, glukose, galaktose og fruktose deler den samme molekylære formel: C6H12O6. Men atomernes placering er forskellig i hver af de tre sukkerarter og de kaldes isomere. Under et kaldes sukkerarter med sumformlen C6H12O6 for hexose og sukkerarter med sumformlen C5H10O5 kaldes pentose.

Det er som derivater af monosakkariderne ribose og deoxyribose at vi træffer mange biokemisk vigtige molekyler: DNA, RNA, ATP, cAMP, cGMP og NAD+. Generelt indgår monosakkarider i utallige biokemiske reaktioner og molekyler - både som enkelte monosakkarider og i glycokonjugater som dele af kæder af monosakkarider, for eksempel i proteiner og blodgruppemarkører som AB0. Hos patienter med sukkersyge finder man ved forhøjet blod-glucose, at hæmoglobin bliver glykosyleret ved en non-enzymatisk proces med glucose. Monosakkarider er den mest almindelige glykosylering af planternes blå-røde farvestoffer anthocyaninerne.

Byggesten af kulhydrater
Byggestenene til oligosakkarider, polysakkarider, glycoconjugater og andre makromolekyler er
monosakkarider:

glukose
fruktose
fucose
galaktose
mannose
xylose
n-acetylgalactosamin
n-acetylglucosamin
sialinsyre,
n-acetylneuraminsyre

Disakkarider
To monosakkarider kan forbindes sammen til et disakkarid. De almindelige disakkarider er sakkarose (sukrose) (dannet af en glukose og en fruktose), laktose (dannet af en glukose og en galaktose) og maltose (dannet af to glukoser).

Formlen for disse disakkarider er C12H22O11. Forbindelsen mellem de 2 monosakkarider resulterer i "tabet " af et hydrogenatom H fra det ene molekyle og "tabet " af en hydroxylgruppe fra den anden. Hos monosakkarider sidder C-atomerne som regel ikke i en lige kæde, men snarere med en vinkel på ca. 100º mellem hver binding. Hos kulhydrater, der er pentoser (dvs. 5 carbonatomer i kæden) eller derover kommer hver ende af kæden til at ligge tæt på hinanden, hvorefter de kan danne en kemisk binding mellem C-atomet, hvor det dobbeltbundne O-atom sidder, og alkoholgruppen på det C-atom, der sidder længst nede i kæden, dvs. har højt nummer . Når en kæde dannes, flytter H-atomet fra den sekundære alkoholgruppe, aldehydgruppen hos aldoser, eller ketongruppen hos ketoser, til det dobbeltbundne O-atom. På samme tid vil der opstå en covalent binding mellem O-atomet fra alkoholgruppen og C-atomet, hvorpå den sekundære alkoholgruppe sad. Sådan er ringen dannet. Eftersom den sekundære alkohol gruppe sidder på første atom hos glukose, (fordi den er en aldose), danner den en seksleddet ring. Men ketoser, som fruktose, har som sagt den sekundære alkoholgruppe på anden C-atom og danner derfor en femleddet ring. Når ringformen bliver dannet, dannes en ny alkoholgruppe hvor det dobbeltbundne O-atom tidligere sad, derfor bliver O-atomet med denne nye alkoholgruppe asymmetrisk, og kan være placeret på højre eller venstre side af C-atomet. Hvis den sidder på højre side, bliver kulhydratet alfa- eller ß-, det ringformede glukosemolekyle i bilag 3 s.1 er ß-D-glucose. Galaktose bliver en sekskantet ring ligesom glukose, eftersom den er en hexose og en aldose.

Disakkarider
sucrose eller sakkarose
maltose
laktose
alpha-gal,
galaktobiose, allergen der fremkalder kødallergi

Oligosakkarider
Oligosakkarider er sakkarid-polymerer, der indeholder et mindre antal monosakkarider, typisk fra to til ti sukkerenheder. Oligosakkarider kan have mange biokemiske funktioner, f.eks. træffer vi dem på overfladen af animalske celler, hvor de spiller en rolle som celle-markører og fungerer i cellernes kommunikation, som blodtype-markører og vævstype-markører. Generelt holdes oligosakkariderne fast til cellerne bundet til oxygen eller nitrogen i proteiner og lipider som en del af glycoproteiner og glycolipider (O- eller N-koblede). Cirkulerende proteiner er næsten alle glykosylerede som blodproteinerne. I planter findes oligosakkarider som mange slags derivater, for eksempel i de vidt udbredte farvestoffer flavonoider og anthocyanider.

Oligosakkarider og polysakkarider benævnes tilsammen glycaner.

Specielle sakkarider
Sakkarider forekommer som mange derivater. F.eks. indeholder glucosamin og galaktosamin en aminogruppe, og sialinsyre indeholder en syregruppe.

Nogle polysakkarider som inulin fremhæves på grund af deres modstandsdygtighed overfor menneskets enzymsystem som sundhedsfremmende præbiotika.

Polysakkarider
Stivelse - der omfatter to slags polymerer af glukose, hhv. amylose og amylopektin. Amylose består af en lineær kæde af adskillige hundrede glukoseenheder. Amylopektin er et forgrenet molekyle sammensat af mange kortere, lineære kæder af glukoseenheder som et forgrenet træ. Glucoseenhederne i amylose er forbundet med alfa-1,4-glykosidbindinger, ligesom de lige stykker af et amylopektin-molekyle. Forgreningspunkterne i amylopektin fremkommer som resultat af alfa-1,6-glykosidbindinger.

Stivelse er tungtopløselig i koldt vand. For at stivelse skal kunne opløses i vand, skal det varmes op til omkring kogepunktet. Kartofler, ris, hvede og majs er menneskers hovedkilder til stivelse.

Glykogen
I dyr og mennesker lagres overskudsglukose som glykogen i depoter i muskler. Glykogen er grundliggende set glukosepolysakkarider med hyppige kovalente bindinger mellem lagene. Bindingerne er mellem metanolgrene og de modsatte hydroxylgrene på carbonringen. Glykogen kan igen nedbrydes til glukose via en enzymatisk proces (glykogenelyse).

Cellulose
Planters strukturkomponenter er primært cellulose. Træ er mest cellulose, hvorimod papir og bomuld næsten kun består af cellulose. Cellulose er en polymer lavet af glukoseenheder. Molekylet er meget langt og stift, og er en vigtig del af planternes cellevægge. Cellulose kan ikke nedbrydes i menneskets tarm.

Agar
Agar er et naturligt forekommende polysakkarid og udvindes af nogle arter af rødalger eller tang. Det er en ugrenet kæde af disakkaridet agarobiose, D-galaktose og 3,6-anhydro-L-galaktose med et mindre indhold af galaktose forestret med svovlsyre. Agarose er kemisk modificeret agar, hvor svovlsyren er delvis fjernet. Agar fungerer som primær strukturel støtte for algernes cellevægge, og hverken agar eller agarose kan nedbrydes i menneskets tarmkanal.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kulilte

Hvad er kulilte?


Kulilte, carbonmonoxid, kulmonoxid eller kulos (kemisk formel CO), som det tidligere blev kaldt, er en klar, lugtløs gasart, der kan dræbe ved indånding.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kulilte

Hvad er kulilte?


Læs Kemiske stoffer: "Hvad er kulilte?".

Gå til index for siden


kulstof

Hvad er kulstor?


Læs "Carbon: Hvad er carbon kemisk set?"

Gå til index for siden


kulsyre

Hvad er kulsyre?


Kulsyre, carbonsyre, er en syre med sumformlen H2CO3. Kulsyre dannes spontant, når CO2 opløses i vand. Processen er reversibel og det afhænger alene af CO2-trykket, om den skal gå i retning af kulsyre eller i retning af frit CO2. Begge dele kan i øvrigt ske via et mellemled, hvor der dannes en fri brintion og en bicarbonation.

CO2 + H2O -> H+ + HCO3- -> H2CO3

Denne dobbeltsidighed kendes fra sodavand, øl eller champagne, hvor naturligt eller tilført CO2 danner kulsyre med vandet i flasken, indtil man fjerner kapsel eller prop.

Kulsyre er en svag dobbeltsyre, men den er betydningsfuld i forbindelse med forvitringsprocesser, erosion og stoffers opløselighed i jordvæsken. Den dissocierer efter følgende skema

H2CO3 -> H+ + HCO3-, pK1=6,51

HCO3- -> H+ + CO32-, pK2=10,34

En vandig opløsning der indeholder både kulsyre og hydrogencarbonationer vil altså have en pH i nærheden af 6,51, og en opløsning der indeholder både hydrogencarbonat- og carbonationer vil have en pH i nærheden af 10,34.

Carbonationen CO32- er en middelstærk base med en dissociationskonstant på pK2=10,34. En opløsning der indeholder både carbonat- og hydrogencarbonationer vil altså have en pH i nærheden af 10,34.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kultveilte

Hvordan kan man fremstille CO2?


Læs Luftens bestanddele: Hvordan kan man fremstille CO2?".

Gå til index for siden


kunstgødning

Hvad er kunstgødning?


Kunstgødning eller handelsgødning er gødning, som er fremstillet ad kemisk vej. Da gødningen ikke stammer fra organiske processer opfattes den som kunstig i forhold til naturgødning, kompost eller andre naturprodukter. Grundlaget for fremstilling af kunstgødning blev klarlagt af Justus von Liebig i to værker, som udkom i henholdsvis 1840 og 1842: Die organische Chemie in ihrer Anwendung auf Agricultur und Physiologie (dvs. "Den organiske kemi anvendt på jordbrug og fysiologi " eller kort og godt: agrikulturkemi), og Die Thierchemie oder die organische Chemie in ihrer Anwendung auf Physiologie und Pathologie (dvs. "Dyrekemien eller den organiske kemi anvendt på fysiologi og patologi "). Her viste han, at planterne optager nedbrydningsprodukter fra de organiske gødningsstoffer i form af simple, kemiske forbindelser, og derfra var springet ikke langt til at fremstille disse forbindelser industrielt.

Kunstgødningerne har en række fordele, som er baggrunden for deres sejrsgang i det industrialiserede landbrug:

Gødningen kan doseres præcist i forhold til de stoffer, som fjernes ved høst

Gødningen er let at transportere og oplagre

Gødningen er let at fordele

Gødningen er billig, når man sammenligner pris med gødningskraft/kg

Ulemper ved at bruge kunstgødning

Gødningssvidning. Ved et uheld er der spildt et par håndfulde kalksalpeter, som har afsvedet græsplanternes grønne dele. Bemærk, hvordan mælkebøtteplanten allerede er ved at gendanne en grøn top.

Gødningen bliver let udvasket

Gødningen kan forårsage svidninger på planternes overjordiske dele

Kunstgødning kan let forrykke balancen i jorden, så der opstår "relativ næringsmangel "

Kunstgødning forsyner ikke jordbundens organismer med organisk stof

Kunstgødningen fremskynder nedbrydning af Jordens humusindhold

Kunstgødning repræsenterer et betydeligt, men skjult forbrug af fossilt brændstof

Kunstgødning, hvis brugt for meget, kan sive ned i grundvandet

Forskellige typer kunstgødning
Blandingsgødninger
Hoechs
Hornumblanding
NPK
PK
NP
NK

Enkeltstofgødninger
Kvælstofgødninger
Flydende ammoniak
Svovlsurt ammoniak
Urea (Urinstof)
Kalksalpeter ( "Norgesalpeter ")
Kalkammonsalpeter
Natriumnitrat ( "Chilesalpeter ")
Fosforgødninger
Thomasslagge
Råfosfat
Superfosfat
Triplesuperfosfat
Kaliumgødninger
Kainit
Svovlsurt kali
Magnesiumgødninger
Kainit
Kieserit
Bittersalt

Økologisk landbrug
På grund af de nævnte ulemper ved at bruge kunstgødning, men også ud fra en mere grundlæggende omsorg for kvaliteten af dyrkningsjorden, har man besluttet, at økologisk landbrug må afstå fra brugen af kunstgødning. I princippet er der intet i vejen for at gødske et mark med kunstgødning for derefter at kompostere grønmassen, som senere kan bruges til gødskning af økologisk drevne marker. Det er dog et krav, at de kunstgødede arealer befinder sig på en anden ejendom (et andet matrikelnummer) end det godkendt økologiske landbrug.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kvalitativ analyse

Hvad er kvalitativ analyse?


Kvalitativ analyse er en analyseform, der baserer sig på at skaffe materiale, der som udgangspunkt skal analyseres uden diverse statistiske modeller. Det kunne for eksempel være et interview, hvor den interviewede har mulighed for at dreje samtalen i en bestemt retning i langt højere grad end f.eks ved en spørgeskemaundersøgelse. På den måde bliver de indsamlede informationer mere detaljerede, men det kan dog ikke lade sig gøre at indsamle ligeså mange data som ved en kvantitativ analyse.

Indenfor kemiens verden kunne en kvalitativ analyse bestå i, hvorvidt en kemisk reaktion får en blanding til at skifte farve, eller hvorvidt temperaturen stiger, hvorimod en kvantitativ analyse typisk vil bestå i en undersøgelse af antallet af mol af et bestemt stof der opstår ved en kemisk reaktion.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kvantekemi

Hvad er kvantekemi?


Kvantekemi er anvendelsen af kvantemekanik på kemiske problemstillinger, dvs. beskrivelsen af, hvordan elektroner opfører sig i atomer og molekyler.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kvantemekanik

Hvad er kvantemekanik?


Kvantemekanik (eller kvantefysik) er en gren af fysikken, som beskæftiger sig med stofs egenskaber på atomart niveau og mindre (subatomar) (meget lille skala). Ud over sin anvendelse inden for fysik og kemi har kvantemekanikken også haft stor betydning for filosofiske emner.

Kvantemekanikken baserer sig på brug af bølgefunktioner til at beskrive partikler.

Bølgefunktioner for en partikel i en én-dimensionel boks.

Sandsynlighedstætheder svarende til bølgefunktionerne til venstre.

Ved at beskrive en partikel med bølgefunktion opgiver man det klassiske billede, hvor man altid kan beskrive et atom ved dets placering i rummet, hurtighed, retning osv. Al denne information findes nu i partikelrummet, der oftest betegnes med det græske bogstaver psi (\Psi).

Max Born indførte fortolkningen af bølgefunktionen som en sandsynlighed. Helt præcist er det kvadratet på bølgefunktionen \vert\Psi\vert^2, der angiver sandsynligheden for at finde partiklen et bestemt sted i rummet. Her ser man endnu et træk, der tydeligt adskiller kvantemekanikken fra den klassiske fysik. Den klassiske fysik er deterministisk, hvilket vil sige, at hvis man kender al information om et system, så vil man kunne forudsige dens fremtidige udvikling. Ideelt set er der altså ingen usikkerheder i den klassiske fysik. Modsat er kvantemekanikken i sin essens probabilistisk, dvs. baseret på sandsynligheder.

Kvantemekanikken har fået sit navn fra fænomenet kvantisering. Dette betyder, at på mikroskopisk skala sker ændringer i f.eks. energi nogle gange i spring, hvor man klassisk set ville forudsige, at ændringen sker kontinuert. Dette ses bl.a. i et atom, hvor elektronen skifter energiniveau i kvantespring, fordi Schrödinger-ligningen kun tillader nogle få energiniveauer. Der findes altså "forbudte " energiniveauer, hvor elektronen ikke kan eksistere, og energiskiftet kan kun ske i "mængder " (latin: kvanter).

Kvantemekanikkens istorie
I år 1900 foreslog Max Planck at energi kan være kvantiseret. Denne ide opstod i et forsøg på at beskrive den observerede frekvensfordeling af energi udsendt fra sortlegemer. Einstein forklarede i 1905 den fotoelektriske effekt ved på tilsvarende vis at postulere at lysets energi er kvantiseret. I 1913 forklarede den danske fysiker Niels Bohr brintatomets spektrallinjer ved at antage kvantiserede energitilstande. Endeligt i 1924 fremførte Louis de Broglie sin teori for stoffets bølgenatur.

Trods deres succes var disse teorier rent fænomenologiske: der var intet fundamentalt argument for kvantisering. Disse teorier kaldes overordnet for den gamle kvantemekanik.

Den moderne kvantemekanik opstod i 1925 hvor Heisenberg udviklede matrixbeskrivelsen, og hvor Schrödinger udviklede bølgebeskrivelsen og opstillede Schrödingers ligning. Schrödinger viste efterfølgende at de to tilgange er ækvivalente.

Werner Heisenberg postulerede sit usikkerhedsprincip i 1927. Kvantemekanikken udvikler sig til det der kendes som "Københavnerfortolkningen ". I 1927 bliver kvantemekanikken også forenet med den specielle relativitetsteori gennem Paul Diracs arbejde. Paul Dirac udviklede ligeledes brugen af operatorteori i kvantemekanikken - specielt den indflydelsesrige bra-ket notation. I 1932 formulerede John von Neumann en streng matematisk basis for kvantemekanik formuleret som operatorteori.

I 1940'erne blev kvanteelektrodynamikken (QED) udviklet at Richard Feynman, Freeman J. Dyson, Julian Schwinger og Shin-Ichiro Tomonaga.

Hugh Everett III formulerede "mange-verden " fortolkningen i 1956.

Kvantekromodynamikken (QCD) tager sin begyndelse i de tidlige 1960'ere. Teorien som vi kender den i dag blev formuleret af Polizter, Gross og Wilzcek i 1975. På baggrund af pionérarbejde af Schwinger, Higgs, Goldstone og andre blev det uafhængigt påvist af Glashow, Weinberg og Salam at den svage kernekraft og kvanteelektrodynamik kunne forenes i enkel elektrosvag kraft.

Målingsteori i kvantemekanik
Uddybende Uddybende artikel: Kvantemekanisk måling

Et af de områder, hvor kvantemekanikken har haft størst betydning uden for fysikerkredse, er målingsteori. Helt kort fortalt postulerer kvantemekanikken, at man ikke kan adskille personen, der foretager en måling, fra det, der bliver målt. Det betyder ofte, at man vil ændre en partikels tilstand, når man måler på den.

Superposition i kvantemekanik
Uddybende Uddybende artikel: Kvantemekanisk superposition

Når man i kvantemekanikken giver afkald på de klassiske begreber, som position, fart og impuls, åbner man muligheden for at have partikler, der ikke er i en defineret tilstand (eller egentilstand) af f.eks. impuls. Man siger at en sådan partikel er i en superposition af impuls, hvor den populært sagt er i flere tilstande samtidig uden at have valgt hvilken én endnu. Partiklen bliver så at sige først nødt til at vælge i det øjeblik man måler på den, og den antager så straks en defineret tilstand. Når en partikel ikke er i en defineret tilstand, kan man som sagt ikke bruge det klassiske begreb længere, og man er nødt til at arbejde med forventningsværdier. Forventningsværdien er i bund og grund bare middelværdien af de tilstande, som partiklen kan være i.

Det er partiklers superpositionsegenskab, der giver anledning til mange af de fænomener, som kvantemekanikken er berømt for. F.eks. danner superposition grundlaget for kvantecomputeren og for paradokset om Schrödingers kat. Ofte er man også interesseret i at have en partikel i en superposition for at kunne foretage en anden måling præcist, fordi Heisenbergs usikkerhedsrelationer ikke tillader én at kende begge dele på én gang.

Stern-Gerlach-eksperimentet i kvantemekanik
Uddybende Uddybende artikel: Stern-Gerlach-eksperimentet

Skitse af Stern og Gerlachs eksperiment fra 1922. Der sendes sølvatomer ind i et magnetfelt (fra højre), hvor strålen af atomer bliver delt i to på grund af atomernes Spin.

Et af kvantemekanikkens mest bizarre resultater kan vises i en tænkt udgave af det forsøg, som Otto Stern og Walther Gerlach lavede i 1922. I det oprindelige eksperiment sendte man en stråle af sølvatomer igennem et inhomogent magnetfelt, hvilket får afbøjer atomerne forskelligt alt efter deres elektroners Spin. Når strålen rammer en skærm vil man se to adskilte stråler, fordi elektronerne kan have to spin-tilstande. Dette var i modstrid med den klassiske teori, og eksperimentet dannede et fundamentalt bevis for partiklers spin.

For rigtig at forstå spins bizarre egenskaber kan man tænke sig tre Stern-Gerlach-apparater (S-G) sat efter hinanden. For hvert apparat deler strålen sig i to, og kun den ene fortsætter videre til næste apparat. Det første S-G virker langs z-aksen og deler strålen i to, z+ og z-, hvilket betyder, at de hhv. har spin op og spin ned. Den ene stråle (z+) fortsætter nu ind i det næste S-G, der virker langs x-aksen. Strålen deles igen i to, men denne gang er det efter spin i x-aksens retning: x+ og x- (vi kan kalde det hhv. spin "højre " og spin "venstre "). Til sidst fortsætter kun x+ ind i det sidste S-G, der igen virker langs z-aksen. Overraskende nok kommer der igen to stråler ud af det sidste S-G, der igen er opdelt efter spin op og spin ned.

Klassisk set ville man forvente at der kun kom én stråle med spin op ud til sidst, for alle partikler med spin ned blev frasorteret allerede i første trin. Kvantemekanikkens resultat kan kun tolkes sådan, at man ændrer på partiklens tilstand, når man foretager en måling. Matematisk set betyder det, at man sætter partiklen i en superposition (se ovenfor) af spin op og spin ned, når man foretager målingen i x-aksens retning.

Schrödingers kat i kvantemekanik
Schrödingers kat

Uddybende Uddybende artikel: Schrödingers kat

Et af de mest kendte paradokser inden for den moderne fysik handler om Schrödingers kat. Det er et tankeeksperiment, som Erwin Schrödinger fremsatte i 1935. Man forestiller sig, at man har en lukket kasse med en kat, et radioaktivt materiale, en Geigertæller og en beholder med giftgas. Geigertælleren er forbundet med giftgasbeholderen således, at hvis Geigertælleren giver udslag, så udsendes giftgassen. Inden for et givet tidsinterval er der altså en vis sandsynlighed for at der sker et henfald i det radioaktive materiale, så katten dræbes. Men hvorvidt katten er levende eller død, vil man ikke kunne afgøre før man åbner kassen, og dermed kan man betragte katten som værende i en superposition mellem levende og død.

Matematik i kvantemekanik
Schrödingerligningen

Schrödingerligningen er en differentialligning, hvis løsninger er funktioner.

Dirac-ligningen i kvantemekanik
Uddybende Uddybende artikel: Dirac-ligningen

Dirac-ligningen er en fusion mellem Schrödingerligningen og den specielle relativitetsteori.

Spin indgår ikke i Schrödingerligningen, men i Dirac-ligningen dukker det op som en konsekvens af mødet mellem kvantemekanik og relativitetsteori. Dirac-ligningen kan forklare ting som finstruktur i atomspektre, men kommer dog til kort ved f.eks. det gyromagnetiske spinforhold g_s. Diracs teori forudsiger værdien af g_s til at være præcis 2, men målinger viser, at den er lidt højere end 2. Dette kan forklares inden for kvantefeltteori.

Heisenbergs usikkerhedsrelationer i kvantemekanik
Uddybende Uddybende artikel: Heisenbergs ubestemthedsrelationer

Heisenbergs usikkerhedsrelationer er et sæt af uligheder, der er af stor betydning inden for kvantemekanikken. De udtrykker fundamentale grænser for, hvor præcise målinger det er muligt at opnå på samme tid. Mest berømt er uligheden

\Delta x \cdot \Delta p_x \geq \frac{\hbar}{2},

der udtrykker, at man ikke kan kende en partikels position og impuls uendeligt præcist på samme tid, fordi de to størrelser er konjugerede variable. Dette skal ikke ses som en begrænsning ved måleudstyret, men en fundamental egenskab ved naturen. Der findes tilsvarende relationer mellem andre variable. Se Heisenbergs ubestemthedsrelationer.

Matematisk kan usikkerhedsprincippet bevises med Fourier-analyse.

Perturbationsteori kvantemekanik
Én af Schrödingerligningens store ulemper er, at den kun kan løses eksakt for nogle ganske simple tilfælde. F.eks. kan man ikke finde analytiske bundne tilstande for andre atomer end hydrogen. Man er derfor nødt til at lave forskellige simplificeringer af de kvantemekaniske problemer for at kunne løse dem. Et af de vigtigste værktøjer til dette er perturbationsteori.

Selv om Schrödingerligningen ikke kan løses eksakt, har den en fordel i at den er lineær. Det betyder, at en lille ændring (perturbation) i potentialet U vil give en lille ændring i bølgefunktionen og dens energi. Dermed kan man lave tilnærmede løsninger til avancerede problemer ud fra simple problemer, som man kan løse eksakt.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kviksølv

Hvad er kviksølv?


Kviksølv (græsk hydrargyrum (heraf Hg), vandsølv eller flydende sølv) er det 80. grundstof i det periodiske system, og har det kemiske symbol Hg: Under normale tryk- og temperaturforhold optræder dette overgangsmetal som et tungt, flydende og sølvskinnende metal.

Ved direkte eksponering til kviksølv og gennem fødekæden optages kviksølv i menneskets krop med symptomer på kviksølvforgiftning. Danskernes forurening med kviksølv bedømmes dog ikke farlig, men andre steder truer store forureninger (se nedenfor under Tekniske anvendelser).

Kviksølv og brom er de eneste grundstoffer der er flydende under standardtryk og -temperatur, dvs. 1 atmosfæres tryk og 20 grader Celsius. Fire andre metaller smelter ved temperaturer ikke så langt fra stuetemperatur; det er cæsium, francium, gallium og rubidium.

Når det opvarmes, reagerer kviksølv med den atmosfæriske lufts indhold af ilt og danner kviksølvoxid: Varmes dette stof yderligere op, dekomponerer dette stof og bliver til kviksølv og ilt igen.

Da kviksølv står "under " brint i spændingsrækken, reagerer det med de færreste syrer. Undtagelserne er koncentreret svovlsyre (hvormed der dannes kviksølvsulfat) og salpetersyre (som danner kviksølvnitrat) samt kongevand (under dannelse af kviksølvklorid). Lige som sølv kan "anløbes " af svovlbrinte, reagerer kviksølv også med denne gas, men også rent, fast svovl i flager kan reagere med kviksølv - dette udnyttes sammen med aktivt kulstøv og pulveriseret zink som "rengøringsmidler " til spildt kviksølv.

Såvel rent kviksølv som de fleste kemiske forbindelser der indeholder kviksølv, er giftige - især organiske kviksølvforbindelser som metylkviksølv og dimetylkviksølv. Af den grund træffer man sikkerhedsforanstaltninger mod især dampe når man transporterer og arbejder med kviksølv og dets forbindelser.

Kviksølv opløses og danner et amalgam med andre metaller det måtte komme i kontakt med, herunder guld og zink og især aluminium: Rent aluminium danner et ganske tyndt lag lufttæt aluminiumoxid på overfladen, som beskytter resten af metallet mod iltning, og mod kviksølv. Men så snart kviksølvet finder et hul eller en ridse i oxidlaget, danner det et kviksølv-aluminium-amalgam: Når aluminium nær dette amalgams overflade danner aluminiumoxid ved mødet med luftens ilt, skaller oxidet af i små flager, hvorimod kviksølvet bliver hvor det er, og kan danne mere amalgam. På den måde kan en lille mængde kviksølv "æde " sig igennem store stykker aluminium. Denne proces er især et sikkerhedsproblem i luftfarten, hvor transport af kviksølv normalt er forbudt fordi de fleste fly for en stor dels vedkommende er bygget af aluminium.

Jern er en undtagelse, som kviksølv ikke kan danne amalgam med; af den grund har man traditionelt brugt jernbeholdere ved handel med og transport af kviksølv.

Tekniske anvendelser af kviksølv
Kviksølv er traditionelt blevet brugt i en lang række måleinstrumenter, her et barometer.

Kviksølv bruges til en lang række formål, og har været anvendt til endnu flere før i tiden - stoffets giftighed er en relativ ny erkendelse, og man har siden bestræbt sig på at udfase brugen af kviksølv.

På grund af dets lave damptryk og næsten lineære varmeudvidelse er kviksølv længe blevet brugt i forskellige termometre, barometre, blodtryksmålere og andre måleinstrumenter, hvor en væske skal "fungere " under varierende tryk, uden at fordampe.

Dampe af kviksølv bruges i en række specielle "radiorør ", herunder ignitroner, thyratroner og kviksølvensrettere. Ligeledes indeholder lysstofrør og visse neonrør kviksølvdampe, som i disse sammenhænge udsender blåt og ultraviolet lys. I argon-holdige udladningsrør bruges ligeledes en smule kviksølv; her hjælper stoffet argon-gassen med at ionisere og lyse jævnt.

Det flydende og skinnende blanke metal bruges også som flydende spejl til teleskoper: Sådanne spejle består af en roterende "skål " med kviksølv, hvor centripetalkraften giver overfladen en noget nær perfekt parabol-facon, til en 100-del af prisen for et "fast " spejl. Ulempen er at et sådan spejl kun kan peges i én retning; lodret opad.

Kviksølv blev tidligere brugt som kølevæske i kernereaktorer, men fordi dette tunge stof kræver meget energi at pumpe rundt i kølesystemet, overvejer man at bruge natrium i stedet. Til gengæld er kviksølv foreslået anvendt i kølesystemet i rumfartøjer.

Kviksølv har også været brugt som "drivmiddel " i tidlige ionmotorer: Her er blandt andet stoffets høje molmasse og lave ioniseringsenergi en fordel. Til gengæld er kviksølvs giftighed og miljøskadelige egenskaber en ulempe under test og udvikling af sådanne motorer. NASA opsendte de to første fartøjer med sådanne motorer, SERT-1 og SERT-2 i henholdsvis 1964 og 1970.

Kviksølv bruges i elektrokemien som del af en sekundær referenceelektrode kaldet en kalomelelektrode: Denne bruges til bestemmelse af det elektriske potentiale af halvceller. Indenfor elektronikken udnyttes det flydende, elektrisk ledende metal i kviksølvkontakter, hvori en lille dråbe kviksølv slutter kontakten mellem to elektroder hvis komponenten vippes i en bestemt retning i forhold til tyngdekraften.

En gigantisk kviksølvforurening truer flere områder i verden som følge af udvinding af guld ved hjælp af kviksølv. Det gælder filippinske guldgravere, der udleder mellem 200 og 500 ton kviksølv i naturen årligt ved småskala-minedrift.

Medicinsk anvendelse af kviksølv
Kviksølv er blevet anvendt til medicinsk behandling af spedalskhed og syfilis i Danmark siden middelalderen og i amalgam til tandfyldninger.

Forekomst og udvinding af kviksølv
Kviksølv er ekstremt sjældent, idet hver ton jordskorpe-materiale i gennemsnit blot indeholder 0,08 gram kviksølv. Men da kviksølv ikke er særlig reaktivt overfor jordskorpens primære bestanddele, kan man finde forekomster med forbløffende højt kviksølvindhold; de bedste kviksølvmalme indeholder op til 2,5 masseprocent, og selv de "magreste " malme der udnyttes indeholder mindst 0,1%; eller 12.000 gange så meget som jordskorpens gennemsnitsindhold.

I sjældne tilfælde indeholder naturlige forekomster rent, flydende metal, men som oftest er det kemisk bundet i forskellige mineraler, først og fremmest cinnober men også corderoit og livingstonit med flere. Metallet udvindes ved at opvarme cinnober (HgS) i en luftstrøm, og kondensere kviksølvdampe der derved dannes.

I 2005 var Kina verdens største kviksølvproducent, med nær ved to tredjedele af verdensproduktionen, med Kirgisistan på en andenplads. Hertil menes en lang række andre lande at producere mindre mængder kviksølv, blandt andet som biprodukt af udvindingen af kobber.

Kviksølvets historie
Mennesket har kendt til kviksølv siden førhistorisk tid, og er beskrevet af Aristoteles, Plinius den Ældre og flere andre antikke kilder. I oldtidens Grækenland, det gamle Egypten og Romerriget brugte man kviksølv i blandt andet kosmetik, og omkring 500 f.Kr. lavede man amalgamer med kviksølv.

Alkymien så kviksølv som en slags "basismateriale " for alle andre metaller, og at disse andre metaller, specielt guld, kunne fremstilles ud fra kviksølv med forskellige mængder og kvaliteter af svovl. Alkymisternes store drøm var at kunne omdanne mindre ædle metaller til guld.

I 1563 fandt man store forekomster af kviksølv i Huancavelica-regionen i Peru, og siden da er udvundet mere end 100.000 tons, og kviksølv herfra spillede en afgørende rolle for sølvproduktionen i de spanske kolonier i Latinamerika. Mange andre store forekomster, blandt andet i Italien, USA og Mexico, som tidligere stod for en stor del af produktionen, er blevet udtømt. I andre tilfælde i Spanien og Slovenien har lave priser på kviksølv gjort udvindingen urentabel og dermed lukket for produktionen.

Fænomenet superledning blev første gang observeret i kviksølv: I 1911 opdagede den hollandske fysiker Heike Kamerlingh Onnes at stoffets resistans helt forsvinder ved temperaturer under 4,2 kelvin, eller -268,9 °C.

Isotoper af kviksølv
Naturligt forekommende kviksølv består af seks stabile isotoper; 202Hg (den mest udbredte med 29,86%), 200Hg, 199Hg, 201Hg, 198Hg, og 204Hg, og dertil 196Hg, som "på papiret " er radioaktiv, men har så lang en halveringstid at den i praksis kan regnes for at være stabil. Hertil kendes 33 "egentlig " radioaktive isotoper, hvor 194Hg skiller sig ud med en halveringstid på 444 år, hvorimod de øvrige isotopers halveringstider ligger på 10,53 minutter og mindre.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kvælstof

Hvad er kvælstof?


Kvælstof eller nitrogen er det 7. grundstof i det periodiske system og har det kemiske symbol N. Under normale temperatur- og trykforhold optræder nitrogen i form af molekylet dinitrogen, N2, som er en farveløs, smagløs, lugtfri og relativt ikke-reaktiv gas, der efter rumfang udgør 78,1 % af Jordens atmosfære. Mange vigtige industrielle kemiske forbindelser, såsom ammoniak, salpetersyre, organiske nitrater og cyanider indeholder nitrogen. TMange vigtige industrielle kemiske forbindelser, såsom ammoniak, salpetersyre, organiske nitrater og cyanider indeholder nitrogen. Tripelbindingen i dinitrogen N2 er den næststærkeste af de kendte tripelbindinger og dominerer nitrogens kemi. Bindingsstyrken af tripelbindingen vanskeliggør omdannelsen af N2 til andre forbindelser, og når disse forbindelser brænder eller deltager i kemiske reaktioner, reagerer de (ofte) tilbage til N2, hvorved der samtidig frigives store mængder energi.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kvælstofdioxid

Hvad er kvælstofdioxid?


Kvælstofdioxid (kvælstoftveilte eller nitrogendioxid) er en kemisk forbindelse af kvælstof (nitrogen) og ilt (oxygen). Ved stuetemperatur og Jordens atmosfæriske tryk er stoffet en brun eller orange og dødeligt giftig gasart med en karakteristisk, stikkende lugt.

Kvælstofoxid reagerer spontant med ilt, f.eks. fra atmosfærisk luft og danner kvælstofdioxid:

2 NO + O2 -> 2 NO2

Ved normale atmosfæriske koncentrationer, er dette en meget langsom proces

Nitrogendioxid dannes i de fleste forbrændings-processer ved hjælp af luft som oxidationsmiddel. Ved forhøjede temperaturer kombineres nitrogen med oxygen til dannelse af nitrogenoxid:

O2 + N2 -> 2 NO

Salpetersyre danner kvælstofdioxid når det reagerer med et metal.

De mest fremtrædende kilder af NO2 er forbrændingsmotorer, damp-drevet kraftværker, og i mindre grad papirmøller. I husstande er petroleumsvarmere, gasvarmeovne, butangasvarmere og brændeovne også kilder af kvælstofdioxid. Den overskydende luft til fuldstændig forbrænding af brændsel i disse processer indføjer nitrogen ind i forbrændingskammeret som reagerer ved høje temperaturer og producerer nitrogenoxider (NOx) Begrænsning af NOx produktion kræver præcis styring af mængden af luft, der anvendes i forbrændingen.

Nitrogendioxid er også produceret af atmosfæriske atomprøvesprængninger, og er ansvarlig for den rødlige farve i paddehatteskyer.

Miljøforhold vedr. kvælstofdioxid
Nitrogendioxid 2011 troposfærisk afstamning og tæthed.

Nitrogen-dioxid er giftigt ved indånding. Men da stoffet er skarp og let kan påvises ved lugt ved lave koncentrationer eksempelvis ved cykling, gang og ophold ved trafikerede veje, kan eksponering ved indånding generelt (ikke) undgås. En potentiel kilde til eksponering er også hvid rygende salpetersyre, som spontant producerer NO2 over 0° C. Symptomer på forgiftning (lungeødem) har tendens til at vise sig flere timer efter inhalation af en lav, men potentielt dødelig dosis. Desuden vil lave koncentrationer (4 ppm) bedøve næsen, således at der skabes et potentiale for overeksponering.

Der er nogle beviser for, at langvarig udsættelse for NO2 ved koncentrationer over 40-100 µg/m3 kan nedsætte lungefunktionen og øge risikoen for respiratoriske symptomer.

Nitrogendioxid er en storstilet forurener, med koncentrationer nær jordoverfladen i nogle områder på omkring 30 µg/m3, ikke langt under usunde niveauer. Nitrogendioxid spiller en rolle i atmosfærens kemi, herunder dannelsen af ozon i troposfæren. En undersøgelse fra 2005 foretaget af forskere ved University of California i San Diego, USA, tyder på en sammenhæng mellem NO2 niveauer og vuggedød.

Kvælstofdioxid bidrager til nedbrydningen af det ozonlag i atmosfæren, som beskytter livet på Jorden mod Solens ultraviolette lys. Desuden omsættes kvælstofdioxid til salpetersyre i atmosfæren og medvirker dermed til sur nedbør.

Tekniske anvendelser af kvælstofdioxid
Kvælstofdioxid indgår som råstof i den såkaldte Ostwald-proces til fremstilling af salpetersyre.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


kædereaktion

Hvad er en kædereaktion?


En kemisk kædereaktion er i kemi en række kemiske reaktioner, hvor hver reaktion sætter nye i gang.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


lak

Hvordan fremstilles lak?


Til fremstilling af lak opløses 15 gram shellak i 30 gram sprit.

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mere her.

Gå til index for siden


lakmus

Hvad er lakmus?


Lakmus er et farvestof, der udvindes fra forskellige lavarter. Farvestoffet er egentlig en blanding af flere forskellige kemiske forbindelser. Lakmus anvendes som pH-indikator, enten som pulver, der opløses i vand, i form af væske eller som lakmuspapir.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Langmuir

Hvem er Irving Langmuir?


Irving Langmuir.(31. januar 1881 i Brooklyn - 16. august 1957 i Woods Hole) var en amerikansk kemiker og fysiker. Hans mest kendte publikation var den berømte artikel "The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules " fra 1919, hvor han bygger på Gilbert N. Lewiss kubiske atom-teori og Walther Kossels kemiske bindingsteori, hvor han beskriver sin teori for "koncentrisk teori for atomstrukture ". Langmuir blev indraget i en disput med Lewis over hans arbejde; Langmuirs præsentationsevner var i høj grad medvirkende til udbredelsen af hans teori, selvom æren for teorien hovedsageligt er Lewis'. Mens han arbejdede for General Electric, fra 1909-1950, Langmuir udviklede han flere grundteorier inden for fysik og kemi og opfandt den gas-fyldte glødelampe atom hydrogensvejsning og han blev tildelt Nobelprisen i kemi for sit arbejde med overfladekemi. Langmuir Laboratory for Atmospheric Research nær Socorro i New Mexico blev navngivet til hans ære og det samme blev American Chemical Society journal om Surface Science kaldet Langmuir.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


lanthanider

Hvad er lanthanider?


Lanthaniderne er en betegnelse for en gruppe i det periodiske system, der omfatter de 15 jordmetaller med atomnumrene 57-71: Lanthan, cerium, praseodym, neodym, promethium, samarium, europium, gadolinium, terbium, dysprosium, holmium, erbium, thulium, ytterbium og lutetium. Fælles for alle grundstofferne er bl.a. at de er magnetiske.

Betegnelsen sjældne jordarter bruges ind imellem om lanthaniderne samt scandium, yttrium og lutetium, men IUPAC fraråder brugen af dette udtryk da stofferne hverken er sjældne eller "jordarter " (et ældre udtryk for oxider) - for eksempel findes der mere cerium end bly eller arsen i naturen. Desuden anbefales betegnelsen lanthanoid frem for lanthanid, fordi endelsen "-id " normalt bruges om anioner, som i "-oxid " og "-sulfid ".

Kemiske egenskaber ved lanthanider
Lanthaniderne er alle forholdsvis bløde og reaktionsvillige metaller, der let angribes af atmosfærisk luft og af vand. De "opfører " sig kemisk set meget ens, og optræder næsten altid med oxidationstrin +3, om end cerium også kan optræde med oxidationstrin +4, og europium også kan have oxidationstrin +2: Det betyder at stofferne ofte findes i de samme mineraler i naturen, og er svære at udvinde i helt ren form fra disse mineraler.

Ionradierne for lanthaniderne aftager med stigende atomnumre, og da stofferne næsten altid optræder med samme oxidationstrin, bestemmes lanthanidernes kemiske egenskaber i vid udstrækning alene af ionradierne, og dermed direkte af atomnumrene.

Tekniske anvendelser af lanthanider
Uddybende Uddybende artikel: Sjældne jordarter

De fleste lanthanider anvendes i lasere. Lanthanider reflekterer ultraviolet og infrarødt lys, og bruges derfor i glassene i solbriller.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


lattergas

Hvad er lattergas?


Dinitrogenoxid kendes også som lattergas eller kvælstofforilte, og ved stuetemperatur og atmosfærisk tryk er det en farveløs, ikke-brændbar gas med en behagelig, let sødlig lugt. Navnet "lattergas " skyldes den virkning, denne gas har på mennesker, der inhalerer den, og den bruges også som bedøvelsesmiddel, især af tandlæger. Gassen er også en drivhusgas.

Tekniske anvendelser af lattergas
Dinitrogenoxid bruges som
Bedøvelsesmiddel (ofte hos tandlæger, fødsler og i Falcks ambulancetjeneste).

Drivgas til barberskum og fødevarer på siphon, f.eks. flødeskum.

Iltningsmiddel for forbrændingsmotorer: Dinitrogenoxid leverer mere ilt til motorens forbrænding pr. rumfangsenhed end atmosfærisk luft.

Nitrous Express og Nitrous Oxide Systems (NOS) laver også lattergas-blandinger til biler, så den forbrænder benzin/ilt-blandingen hurtigere.

Sundhed og sygdom ved lattergas
Ved indånding forårsager dinitrogenoxid den føromtalte ufølsomhed over for smerte, samt eufori, svimmelhed og i visse tilfælde en svag afrodisisk virkning. Større doser over kort tid kan desuden medføre mild kvalme eller blivende svimmelhed, muligvis pga. af den højere koncentration af adrenalin eller endogene opioider i blodet under indånding. Gassens analgetiske virkning skyldes muligvis, at den fungerer som en opioid ligand eller frigiver kroppens naturlige reserver af disse. Alternativt kan modulation af det noradrenerge system i hjernen være årsag til den analgetiske virkning. Gassen i sig selv er ugiftig, men kan fortrænge den nødvendige ilt i indåndingsluften og derigennem føre til kvælning (hypoxi).

Længere tids brug i større mængder er forbundet med mangel på B12-vitamin, hvilket afstedkommer uheldige fysiske reaktioner. Det er gennem forskning blevet bevist, at N2O ikke, som andre rekreative inhalanter, er neurotoksisk.

Dinitrogenoxid som rusmiddel
Der findes eksempler på misbrug af dinitrogenoxid som et rusmiddel, hvilket er en af årsagerne til, at gassen udfases til fordel for andre bedøvelsesmidler. I ca. 30 stater i USA er det forbudt at bruge dinitrogenoxid for dets euforiske virkninger.

Også i ambulancetjenesten bruges lattergas (under navnet Alnotox (R) i Falck Redningskorps) til smerteafbødning, det har dog også medført, at man i fx Storbritannien har måttet plombere lattergassen, da man fandt ud af, at redderne brugte lattergassen som rusmiddel i tjenestetiden, nu bliver plomberingen kun brudt, når det fremgår af ambulancejournalen, at patienten er behandlet med lattergas.

Lattergassen historisk
Lattergassen blev første gang beskrevet af Joseph Priestley i 1772. Syntesen på det tidspunkt foregik efter formlen:

2NO + H2O + Fe -> N2O + Fe(OH)2

I 1790'erne eksperimenterede Humphry Davy sammen med nogle venner (herunder digterne Samuel Taylor Coleridge og Robert Southey) med at inhalere gassen. De opdagede hurtigt, at dinitrogenoxid virker sløvende på smertesansen, uden at personen mister bevistheden helt, og siden blev stoffet brugt som bedøvelsesmiddel.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Lavoisier

Hvilken betydning havde Antoine ­Lavoisier for kemien?


Læs mere under "Kemiens historie: Hvornår udvikledes den moderne kemi?"

Gå til index for siden


le Chateliers princip

Hvad er le Chateliers princip?


Le Châteliers princip er en sætning indenfor kemi, der siger at: Et ydre indgreb i et system i ligevægt fremkalder en forskydning, der formindsker virkningen.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


L-former

Hvad er L-former?


L står for laevus = venstre. D står for dexter = højre. Louis Pasteur opdagede, at salte, som udkrystalliseredes fra druesyre (vinsyre), bestod af to typer krystaller, som var spejlbilleder af hinanden. Og når disse krystaller blev sorteret, og der blev sendt planpolariseret lys igennem, afbøjede de to krystaltyper lyset henholdsvis til højre og til venstre, og man taler derfor om D- og L-former.

Dette kaldes kiralitet. Begrebet kiralitet (chiralitet) beskriver det fænomen i kemien, hvor to molekyler er hinandens spejlbilleder, men ellers er opbygget af nøjagtigt de samme kemiske grupper. Kiral kommer af "cheiros ", der på græsk betyder hånd. Højre og venstre hånd er ikke identiske, men derimod spejlbilleder af hinanden - de er kirale.

To stoffer, der er kirale, men ellers har samme opbygning, kan godt have meget forskellige egenskaber. En almindelig kemisk reaktion danner begge spejlbilledformer, da sandsynligheden herfor er lige stor. Der bliver altså dannet lige mange af højre og venstre molekyler.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Liebig

Hvem er Justus von Liebig?


Justus von Liebig (12. maj 1803 - 18. april 1873) var en tysk kemiker. Han blev født i Darmstadt som søn af en urtekræmmer og farvehandler. Allerede som barn eksperimenterede han med de stoffer, han fandt i sin fars værksted, og på den måde opstod hans store lyst til kemien. Hans interesse blev også vakt af de kemiske eksperimenter, som markedsgøglerne viste frem. Det var dér, han oplevede knaldperler, som skaffede ham et første kendskab til knaldkviksølv.

Han sluttede allerede gymnasietiden i 2 g. og han afbrød også sin apotekerlære i utide, for den svarede ikke til hans ønsker. Han vendte i stedet hjem til Darmstadt og hjalp sin far i værkstedet. I fritiden gik han på storhertugens bibliotek for at videreuddanne sig som autodidakt indenfor kemien ved hjælp af bøger og egne undersøgelser.

I 1819 blev Liebig ved sin fars hjælp optaget på kemistudiet ved universitetet i Bonn hos professor Karl Wilhelm Gottlob Kastner. Professoren opdagede hurtigt den unge mands talent, og han brugte ham som assistent i sit laboratorium. Da Kastner i 1821 fik embede ved universitetet i Erlangen, fulgte Liebig med og indledte dér sin doktorafhandling, der fik titlen: "Angående forholdet mellem mineralernes og planternes kemi ". I 1822 deltog Liebig sammen med andre studenter i nogle demonstrationer vendt mod magthaverne. Derfor blev han eftersøgt af politiet og måtte flygte hjem. Hans lærer, professor Kastner, fik dog kort efter gennem rosende omtale hos Ludwig 1. af Hessen-Darmstadt ordnet det sådan, at storhertugen gav Liebig et stipendium til studier ved Sorbonne i Paris, som dengang var centrum for kemisk forskning. Her modtog han datidens mest moderne kemiundervisning hos professorerne Joseph Louis Gay-Lussac, Thénard og Vauquelin.

Kort efter offentliggjorde han egne undersøgelser over knaldkviksølv, og det gjorde den berømte naturforsker, Alexander von Humboldt, opmærksom på ham. På baggrund af Humboldts anbefalinger hos den hessiske storhertug blev den kun 21-årige Liebig i 1824 løst ansat professor i kemi og farmakologi ved universitetet i Giessen, og allerede året efter blev han fastansat som professor. Arbejdsvilkårene var kummerlige fra begyndelsen: Hans løn var ringe, og han fik kun minimale tilskud til udstyr, kemikalier, opvarmning osv. Derfor måtte han betale mange absolut nødvendige apparater og materialer ud af egen lomme for overhovedet at kunne undervise. Alligevel opnåede han stor interesse og succes hos studenterne på grund af sine undervisningsmetoder.

For at skaffe penge drev han mellem 1827 og 1833 ved siden af professoratet et privat institut for farmakologi og tekniske erhverv. Der uddannede han sammen med professorerne Umpfenbach, Wernekink og Schmidt apotekerlærlinge og fremtidige ledere i de tekniske erhverv.

Hans undervisningsmetoder, hans opdagelser og hans skrifter gjorde ham snart kendt og berømt over hele Europa, sådan at der foruden tyske studerende kom talrige udlændinge til Giessen, deriblandt 84 englændere og 18 amerikanere, som ville høre hans forelæsninger over kemi og farmakologi. I 1845 blev han adlet på grund af sine fortjenester og fik titlen „friherre ".

Han afviste tilbud om ansættelse ved universiteterne i Reval 1827, Göttingen 1835, St. Petersborg 1839, Wien 1841, London 1845 og Heidelberg 1851, men kunne hver gang forbedre sin finansielle og ansættelsesmæssige situation ved nye lønforhandlinger. Men da så universitetet i München forhørte sig hos Liebig gennem professor Max von Pettenkofer vedrørende en ansættelse, og da kong Maximilian 1. af Bayern indbød ham personligt og tilbød at bygge et nyt, kemisk institut med tilhørende embedsbolig, og da kongen yderligere sikrede ham vidtgående frihed i undervisning og forskning, kunne han ikke stå imod: Han accepterede ansættelsen og underviste i München fra 1852. Her blev han udnævnt til æresmedlem eller korresponderende medlem af mange videnskabelige foreninger i ind- og udland, og han modtog talrige æresbevisninger og ordener fra regerende herskere i hele verden. Den 15. december 1859 blev han udnævnt til præsident for det bayriske videnskabernes akademi. Dette embede beholdt han til sin død. I 1870 blev han gjort til æresborger i byen München.

Liebig døde den 18. april 1873 i München efter en lungebetændelse og blev begravet den 21. april under stor deltagelse fra befolkningen på Münchens skovkirkegård. I de følgende år rejste man mindesmærker for ham i mange tyske byer, bl.a. i München og Giessen.

Universitetet i Giessen blev senere kaldt „Justus-Liebig-Universität ".

Justus von Liebis arbejde med nye analysemetoder
Liebig indledte sin videnskabelige løbebane i Giessen med at undersøge hessiske og bayerske sundhedskilder og deres mulige brugbarhed i forbindelse med udvinding af forskellige salte. Han blev hurtigt klar over, at datidens analysemetoder var meget langsommelige og temmelig upræcise.

Det lykkedes ham efter årelange forsøg at forbedre analyseapparaterne og i særdeleshed analysemetoder til afklaring af grundstofindhold. På den måde kunne han forenkle og fremskynde afklaring af grundstofsammensætningen i dyre- og plantedele.

Justus von Liebig's arbejde med organisk kemi
Han selv, hans medarbejdere og studenter undersøgte og offentliggjorde i den følgende tid den kemiske sammensætning hos hundredvis af planter og plantedele og mange organer og produkter fra dyr. Derved grundlagde de i praksis den organiske kemi, for ingen havde før dem gennemført så mange nøjagtige og kontrollerbare undersøgelser på området.

Justus von Liebig's arbejde med radikaler og isomeri
Sammen med vennen, professor Friedrich Wöhler, der havde professoratet i kemi og farmakologi i Göttingen, udviklede han i 1832 teorien om de kemiske radikaler, som gør det muligt at forklare flertallet af de stoffer, der udelukkende består af brint, ilt og kulstof. Det var også sammen med Wöhler at han opdagede isomerien (eksemplificeret ved henholdsvis knaldsølv og sølvcyanat), dvs. den kendsgerning, at to forskellige stoffer kan have den samme bruttosammensætning, men forskellige strukturer og egenskaber.

Justus von Liebig's arbejde med "Agrikulturkemi "

I Giessenperioden var det dog forbedring af landbruget, der havde hans største interesse. Han havde selv oplevet en hungersnød i årene 1813/14, og han ønskede at forhindre en gentagelse af elendigheden. Hans opdagelser på det område blev samlet i to værker, som udkom i 1840 og 1842: Die organische Chemie in ihrer Anwendung auf Agricultur und Physiologie (dvs. "Den organiske kemi anvendt på jordbrug og fysiologi "), eller kort og godt: ''agrikulturkemi'', og Die Thierchemie oder die organische Chemie in ihrer Anwendung auf Physiologie und Pathologie (dvs. "Dyrekemien eller den organiske kemi anvendt på fysiologi og patologi "). Disse to bøger skabte kolossal opmærksomhed i samtiden, ikke kun hos videnskabeligt uddannede, men hos alle dannede mennesker. Agrikulturkemien, hvor han slår til lyd for mineralsk gødning og forklarer dens betydning for kvalitet og udbytte af plantedyrkning, udkom i 9 oplag og blev oversat til 34 sprog.

Justus von Liebig's arbejde med superfosfat
I årene mellem 1846 og 1849 beskæftigede han sig sammen med sine engelske elever, Edward Frankland og Sheridan Muspratt, bl.a. med udvikling af en vandopløselig fosfatgødning. Resultatet blev det såkaldte superfosfat, som stadig er den mest brugte fosfatgødning på verdensplan.

Justus von Liebig's arbejde med kødekstrakt
Da Sheridan Muspratts datter døde af kolera i Liebigs hjem i 1852, fik han den tanke, at man kunne udvikle et kødkoncentrat, som ville redde patienter med alvorlige mave- tarminfektioner, når det blev givet i flydende form. Ud fra dette produkt udviklede han senere sit berømte kødekstrakt. Det var dog først, da Liebig i 1862 gav den tyske ingeniør, Georg Christian Giebert, licens til massefremstilling i Uruguay, at Liebigs Kødekstrakt blev produceret og solgt i store mængder verden over. Liebig havde tænkt sig, at koncentratet først og fremmest skulle være et næringsmiddel for den fattige del af befolkningen. Den temmelig høje pris og produktets sammensætning gjorde det dog ikke muligt, og i stedet viste det sig at slå igennem som et meget brugt krydderi til supper og kødspiser. Dermed blev det en forløber for de velkendte kraftterninger, som f.eks. Maggi und Knorr.

Justus von Liebig's arbejde med babymad
På den tid var spædbørns ernæring udelukkende baseret på modermælken. Hvis moderen ikke havde mælk på grund af sygdom eller andet vedvarende, måtte barnet sulte ihjel. Liebig fremstillede efter længere undersøgelser en „brystbarnssuppe ", som han kaldte det. Det blev en tidlig forløber for nutidens babymad.

Justus von Liebig's arbejde med bagepulver
Justus von Liebig brugte megen tid og lagde et stort arbejde i at skabe en kemisk blanding, som kunne bruges til brødbagning, så man ikke længere var afhængig af det let fordærvelige gær. Han gennemførte disse eksperimenter sammen med sin amerikanske elev, Eben Norton Horsford, og de lavede et produkt, som vi kalder for "bagepulver " i dag. Horsford fik stor, økonomisk gevinst med dette "backing powder " i Amerika, hvorimod der skulle gå næsten 50 år, før det slog an i Europa.

Den såkaldt "liebigske " minimumslov er opkaldt efter Justus von Liebig, selv om det ikke er ham, der har udmøntet den.

Justus von Liebig's indflydelse
Justus von Liebig er gået over i historien som den mest kendte, berømte og succesrige kemiker i det 19. århundrede. Han er også kendt som grundlæggeren af den organiske kemi, agrokemien og ernæringsfysiologien.

Han fik stor indflydelse på fagets udvikling gennem sin intense, litterære virksomhed. Fra 1831 var han medudgiver af datidens normsættende videnskabelige tidsskrift, Annalen der Chemie und Pharmazie, som senere blev kaldt Liebigs Annalen der Chemie. Sammen med Poggendorff udgav han en "Håndbog i Kemi " og sammen med Friedrich Wöhler en "Håndbog i Organisk Kemi ". Han skrev en "Vejledning i Analyse af Organiske Stoffer ", men først og fremmest mange bøger, som beskæftigede sig med forbedring af landbrugets dyrkningsmetoder.

For at udbrede kemiens opdagelser til et bredere publikum skrev han fra 1841 de såkaldte "Kemiske Breve ". Det var populærvidenskabelige afhandlinger, som udkom med uregelmæssige mellemrum i avisen Augsburger Allgemeine Zeitung, og som fik stor bevågenhed hos læserne.

Desuden indførte Justus von Liebig med sine forelæsninger den eksperimenterende undervisning i de naturvidenskabelige fag. På grund af hans forskning i analysemetoder blev kemien til en eksakt videnskab. Han dannede skole for højt ansete kemikere i ind- og udland, sådan at 42 ud af de første 60 Nobelprisvindere i kemi var efterfølgere af hans elever.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


ligand (biokemi)

Hvad er ligand (biokemi)?


I biokemi er en ligand (fra latin: ligare = at binde) et molekyle, som er i stand til at binde sig til og danne et kompleks sammen med et biomolekyle for at tjene et biologisk formål.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


lim

Hvordan fremstilles lim af knogler?


Fremstilling af lim af ben (knogler): Et råt kødben renses for blod og kød, hvorefter det lægges nogle dage i saltsyre (der opløser de uorganiske forbindelser). Tilbage bliver en gelé­masse, der skylles et par gange i vand og derefter skylles i sodaopløsning (natriumcarbonat, Na2CO3) for at neutralisere syren. Opvarm gelé­massen i en kasserolle, indtil den smelter. Fjern urenheder. Afkøl til den stivner som en brunlig gelé. Hvis denne gelé får lov at tørre, dannes nogle brune skorper, som kaldes snedkerlim, og i endnu mere renset form omtales det som husblas, der kan bruges i husholdningen.

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mereher.

Gå til index for siden


lim

Hvordan fremstilles lim til limning af varmehærdende plasttyper?


Termohærdende plasttyper er uopløselige i opløsningsmidler, men kan limes med en opløsning af celluloid (gammeldags film) i acetone (pas på - brandfarligt).

Celluloid kan fremstilles ved at behandle cellulose med salpetersyre [HNO3] og svovlsyre [H2SO4]. (Celluloseacetat, der fremstilles af cellulose og eddikesyre, kan også bruges til fremstilling af plast).

Celluloid og celluloseacetat kan f.eks. bruges til fremstilling af kamme, og celluloseacetat kan bruges til at fremstille kunstsilke.

Af kasein kan laves kunstuld.

"Silke", der ved brænding lugter af brændt hår, er faktisk natursilke, men hvis det lugter som brændt papir, er det en kunstsilke, der er lavet af cellulose.

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mere her.

Gå til index for siden


lim

Hvordan fremstilles lim til limning af glas?


Lim til limning af glas kan fremstilles ved at omrøre en teskefuld kasein i en kop fyldt med en mættet borax-opløsning. Kasein kan fremstilles af mælk, der opvarmes ved at stille et glas med mælk ned i varmt vand. Hæld lidt eddike i mælken. Eddiken vil få kaseinet til at udfælde. Rør rundt så længe der bundfældes stof. Det hvide bundfald er kasein. (Den næsten klare væske kaldes valle). Kaseinet kan filtreres fra.

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mere her.

Gå til index for siden


lim

Hvordan fremstilles lim til limning af porcelæn?


Til limning af porcelæn fremstilles en lim ved at udrøre læsket kalk (se side 23) i æggehvide til en tyk grød.

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mereher.

Gå til index for siden


lim

Hvordan fremstilles lim til limning af termoplastisk plast?


Lim til limning af termoplastiske plasttyper (dvs. plasttyper som er bøje­lige ved opvarmning): Der kan for at opnå limvirkning bruges en væske, som kan opløse den pågældende plast. Acetone kan f.eks. opløse næsten alle termoplastiske plasttyper.

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mere her.

Gå til index for siden


limonen

Hvad er limonen?


Limonen er en alifatisk organisk forbindelse, der klassificeres som en terpen. Ved stuetemperatur er det en klar, farveløs væske med en kraftig duft af appelsin. Navnet stammer fra engelsk: lemon (citron), da denne frugt, i lighed med andre citrusfrugter, har et højt indhold af limonen i skallen. Limonen er således ansvarlig for den karakteristiske citrusduft. Limonen er et kiralt molekyle, og i biologiske kilder produceres kun en specifik enantiomer. Citrusfrugter indeholder d-limonen ((+)-limonen), som er (R)-enantiomeren (CAS nummer 5989-27-5). Racemisk limone kaldes også dipenten.

Den naturlige enantiomer fra citrusfrugter (Rutaceae), d-limonen, bruges i fødevarebranchen som smagsaroma. Det kan findes i frugtjuice, sodavand, bagværk, is og budding. Det er et populært tilsætningsstof i sæber, vaskemidler, rengøringsmidler, parfume og deodoranter.

Limonen bruges ofte som et miljøvenligt alternativ til mineralolie til f.eks. at fjerne olie fra maskindele, da det er lettere nedbrydeligt i naturen end mineralolier, og nemt at producere fra miljøvenlige kilder.

(R)-enantiomeren bruges som botanisk insecticid.

(S)-enantiomer, også kaldet l-limonene (CAS nummer 5989-54-8, EINECS nummer 227-815-6), bruges som duft i rengøringsmidler. I modsætning til d-limonens citrusduft, har l-limonen en terpentin-agtig lugt.

Limonens kemi
Limonen er en relativt stabil terpen, som kan destilleres uden at dekomponere. I forbindelse med varmt metal danner den isopren. Den oxideres nemt i fugtig luft til carveol og carvon. Ved oxidation med svovl dannes der p-cymen og sulfider.

Limonen forekommer naturligt som (R)-enantiomer, men kan racemiseres til dipenten ved opvarmning til 300 °C. Når den opvarmes sammen med mineralsyrer dannes den konjugerede dien terpenin, som spontant oxideres p-cymen, en aromatisk kulstofforbindelse.

Biosyntese af limonen
I naturen syntetiseres limonen fra geranylpyrofosfat, via cyclisation af en nerylcarbokation eller tilsvarende. Det sidste trin i syntesen involverer tab af en proton fra kationen, og der dannes en alken.

Biosyntese af limonen fra geranylpyrofosfat

Sikkerhed ved limonen
Limonen og dets oxidationsprodukter kan give hudirritation, og limonen-1,2-oxid (dannes ved oxidation med luft) øger hudens følsomhed. Overfølsomhed er hyppigst observeret efter længere tids påvirkning

Limonen fremkalder nyrekræft i hanrotter, men ikke i hverken hunrotter eller mus af begge køn. Dette skyldes at nedbrydningsproduktet limonen-1,2-oxid binder sig til proteinet a2u-globulin, som kun produceres af hanrotter. Der er ikke fundet bevis for at limonen skulle være kræftfremkaldende for mennsker.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


lithium

Hvad er lithium?


Lithium (Kemisk Ordbog) eller litium (Retskrivningsordbogen) (af græsk lithos som betyder sten) er det 3. grundstof i det periodiske system, og har det kemiske symbol Li. Lithium er et blødt, sølv-hvidt metal som hører til gruppen af alkalimetaller. Under normale temperatur- og trykforhold er lithium det letteste metal blandt alle metaller i det periodiske system. Som alle andre alkalimetaller er lithium meget reaktiv, og det korroderer hurtigt i fugtig luft. Derfor opbevares lithium typisk under petroleum.

Lithiumsalte har vist sig at kunne have en gavnlig effekt til at stabilisere patienter med bipolar affektiv sindslidelse (maniodepressiv).

Som en stemningsstabilisator er lithium sandsynligvis mere effektiv i behandlingen af mani en i at forebygge depression, og det reducerer risikoen for selvmord blandt mennesker med bipolar affektiv sindslidelse. I forbindelse med ren depression (unipolar lidelse) kan lithium bruges for at forbedre virkningen af andre anti-depressiver.

Lithium blev opdaget i Stockholm i Sverige af Johann Arfvedson i 1817, hvor det blev fundet i en klippe. Navnet kommer fra det græske ord Lithos, som betyder sten/klippe.

Anvendes af lithium:
Lithiumbatterier
Rumfartøjer til at absorbere kuldioxid
Medicin til mennesker som lider af bipolar affektiv sindslidelse.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


lithium

Hvorfor eksploderer lithium i vand?


Læs "Natrium: Hvorfor eksploderer natrium i vand?".

Gå til index for siden


liv

Hvad er liv?


Livet kan defineres som det udødelige DNA, der passerer fra generation til generation med kønscellerne. Fra denne kønslinje afspringer den dødelige soma eller kroppen i hver generation. Dannelsen af individet afhænger af transskriptionen af det genetiske kode ved hjælp af RNA, der således bestemmer de enzymer og andre proteiner, der dannes, og dermed kontrollerer cellens metabolisme.

Livs traditionelle definition er:
Egenhændig bevægelse
Spiser, fordøjer
Respiration, ånding
Vækst
Forplantning, formering
Reaktivitet overfor stimuli, følsomhed
Homøostase, indre ligevægt

Der er mange organismer som bliver betragtet som levende, men som ikke opfylder alle ovenstående punkter. For eksempel er et frø eller en spore ikke i stand til selvbevægelse. Mange bakterier respirerer ikke, men anvender andre kemiske systemer.

Mere overordnet kan "liv " beskrives som noget der er i stand til at reproducere sig selv samt har et stofskifte. Denne definition får straks frøet og bakterien fra ovenstående eksempel til at "passe bedre ind ".

Virus bliver typisk ikke betragtet som organismer, fordi de alene ikke kan formere sig eller lave stofskifte, men kræver en vært. Dog har nye genetiske undersøgelser ændret denne opfattelse, da det har vist sig at virus nedstammer fra fra en fælles stamform med moderne celler.

En del forskere mener ikke at vi endnu (2007) har definitionen på liv.

NASA har en anden definition på liv]:

Et selvopretholdende kemisk system, som er i stand til Darwinistisk evolution.

Livets kemi
De levende organismer er er karakteriseret ved deres cellers opbygning og funktion af biokemiske (organiske) molekyler. Det er kun få grundstoffer, der leverer langt størstedelen af materialet til biokemiske molekyler som f. eks. DNA og andre nukleinsyrer, lipider, polysakkarider, proteiner, receptorer, hormoner, coenzymer og vitaminer.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


liv

Hvad er livets kemi?


Læs "Carbon: Hvad er Det levendes kemi?".

Gå til index for siden


London-binding

Hvad er London-binding?


En Londonbinding er en svag kemisk binding i en partikel (et atom eller et molekyle), der opstår, når elektronfordelingen er ujævn.

Fx H2 (upolært stof) kan i en kortvarig periode blive polært, når elektronskyen omkring atomet har forskudt sig over til det ene H-atom. Der "induceres " dermed tiltrækningskraft, da elektronerne frastøder og tiltrækker nabomolekyler med sine kortvarige elektrisk ladede poler.

Disse London-bindinger er stærkere, hvis de har en relativ lang molekyleform, i stedet for en kompakt molekyleform.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


luftens bestanddele

Hvordan kan man fremstille CO2?


Hvis man fylder et reagensglas halvt med eddike og tilsætter en teske-fuld soda (natriumcarbonat, Na2CO3) ses en brusen. Dette er dannelse af luftarten CO2 (kuldioxid / kultveilte / carbondioxid). Denne luftart er tungere end luft, og man kan via en slange (forbundet til et glasrør, der er ført gennem en gennemboret prop i reagensglasset) opsamle det dannede CO2 / kuldioxid / kultveilte / carbondioxid i et sylteglas.

Hvis man nu udhælder denne tunge CO2 hen over et brændende stearinlys, slukkes det brændende stearinlys, hvilket ser meget forbløffende ud.

Kultveilte / CO2 kan også laves ved at hælde saltsyre [HCl] over kridt [calciumcarbonat, CaCO3].

Bagepulver er en blanding af stivelse, vinsyre og natron [natron kaldes nu natriumhydrogencarbonat; andre navne er: natriumbicarbonat, tvekulsurt natron) {ordet natron blev tidl. også brugt om natriumoxid}. Bagepulver blandes i kagedej og frigør CO2 (carbondioxid, kultveilte) under bagningen, så bagværket bliver fyldt med luftblærer.

I brød bruges gær hertil (bagepulver vil gøre brødet for kompakt). Gær (der er levende) kræver forhævning.

Til småkager og flade kager såsom lagkagebunde bruges typisk potaske eller hjortetaksalt, som giver mere sprødhed end bagepulver, og giver mindre hævning. Potaske = kaliumcarbonat, K2CO3.

Hjortetaksalt [ammoniumhydrogencarbonat, NH4HCO3] danner ammoniak og kuldioxid ved opvarmningen, og bruges i flade kager, hvor ammoniakken kan nå at fordampe væk.

Natron [natriumhydrogencarbonat, NaHCO3] bruges i syreholdige kager, der indeholder krydderier, som kan overdøve smagen af soda [natriumcarbonat, Na2CO3] fra natron / natriumhydrogencarbonat. Uden tilstedeværelse af syre danner natron ikke CO2.

Bagepulver er som sagt natron / natriumhydrogencarbonat - men tilsat stivelse og vinsyre (eller anden syre), der giver en hurtigere hævning (hævningen starter ved udsættelse for væske, men dog først ved over 40 grader C). Man bør ikke piske voldsomt i mel med bagepulver, da noget CO2 så kan ­mistes. Bage­pulveret kan erstattes med dobbelt mængde natron. (Natron danner CO2 langsommere end bagepulver). En knivspids natron pr 3 æg gør æggekagen mere luftig.

Læs mere her og /11148.asp">her)

Gå til index for siden


luftens bestanddele

Hvordan kan man fremstille ilt med brintoverilte?


Læs Oxygen: "Hvordan kan man fremstille ilt med brintoverilte?".

Gå til index for siden


luftens bestanddele

Hvordan kan man fremstille ilt med et batteri?


Læs Oxygen: "Hvordan kan man fremstille ilt med et batteri?".

Gå til index for siden


luftens bestanddele

Hvordan påvises ilt i luften med brænding af papir i et glas?


Læs Oxygen: "Hvordan påvises ilt i luften med brænding af papir i et glas?".

Gå til index for siden


luftens bestanddele

Hvordan påvises ilt i luften med jernfilspåner?


Læs Oxygen: "Hvordan påvises ilt i luften med jernfilspåner?".

Gå til index for siden


lys og kemi

På hvilke måder kan kemiske stoffer udsende lys?


Det internationale lysets år 2015. Året 2015 var det internationale Year of Light. I kemi bruges lys til at analysere materialer, og til at producere materialer, og man kan få kemiske stoffer til at udsende lys, både synligt lys og ikke-synligt lys / varme. En brændende tændstik udsender både lys og varme, medens en stjernekaster udsender mere lys og mindre varme. Der findes også stoffer, som udsender lys, når de strækkes eller sammenkrølles:

Når lys udsendes, hvis et materiale ændrer form, kaldes det mechano-­luminescens

Hvis lys udsendes, når man slår på eller gnider på et materiale, kaldes det tribo-luminescens.

Når lys udsendes, hvis man trækker materialet ud af form eller skubber det til en ny form, kaldes dette for fracto-luminescens.

Hvis stykker af kvarts rammer hinanden, kan de udsende lysglimt. Ute-indianerstammer i Colorado placerede kvarts-småsten i "raw-hide rattles" (et rasle-instrument, der ved kraftig rysten udsender lysglimt, som kan ses gennem den tynde hud).

Sukker har tribo-luminescens. Tidligere blev sukker leveret i kegleformede blokke, kaldet sukkertoppe (sugar­loaves, Zuckerhut). Hvis rummet, de blev lavet i, var tilstrækkeligt mørkt, kunne man se lysglimt, når stykker af sukkertoppen blev slået af under forarbejdning af formen.

Kogte, tørre sukkerholdige ting producerer undertiden lysglimt, når de knuses mellem tænderne.

Et mechano-luminescent materiale behøver ikke at være stift for at udsende lys. Klæbrigt tabe og selvklæbende konvolutter kan vise denne virkning. Når man trækker et klæbende tape af rullen, dannes en række lys-bølgelængder, som både kan være i det synlige område og række ind i røntgenstråle-området. Lignende virkning kan undertiden ses, når man trækker forseglingen af det klæbende område fra en selvklæbende konvolut.

Da lyset er svagt, skal man være i et mørkt rum, og øjnene skal have haft tid til at tilpasse sig mørket. Man kan prøve med en sukkerknald eller de større klumper af brunt rørsukker (demerara-sukker, opkaldt efter floden Demerara i Guyana, men i dag produceres det også på øerne ud fra Afrikas kyst, bl.a. Mauritius). Man placerer sukkerklumpen på noget hårdt, f.eks. en tallerken, hvorefter man med bunden af et glas hurtigt (men forsigtigt af hensyn til glasset) knuser sukkerklumpen - og opmærksomt ser, om der kommer lysglimt.

Faktisk ved man endnu ikke præcis, hvordan dette lys produceres. Man antager, at det skyldes positive og negative ladninger, som rekombinerer, efter pludseligt at være blevet adskilt. Målinger af lyset fra kogte sukkerklumper viser, at noget af lyset kommer fra ­atmosfærisk nitrogen, som frembringer fluorescerende lys fra smagsmolekyler i sukkeret.

Læs mere her.

Gå til index for siden


læsket kalk

Hvad er læsket kalk?


Læsket kalk, kulekalk, tørlæsket kalk (trivialnavne), calciumhydroxid (kemisk navn) eller kalciumhydroxid (Retskrivningsordbogen), Ca(OH)2, er den kemiske forbindelse, der dannes, når man læsker brændt kalk ved at tilføre vand.

Den brændte kalk bliver fremstillet ved at opvarme kalk, indtil al CO2 er afgivet. Derved har man skaffet sig en metalilte, nemlig calciumoxid (CaO), som meget let går i forbindelse med vand, så der dannes læsket kalk. Den kaldes også kalkvand. Da læsket kalk er en stærk base, er den ætsende. Læsket kalk kan blandes med sand, sådan at man fremstiller kalkmørtel. Den læskede kalk afgiver efterhånden vand og optager kuldioxid, CO2, fra luften. På den måde hærder mørtlen, og der dannes atter kalk, CaCO3. Kalken binder sig til sandet i mørtlen og fugen bliver hård. Hele denne proces kaldes også "mørtelkredsløbet ".

På samme måde som man kan se, hvornår levende organismer har optaget CO2 fra luften, og ved at lave en kulstof-14 prøve, kan også mørtels indhold af kulstof undersøges og dermed vise hvor gammel mørtlen er. Forskere fra Aarhus Universitet har med denne metode f.eks. kunne bestemme alderen på gamle kirker på Gotland i Sverige.

Når læsket kalk anvendes som tilsætningsstof i fødevarer betegnes stoffet E 526.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


magnesium

Hvad er magnesium?


Magnesium - tidligere kaldet magneum (opkaldt efter distriktet Magnesia i Grækenland), tidligere også kaldet magnium, er det 12. grundstof i det periodiske system, og har det kemiske symbol Mg. Under normale temperatur- og trykforhold optræder det som et sølvblankt, let og stærkt metal.

Magnesium bliver en smule "anløbet " (iltes) ved kontakt med atmosfærisk luft, men modsat andre jordalkalimetaller er det ikke nødvendigt at opbevare magnesium i ilt-frie omgivelser, fordi det magnesiumoxid der skabes ved iltningen, danner et tyndt men slidstærkt, beskyttende "lag " der forhindrer ilten i at nå længere ind i metallet.

Magnesium er brandfarligt, men selv om det er let at antænde flydende eller pulveriseret magnesium, er mere massive magnesiumstykker svære at få ild i. En brand i magnesium er temmelig svær at slukke, fordi metallet kan brænde i ikke blot ilt, men også i kvælstof og i kultveilte. Magnesium brænder med en skarp, stærkt lysende hvid flamme; derfor benyttes det blandt andet i fyrværkeri. I fotografiets barndom brugte man pulveriseret magnesium blandet med kaliumpermanganat som "blitz ".

Magnesium reagerer med vand; putter man et stykke magnesium i vand, dannes det svagt basiske magnesiumhydroxid samt brint, som ganske langsomt danner et lag af bittesmå bobler omkring magnesiumstykket. Denne proces forløber markant hurtigere i varmt end i koldt vand.

Tekniske anvendelser af magnesium
Magnesium er det tredjemest anvendte metal til konstruktionsformål, efter stål og aluminium. Visse magnesiumforbindelser, specielt magnesiumoxid, bruges som ildfast materiale på indersiden af ovne og andet udstyr til meget høje temperaturer. I sin metalliske form bruges magnesium i legeringer sammen med aluminum, primært til dåser til øl og sodavand. Magnesium bruges også til at fjerne svovl fra jern og stål, og til at udvinde andre metaller fra deres salte.

Ligesom aluminium er magnesium let og stærkt, og bruges derfor blandt andet i biler: Folkevogn-fabrikkerne har brugt magnesium i deres motorer i mange år, og i en længere periode brugte Porsche en magnesiumlegering til deres motorblokke for at drage fordel af den lave massefylde. Der er fornyet interesse i brugen af magnesium i motorer, hvilket BMWs 325i- og 330i-modeller fra 2006 demonstrerer.

Den lave vægt gjorde også metallet attraktivt for flyvemaskine-konstruktører, men på grund af metallets lave modstandsdygtighed overfor korrosion dalede brugen af magnesium i flyindustrien gennem 1960'erne og 1970'erne. Nu er der igen chance for en "renæssance " for magnesium som byggemateriale indenfor rum- og luftfart.

Magnesiums historie
Joseph Black fra Skotland påviste eksistensen af grundstoffet magnesium i 1755, men først i 1808 lykkedes det Sir Humphry Davy at isolere "frit ", metallisk magnesium ved elektrolyse. Antoine Bussy udviklede en anden metode til udvinding af magnesium ud fra magnesiumklorid og kalium i 1831.

Forekomst og udvinding af magnesium
På en liste over de mest udbredte grundstoffer i Jordens skorpe indtager magnesium ottendepladsen. Selv om magnesium findes i mere end 60 forskellige mineraler, er det kun dolomit, magnesit, brucit, carnallit, fedtsten og olivin der har betydning for den kommercielle udvinding af magnesium. Tidligere, frem til omkring 1995, var USA den største leverandør med 45% af verdensproduktionen af magnesium: Her udvinder man det frie metal ved elektrolyse af smeltet magnesiumklorid, der er udvundet fra blandt andet havvand. I 2005 har Kina overtaget den rolle, med 60% af verdensmarkedet: Kineserne udvinder magnesium ved reduktion af magnesiumoxid med silicium ved høje temperaturer.

Isotoper af magnesium
Ud af 25 kendte isotoper af magnesium er der tre der er stabile; Mg-24, Mg-25 og Mg-26. Den sidste af disse isotoper spiller en rolle indenfor radiologisk datering af geologiske prøver, fordi den er et henfaldsprodukt af aluminum-26, som har en halveringstid på 717.000 år.

Magnesium i biologien
Magnesium spiller en afgørende rolle for nukleonsyrernes kemi, så alle celler i enhver kendt levende organisme har brug for magnesium. I grønne planter indgår magnesium desuden i det klorofyl der giver disse planter deres farve; af samme grund er grønne grøntsager en god kilde til magnesium i kosten. Mange enzymers katalytiske funktion er afhængig af tilstedeværelsen af magnesiumioner, særlig dem der udnytter ATP, og dem der bruger andre nukleotider til at syntetisere DNA og RNA.

Mennesker har brug for mellem 0,3 og 0,4 gram magnesium per dag, afhængig af køn og legemsvægt. Mangelsygdommene blev først beskrevet i 1934, og omfatter kramper, hjerte- og kredsløbssygdomme, sukkersyge, højt blodtryk, angst og knogleskørhed.

Indtager man for meget magnesium gennem kosten, er det sværere for organismen at optage kalcium. Det mest almindelige symptom på for stort indtag af magnesium i kosten er diarré. Da nyrerne hos et voksent menneske effektivt udskiller et eventuelt overskud af magnesium, er forgiftningstilfælde med magnesium meget sjældne.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


magnesiumchlorid

Hvad er magnesiumchlorid?


Magnesiumklorid eller magnesiumchlorid (Kemisk Ordbog) er metallet magnesiums salt med saltsyre. Saltet danner farveløse, henflydende krystaller, som anvendes til fremstilling af sorelcement, som støvbindemiddel, frostbeskyttelses- og brandslukningsmiddel, til imprægnering af jernbanesveller og til behandling af uld og bomuld.

Smeltepunkt: 714°C.

Massefylde: 2,320

CAS-nummer: 7786-30-3 (anhydratet), 7791-18-6 (hexahydratet)

Sumformel: MgCl2 (anhydrat) henholdsvis MgCl2 • 6H2O (hexahydrat).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


malaria

Kan man vaccinere mod malaria?


Den første malaria-vaccine blev godkendt i juli 2015. Forud var gået flere årtier med forskning. Denne malariavaccine, Mosquirix, er udviklet af ­GlaxoSmithKline, og forud har der bl.a. været et stort klinisk studie, der involverede over 15.000 børn.

Måske er malariavaccinen ikke effektiv nok, idet WHO i okt. 2015 anbefalede, at der blev sat begrænsninger for dens brug.

Læs mere her.

Gå til index for siden


malerier

Ændrer malerier kemisk sammensætning med tiden?


Van Gogh-malerier ændrer kemi. Malerierne af Van Gogh er blevet studeret af forskere i Belgien. De har opdaget, at nogle af hans mest berømte værker har ændret sig kemisk med tiden.

Van Gogh malede over 800 oliemalerier i sin mest produktive periode, og brugte nogle bly-baserede pigmenter med kraftige farver.

Forskere fra Antwerpen universitet har påvist, at farverne er blevet ændret ved udsættelse for sollys. Den hvide farve i en himmel med skyer viste sig med røntgenstrålings-tomografi at have et dybt begravet lag af det oprindelige røde pigment, mønje/blymønje, (på engelsk: red lead eller minium) Pb3O4 - omgivet af et sjældent mineral, plumbonacrite, samt carbonater og cerussitter. Pigmentet blymønje bliver øjensynligt omdannet til plumbonacrite ved udsættelse for sollys. Dette reagerer så med CO2 og frembringer det hvide cerussit-lag, som man ser i dag.

Læs mere her.

Man undersøgte også Van Gogh's mest berømte maleri, Solsikkerne. De fandt at det gule pigment blychromat (lead chromate) i kronbladene bliver mørkere med tiden - idet der sker en kemisk reduktion af chrom(IV) til chrom(III).

Læs mere her.

Gå til index for siden


mangan

Hvad er mangan?


Mangan er det 25. grundstof i det periodiske system og har det kemiske symbol Mn. Under normale temperatur- og trykforhold optræder dette overgangsmetal som et temmelig hårdt metal, der minder om jern, men er langt mere "sprødt " og skrøbeligt.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


mangan til industrielt

Hvad anvendes mangan til industrielt?


Mangan spiller en afgørende betydning for produktion af jern og stål, hvor det fikserer svovl, fjerner ilt og bidrager til at gøre stål rustfrit, hårdt og slidstærkt - mellem 85 og 90 procent af manganproduktionen går til dette formål.

Almindeligt glas har normalt en svagt grønlig farve, der skyldes urenheder af jern. Mangan virker som et violet farvestof med komplementærfarven til glassets grønne farve. Ved at tilsætte små mængder mangan "ophæver " de to farver hinanden, og glasset ser helt farveløst ud. Tilsættes større mængder mangan, får man violet glas.

Mangan bruges også i benzin til at justere oktantallet og i den organiske kemi til at oxidere visse alkoholer. Brunsten er mangan(IV)oxid (MnO2), og et brunt farvestof, der har været brugt som maling af mennesker i 17.000 år og indgår i en tidlig type elektrisk batteri; brunstensbatteriet.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


mangeartet kemisk følsomhed

Hvad er mangeartet kemisk følsomhed?


Mangeartet Kemisk Følsomhed (undertiden også kaldet duft- og kemikalieoverfølsomhed) er et handicap eller en sygdomstilstand, som opstår ved kontakt med forskellige kemikalier, ofte i meget små mængder.

Ofte er sygdommen startet ved en eller flere kemiske skader. Derefter mener man at sygdommen fortsætter i sin egen cyklus. Det tyder dog på at udsættes den MCS-ramte for yderlige udløsende stoffer, kan dette forværre sygdommen betydeligt.

Foreløbig tyder international forskning på at centralnervesystemet spiller en vigtig rolle i denne cyklus. Dansk forskning har vist at capsaicin i nogle tilfælde kan udløse en reaktion ved MCS-ramte.

Symptomerne for sygdommen er blandt andet: træthed, irritabilitet, ondt i halsen, muskel og ledsmerter, influenzalignende symptomer og en følelse af at have tømmermænd.

Der kan også forekomme svimmelhed, hovedpine, nedtrykthed, hukommelses- og koncentrationsbesvær, slimhindeproblemer i øjne og luftveje, hudproblemer i form af kløe og udslæt, ledsmerter og hjertebanken.

Sygdommen kendetegnes ved at MCS-ramte reagerer på kemikalier langt under de fastsatte grænseværdier, oftest i så små mængder, at de ikke kan sanses af raske mennesker. Især raske mennesker som daglig er i kontakt med visse former for luftbårne kemi, fx igennem deres erhverv, røgpartikler eller parfumestoffer fra fx kropsplejeprodukter, vaskepulver eller rengøringsprodukter kan have særdeles svært ved at registrere / sanse disse stoffer.

Alment forekommende luftbåren kemi er ofte et voldsomt problem for den MCS-ramte, som af sine symptomer kan invalideres helt heraf. Denne faktor, samt at der ikke i det offentlige rum tages højde for MCS-handicappet, kan gøre det meget vanskeligt for den MCS-ramte på alle måder at kunne opretholde et normalt liv.

Almindelige gener ved mangeartet kemisk følsomhed
Sygdommen er ikke at forveksle med almene gener over luftbårent kemi.

Ifølge en undersøgelse ved Videncenter for MCS har 45 % af befolkningen gener ved mindst en forekomst af luftbåren kemi.

(Luftbårent kemi kan fx være forårsaget en kollegas deodorant eller vaskepulver, nyt inventar, passiv rygning, rengøringsprodukter eller luftforurening).

Men, i hvert fald indtil MCS er helt afkodet med beviser om andet, kan det i særdeleshed betale sig at passe på sig selv i det omfang der skønnes rimeligt indenfor den alm. livsudfoldelse, da flere MCS-ramte oplever at netop dette stadie har givet afsæt til deres handicap.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Markovnikovs regel

Hvad er Markovnikovs regel?


I organisk kemi beskriver Markovnikovs regel eller Markownikoffs regel resultatet af en additionsreaktion og siger, at et hydrogenatom primært vil sætte sig på det carbonatom, som i forvejen har flest hydrogenatomer bundet til sig. Reglen blev formuleret af den russiske kemiker Vladimir Vasilevich Markovnikov i 1870.

Reglen siger, at ved addition af en protisk syre HX til en assymetrisk alken vil syrens hydrogen (H) sætte sig på det carbon med færrest alkylsubstituenter og halidet (X) sætter sig på det carbon med flest alkylsubstituenter. Alternativt siger reglen, at hydrogenatomet vil sætte sig på carbonet med det største antal hydrogenatomer i forvejen og X-specien vil sætte sig på det carbon med færrest hydrogenatomer.

Det samme er sandt, når en alken reagerer med vand i en additionsreaktion for at danne en alkohol som involverer carbocationer. Hydroxylgruppen (OH) binder til det carbon, der har det største antal carbon-carbonbindinger, men hydrogenet binder til det andet carbon i den anden ende af dobbeltbindingen som har flest carbon-hydrogenbindinger.

Den kemiske baggrund for Markovikivs Regel er dannelse af den mest stabile carbocation under additionsprocessen. Tilførslen af hydrogen-ionen til det ene carbonatom i en alken danner et positiv ladning på det andet carbon, og danner dermed et carbocation intermediat. Jo flere substitueret carbocationen (jo flere binding den har til carbon eller til elektrondonerende substituenter) jo mere stabil er den, på grund af induktiv effekt og hyperkonjugering. Det primære produkt ved additionsreaktionen vil være den der dannes fra det mest stabile intermediate. Det primære produkt ved addition af HX (hvor X er et atom mere elektronegativt end H) til en alken, har derfor hydrogen på den mindst substituerede position og X på den mest substituerede plads. Dog vil den mindre substituerede, mindre stabile carbocation stadig blive dannet i nogen grad, og vil fortsætte med at danne den sekundære produkt, hvor X sidder på den omvendte position.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


massefylde

Hvad er massefylde?


Massefylde er forholdet mellem et stofs masse og dets rumfang. Massefylden er tætheden af massen per rumfang, en liter vand har større tæthed end en liter luft og derved større massefylde. Massefylde omtales også som densitet eller massetæthed. Vægtfylde er en ældre betegnelse, som dog stadig er i almindelig brug uden for fagkredse, og rumvægt anvendes udelukkende som kornmål. Massefylde betegnes med det græske bogstav (Rho) \rho.

Massefylden er temperaturafhængig, da de fleste stoffer i nogen udstrækning udvider sig ved opvarmning og trækker sig sammen ved afkøling, uden at massen ændres. For gassers vedkommende er massefylden også trykafhængig, idet (ideale) gassers volumen er proportionalt med produktet af tryk og temperatur. Når man angiver massefylden, bør man derfor også altid angive ved hvilken temperatur, og for gassers vedkommende tillige ved hvilket tryk, massefylden er målt. Tidligere benyttede man et aræometer til at måle massefylden.

Rumfanget er volumen og angives i liter, kubikmeter eller andre enheder til måling af rumfang.

Massen angives som gram, kilo eller andre enheder til at måle vægt.

Hvis et stofs massefylde er mindre end en væskes massefylde, kan stoffet flyde på væskeoverfladen. Hvis stoffet har en større massefylde, synker det ned i bunden af væsken. Der ses bort fra væskens overfladespænding. Denne opdrift kaldes Arkimedes' princip efter den græske matematiker og fysiker Arkimedes.

Arkimedes skulle finde ud af hvor meget guld der var i kong Hieron 2's kongekrone. Kongen mistænkte guldsmeden for at snyde ved at benytte halvdelen af det guld han havde fået af kongen og i stedet benyttet sølv. Hvis man kunne bestemme densiteten, kunne man afgøre om der var sølv i kongekronen, da sølv er lettere end guld, men massefylden kan ikke alene findes ved vejning, man må også kende rumfanget. Historien fortæller at Arkimedes fandt løsningen mens han var i bad. Hvis han sænkede kongekronen ned i badekarret skulle mængden af vand stige og rumfanget af kongekronen ville være lig med rumfanget af stigningen. På den måde kunne han beregne massefylden af kongekronen som vægten divideret med rumfanget. Da sølv har en mindre massefylde end guld kunne Arkimedes konstatere at guldsmeden havde snydt kongen.

En anden måde at gøre det på er at balancere kongekronen og rent guld på en vægt. Ved nedsænkning i vand, vil der være en større opdrift på kongekronen, hvis der er blandet sølv i (se billedet). Denne erkendelse førte til formuleringen af Arkimedes' lov: Når et legeme sænkes ned i vandet, taber det lige så meget i vægt, som den fortrængte væske vejer (Arkimedes' lov, ca. 250 f.kr.).

.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


McMillan

Hvem er Edwin McMillan?


Edwin Mattison McMillan (8. september 1907 - 7. september 1991) var en amerikansk fysiker og Nobelprismodtager, der var den første som fremstillede et transurant grundstof, neptunium. Sammen med Glenn Seaborg modtog han Nobelprisen i kemi i 1951 for denne opdagelse.

Han dimitterede fra California Institute of Technology og blev herefter ph.d. fra Princeton University i 1933, hvorefter han blev ansat i Berkeley Radiation Laboratory. Her var han med til opdagelsen af oxygen-15 and beryllium-10. Under 2. verdenskrig arbejdede han på radare på MIT Radiation Laboratory, og på sonar på Navy Radio and Sound Laboratory. I 1942 blev han en del af Manhattan Project, der var et forsøg på at skabe atombombeer og hjalp med at skabe projektets Los Alamos Laboratory, hvor bomberne blev designet. Han ledede grupper der arbejdede på atomhåndvåben og deltog også i atomvåben baseret på implosionsteknologi.

McMillan var med til opfinde synkrotronen med Vladimir Veksler. Han vendte tilbage til Radiation Laboratory efter krigen, og byggede dem. I 1954 blev han udnævnt til en områdedirektør for Radiation Laboratory, og blev herefter vicedirektør i 1958. Da Lawrence døde dette år blev han direktør og beholdt den titel frem til sin pension i 1973.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


melatonin

Har mælk tappet om natten større melatonin-indhold?


Nat-mælk virker søvndyssende. Mælk, som er blevet malket af køer om natten, indeholder tryptofan og melatonin - og er derfor bedre at sove på, viser forskning, som er udført i Sydkorea. Nat-mælken indeholdt 10 gange mere melatonin end dag-mælken. Mus, der fik nat-mælk, blev søvnige og med dårligere muskel­koordination (som mennesker kender ved bilkørsel om natten).
Læs mere her.

Gå til index for siden


messing

Hvad er messing?


Messing er en legering af kobber og zink [en blanding af to eller flere metaller kaldes en legering, og legeringen har typisk helt andre egenskaber end de metaller, den er dannet af].

Bronze er legering af kobber og tin. Amalgamer er legeringer med kviksølv.

Læs mere her.

Gå til index for siden


metal

Hvad er et metal?


Metal er en fællesbetegnelse for metalliske grundstoffer eller legeringer heraf. I daglig tale inden for jernbranchen adskilles jern fra metallerne (jævnfør udtrykket "jern og metal "). De almindeligste brugsmetaller er jern, kobber, zink, aluminium, tin, bly og indbyrdes legeringer heraf, f.eks. stål, messing, bronze m.m. De mest værdifulde metaller kaldes ædelmetaller, f.eks. platin, sølv og guld.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


metal

Hvad er metaller?


Det er kun de færreste metaller (guld, platin og undertiden sølv), som man kan finde frit i naturen. De andre metaller findes som salte, hvoraf man så må udvinde metallet.

Hvis man f.eks. vil udvinde jern af jernilte, kan man opvarme jernilten og samtidig lede brint henover det. Brinten vil forbinde sig med ilten og danne vand, hvorved jernet bliver tilbage.

I stedet for brint kan man benytte kulstof, der forbinder sig med ilten under dannelse af kultveilte.

Hvis jernet findes i forbindelse med svovl (som jernsulfid), må man altså fjerne svovlet. Jernsulfidet kan opvarmes under luftens adgang, hvorved luftens ilt vil forbinde sig med svovlet under dannelse af svovliltesvovldioxid [SO2].

Jernet forbinder sig også med ilt, men den dannede jernilte kan som nævnt behandles med kulstof, hvorved jernet frigøres.

Læs mere her.

Gå til index for siden


metalpudsning

Hvordan kan man fremstille et metalpudsemiddel?


Til fremstilling af metalpudsemiddel blandes 15 teskefulde bariumsulfat [BaSO4] og 3 teskefulde oxalsyre. Metal­pudsemidlet kan bruges til pudsning af kobber, messing og zink. Opskriften er fra en bog fra 1951.

Læs mere her.

Gå til index for siden


metan

Hvad er metan?


Metan (methan) er den simpleste af millioner af mulige kulbrinteforbindelser - kemiske forbindelser mellem kulstof og brint. Ved stuetemperatur og atmosfærisk tryk er stoffet en gasart.

Metankoncentration i Jordens atmosfære i nyere tid ved jordoverfladen (øverst) og i stratosfæren (nederst).

Metan i atmosfæren sammenholdt med temperaturen i 420.000 år målt i iskerner fra Vostok, forskningsstation i Antarctica

Miljøforhold ved metan
Metan dannes blandt andet som et slutprodukt fra anaerob nedbrydning af visse typer organisk materiale, hvorfor gassen også omtales som sumpgas eller biogas, men 80% af den metan der findes i miljøet, kommer fra menneskelige aktiviteter, primært fra landbrug.

Metan er en drivhusgas, som er omkring 22 gange mere effektiv til drivhuseffekten end carbondioxid (CO2). I løbet af de sidste 200 år er atmosfærens metanindhold mere end fordoblet fra 0,8 til 1,7 ppm.

Den seneste globale temperaturstigning har betydet en begyndende optøning af den sibiriske tundra, hvor permafrost ellers har bundet enorme mængder af metan. Metan og olie forekommer ofte sammen med andre gasser. Således er der fra Coal Oil Point, et offshore område ud for Santa Barbara i Californien, et udslip af metan på 40 ton pr dag. Store udslip truer også fra såkaldte "dødens søer " i Afrika, specielt Kivusøen, der skønnes at indeholde 65 km3 metan og 256 km3 kuldioxid.

Da metan indeholder kulstof C, er det vigtigt at have den med i sine betragtninger, når man vil forstå kulstofkredsløbet i naturen. Mange vådområder binder eksempelvis kuldioxid (CO2), men afgiver til gengæld metan (CH4). På trods af dette forhold, har undersøgelser dog vist, at vådområder er effektive netto C-lagre alt i alt.

Tekniske anvendelser af metan
Metan bruges som energikilde, idét det er den primære bestanddel i naturgas. Metangas lugter i sig selv ikke af noget, så når gassen skal bruges som brændstof, tilsætter man en lille smule af en stærkt lugtende svovlforbindelse, f.eks. ætylmercaptan, så mennesker via deres lugtesans bliver advaret i tide om lækager.

Majskolber kan omdannes til kulstofbriketter, som kan lagre store mængder metangas ved lavt tryk. Det kan anvendes i biler, hvor det lette metanlager fint kan være under et passagersæde. Ved forbrænding frigøres der 890 kJ pr mol.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


metan

Kan man påvise methan på afstand?


Drivhusgassen methan er usynlig, men kan ses med en ny infrarød billedteknik. Det er forskere ved Linköping Universitet, som har udviklet det nye kamera. Teknikken (Optimal Infrared Hyperspectral Imaging) kan både påvise methan, og afsløre mængden af methan, der dannes. Det kan give ny viden om, hvordan methan-cyklussen er, siger Magnus Gålfalk fra Linköping Universitet.

Forskellige gasser har forskellig infrarød-absorption, og molekylerne vil ­absorbere (eller udsende) infrarødt lys afhængigt af, om baggrunden er varme­re eller koldere end gassen. Mønsteret af denne absorption/emission kan ­afsløre gassens art. Kameraet tager flere tusinde billeder pr. sekund, hvorved gassens bevægelser i tid kan følges.

Kameraet kan påvise methan på 700 meters afstand, dvs. at det ville kunne bruges fra en helikopter, der flyver hen over skove og søer, og dermed kan det supplere de methan-målinger, der udføres fra satellitterne GOSAT og IASI.

Læs mere her.

Gå til index for siden


methylphenidat

Hvad er methylphenidat?


Methylphenidat (bedre kendt under handelsnavnet Ritalin®) er et centralstimulerende lægemiddel der anvendes til behandling af ADHD og relaterede lidelser hos primært børn og unge, men i nyere tid også hos voksne. Disse psykiatriske diagnoser er tidligere gået under andre betegnelser, herunder MBD, hyperaktivitet og DAMP (i Skandinavien).

Forbruget af methylphenidat har de seneste år været støt stigende og en række kontroverser om stoffet har været fremme i medierne, både i udlandet og i Danmark. Disse omhandler bl.a. sikkerheden af stoffet, hvor der har været kritik af at bivirkninger ved langtidsbehandling er utilstrækkeligt undersøgt. Desuden har det stigende forbrug rejst etiske spørgsmål om psykofarmakologisk behandling af børn.

Methylphenidats virkning skyldes en generel øgning af niveauerne af signalstofferne dopamin og noradrenalin i hjernen.

Methylphenidat er i Danmark kun godkendt til behandling af ADHD (ICD diagnose: Hyperkinetisk forstyrrelse) hos børn og unge i alderen 6-18 år, samt til behandling af søvnsygdommen narkolepsi. På trods af dette bliver stoffet også i stort omfang benyttet til behandling af ADHD hos voksne. Methylphenidat er førstevalg til behandling af denne lidelse.

Ifølge Sundhedsministeriets retningslinjer bør behandling af børn og unge med centralstimulerende midler altid igangsættes af en speciallæge i børne- og ungdomspsykiatri, eller, i visse tilfælde, af en speciallæge i neurologi, pædiatri eller psykiatri. Vedligeholdelsesbehandlingen kan derefter varetages af den praktiserende læge.

Methylphenidat har vist sig at være effektivt mod den sjældne autonomiske lidelse postural ortostatisk takykardi syndrom.

Methylphenidat finder også anvendelse indenfor palliativ medicin, hvor dets stimulerende egenskaber udnyttes til at modvirke opioid-induceret sløvhed, forstærke opioiders smertestillende effekt, at behandle depression, samt forbedre de kognitive funktioner hos kræftpatienter.

Methylphenidats opmærksomheds- og udholdenhedsøgende egenskaber bliver også udnyttet af studerende. Et studium fra 2001 viste, at 6,9 % af universitetsstuderende i USA havde misbrugt methylphenidat til dette formål.

Dispenseringsformer for methylphenidat
Registrerede handelsnavne for methylphenidat i Danmark pr. september 2012 er Concerta, Equasym® Depot, Medikinet®, Motiron®, Ritalin®, Ritalin® Uno og Ritalina LA.

Methylphenidat fås i Danmark kun som perorale lægemiddelformer, enten som tabletter eller kapsler. I andre lande findes stoffet også bl.a. som injektionsvæske og plaster.

Depotformuleringer af methylphenidat
Methylphenidats korte halveringstid fører til, at det er nødvendigt at indtage konventionelle tabletter op til fire gange dagligt for at opretholde en nogenlunde konstant plasmakoncentration. For at undgå dette er der udviklet flere formuleringer med modificeret stofafgift, såkaldte depotformuleringer. Disse depotformuleringer sælges under navne som Ritalin® Uno, Concerta, Equasym® Depot og Medikinet® CR, og gør det muligt at nøjes med at administrere lægemidlet 1-2 gange dagligt.

Daytrana® er et medicinsk depotplaster med methylphenidat. Dette præparat er dog p.t. ikke markedsført i Danmark.

Galleri af forskellige versioner og typer af lægemidlet

1. Æske med Motiron® tabletter

2. Motiron® tablet
3. Ritalin® Uno depotkapsler

Historien om methylphenidat
Methylphenidat blev første gang syntetiseret i 1944 af Leandro Panizzon og patenteret af Ciba-Geigy (nu en del af Novartis) i 1954. Stoffet blev godkendt af den amerikanske levneds- og lægemiddelstyrelse (FDA) i 1955 og markedsført som Ritalin. Navnet Ritalin er udledt fra Panizzon's kones fornavn, Marguerite eller "Rita ". Methylphenidat var i starten indikeret til behandling af diverse lidelser såsom kronisk træthed, depressive tilstande, forvirret senil adfærd, psykose associeret med depression og narkolepsi.

Methylphenidat blev, ligesom andre centralstimulerende midler, i 1960'erne anvendt som modgift ved forgiftning med barbiturater.

Opdagelsen af centralstimulerende midlers effekt på ADHD tilskrives Charles Bradley i 1937. Han arbejdede med børn med neurologiske problemer og anvendte en teknik kaldt pneumoencephalografi til undersøgelse af børnene. Ved denne teknik tappes det meste af cerebrospinalvæsken og erstattes med luft for at give et bedre røntgenbillede af hjernen. Undersøgelsen førte til massive hovedpiner, som han behandlede med amfetamin. Han opdagede dermed tilfældigvis, at nogle af børnene med adfærdsvanskeligheder klarede sig betydeligt bedre i skolen efterfølgende. Disse børn ville i dag sandsynligvis blive diagnosticeret med ADHD.

I 1960'erne begyndte man at anvende methylphenidat til behandling af børn med ADHD, som dengang blev kaldt minimal brain dysfunction (MBD). Siden 1990'erne er antallet af personer diagnosticeret med ADHD steget markant, hvilket har medført en voldsom stigning i forbruget af methylphenidat.

Farmakologi for methylphenidat
De fire mulige stereoisomerer af methylphenidat. Stereocentre er markeret med 2 og 2'. Erythro-enantiomer parret ses foroven, mens threo parret ses forneden.

Methylphenidas kemi
Methylphenidat er, som mange andre centralstimulerende stoffer, et phenethylamin og indeholder derudover en piperidin-ring samt en estergruppe. Stoffet besidder to stereocentre, hvilket resulterer i fire mulige stereoisomerer (dextro- og laevo-enantiomerer af hhv. erythro- og threo-methylphenidat). Det er imidlertid kun to af disse stereoisomerer, der anvendes terapeutisk i en racemisk blanding, nemlig de to threo-isomerer.

Det systematiske IUPAC-navn for methylphenidat er "methylphenyl(piperidin-2-yl)acetat ".

Farmakodynamik
Methylphenidat er et mildt psykostimulerende middel. Der er bred konsensus om, at stoffets farmakologiske virkning primært skyldes en hæmning af monoamintransportører i hjernen.

In vitro-studier med synaptosomer har vist, at stoffet hæmmer genoptagelsen af signalstofferne dopamin og noradrenalin fra synapsespalterne ind i nerveterminalen. Methylphenidat besidder derimod ingen virkning på serotonin-transportørsystemet. Hæmningen af genoptagelsen fører til øgede koncentrationer af dopamin og noradrenalin i hjernen, som bl.a. resulterer i lindring af ADHD's kernesymptomer: Hyperaktivitet, impulsivitet og nedsat opmærksomhedsevne.

Desuden viser disse studier, at d-threo-isomeren af methylphenidat er ca. 10 gange mere farmakologisk aktiv end l-threo-isomeren, hvorimod erythro-isomererne ingen signifikant central virkning har.

Den farmakologiske virkemåde af methylphenidat ligner mere kokains end amfetamins, da methylphenidat og kokain primært hæmmer genoptagelse af monoaminer, hvorimod amfetamin, ud over en vis hæmning af genoptagelse, også fører til en direkte frigivelse af disse signalstoffer. Derudover har amfetamin, i modsætning til methylphenidat, en vis virkning på serotonin niveauerne.

In vivo-dyrestudier bekræfter fundene i in vitro-forsøgene, nemlig at methylphenidat bevirker en generel øgning af niveauerne af dopamin og noradrenalin i centralnervesystemet.

Metabolisme for methylphenidat
Metabolismen af methylphenidat består primært af hydrolyse hvor estergruppen kløves. Dermed dannes metabolitten ritalinsyre. Hydrolysen er katalyseret af enzymet carboxylesterase 1 (CES1), der primært findes i leveren.

Bivirkninger ved methylphenidat
De mest hyppige bivirkninger for methylphenidat er hovedpine, søvnbesvær, nervøsitet, mavesmerter, nedsat appetit og forstoppelse. Disse bivirkninger ses mest i den indledende fase af behandlingen og er typisk forbigående.

Andre mere sjældne bivirkninger er palpitationer, nervøsitet, mundtørhed, vægttab, kvalme og irritabilitet.

Methylphenidat kan forværre symptomerne ved skizofreni og andre psykotiske lidelser, og stoffet er derfor kontraindiceret hos patienter med skizofreni, personlighedsforstyrrelser, bipolar affektiv sindslidelse eller mani.

Kardiovaskulære bivirkninger ved methylphenidat
På grund af methylphenidats sympatomimetiske egenskaber, der fører til en gennemsnitlig øgning i blodtryk og puls på hhv. 1-4 mm Hg og 3-8 slag pr. minut, har der været mistanke om, at behandling med stoffet kan medføre en øget risiko for pludselig hjertedød eller andre alvorlige kardiovaskulære hændelser.

I februar 2006 stemte rådgivningsudvalget for lægemiddelsikkerhed og risikohåndtering i den amerikanske fødevare- og lægemiddelforvaltning (FDA) om, hvorvidt lægemidler med methylphenidat skulle forsynes med den stærkeste advarsel der findes for medicin i USA, den såkaldte "Black Box "-advarsel. Udvalget stemte otte for og syv imod. Ved et efterfølgende møde i det pædiatriske rådgivningsudvalg i FDA blev det besluttet ikke at følge dette råd, baseret på at studier ikke har kunnet påvise en øget risiko for pludselig hjertedød hos mennesker uden eksisterende hjerteproblemer. Derudover fandtes der allerede en advarsel på pakningerne om, at forsigtighed skal udvises ved behandling af børn med kendte hjerteproblemer.

Flere studier har undersøgt hyppigheden af hjerteproblemer hos børn og unge i behandling med stimulerende midler. Nogle studier har kunnet påvise en øget risiko, som dog kan bortforklares ved studiernes metodologiske svagheder. Nyere, større studier har ikke kunnet påvise en øget risiko for alvorlige hjertetilfælde hos personer i behandling med stimulerende midler ift. kontrolgrupper.

Medicin.dk påpeger dog, at methylphenidat bør anvendes med forsigtighed hos personer med hjerte-kar-sygdomme eller familiær disposition herfor.

Væksthæmning ved methylphenidat
Der har været bekymringer om, at methylphenidat fører til en reduktion i væksthastighed hos børn. Studier har vist, at væksthastigheden i behandlingsperioden midlertidigt er en smule nedsat, men at kroppen senere kompenserer for dette, og at børnene når samme højde som ikke-behandlede børn.

Doping, sport og bilkørsel - og methylphenidat
Methylphenidat er i gruppe S6b (stimulerende stoffer) på Anti Doping Danmarks dopingliste. Dette betyder, at påvisning af methylphenidat hos alle idrætsudøvere ifm. konkurrencer medfører udelukkelse fra alle trænings- og konkurrenceaktiviteter samt et hvilket som helst ulønnet eller lønnet hverv inden for Danmarks Idræts-Forbund, medlemsorganisationer og foreninger.

Dog kan der søges om lægepåtegnet dispensation, kaldt Therapeutic Use Exemption (TUE), fra disse regler.

Lægemiddelpakninger med methylphenidat forsynes med rød advarselstrekant, som betyder at "Forsigtighed tilrådes ved bilkørsel og maskinbetjening ".

Misbrug af methylphenidat
Da methylphenidat bevirker en øgning af dopamin-niveauerne i hjernen, kan indtagelse af stoffet føre til eufori, og der eksisterer derfor en risiko for misbrug. I den kliniske anvendelse af methylphenidat administreres stoffet peroralt. Ved peroral indgift forekommer en langsom stigning i dopamin-niveauerne, som ikke i væsentlig grad udløser eufori. Derimod medfører intravenøs eller intranasal indgift af methylphenidat en hurtigere og kraftigere stigning i dopamin, og disse administrationsveje er derfor langt mere tilbøjelige til at udløse eufori.

Ved misbrug af methylphenidat bliver tabletter også typisk knust og enten sniffet eller opløst i væske og injiceret. Større perorale doser af methylphenidat kan dog også udløse eufori. Da syntesen af methylphenidat ikke er ukompliceret, er kilden for misbrugere primært diversion af lægemidlet i stedet for ulovlig syntese. Enkelte case-rapporter, hvor methylphenidat har været misbrugt intranasalt, angiver misbrugsdoser i området 60-100 mg. Misbrugere der søger eufori foretrækker intravenøs eller intranasal administration, hvorimod misbrugere der søger den udholdenhedsøgende og opkvikkende effekt foretrækker peroral administration.

Kontrol og forebyggelse af misbrug

På grund af methylphenidats misbrugspotentiale har stoffet udleveringsbestemmelse AP4, hvilket vil sige, at det er omfattet af §4 i receptbekendtgørelsen og derfor kun må udleveres én gang efter samme recept, at lægens CPR-nummer skal påføres recepten, samt at alle ordinationer og udleveringer af lægemidlet overvåges af Sundhedsstyrelsen.

Methylphenidat er på liste B i bekendtgørelsen om euforiserende stoffer og må derfor kun benyttes til medicinske og videnskabelige formål.

Kontroverser om methylphenidat
Der har været en række kontroverser om behandling med stimulerende midler som methylphenidat.

Stigende forbrug af methylphenidat
Forbruget af methylphenidat har været kraftigt stigende siden 1990'erne i den vestlige verden og Danmark er ingen undtagelse i denne henseende. F.eks. udgav Sundhedsstyrelsen i 2010 en rapport, der viste at antallet af personer i Danmark i behandling med medicin mod ADHD tidobledes over perioden 2000-2009. Rapporten viste også at det gennemsnitlige forbrug pr. person var steget og konkluderede at:

"En betydelig stigning ud over de aktuelle 2,2 % i andelen af drenge i aldersgruppen 10-19 år, som behandles medicinsk, forekommer ikke rationelt. Forbruget i denne gruppe bør i særdeleshed følges tæt. Forbruget blandt piger i aldersgruppen 10-19 år afspejler næppe forekomsten af tilstanden, hvorfor en yderligere stigning i forbruget i denne gruppe ikke kan udelukkes. Det stigende forbrug blandt voksne afspejler den øgede opmærksomhed omkring tilstanden også hos voksne. Forbruget i denne gruppe bør ligeledes følges tæt og potentialet for misbrug haves in mente. Stigningen i den gennemsnitlige dosis per år kan afspejle færre/kortere behandlingspauser og/eller anvendelse af større doser. Begge forhold er ikke nødvendigvis rationelle. Methylphenidat anvendes i udstrakt grad som førstevalg, hvilket er rationelt. Der anvendes i stor udstrækning depotformulering af methylphenidat, hvilket også er rationelt ".

Denne udvikling har fået meget opmærksomhed i medierne. Bl.a. har det i Dagbladet Information været fremhævet at:

"Et stigende antal syge og medicinerede børn kan umuligt være et samfundsmæssigt sundhedstegn, og inflationen i ADHD-diagnose og -medicin kan ikke alene forklares med bedre diagnosticeringsredskaber og længere tids medicinering. Det handler bl.a. også om børneliv, om diagnosens betydning i forhold til anerkendelse, sociale ydelser og om patologisering af livsproblemer. Sidst men ikke mindst handler det om medicinkultur. "

Senere studier har dog vist at det stigende antal af personer i medicinsk behandling for ADHD er stagneret de seneste to år, både ift. incidens og prævalens.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Mimikry

Kender man kemisk kamouflage hos hvirveldyr?


Kemisk mimikry med lugtstof. En lille koralrev-fisk kan undgå at blive spist ved at skaffe sig den lugt, som korallerne omkring den har. Det gør den ved at spise af korallerne. Det er kost-matchende kemisk mimikry (eller "krypsis").

Det har i århundreder været kendt, at dyr kan skjule sig for deres fjender ved at have farver eller former, som får dem til at blive usynlige på levestedet. Da mange rovdyr bruger deres lugtesans, er det nærliggende at tænke sig, at lugt-kamouflage forekommer, men det er bare aldrig før nu blevet påvist i hvirveldyr (fænomenet kendes dog fra insektverdenen, idet f.eks. nogle larver bliver "usynlige" for rov­myrer ved at spise af deres foderplante, og derved opnå plantens duft).

Rohan Brooker (i Australien) har studeret en fisk, der kaldes harlequin filefish. Den er ca. 10 cm lang og ligner en koralgren. En krabbe (som var blændet, så den ikke kunne se fisken) blev sat ned i et akvarium, hvor fisken var i den ene ende og korallen i den anden ende. Krabben valgte lige så gerne at gå mod korallen som mod byttet (filefish-fisken).

Tilsvarende forsøg blev udført med en rovfisk. Rovfisken blev også forvirret, og var mindre interesseret i at finde byttet (filefish-fisken), jo tættere man placerede korallen på rovfisken. Hvis korallen var af en anden koralart, end den koral­art, som filefish-fisken havde spist, blev rovfisken meget mere aktiv og opsøgende.

Læs mere her.

Gå til index for siden


Modrich

Hvem er Paul L. Modrich?


Paul Lawrence Modrich (født 13. juni 1946 i Raton, New Mexico) er en amerikansk biokemiker. Han er kendt for sit arbejde med reparation af DNA-fejl.

Paul L. Modrichs arriere
Paul Modrich tog sin ph.d. fra Stanford University i 1973. Han er nu professor ved Duke University og forsker ved Howard Hughes Medical Institute. Sammen med Tomas Lindahl og Aziz Sancar modtog han i 2015 Nobelprisen i kemi for "mekanistiske studier af, hvordan DNA repareres i kroppen ".
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Moerner

Hvem er William E. Moerner?


William Esco Moerner (født 24. juni 1953 i Pleasanton) er en amerikansk fysisk kemiker og kemisk fysiker, som også arbejder med biofysik og kortlægning af enkelt molekyler. Han krediteret som værende den første optiske detektion og spektroskopi af et enkelt molekyle i kondeseret fase sammen med sin postdoc, Lothar Kador. Optiske studier af enkelte molekyler er senere blevet en almindelige at bruge ved eksperimenter med enkelte molekyler i kemi, fysik og biologi. I 2014 modtog han Nobelprisen i kemi sammen med Stefan Hell og Eric Betzig for "udviklingen af fluorescensmikroskopi med høj opløsning ".
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


mol (enhed)

Hvad er mol (enhed)?


Et mol (o'et udtales som i stol) er SI-enheden for stofmængde. Enhedens symbol og danske navn er sammenfaldende, mens f.eks. det franske og engelske navn er mole. Et mol svarer til ca. 6,022?141?×?1023 formelenheder (f.eks. atomer), og dette tal, med enheden mol-1, kaldes Avogadros konstant. Enheden mol benyttes til angivelse af mængder af atomer, molekyler eller subatomare partikler. Definitionen på et mol er, at et mol 12C har en masse på nøjagtigt 12 g. Avogrados konstant er derfor lig antallet af 12C-atomer i 12 g 12C.

Enheden mol indgår i forbindelse med stofmængdekoncentration (tidligere også nævnt molaritet), som måles i mol pr. liter, i molalitet, der måles i mol pr. kilogram opløsningsmiddel, samt i molar masse, der måles i gram pr. mol. Et mol hydrogenatomer vejer eksempelvis 1,008 gram, fordi hydrogenatomernes molare masse er 1,008 g/mol.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


molvægt

Hvad er molvægt?


Molar masse eller molmasse, i gamle dage også kaldt molvægt, har størrelsessymbolet M og er en fysisk-kemisk egenskab ved et stof, der udtrykker massen
Læs mere: Her
Gå til index for siden


molvægt

Hvad er molvægt?


Molvægt er et gammelt udtryk for molar masse eller molmasse. Det har størrelsessymbolet M og er en fysisk-kemisk egenskab ved et stof, der udtrykker massen pr. stofmængde, som regel i enheden g/mol, selv om SI-enheden egentlig er kg/mol.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


molybdæn

Hvad er molybdæn?


Molybdæn (af græsk molybdos, der betyder "bly-agtig ") er det 42. grundstof i det periodiske system, og har det kemiske symbol Mo: Under normale temperatur- og trykforhold optræder dette overgangsmetal som et tungt, gråt metal.

Rent molybdæn er "sprødt " og er tilbøjeligt til at smuldre hvis man forsøger at bearbejde og formgive materialet.

Ligesom wolfram angribes molybdæn ikke af reducerende syrer, end ikke flussyre, til gengæld angribes molybdæn af oxiderende syrer samt smeltede alkalimetaller.

Tekniske anvendelser af molybdæn
Siden første verdenskrig har man anvendt molybdæn som en "ingrediens " i særlige stærke, korrosions- eller varmebestandige stål-typer og andre legeringer, og i dag bruges to tredjedele af verdens samlede produktion af molybdæn i sådanne legeringer. Disse materialer bruges blandt andet i rørledninger til olie, til visse komponenter i flyvemaskiner og missiler, og i glødetråde. I visse røntgenrør, især dem der anvendes i udstyr til mammografi, er anoden lavet af molybdæn. Indenfor elektronikken anvendes molybdæn til at lave gennemsigtige tilledninger til de tyndfilm-transistorer der især bruges i visse typer LCD-skærme.

I den petrokemiske industri bruges molybdæn som en katalysator, især til at fjerne svovl-holdige organiske forbindelser fra olieprodukter. Molybdændisulfid (MoS2) er fremragende som "tørt " smøremiddel, især ved høje temperaturer. Molybdæn indgår desuden i en række røde, orange og gule farvestoffer til maling, trykfarve samt plastic og gummi.

Historien om molybdæn
Da molybdæn i naturen altid forekommer som en bestanddel af forskellige mineraler, blev dette grundstof først identificeret i slutningen af det 18. århundrede - indtil da blev de molybdænholdige mineraler fejlagtigt identificeret som mineraler af andre grundstoffer, typisk kulstof og bly. I 1778 fremstillede den svenske kemiker Carl Wilhelm Scheele molybdæntrioxid ved at behandle mineralet molybdænit (molybdændisulfid) med salpetersyre, og påviste derved at der var tale om et "nyt " grundstof. Scheeles landsmand, kemikeren og mineralogen Peter Jacob Hjelm, reducerede molybdænoxid til metallisk om end ikke særlig rent molybdæn ved hjælp af kulstof.

Det nye grundstof forblev en laboratoriekuriositet indtil slutningen af det 19. århundrede, da den franske virksomhed Schneider & Co gennem nogle eksperimenter med additiver i stål til pansring opdagede molybdæns nyttige egenskaber. Under første verdenskrig voksede forbruget af molybdæn kraftigt, da der blev knaphed på wolfram til brug i stærke stållegeringer.

Forekomst af molybdæn
Molybdæn findes i en række mineraler, herunder wulfenit, powellit og molybdænit, men det er primært sidstnævnte der er udgangspunkt for kommerciel udvinding af molybdæn. Nogle steder udvindes dette mineral ved minedrift, andre steder følger det med som et biprodukt til kobber-udvinding. Molybdæn-indholdet varierer mellem 0,01% og 0,5%, og omkring halvdelen af verdens samlede produktion af molybdæn udvindes i USA.

I en prøve af peroxen som den sovjetiske rumsonde Luna 24 bragte til Jorden fra Mare Crisium på Månen, har man fundet et "korn " på 1 × 0,6 mikrometer af rent molybdæn.

Molybdæn i biologien
Molybdæn spiller en rolle i alle levende væsener; alle levende ting indeholder et par parts per million af dette grundstof, og har brug for det i deres næring. Et stykke jord kan ligge goldt hen hvis der er mangel på molybdæn i jorden.

Molybdænet indgår i to klasser af enzymer; nitrogenaser og molybdopteriner. Nitrogenaser findes i bakterier, hvor de medvirker til kvælstoffiksering. Hos dyr indgår molybdæn i enzymet xanthinoxidase, som medvirker ved nedbrydningen af purin. Hos visse dyrearter stimuleres væksten af et tilskud af molybdæn i deres kost.

Molybdæn og dets kemiske forbindelser er ikke i sig selv voldsomt giftige; akut molybdænforgiftning er usandsynligt hos mennesker, fordi det ville kræve en temmelig stor dosis. Folk der arbejder med udvinding eller raffinering af molybdæn bliver formodentlig udsat for molybdæn, men hidtil har der ikke været rapporteret om bivirkninger af denne påvirkning.

Til gengæld griber et overskud af molybdæn i kosten ind i organismens optagelse af andre stoffer; blandt andet hæmmer det optagelsen af kobber og medfører mangel på dette stof.

Francis Crick, som var med til at opdage DNA, tolker den kendsgerning, at et forholdsvis sjældent grundstof som molybdæn spiller en afgørende rolle for alt liv, som et indicium for panspermia-teorien: At livet er vandret fra den ene "beboelige " planet til den næste, og mere eller mindre bevidst "befrugter " nye verdener med liv.

Molybdæn i sedimenter bruges som indikator for atmosfærens indhold af oxygen som forudsætning for dyrenes udvikling.

Isotoper af molybdæn
Der findes seks stabile isotoper af molybdæn; 92Mo, 94Mo, 95Mo, 96Mo, 97Mo og 98Mo. Dertil kender man nærved to dusin radioaktive isotoper, hvoraf langt størsteparten har halveringstider der måles i sekunder.

Rent molybdæn er "sprødt " og er tilbøjeligt til at smuldre hvis man forsøger at bearbejde og formgive materialet.

Ligesom wolfram angribes molybdæn ikke af reducerende syrer, end ikke flussyre, til gengæld angribes molybdæn af oxiderende syrer samt smeltede alkalimetaller.

Tekniske anvendelser af molybdæn
Siden første verdenskrig har man anvendt molybdæn som en "ingrediens " i særlige stærke, korrosions- eller varmebestandige stål-typer og andre legeringer, og i dag bruges to tredjedele af verdens samlede produktion af molybdæn i sådanne legeringer. Disse materialer bruges blandt andet i rørledninger til olie, til visse komponenter i flyvemaskiner og missiler, og i glødetråde. I visse røntgenrør, især dem der anvendes i udstyr til mammografi, er anoden lavet af molybdæn. Indenfor elektronikken anvendes molybdæn til at lave gennemsigtige tilledninger til de tyndfilm-transistorer der især bruges i visse typer LCD-skærme.

I den petrokemiske industri bruges molybdæn som en katalysator, især til at fjerne svovl-holdige organiske forbindelser fra olieprodukter. Molybdændisulfid (MoS2) er fremragende som "tørt " smøremiddel, især ved høje temperaturer. Molybdæn indgår desuden i en række røde, orange og gule farvestoffer til maling, trykfarve samt plastic og gummi.

Da molybdæn i naturen altid forekommer som en bestanddel af forskellige mineraler, blev dette grundstof først identificeret i slutningen af det 18. århundrede - indtil da blev de molybdænholdige mineraler fejlagtigt identificeret som mineraler af andre grundstoffer, typisk kulstof og bly. I 1778 fremstillede den svenske kemiker Carl Wilhelm Scheele molybdæntrioxid ved at behandle mineralet molybdænit (molybdændisulfid) med salpetersyre, og påviste derved at der var tale om et "nyt " grundstof. Scheeles landsmand, kemikeren og mineralogen Peter Jacob Hjelm, reducerede molybdænoxid til metallisk om end ikke særlig rent molybdæn ved hjælp af kulstof.

Det nye grundstof forblev en laboratoriekuriositet indtil slutningen af det 19. århundrede, da den franske virksomhed Schneider & Co gennem nogle eksperimenter med additiver i stål til pansring opdagede molybdæns nyttige egenskaber. Under første verdenskrig voksede forbruget af molybdæn kraftigt, da der blev knaphed på wolfram til brug i stærke stållegeringer.

Forekomst af molybdæn
Molybdæn findes i en række mineraler, herunder wulfenit, powellit og molybdænit, men det er primært sidstnævnte der er udgangspunkt for kommerciel udvinding af molybdæn. Nogle steder udvindes dette mineral ved minedrift, andre steder følger det med som et biprodukt til kobber-udvinding. Molybdæn-indholdet varierer mellem 0,01% og 0,5%, og omkring halvdelen af verdens samlede produktion af molybdæn udvindes i USA.

I en prøve af peroxen som den sovjetiske rumsonde Luna 24 bragte til Jorden fra Mare Crisium på Månen, har man fundet et "korn " på 1 × 0,6 mikrometer af rent molybdæn.

Molybdæn i biologien
Molybdæn spiller en rolle i alle levende væsener; alle levende ting indeholder et par parts per million af dette grundstof, og har brug for det i deres næring. Et stykke jord kan ligge goldt hen hvis der er mangel på molybdæn i jorden.

Molybdænet indgår i to klasser af enzymer; nitrogenaser og molybdopteriner. Nitrogenaser findes i bakterier, hvor de medvirker til kvælstoffiksering. Hos dyr indgår molybdæn i enzymet xanthinoxidase, som medvirker ved nedbrydningen af purin. Hos visse dyrearter stimuleres væksten af et tilskud af molybdæn i deres kost.

Molybdæn og dets kemiske forbindelser er ikke i sig selv voldsomt giftige; akut molybdænforgiftning er usandsynligt hos mennesker, fordi det ville kræve en temmelig stor dosis. Folk der arbejder med udvinding eller raffinering af molybdæn bliver formodentlig udsat for molybdæn, men hidtil har der ikke været rapporteret om bivirkninger af denne påvirkning.

Til gengæld griber et overskud af molybdæn i kosten ind i organismens optagelse af andre stoffer; blandt andet hæmmer det optagelsen af kobber og medfører mangel på dette stof.

Francis Crick, som var med til at opdage DNA, tolker den kendsgerning, at et forholdsvis sjældent grundstof som molybdæn spiller en afgørende rolle for alt liv, som et indicium for panspermia-teorien: At livet er vandret fra den ene "beboelige " planet til den næste, og mere eller mindre bevidst "befrugter " nye verdener med liv.

Molybdæn i sedimenter bruges som indikator for atmosfærens indhold af oxygen som forudsætning for dyrenes udvikling.

Isotoper af molybdæn
Der findes seks stabile isotoper af molybdæn; 92Mo, 94Mo, 95Mo, 96Mo, 97Mo og 98Mo. Dertil kender man nærved to dusin radioaktive isotoper, hvoraf langt størsteparten har halveringstider der måles i sekunder.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


molybdæn

Hvad er molybdæn?


Styrede molybdæn evolutionen på Jorden? Man kan spørge, om grundstoffet molybdæn er det stof, der styrede evolutionen på Jorden. Det ville være en forenkling, - men nutidens oxygen-rige atmosfære var ikke oprindeligt til stede på Jorden, og måske spillede molybdæn en vigtig rolle for denne ændring.

Indtil for nylig har man tænkt, at ilten stammede fra fotosyntese. Men nu har man erkendt, at det var mere komplekst. Jordens atmosfære blev iltrig i løbet af flere trin, og over en meget lang periode.

Fra for omkring 3,85 milliarder år siden til for omkring 2,45 milliarder år siden, antager man, at Jordens atmosfære indeholdt nitrogen foruden noget carbondioxid, vanddamp og methan. Hvis der overhovedet var oxygen i atmosfæren, må iltkoncentrationen have været under 10 Pascal (10 Pa). (Oxygen-koncentrationen er nu 21000 Pa).

Også havene var uden ilt. (I visse lavvandede områder kan der have været noget ilt, som blev dannet af de første fotosyntetiserende cyanobakterier).

I perioden fra for 2,45 milliarder år siden til for 1,85 milliarder år siden steg atmosfærens oxygen-indhold til mellem 2000 og 4000 Pa i forbindelse med, at hastigheden af fotosyntesen forøgedes meget. Lavvandede hav­områder blev delvis iltholdige, men i dybhavene var der stadig ikke ilt.

For 2,4 milliarder år siden og til for 2,0 milliarder år siden var der særlig meget oxygen i atmosfæren - perioden kaldes Great Oxidation Event (GOE).

Fra for 1,85 milliarder år siden til for 0,85 milliarder år siden (trin 3) skete der meget lidt ændring af atmosfærens sammensætning. Det er blevet kaldt the boring billion years (de kedelige en milliard år).

Fra for 0,85 milliarder år siden til for 0,54 milliarder år (540 mill. år siden) (trin 4) siden steg oxygen-koncentrationen, indtil den nåede nær det niveau, vi har i dag. Den steg til mellem 10.000 Pa og 20.000 Pa.

Oxygen-koncentrationen nåede op på 35.000 Pa i løbet af Kultiden (Carboniferous period) fra for 0,36 milliarder år siden til for 0,30 mia. år siden efterfulgt af et fald til ca. 20.000 Pa.

Alle levende organismer kræver nitrogen. Omkring tiden for det tidlige liv på Jorden blev landområderne udsat for meget ultraviolet lys, og det var derfor især i havene, livet udvikledes.

For at livet kunne formere sig, måtte der være reaktionsveje, der kunne omforme nitrogen fra en opløst nitrogengas til en mere anvendelig form, såsom ammonium-ionen eller nitrat-ionen.

Navnlig ammonium-ionen kunne anvendes i syntesen af aminosyrer og andre for livet nødvendige nitrogen-holdige molekyler. For at omdanne nitrogen til andre oxidations-tilstande behøvede organismerne et enzym, der var i stand til at udføre mange elektron­overførsler.

I det iltfrie hav var jern til stede i stor mængde som en jern(II)-ion. Så de tidlige cyanobakterier må have brugt jern(II) som en redox-kerne for den nitrogen-indfangende reaktionsvej.

Med den opbygning af atmosfærisk oxygen, der (i trin 2) var et resultat af ­cyanobakteriernes fotosyntese, blev overfladiske områder af havene iltholdige.

Derved uddøde meget af det liv, som ikke tålte ilt (anaerobisk liv). Dette kaldes undertiden "the oxygen catastrophe" (oxygen-katastrofen).

Den øgede oxygen-koncentration oxiderede vandets opløselige jern(II)-ioner til uopløseligt jern(III)-oxid. Som et resultat heraf blev havbunden dækket af båndede lag af jernoxider (lodret set). Derved blev jern et mere sjældent grundstof i havene, og derved hæmmedes yderligere fotosyntese (i trin 3 og trin 4).

Fe2+ (opløst form) g

Fe3+ (opløst form) + e-

O2 (gasform) + 2H2O(vand) + 4e- g

4OH- (opløst form)

2Fe3+ [opløst] + 6OH- [opløst] g

Fe2O3 [uopløseligt, fast stof, jern(III)oxid] + 3H2O [vand]

I 1998 foreslog D. E. Canfield (der arbejder ved Syddansk universitet i Odense), at i perioden fra for 1,85 milliarder år til for 0,85 milliarder år siden ("de kedelige en milliard år") var situationen den, at selv om atmosfæren tildels var blevet iltholdig, forblev dybhavene uden ilt.

Ifølge Canfield-modellen var dybhavene ikke kun uden ilt, men også mættet med hydrogensulfid (en oxygenfri/hydrogensulfidholdig kombination kaldet euxinic) og som resultat heraf var fotosyntesen begrænset. Først da dybhavene også blev iltholdige, kunne den marine fotosyntese forløbe med hurtig hastighed.

En amerikansk forsker, Ariel Ambar, og kolleger fastslog, at den begræn­sende faktor for havets fotosyntese var den vandige koncentration af molybdæn. De påviste, at i perioden med den oxygenfrie/hydrogensulfidholdige kombination (the euxinic period), var koncentrationen af vandig molybdæn meget lav.

Men i begyndelsen af trin 4 skete iltkoncentrations-stigningen (the major rise in oxygen concentration) samtidig med forøgelsen af vandig molybdæn til næsten 300 ppm. Der var altså en korrelation/sammenhæng mellem havets molybdæn-koncentration og det stigende niveau af oxygen i atmosfæren.

Man har derfor argumenteret for, at som et resultat af den høje koncentration af molybdæn i havet, udviklede organismerne et højeffektivt molybdæn-holdigt coenzym, nitrogenase, til at binde atmosfærens nitrogen (N-fixe­ring). Med hurtig-syntese af aminosyrer kunne fotosyntetiserende organismer formere sig hurtigere, og derved øge oxygen-produktionen kraftigt.

Den unikke kemi, som molybdæn har, muliggjorde udvikling af andre enzymer i organismerne, f.eks. til ­assimilation og reduktion af den giftige ­nitrat-ion. Molybdænets tilgængelighed for organismerne kan have været nøglen til at forøge indholdet af ilt i vores atmosfære.

Den mest termodynamisk stabile form af molybdæn under oxiderende og neutrale betingelser er molybdat-ionen MoO42-, med molybdæn(VI). Denne ion har en høj vandig opløselighed, hvorved den let lader sig transportere i biologiske systemer. Molybdat-ionen transporteres gennem cellerne ved den samme mekanisme som sulfat-ionen transporteres med, mener man. Molybdæn(VI) er kemisk beslægtet med svovl(VI). [Der er en kobling mellem de højeste oxidationsstadier af et grundstof i gruppe (n) med et grundstof i gruppe (n+10). Molybdæn og svovl har denne kobling, idet molybdæn er i gruppe 6, og svovl er i gruppe 16 i det periodiske system].

Molybdæn er et essentielt grundstof for livet. Det er det metal med højest atomnummer, som kræves for afgørende biologiske processer. For planter er det vigtigste molybdæn-holdige molekyle netop enzymet nitrogenase. Det er det enzym i bakterier og alger, som omdanner luftformig nitrogen til ammonium-ionen, og det anvendes af bakterier til proteinsyntese.

Et almindeligt redox-kerne system i mange enzymer, kendt som pseudo-­cubane, er et kubisk arrangement, hvor molybdæn-atomet er placeret i det ene hjørne af en kube, som også indeholder tre jernatomer og tre svovl­atomer, som i nitrogenase-cofaktoren (i en Fe7MoS9 metalkerne).

Foruden nitrogenase er der en familie af molybdæn-holdige enzymer (de har en molybdæn-cofaktor), som udfører vitale afgiftninger i bakterier, planter og mere komplekse organismer. Som det også gælder for nitrogenase, indeholder kernen i disse enzymer foruden molybdæn også jern og svovl.

Molybdæn(VI) kan ganske let reduceres til oxidations-tilstandene +5 og +4, og dets biologiske virkning synes derfor at være en elektron-opfanger ('sink', bassin) i redox-processerne. Desuden har molybdæn, som det også gælder for mange andre metaller med højt atomnummer, en tendens til at binde sig til svovl og svovlholdige molekyler, som det gør i nitrogenase og andre enzymsystemer. Så man kan spørge, hvorfor molybdæn ikke var til rådighed, da havene blev mættet med hydrogensulfid?

I iltfrie/hydrogensulfidholdige vandige opløsninger kan sulfid-ionen trinvis erstatte oxygen-atomet og danne den opløselige thiomolybdat-ion, MoS42-. Denne ion kan reduceres af bakterier til et meget uopløseligt molybdæn(IV)-sulfid, MoS2 (kendt af geologer som molybdenit).

MoO42- (opløst form) + 4H2S (opløst form) g MoS42- (opløst form) + 4H2O (vand).

MoS42- (opløst form) + 2e- (bakterier) g MoS2 (fast stof) +2S2- (opløst form).

Når det drejer sig om de biologiske processer under den tidlige del af evolutionen af livet på Jorden, bliver ­metal-ionernes rolle ofte overset, (bortset fra jernets rolle). Men molybdæn og andre metaller spillede og spiller afgørende roller i de biologiske processer. Vi har nu stærk evidens for, at molybdæn var begrænsende for udviklingen af livsformerne på Jorden.

Molybdæn er centralt for alt liv, fordi det ligger i hjertet af enzymer, såsom nitrogenase, som omdanner nitrogen-luftarten til ammonium, som bruges til at producere fundamentale biologiske byggesten, såsom nukleotiderne, der indgår i DNA og RNA, samt til bygning af aminosyrerne, som indgår i proteiner.

I de tidlige have var molybdæn en begrænsende faktor. Kun molybdat-ionen MoO42- er stabilt opløselig i vand, og derfor ville molybdæn kun sive ud fra klipper, hvis der var tilstrækkelig oxygen til stede til at oxidere de molybdænholdige mineraler.

Først da havene blev iltholdige, kunne molybdæn blive biologisk tilgængelig som en vandig molybdat-ion MoO42-.

Så snart dette opløselige molybdæn var til stede, udviklede biologien sig og nedbrød noget af luftens store lager af nitrogen og inkorporerede dets nitrogen-atomer i de organisme-byggesten, som livet blandt andet består af.

I 2009 erkendte forskere, at tilgængeligheden af molybdæn er en begrænsende faktor i væksten af træer (og at den begrænsende faktor ikke som tidligere antaget er tilgængeligheden af phosphat). Nitrogen-optagelsen i træer er meget afhængig af jordbakterier, som udfører den essentielle proces at omdanne atmosfærens nitrogen til ammonium, og hertil kræves altså molybdæn som enzym-cofaktor. Derfor vil phosphatgødning ikke forøge væksten af træer, medmindre phosphatgødningen også indeholder spor af molybdæn, som indgår i enzymet.

Der findes i alt ca. 50 molybdænholdige enzymer, som bruges af bakterier, planter og dyr. I mennesker kan særlig ét af disse enzymer give problemer, nemlig enzymet xanthinoxidase, som producerer urinsyre, hvorved kroppen bliver fri for uønskede nitrogen-holdige stoffer. - Imidlertid kan dette enzym blive for aktivt, hvilket fører til dannelse af krystaller af urinsyre, som ophobes i led og sener, og her ­medfører gigt (gout, kongernes sygdom, som det blev kaldt), og som bliver stadig mere almindelig. Moderne behandling for denne lidelse bliver målrettet mod xanthinoxidase-­enzymet for at hæmme dets aktivitet.

Enzymet aldehydoxidase indeholder også molybdæn. Dette enzym er ansvarligt for at omdanne aldehyder til carboxylsyrer. Dette kræves for omsætning af alkohol.

I kroppen bliver ethanol (efter at have udført sin berusende virkning) oxideret til ethanal, (og ophobningen af dette aldehyd er årsagen til tømmermænd), men efterhånden griber aldehydoxidase ind, og omdanner dette ethanal til ethanoic acid (= acetic acid, eddikesyre), som kroppen kan bruge som energikilde.

Man kan bruge molybdæn industrielt, idet det meste molybdæn-metal bruges i legeringer, navnlig til stål. Blot nogle få procent molybdæn kan give stål-legeringen stor styrke op til en temperatur på 2000 grader Celsius, samt lav udvidelses-koefficient og høj resistens over for korrosion og nedslidning. En sådan ståltype er kendt som moly steel.

Moly-steel bruges til særlig udsatte dele i maskiner, jetmotorer og raketmotorer. Den berømte stål-og-glas-­pyramide uden for Louvre i Paris er lavet af moly-steel.

Egenskaberne ved moly-steel er også fremragende til at fremstille værktøj. Jo højere stress, værktøjet skal kunne tåle, jo højere skal indholdet af molybdæn være. For eksempel indeholder høj­hastighedsværktøj op til 7% molybdæn. Disse betegnes M-series high-speed alloys. De anvendes til bor og udskæring af tandhjul og savblade.

Læs mere her.

Gå til index for siden


morfin

Kan man få gærsvampe til at lave morfin?


Kunstig biosyntese af morfin. Amerikanske forskere har for første gang fået en genmanipuleret gærsvamp til at syntetisere smertestillende morfinlignende stoffer fra grunden af, dvs. fra sukkerstoffer. Metoden vil med tiden kunne give billigere produktion og udvikling af nye smertestillende stoffer.

I maj 2015 indførte en forskergruppe under ledelse af John Dueber fra University of California, et tyrosin-hydroxylase enzym i en gærstamme, som kan omdanne tyrosin til L-DOPA - hvilket er et afgørende trin, som man ikke hidtil havde kunnet opnå. Blot tre månender senere kunne en forskergruppe ved Stanford University designe en gær til at producere opioidet thebaine helt fra glucose, idet Christina Smolke og hendes kolleger indsatte 21 enzymers gener i Saccharomyces cerevisiae.

De indsatte 21 forskellige enzymer stammede fra gærsvampe, bakterier, planter og pattedyr. Forskerne fra Stanford University sammensatte en syntese-reaktionsvej for benzyl-iso-quinolin-alkaloid i en ellers almindelig bagegær-svamp.

Forarbejdet er sket i små trin. I 2008 lykkedes det at lave en gær, som ud fra nor-laudosoline (et stof, der kan købes) kunne producere reticuline (et mellemprodukt i den nye færdiggjorte syntesevej).

Senere lykkedes det som nævnt at indsætte et enzym (tyrosin-hydroxylase) i en gærstamme. Dette enzym kunne ud fra glucose producere reticuline. For at syntetisere opioidet thebaine ud fra glucose måtte man indsætte de nævnte 21 enzym-kontrollerede trin i en enkelt gærstamme, og ved at indsætte generne for endnu to enzymer kunne gærsvampe lave hydro­codone, som er et andet smertestillende stof af opioid-familien.

Man har vist, at thebaine-opioidet (i andre gærstammer) kan omdannes til bl.a. morfin.

Foreløbig er produkt-udbytterne ekstremt små, men forskningen viser, at det er muligt at bygge komplicerede synteseveje i en organisme - og så kan det nok også gøres for andet end kun opioid-­familien.

Læs mere her.

Nu da forskere har vist, at gærsvampe i princippet vil kunne producere opioider, rejser man spørgsmålet, om kriminelle kan lave heroin ved at dyrke gær.

Endnu er produktionen dog så lille, at det for nærværende ikke vil være interessant for kriminelle.

Læs mere her.

Gå til index for siden


myresyre

Hvad er myresyre?


Myresyre, også kaldet methansyre, er den mest simple alifatiske carboxylsyre og har konstitutionsformlen HCOOH

Myresyre kan fremstilles ved oxidation af formaldehyd ved tilstedeværelse af en stærk base. To formaldehydmolekyler reagerer med hinanden, hvorved der dannes methanol og anionen af myresyre. Dette sker ved den såkaldte Cannizzarroreaktion.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


mættet koncentration

Hvad betyder en mættet koncentration?


Der er en grænse for hvor meget af et stof, der kan opløses i et bestemt opløsningsmiddel. Når denne koncentration er nået, er opløsningen mættet. Hælder man i denne situation mere stof i, vil stoffet udfælde. I opløsninger er man gerne interesseret i koncentrationen af opløst stof. Jo mere stof, som er opløst, jo mere koncentreret er opløsningen. Når koncentrationen er lille, taler man ofte om tynde eller fortyndede opløsninger. Det er i særdeleshed brugt at tale om fortyndede syrer og baser. I kemi er stofmængdekoncentration, ofte forkortet "koncentration ", et mål for mængden af et stof i et givet volumen af en opløsning. Ofte bliver "c " brugt som symbol for den formelle stofmængdekoncentration. Stofmængdekoncentrationen kan beregnes ved en given stofmængde over et givet volumen: c = n/V, hvor c angives i mol/L (molær), n angives i mol og V angives i L (liter).

Især i ligevægtskonstanter bliver også [A] anvendt som betegnelse - nemlig for koncentrationen af stoffet A, hvor den kantede parentes betegner den aktuelle koncentration.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


naftalin

Hvad er naftalin?


Naftalin eller Naphthalen er en kemisk forbindelse. Mere specifikt er stoffet en aromatisk bicyklisk forbindelse med formlen C10H8. Stoffet har en kraftig og karakteristisk lugt og anses for sundhedsskadeligt, da det muligvis er kræftfremkaldende. Smeltepunktet for stoffet ligger på 80,55°C og kogepunktet er 218°C. Stoffets CAS-nummer er 91-20-3. Det kan udvindes af stenkulstjære og som biprodukt ved benzinpyrolyse.

Naftalin bruges blandt andet som udgangspunkt for fremstillingen af visse farvestoffer og medikamenter og som middel mod møl i form af de såkaldte mølkugler. I Disneys tegneserieunivers findes stoffet som små sorte kugler som Mickey Mouses ven Alfa Beta spiser. Rent faktisk spiser Alfa Beta mølkugler i visse udgaver, mens det er specificeret til naftalin i andre.

Naftalin kan ikke længere købes i håndkøb. Ved bortskaffelse skal det afleveres på kommunernes genbrugsstationer som giftigt affald.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


nanoteknologi

Hvad er nano-stregkoder?


Kemiske nanotråde som stregkoder. Kinesiske forskere har fremstillet usynlige stregkoder ved hjælp af nano­tråde, som er 1000 gange smallere end et menneskehår. Ved hjælp af en elektronstråle er koden let at indkode og let at læse.

Metoden vil kunne bruges til at afsløre snyd og tyveri, som er udbredt på det sorte handelsmarked for smykker, ammunition, kunst, medicin, mobiltelefoner osv. Almindelige stregkoder er lette at kopiere eller ændre, men ­nanotråd-koderne er usynlige.

Nanotrådene laves ved at tin-baserede legeringer aflejres i en porøs oxid-skal, hvorved der dannes en nanotråd. Man kan opbygge nanotråden, så den består af flere domæner, der er adskilt fra hinanden.

Hvert domæne kan ­enten være med indlejret tin-legering eller uden tin-legeringen. Derved opnås et binært kodesystem, f.eks. 0-1-1-0-0-1- osv., når man aflæser rækkefølgen af nanotråd-domæner med eller uden tin indlejret.

Bestråling med en elektronstråle fra et TEM-mikroskop (transmission elecron microscope) kan ændre hvert ­nanotråd-domæne mellem de to faser, med eller uden tin. Samme TEM-­mikroskop kan aflæse koden.

Man har endnu ikke udviklet de nano­manipulatorer, der ville skulle bruges til at overføre nanotråd-koden til objekterne, som man måtte ønske at kode.

Læs mere her.

Gå til index for siden


nanoteknologi

Hvad er nanoteknologi?


Nanoteknologi betegner anvendt naturvidenskab med strukturer af størrelsesorden 0,1 - 100 nm, hvor en nanometer er en milliontedel millimeter (også skrevet som 10-9m)

Karakteristisk for dette niveau er, at strukturerne er for store til at beskrives af enkle atommodeller, og samtidig er de for små til at beskrives af klassiske teorier, som klassisk termodynamik, klassisk elektromagnetisme og newtonsk fysik. Man kan dermed nærme sig nanoteknologi fra to kanter; enten nedenfra, ved at tage udgangspunkt i molekylær kemi og fysik for så at bygge strukturene større og mere komplicerede, eller ovenfra, ved at tage udgangspunkt i klassiske, makroskopiske modeller, men med tillæg af kvante-effekter og andre brud på makroskopisk naturvidenskab.

Feltet er af natur tværfagligt, og betegnelsen nanoteknologi bruges, til dels med forskellig betydning, i fysik, kemi, biologi, medicin og materialevidenskab. Disse felter har alle hver for sig over længere tid arbejdet med forskning og anvendelser på nano-niveau. Det nye de sidste år er at samle alt nano-relateret i et begreb på tværs af faggrænser. Nyt er også en drejning af fokus fra grundforskning til anvendelser. Fysikdelen af nanoteknologien kaldes også mesoskopisk fysik.

Nanoteknologi som en selvstændig videnskabelig disciplin anses af mange som værende grundlagt i Richard Feynmanns visionære tale "There's plenty of room at the bottom ", hvor han forudser mange af de muligheder nanoteknologi potentielt kan realisere.

Årsagen til den senere tids fokus på nanoteknologi er anvendelserne: Mange eksisterende teknologier kan kun forbedres på nanoniveau, samtidig med at der findes et stort antal helt nye anvendelser.

Det findes flere eksempler på nanoteknologi som er i brug i dag:

Inden for elektronikken har man indtil nu opereret på mikroniveau (dvs. over 100 nm), men i kampen for at gøre komponenterne hurtigere og strukturerne mindre må man gå over til nanoniveau. De nyeste processorer opererer f.eks. på 32 nm, og de er derfor pr. definition nanoteknologi.

Genteknologien inden for biologi og medicin, som er et felt i voldsom vækst, opererer naturligt på nanoniveau.

Inden for kemi og materialevidenskab har man i længere tid været i stand til at designe stoffer og strukturer nærmest atom for atom og molekyle for molekyle. Det nye nu er, at teknikkerne er blevet bedre og strukturerne, som kan laves, større og mere komplicerede.

Hvad der findes på nanoniveau

Grunden til at nanoniveauet er så interessant er, at mange strukturer i naturen netop er i denne størrelsesorden

Enkeltatomer, 0,1 nm.

Røntgenstråling, 0,1-10nm.

Virus, mellem 20 og 400nm.

Cellekerner og andre organeller. En celle i menneskekroppen er normalt på 10 - 100µm, dvs. 10.000 - 100.000nm, som er langt over nanoniveau, men organellerne er på nanoniveau.

Protein er typisk mellem 5 og 100nm, og er dermed i en størrelse hvor de kan interagere med nanostrukturer

Domæner og domænegrænser for krystaller og andre strukturer. Generelt er grænsesnit og kanteffekter vigtige i nanoteknologi.

Derudover findes fænomener og konstruktioner som kun optræder på nanoniveau

Kvanteprikker (nanoteknologi)
Molekylære skytler (nanoteknologi)
Coulomb-blokade

Kvantiseret kontaktmodstand (nanoteknologi)
kvantekabler.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


natrium

Hvad er natrium?


Natrium er det 11. grundstof i det periodiske system, og har det kemiske symbol Na. Under normale temperatur- og trykforhold optræder natrium som et blødt, sølvskinnende og kemisk meget reaktionsvilligt metal, som iltes ( "ruster ") hurtigt ved kontakt med atmosfærisk luft.

Natrium brænder med en karakteristisk, stærkt gul flamme.

Som de øvrige alkalimetaller har natriumatomet én enkelt elektron i sin yderste elektronskal. Da atomer generelt "foretrækker " at have deres yderste elektronskal fyldt op med elektroner ligesom ædelgasserne har det, er alkalimetallerne, herunder natrium, meget "ivrige " efter at slippe af med den ene elektron i deres yderste skal.

Natrium reagerer med luftens ilt under dannelse af enten natriumperoxid; Na2O2, eller, når der er begrænsede mængder af ilt til rådighed, natriumoxid; Na2O.

Som andre alkalimetaller reagerer natrium med vand under dannelse af gasformig brint samt et basisk hydroxid; natriumhydroxid (NaOH): Ært-store natriumstykker lægger sig i vandoverfladen og "bruser " indtil natriumet i dem er omdannet til natriumhydroxid opløst i vandet, hvorimod større stykker natrium udvikler varme nok til at antænde den frigjorte brint og udløse en eksplosion.
Tekniske anvendelser

Natrium kan bruges til at udvinde andre reaktive metaller, f.eks. kalium og zirkonium, i ren form fra deres kemiske forbindelser. Natrium indgår i visse legeringer for at forbedre legeringens egenskaber, og bruges til at rense smeltede metaller. Både rent natrium samt natriumklorid bruges i smeltet form som kølemiddel i bl.a. visse typer atomreaktorer.

Natrium indgår sammen med fedtsyrer i fremstillingen af sæbe: Sæber lavet med natrium frem for kalium har et højere smeltepunkt og er derfor mere faste i konsistensen.

I natriumlamper, der ofte bruges til gadelygter, er lyskilden natrium i gasform; sådanne lamper kan kendes på deres udpræget orange eller gule lys. Lyset fra lavtryks-natriumlamper har en ren, "varm " gul farve, hvorimod højtryks-natriumlamper har et mere "kobber- " eller "fersken-farvet " lys. Den gule farve skyldes de kraftige, såkaldte D-linjer i natriums spektrum.

Forekomst og udvinding af natrium
På grund af stoffets reaktionsvillighed findes natrium aldrig som rent, "frit ", metal i naturen, men altid i kemiske forbindelser med andre stoffer, typisk som salte. Natrium udgør 2,6% af Jordens skorpe, og indtager en sjetteplads på listen over de mest udbredte grundstoffer i Jordens skorpe. Det skyldes især vandet i verdens have, der indeholder 2,7% natriumklorid efter vægt.

Frit natrium fremstilles ved elektrolyse af flydende natriumklorid: I denne proces tilsætter man kalciumklorid for at sænke blandingens smeltepunkt til under 700°C - da natrium er mere elektronegativt end kalium, er det alene natrium der udfældes ved katoden. Tidligere udvandt man natrium ved elektrolyse af natriumhydroxid, men det er billigere at udvinde det fra natriumklorid.

I 1997 kostede natrium i dets metalliske form mellem 30 og 45 amerikanske cent pr. kilogram. I den renhed man bruger i kemilaboratorier er prisen meget højere; i 1990 kostede natrium i "reagens-kvalitet " omkring 75 amerikanske dollar pr. kilogram.

Natriums historie
Man har længe kendt til natrium fra de kemiske forbindelser det indgår i, men det var først i 1807 at det lykkedes Sir Humphry Davy at isolere rent, metallisk natrium ved elektrolyse af smeltet natriumhydroxid. Han brugte en Voltasøjle som strømkilde i sit forsøg.

Natrium i biologien
Mens natriumioner spiller en afgørende rolle i dyr (i blod og andre kropsvæsker, for overførslen af nerveimpulser, i hjertets funktion og visse processer i stofskiftet), kan planter helt undvære natriumioner. "Ren " vegetar-kost er derfor fattig på salt, og mange planteædende dyr må derfor skaffe de fornødne natriumsalte fra andre kilder, typisk ved at spise eller slikke på mineraler, der indeholder natrium.

Behovet for salt er muligvis grunden til den veludviklede evne til at smage salt; smagsløg der registrerer salt, reagerer næsten udelukkende på natriumioner, om end visse andre små, monovalente ioner som Li+, NH4+ og til en vis grad også K+ også registreres som en "salt " smag. Kalciumklorid, der undertiden bruges som erstatning for normalt bordsalt for at sænke et forhøjet blodtryk, har også en salt smag, men er samtidig temmelig bittert.

Mennesker har brug for mindre end et halvt gram natrium per dag, men mange mennesker spiser meget mere salt end kroppen har brug for. Det kan skabe helbredsproblemer for personer, der har et salt-følsomt blodtryk.

Isotoper af natrium
Ud af de 13 isotoper af natrium man kender, er der kun én, der er stabil; natrium-23. Ved ulykker med akut neutronbestråling af mennesker omdannes en del af blodets natrium-23-kerner til det radioaktive natrium-24. Man kan måle koncentrationen af denne isotop i den ramte persons blod, og ud fra dette og tiden siden bestrålingen fandt sted, beregne hvor stor strålingsdosis, han/hun har modtaget.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


natrium

Hvorfor eksploderer natrium i vand?


Eksplosion i vand af lithium, natrium, ­kalium, rubidium og cæsium. Grundstoffer inddeles i grupper, og "Gruppe 1" omfatter lithium, natrium, kalium, rubidium og cæsium. (På engelsk kaldes natrium for sodium, og ­kalium bærer navnet potassium, hvilket ikke altid oversættes i avisartikler).

Alle disse stoffer reagerer kraftigt med koldt vand, idet alle disse ­metaller danner en opløsning af metal-­hydroxidet samt brintgas.

Reaktionerne kan afbildes således (idet X kan være et hvilket som helst af disse fem metal-grundstoffer):

2X.(s, fast stof) + 2H2O.(l, væske) g

2XOH.(aq, vandig opløsning) + H2.(g, gas)

I hvert af disse demonstrationsforsøg antages det, at man smider en ganske lille smule af metallet ned i en stor beholder med vand.

Lithium er lettere end vand og vil derfor flyde på vandoverfladen, og brint-gas vil bruse stille frem. Varmeudviklingen vil være langsom, og lithiums smeltepunkt er for højt til, at det kan smelte. Det danner en farveløs ­lihiumhydroxid-opløsning.

Natrium flyder også på vandoverfladen, men her afgives varme nok til at smelte natrium'et (dels har natrium et lavere smeltepunkt end lithium, og dels dannes varmen hurtigere). Natrium'et smelter faktisk straks og farer rundt på vandoverfladen som en lille "sølvkugle", der skubbes fremad på grund af brintdannelsen. Hvis ­natrium-kuglen bremses ved kanten af vandbeholderen kan brint-gassen begynde at brænde (flammen er en kombination af en natrium-flamme og en brint-flamme).

Kaliums reaktion er hurtigere, og her antændes brint-gassen (med svag blålig-lyserød-lilla-farve).

Rubidium er tungere end vand, og synker derfor ned - og reagerer voldsomt med sprøjt ud fra beholderen.

Cæsium eksploderer ved kontakten med vandet, og sprænger måske hele vandbeholderen.

Lithium-atomet er det mindste hos disse fem metaller (Li, Na, K, Rb, Cs), hvorefter de bliver stadig større, så cæsium er altså det største atom. De dramatiske forskelle skyldes ikke, at der udsendes øgede mængder energi fra lithium til cæsium. (Tværtimod udsender lithium lidt mere energi, men der er dog intet overordnet mønster).

Energiens frigivelse skyldes flere ting, der bl.a. afhænger af atomernes størrelse:

1) Adskillelsen af alle atomer i et ­kemisk stof kaldes "atomisering", og den samlede styrke af hvert grundstofs metal-­binding (atomiserings-energien) falder, når atomet bliver større: Metal­bindingen er nemlig længere, jo større atomet er - dvs. at de elektrisk-negative elektroner kommer til at være længere væk fra de elektrisk-positive atomkerner hos de større atomer. Cæsium er det største atom og har kun cirka halvt så meget metalbindings-energi i forhold til hos lithium, der er det mindste atom i denne gruppe.

2) I forhold til den ovennævnte metalbindingsenergi, der skal overvindes for at en reaktion kan ske, har det energimæssigt større betydning, at der dannes ioner: Ved iondannelsen fjernes en elektrisk-negativ elektron. Dette kræver tilførsel af ioniseringsenergi, som er den energi, der kræves for at fjerne den mest løst bundne elektron.

X + energi g X+) + elektron (e-)

I kemisk forstand er enheden for ioniseringsenergi den mængde energi, som kræves for, at alle atomerne i en mol-mængde af stoffet alle taber én elektron hver. Denne molære ioniseringsenergi kaldes enthalpi (entalpi). Atomiserings-enthalpi angives i kiloJoule pr. mol-mængde (kJ/mol) eller i kilokalorier/mol (kcal/mol).

De større atomer har flere (elektrisk-positive) protoner i atomkernen, og i de større atomer er disse ekstra protoner i atomkernen omgivet af ekstra lag af elektroner (som skallerne på et løg). Når den elektrisk-negative elektron, der fjernes ved iondannelsen, hos de større atomer derfor befinder sig fjernere fra den elektrisk-positive atomkerne, vil ioniseringsenergien være mindre hos disse atomer. Hos det større cæsium-atom er ioniseringsenergien f.eks. kun ca. 2/3 af ioniseringsenergien hos det lille lithium.

(I reaktionerne her mellem vand og lithium/natrium/kalium/rubidium/cæsium fjernes kun én elektron, og man taler derfor om "første ioniseringsenergi". Hvis der fjernes flere elektroner, taler man om 1. og 2. og 3. og 4. ioniseringsenergi osv.).
>
3) Tiltrækningen mellem metal-­ionerne og ion-par på vandmolekylerne måles som en såkaldt hydra­tions-enthalpi (eller hydrations-energi). Det er en speciel form for opløsnings-energi, hvor opløsningsmidlet altså er vand. Hos de større atomer vil disses ekstra (elektrisk-positive) protoner i metal-atomkernerne blive skærmet af de ekstra lag af elektroner, som disse større metalatomer er i besiddelse af: Når metal-ionerne er større, vil vandmolekylerne derfor befinde sig længere væk fra de tiltrækkende metal-atomkerner: Metal-ion/vand-ion tiltrækningsenergien er derved mindre, jo større atomet er. Det store cæsium-atom har f.eks. kun cirka halvt så meget af ­metal-ion/vand-ion tiltrækningsenergi i forhold til det lille lithium-atom.

At metallet opløses i vandet betyder, at de yderste ioner (dvs. dem der befinder sig i kanten af metal-gitteret) bevæger sig væk fra gitteret og bliver dækket med de naboliggende vandmolekyler. (Hvis hydrations-energien er større end gitter-energien, er saltet vandopløseligt, og der vil udvikles varme under opløsningen).

Ud over disse energimæssige ændringer, sker der også energiændringer med vandet - nemlig når det bliver til brintgas samt hydroxid-ioner. Disse energiforhold skal egentlig også medregnes, men de er dog ens for alle atomerne fra lithium til cæsium.

De to første energiforhold (metalbindings-energien og iondannelses-energien) skal overvindes, for at reaktionen kan forløbe. Dette har altså betydning for aktiveringsenergien (selv om den energimængde, som kan medføre aktivering af reaktionen, også er afhængig af, hvilke energier, der ­frigøres undervejs i reaktionsforløbet).

Hvis man kun sammentæller metalbindings-energien og iondannelses-energien, ser man, at sumtallet er faldende i lithium/natrium/kalium/rubidium/cæsium-rækkefølgen: Det betyder, at der skal bruges mindre energi til at starte reaktionen, jo større atomet er. Der kræves mest aktiveringsenergi for at starte reaktionen hos lithium. Cæsium har derimod den laveste aktiveringsenergi - og derfor den hurtigste reaktion! Så selv om lithium frigiver mest energi, sker dette altså relativt langsomt.

Læs mere her.

Når man spørger: Når nu altså ­natrium eksploderer i vand, hvorfor gør lithium det så ikke også?, så er svaret altså ikke noget med mængden af ­udløst energi, og i øvrigt heller ikke volumenet af frigivet hydrogen.

Natrium koger ved 98 grader Celsius. Lithiums kogepunkt er derimod 181 grader Celsius, altså meget over vandets kogepunkt på 100 grader Celsius, - så lithium virker som en varme-opsamler, som bremser, at vandets temperatur når vandets kogepunkt.

Brint selvantænder først ved en temperatur på 560 grader Celsius. Desuden er lithiumhydroxid ret uopløseligt sammenlignet med natriumhydroxid [NaOH] - og det medfører mindre overfladeareal, som hydroxid-produkterne kan bruge til at diffundere væk. Lithium eksploderer ikke ved kontakt med vand. Det gør natrium, hvis der er nok af natrium til stede.

Enhver eksplosion kræver en hurtig forøgelse af overfladearealet. Den traditionelle forklaring af, hvorfor overfladearealet øges, er at der sker en dampeksplosion. Men måske har man endnu ikke alle svarene på, hvorfor nogle stoffer eksploderer ved reaktion med vand, og andre ikke gør det. (Se blå boxtekst s.31).

Læs mere her.

Gå til index for siden


natrium i flammetest

Hvordan er natriums farve i en flammetest?


Læs Flammetest: "Hvad er en flammetest?".

Gå til index for siden


natriumhydroxid

Hvordan kan man fremstille natriumhydroxid?


Soda-opløsning til fremstilling af NaOH-opløsning, Fremstilling af natriumhydroxid-­opløsning: Hvis man i et reagensglas, der er halvt fyldt med kalkvand, langsomt tilsætter en opløsning af soda ­[altså natriumcarbonat, Na2CO3] vil der dannes et hvidt bundfald. Man skal stoppe tilsætningen af soda-opløsningen/natriumcarbonat/Na2CO3 så snart dannelsen af bundfald ophører.

Bundfaldet filtreres fra, og man kan nu teste, om der stadig er kalkvand i opløsningen, og om der nu er soda i opløsningen (natriumcarbonat, Na2CO3).

Hvis man har gjort forsøget omhyggeligt, er der ingen af tingene! Væsken fordeles i to glas, og i det ene puster man udåndingsluft gennem et glasrør. Hvis der er kalk­vand, vil det blive hvidt (bundfald vil dannes). Væsken i det andet glas testes for soda / natriumcarbonat / Na2CO3. Det gøres ved at tilsætte eddike. Hvis der ikke dannes kultveilte, er der ikke tilstedeværelse af soda / natriumcarbonat / Na2CO3. Spørgsmålet er, hvad blandingen af kalkvand og soda­opløsning/natriumcarbonat/Na2CO3 så er blevet til? Svaret er natriumhydroxid [NaOH]. Metoden er altså en fremstilling af natriumhydroxid-opløsning [NaOH](.

Læs mere her.

Gå til index for siden


natriumklorid

Hvad er natriumklorid?


Natriumklorid (eller natriumchlorid iflg. Kemisk Ordbog) er det formelle navn, kemikere anvender om det salt, som bruges i husholdningen, primært til madlavning. Ordet salt brugt om natriumchlorid er lidt misvisende, fordi det i fagterminologien bruges om en hel gruppe af kemiske forbindelser kaldet salte, hvoraf det stof man i køkkenet omtaler som "salt ", blot er ét enkelt "medlem ". Natriumklorid er en ionforbindelse.

De tre primære metoder for fremstilling af salt er; mineudvinding af stensalt, vakuumsaltproduktion og fremstilling ved hjælp af sol og vind.

Mineudvinding (stensalt)

Her foregår alt under jordoverfladen, hvor saltet bliver udvundet af undergrunden med bor, sprængning og nedbrydning. En stor del af denne produktion bliver brugt som vejsalt om vinteren. Vinterens luner har naturligvis en væsentlig indflydelse på netop dette forbrug. Salt fra miner er meget tørt med et vandindhold på ca. 0,3 %. Saltet knuses og sorteres til kornstørrelser fra 0,16 til 18 mm.

Vakuumsalt (natriumklorid)
Dette er i dag den mest brugte proces til produktion af salt. Opvarmet vand bliver pumpet ned i en salthorst, hvorved saltet bliver opløst. Saltopløsningen bliver pumpet op til overfladen og renset for urenheder ved forskellige fældningsprocesser. Derefter bliver saltvandet bragt til kogepunktet under vakuum i store fordampningskedler ved 120 °C, for at producere det fine vakuumsalt. Dette salt bliver fx brugt som industrisalt, som vejsalt, i catering- og restaurationsbranchen og i husholdningerne. Vakuumsalt har en kornstørrelse fra 1,0-0,125 mm.

I Danmark produceres der hvert år omkring 600.000 ton salt fra en saltdiapir ved Hvornum ved Mariager Fjord. Man regner med at saltdiapiren er så stor, at der vil være salt til uændret udvinding i 16.000 år.

Saltarbejder i Tamil Nadu
Salt produceret ved hjælp af fordampning fra solen

I varme lande bliver salt produceret ved at lade sol og vind fordampe havvand i bassiner. Havvandet ledes ind i store bassiner, hvor fordampningen påbegyndes. Efterhånden som vandet fordamper, stiger koncentrationen af mineraler i vandet. På et tidspunkt begynder mineralerne at udkrystallisere. 77 % af mineralerne er NaCl og til alt held udkrystalliserer salt som det sidste mineral, dvs. til sidst er der kun salt tilbage i vandet, og når vandet er fordampet helt væk, kan maskinerne høste de mellem 8 og 12 cm salt der ligger på bunden af bassinet. Dette salt har et vandindhold på ca. 4 % og en kornstørrelse fra 0,5-5mm.

Som sådan tænkes havene at være uudtømmelige for salt. Et bud på hvor meget vand der er på Jorden er 1,37 millioner km³, hvoraf hver km³ indeholder ca. 20 millioner tons salt. Dette giver en saltreserve på 27,4 Eg salt. Der produceres ca. 25 millioner tons om året fra oceanerne. Hvis produktionen af salt forbliver konstant på 20 millioner tons om året, vil saltreserven være udtømt inden 1,1 millioner år.

Tekniske anvendelser af natriumklorid
Natriumchlorids anvendelse som smagsforstærkende krydderi vil være de fleste bekendt, men stoffet bruges til meget mere end mad, f.eks.:

Konserveringsmiddel: Meget få mikroorganismer kan overleve i et miljø med høj koncentration af natriumchlorid, fordi vandet i trækkes ud af organismernes celler ved osmose. Derfor har "salt " været brugt som konserveringsmiddel og som desinfektionsmiddel for sår.

I lande hvor vintervejret kan skabe problemer for trafikken spreder man natriumchlorid på vejene for at sænke nedbørens frysepunkt: Tilstedeværelsen af natrium- og klorioner gør det sværere for vandmolekylerne at finde sammen i den faste krystalstruktur, der kendetegner is.

Sundhed og sygdom - vedr. natriumklorid
Mennesker indtager en særstilling blandt primater derved at vi udskiller store mængder natriumklorid gennem sved, og vores behov for stoffet i føden afhænger således stærkt af det klima vi lever i. Mens natriumklorid tidligere blev betragtet som et sjældent og værdifuldt krydderi, indtager store dele af befolkningen i udviklede lande med tempereret klima langt større mængder end kroppen har behov for, hvilket menes at medføre forhøjet blodtryk.

Til behandling eller forebyggelse af dehydrering, bruges en vandig opløsning af 0,9 % natriumchlorid: Ved denne koncentration har opløsningen den samme tonicitet som ekstracellulærvæske. Natrium udgør størsteparten af blodets osmotiske tryk.

I Danmark besluttes det i 1998 at der skal tilsættes jod i bordsalt for at forebygge sygdommen struma.

Natriumklorid historisk
Salt har op gennem historien været en af de vigtigste handelsvarer, da det var det mest brugte konserveringsmiddel. Salthandelen var en af de væsentlige kilder til Hanseforbundets dominans i Nordeuropa, via deres adgang til den ældste kendte større saltforekomst ved Lüneburg (kendt tilbage fra 10. århundrede).

I Danmark har der været saltsydning på Læsø i mange hundrede år. I middelalderen var det fundamentet for livet på øen, men i 1652 blev det forbudt, fordi det store forbrug af træ gav anledning til sandflugt på øen. I dag er der en lille produktion af historisk interesse for turisterne.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


natriumthiosulfat

Hvad er natriumthiosulfat?


Natriumthiosulfat er et thiosulfatsalt af natrium med sumformel: Na2S2O3. Med fem krystalvand, Na2S2O3•5H2O, kendes forbindelsen under navnene fiksersalt og antiklor.Karakterisk reaktion og brug.

En karakterisk reaktion for thiosulfatanionen er reaktionen med fortyndet syrer hvorved dannes svovl, svovldioxid og vand:

Na2S2O3 + 2HCl ? 2 NaCl + S + SO2 + H2O

Denne reaktion kendes under navnet clock reaktionen idet når svovlkoncentrationen når et vist niveau skifter farven fra farveløs til svagt gul. Reaktionen har været brugt til at danne kolloidt svolv. Hvis reaktionen udføres ved lav temperatur opnås thiosvovlsyre (H2S2O3), som er en stærk syre med pKa på 0,6 og 1,7 for første og anden syrestyrkekonstant.

Guld ekstraktion med natriumthiosulfat
Natriumthiosulfat benyttes som alternativt reagens i stedet for cyanid ved ekstraktion af guld. Det danner et stærkt kompleks med guld(I)-ioner, [Au(S2O3)2]3-. Fordelen med denne metode er at thiosulfat er essentielt ugiftig. Ulempen er at den kræver et stort forbrug af thiosulfat pga. manglende genbrugsteknikker. I modsætning til [[Au(S2O3)2]]3-, absorberes thiosulfatkomplekset ikke på aktivt kul, som er standardteknikken når cyanid benyttes.

Analytisk kemi for natriumthiosulfat
Natriumthiosulfat benyttes også i analytisk kemi. Når thiosulfat opvarmes med en prøve der indeholder "aluminiumkationer " udfældes et hvidt produkt:

2Al3+ + 3S2O22- + 3H2O ? 3SO2 + 3S + 2Al(OH)3.

Læs mere: Her
Gå til index for siden


natron

Hvad er natron?


Natriumhydrogencarbonat eller natron, også kaldet natriumbicarbonat eller tvekulsurt natron, er et salt af kulsyre og har formlen NaHCO3. Som tilsætningsstof har det E-nummer E 500.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Negishi

Hvem er Ei-ichi Negishi?


Ei-ichi Negishi er en japansk kemiker og Nobelprismodtager, der har sit virke ved Purdue University i USA. Han blev tildelt Nobelprisen i kemi sammen med Richard F. Heck og Akira Suzuki i 2010 for "palladiumkatalyserede krydskoblinger i organisk syntese ".

Negishi har givet navn til den såkaldte Negishikobling.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


neglelakfjerner

Hvordan kan man fremstille neglelakfjerner?


Til fremstilling af neglelakfjerner blandes lige dele acetone og amyl­acetat.

Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mere her.

Gå til index for siden


neon

Hvad er neon?


Neon (af græsk neon, "ny ") er det 10. grundstof i det periodiske system, og har det kemiske symbol Ne. Under normale tryk- og temperaturforhold optræder denne ædelgas som en farve-, lugt- og smagsløs gas. Neon blev opdaget i 1898 af William Ramsay og Morris William Travers.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Nernst

Hvad fik Walther Hermann Nernst Nobelprisen i kemi for?


Walther Hermann Nernst (25. juni 1864 - 18. november 1941) var en tysk fysiker, som er kendt for sine teorier bag beregningen af kemisk affinitet som den kendes i termodynamikkens 3. lov, for hvilket han vandt Nobelprisen i kemi i 1920. Nernst deltog i etableringen af det moderne felt af fysisk kemi og bidrog til elektrokemi, termodynamik, faststofkemi og fotokemi. Han er også kendt for at udvikle Nernst-ligningen.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden


neutralisation

Hvad er neutralisation?


Neutralisation er et begreb inden for faget kemi. Man taler ofte om neutralisation i forbindelse med syrer og baser. Disse kan neutralisere hinanden.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


Niels Bohr

Hvilken betydning havde Niels Bohr for kemien?


Læs Atomet: "Hvad er Bohrs atommodel?"

Gå til index for siden


nikotin

Hvad er nikotin?


Nikotin er et alkaloid og findes i natskyggeplante-familien, i tobak og i mindre mængder i tomater, kartofler, auberginer og grøn peber. Desuden finder man også nikotin-alkaloider i cocaplantens blade.

Nikotin dannes i rødderne ved biosyntese og koncentreres i bladene. Man har anslået af nikotin udgør 0,6-3% af tobakkens tørvægt. Planten producerer nikotin, som er et stærkt neurotoksin, for at beskytte sig mod planteædende insekter. Dette er også grunden til at nikotin blev brugt som et insekticid førhen; i dag anvendes stadig nikotinderivater som for eksempel "imidacloprid ".

I små koncentrationer virker nikotin stimulerende på pattedyr, hvilket er en af hovedårsagerne til den afhængighed, som tobaksrygning medfører. De farmakologiske og adfærdsmæssige kendetegn, som betegner tobaksafhængighed, minder meget om de, der betegner afhængighed af stoffer såsom heroin og kokain.

Nikotinholdige produkter betragtes i Danmark som lægemidler og skal derfor godkendes af Sundhedsstyrelsen og skal sælges under overholdelse af reglerne i medicinallovgivningen. Det gælder også nikotinvæsker til e-cigaretter. Undersøgelser af nikotinvæsker i 2013 har vist højt indhold af nikotin. I december 2013 blev der vedtaget nye regler omkring salg af e-væske med nikotin i hele EU. Reglerne var en del af tobaksdirektivet og aftalen betyder, at det fremover kun er lovligt at sælge e-væske med et nikotinindhold på max. 20 mg nikotin pr ml.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


nitrat

Hvad er nitrat?


Nitrat er en kort betegnelse for kvælstofholdige gødninger, som er salte af salpetersyren. De kaldes også med en gammel betegnelse for salpeter. Det fælles for dem er, at de spaltes i en metalion og en nitration ved opløsning i vand. Nitrat er altså i virkeligheden et andet navn for nitrationen. Den beskrives kemisk ved formlen NO3-

Nitrat optages og omsættes af planterne, hvor det bliver brugt i opbygningen af klorofyl og aminosyrer. Ionen kan også bruges af bakterier i jorden, som udnytter den kemiske energi, der frigives ved omdannelse til nitrit (denitrifikation). Hverken nitrat eller nitrit kan bindes i jorden, så begge dele vil følge vandbevægelsen. Undervejs kan nitrit dog omdannes til luftformigt kvælstof af bakterier, der skaffer sig energi på den måde. Processen er tidkrævende, så højtliggende grundvand er ikke beskyttet mod kvælstofforurening.

Hovedparten af de kvælstofholdige kunstgødninger indeholder nitrat som kvælstofkilde. Det gælder også de såkaldte NPK-gødninger.

Salpetergødninger:
Ammoniumnitrat
Kalkammon-salpeter
Kalksalpeter - Norgesalpeter
Kalisalpeter
Magnesiumsalpeter.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


nitrit

Hvad er nitrit?


Nitrit er en kort betegnelse for salte af salpetersyrling. Det fælles for dem er, at de spaltes i metalion og nitrition ved opløsning i vand. Nitritionens kemiske formel er NO2-

Nitrit er også en funktionel gruppe i organisk kemi og har samme formel som nitro-gruppen, men binder i modsætning til nitro-gruppen med det ene oxygen.

Nitrit er giftigt for dyr og planter. I jorden føres nitrit med vandbevægelsen bort fra de øverste jordlag, og desuden kan visse bakterier omsætte ionen til luftformigt kvælstof. Derfor er nitritskader sjældne, med mindre ionen er nået ned til grundvandet. I så fald vil sårbare personer (især børn under 2 år) skades alvorligt af forgiftning med nitrosaminer, der dannes i tarmen.

Nitrit som konserveringsmiddel
I fødevareindustrien anvendes nitrit til konservering af bl.a. hamburgerryg, saltkød, pølser og andet kødpålæg. Nitrit forhindrer væksten af Clostridium botulinum, der danner toxinet, der giver botulisme (pølseforgiftning), og nitrit giver kødet en lyserød farve, som skjuler den grå tone, der opstår, når det iltes. Danmark har særlige regler for begrænsning af nitrit i fødevarer, regler som betyder, at fødevarer på det danske marked kun må have det nitritindhold, der er absolut nødvendigt af hensyn til konserveringen og dermed fødevaresikkerheden]. Begrænsningen begrundes med, at nitrit omdannes til sundhedsskadelige nitrosaminer, der er vurderet at udgøre en væsentlig sundhedsrisiko.
Læs mere: Her
Gå til index for siden


nitroforbindelse

Hvad er nitroforbindelse?


En nitroforbindelse er en organisk forbindelse, der indeholder en eller flere funktionelle nitrogruppe (-NO2). De er ofte meget eksplosive særligt når stoffet indeholder mere end en nitrogruppe og er uren. Nitrogruppen er en af de mest almindelige eksplosophore (funktionelle grupper der gør en forbindelse eksplosiv) på verdensplan. Denne egenskab for både nitro- og nitratgrupper skyldes deres termiske dekomposition, der giver nitrogen N2gas og betragtelige mængder energi, grundet den høje bindingsenergi i molekylært nitrogen.

Aromatiske nitroforbindelser bliver typisk syntetiseret ved en blanding af salpeter- og svovlsyre på et organisk molekyle. Nitrobenzen er det stof, der bliver produceret i langt de største mængder på verdensplan. Mange eksplosiver bliver produceret ved nitrering inklusiv trinitrophenol (picrinsyre), trinitrotoluen (TNT) og trinitroresorcinol (styphninsyreT).
Læs mere: Her
Gå til index for siden


nitrogenoxid

Hvad er nitrogenoxid?


Nitrogenoxid kan forstås på to måder:

Nitrogenmonoxid - stoffet med den kemiske formel NO

Nitrogenoxider - fællesbetegnelsen for alle forbindelser mellem nitrogen (N) og oxygen (O), indimellem kaldet NOX
Læs mere: Her
Gå til index for siden


nitroglycerin

Hvad er nitroglycerin?


Nitroglycerin, med det kemiske navn Glyceryltrinitrat, er et yderst eksplosivt stof som blandt andet anvendes til fremstilling af dynamit. Navnet nitroglycerin må kemisk betegnes som misvisende, idet stoffet ikke er en nitroforbindelse, men i stedet en ester af glycerol og salpetersyre.

Nitroglycerin blev første gang fremstillet af italieneren Ascanio Sobrero i 1846, og han opdagede også den nye forbindelses eksplosive egenskaber, men han anså den ikke for at være anvendelig som sprængstof i praksis på grund af eksplosionsfaren ved fremstilling og anvendelse. I 1850'erne og 1860'erne anvendtes nitroglycerin ( "sprængolie ") imidlertid i Rusland både som ammunition og som industrisprængstof, bl.a. i guldminer. Imidlertid skete der stadig ulykker med anvendelsen af "sprængolie ", både under transport og ved anvendelse.

Den kemiske opbygning af nitroglycerin.

Egenskaber ved nitroglycerin
Formel: CH2(ONO2)-CH(ONO2)-CH2(ONO2)

IUPAC-navn: 1,2,3-Tris-nitrooxy-propan

Farve: Som regel gul, men helt farveløs i ren tilstand

Tilstandsform: Tung, olieagtig væske

Tæthed: 1,60 ved 15 °C

Smeltepunkt: 13,2 °C

Molekylvægt: 227,0872

Meget følsomt og eksplosivt ved gnidning, opvarmning og gnister. En måde hvor på man kan se følsomheden er at der skal slippes et 2kg lod fra 4cm eller derover for at detonere.

Dynamit
Svenskeren Alfred Nobel (1833-1896) patenterede i 1867 fremstillingen af dynamit, en stødsikker blanding af 75 % nitroglycerin, 24.5 % kiselgur og 0,5 % natriumcarbonat. Nobel opdagede nemlig, at kiselgur kunne opsuge tre gange sin egen vægt af nitroglycerin. Herved dannes en dejagtig masse, hvis ømfindtlighed over for stød og slag er begrænset, og i løbet af få år udbredtes anvendelsen af dette sikkerhedssprængstof.

Sprænggelatine
Imidlertid er kiselgur et kemisk inaktivt stof, og det kan fx ikke brænde. Derfor kan man godt sige, at nitroglycerin er "fortyndet " med kiselgur, hvorved sprængkraften er nedsat. Nobel arbejdede derfor med at opsuge nitroglycerin i et brændbart eller