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?".
kalium i flammetest
Hvordan er kaliums farve i en flammetest?
Læs Flammetest: "Hvad er en flammetest?".
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.
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?".
kalkvand
Hvordan kan man fremstille kalkvand?
Læs: Kemiske stoffer: "Hvordan kan man fremstille kalkvand?".
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?".
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?".
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?".
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.
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).
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".
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!
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!).
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.
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.
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 / CO2opløses 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.
kemiske stoffer
Hvordan kan man fremstille natriumhydroxid?
Læs: "Natriumhydroxid: Hvordan kan man fremstille natriumhydroxid?".
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.
kemiske stoffer
Ilt – Hvordan kan man fremstille ilt med brintoverilte?
Læs Oxygen: Hvordan kan man fremstille ilt med brintoverilte?"
kemiske stoffer
Ilt – Hvordan påvises ilt i luften med jernfilspåner?
Læs Oxygen: Hvordan påvises ilt i luften med jernfilspåner?"
kemiske stoffer
Oxygen – Hvordan kan man fremstille ilt med brintoverilte?
Læs Oxygen: Hvordan kan man fremstille ilt med brintoverilte?"
kemiske stoffer
Oxygen – Hvordan påvises ilt i luften med jernfilspåner?
Læs Oxygen: Hvordan påvises ilt i luften med jernfilspåner?"
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.
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_1mathrm{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_1mathrm{D} + ^3_1 mathrm{T} rightarrow ^4_2 mathrm{He} + ^1_0 mathrm{n} + varepsilon,
hvor {}^1_0mathrm{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.
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?".
klor
Hvordan påvises chlorider i vandhanevand?
Læs "Chlor: Hvordan påvises chlorider i vandhanevand?".
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.
kobber i flammetest
Hvordan er kobbers farve i en flammetest?
Læs Flammetest: "Hvad er en flammetest?".
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.
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.
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.
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.
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.
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?".
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?".
kulstof
Hvad er kulstor?
Læs "Carbon: Hvad er carbon kemisk set?"
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?".
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 vertPsivert^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 
BioNyt Videnskabens Verden (www.bionyt.dk)
Tegn abonnement på
BioNyt Videnskabens Verden (www.bionyt.dk) er Danmarks ældste populærvidenskabelige tidsskrift for naturvidenskab. Det er det eneste blad af sin art i Danmark, som er helliget international forskning inden for livsvidenskaberne.
Bladet bringer aktuelle, spændende forskningsnyheder inden for biologi, medicin og andre naturvidenskabelige områder som f.eks. klimaændringer, nanoteknologi, partikelfysik, astronomi, seksualitet, biologiske våben, ecstasy, evolutionsbiologi, kloning, fedme, søvnforskning, muligheden for liv på mars, influenzaepidemier, livets opståen osv.
Artiklerne roses for at gøre vanskeligt stof forståeligt, uden at den videnskabelige holdbarhed tabes.
Recent Comments