Bacon
Hvilken betydning havde Sir Francis Bacon for kemien?
Læs mere under "Kemiens historie: Hvornår udvikledes den moderne kemi?"
badesalt
Hvordan kan man fremstille badesalt?
Til fremstilling af badesalt (til blødgøring af hud eller fjernelse af hård hud) fyldes et glas af drikkeglasstørrelse med varmt vand, hvori der opløses 4 teskefulde natriumbikarbonat, og når dette er opløst, tilsættes 15 teskefulde krystalsoda (natriumcarbonat-vand(1/10), Na2CO3•10H2O).
Opløsningen hældes i en flad tallerken og stilles i ro på et varmt sted, hvorved der vil udskilles krystaller af badesalt. Evt. kan krystallerne farves og tilsættes parfume.
Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mere her.
bakterier
Kan man dyrke jordbakterie in situ (på stedet i jorden)?
Jordbakterie-dyrkning på voksestedet. Kim Lewis og medarbejdere ved Antimicrobial Discovery Center i USA udviklede i 2015 en iChip-platform, som er en serie dyrkningsskåle-lignende kar, der kan placeres i jorden, så jordbakterier kan vokse på dem i deres naturlige miljø (da de ofte ikke vil gro i et kunstigt laboratorie-miljø).
Ved hjælp af denne iChip fandt man et nyt antibiotikum, teixobactin, som er den første nye klasse af antibiotika, som er blevet opdaget siden 1987.
Læs mere her.
Barfoed
Hvem er Christen Thomsen Barfoed?
Christen Thomsen Barfoed (16. august 1815 i Stege – 30. april 1889 i København) var en dansk kemiker.
Barfoed forældre var apoteker Erik Christian Barfoed og Anneke Cathrine Laurberg. Han blev student 1832 fra Vordingborg, underkastede sig 1835 farmaceutisk eksamen og 1839 polyteknisk eksamen i anvendt naturvidenskab. Efter at have studeret i udlandet i nogle år blev han 1845 docent i kemi ved Veterinærskolen og fra 1850 konstitueret som lektor ved samme skole. 1850-59 var Barfoed lærer i kemi ved den militære højskole og 1858-87 lektor i kemi og farmaci ved den kongelige Veterinær- og Landbohøjskole. 1856 fik Barfoed titel af professor, 1865 blev han medlem af Videnskabernes Selskab, 1877 Dr. med. honor. ved Upsala Universitet, 1879 Dr. phil. honor. ved Københavns Universitet, 1885 æresmedlem af Danmarks Apotekerforening.
Foruden andre værker udgav Barfoed en Lærebog i den analytiske Kemi, Prøvemidlerne og den uorganiske kvalitative Analyse, et arbejde, der helt igennem bærer vidnesbyrd om den samvittighedsfuldhed i arbejdet og grundighed i undersøgelsen, som var karakteristisk for Barfoed. Senere udgav han De organiske Stoffers kvalitative Analyse, der også udkom i tysk oversættelse 1881 og overalt fandt megen anerkendelse, så meget mere, som dette værk var enestående i sin slags. Endvidere har Barfoed offentliggjort flere betydelige og grundige videnskabelige abejder, der findes optagne i Tidsskrift for Fysik og Kemi samt i Videnskabernes Selskabs Oversigter.
Barfoed var en fortrinlig lærer, der i højeste grad forstod at vinde sine elevers tillid og hengivenhed, og fik betydning ved, som god ven af J.C. Jacobsen, at øve en ikke ringe indflydelse ved oprettelsen i 1876 af Carlsbergfondet og Carlsberg Laboratoriet, af hvis første bestyrelse han var et virksomt medlem lige til sin død; i fondets direktion valgtes han til formand efter J.N. Madvigs død, i laboratoriebestyrelsen fungerede han hele tiden som formand.
Han blev Ridder af Dannebrog 1867, Dannebrogsmand 1878 og Kommandør af 2. grad 1887.
Han er begravet på Holmens Kirkegård.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
barium
Hvad er barium?
Barium (af græsk; "barys ", der betyder "tung ") er det 56. grundstof i det periodiske system: Det har det kemiske symbol Ba, og under normale temperatur- og trykforhold optræder stoffet som et blødt, sølvhvidt metal med kemiske egenskaber, der minder om kalcium, blot mere reaktionsvilligt.
Bariums kemiske egenskaber
Barium iltes ( "ruster ") meget let ved kontakt med atmosfærisk luft, og ved forbrænding i luft eller ilt danner det ikke blot bariumoxid (BaO), men også bariumperoxid (BaO2). Barium reagerer med både vand og alkoholer under dannelse af gasformig brint samt bariumhydroxid; Ba(OH)2. På grund af denne reaktionsvillighed må barium nødvendigvis opbevares i et vakuum eller i en væske, der ikke indeholder ilt, for at hindre luften i at få adgang til metallet.
Simple kemiske forbindelser med barium er kendetegnet ved deres høje massefylder: For eksempel omtales et af de mest udbredte, barium-holdige mineraler, bariumsulfat (BaSO4) ofte som tungspat på grund af dets massefylde; 4,5 gram per kubikcentimeter.
Tekniske anvendelser af barium
Bariumsulfat absorberer røntgenstråling ganske effektivt, og udnyttes som "kontraststof " ved røntgenundersøgelser indenfor lægevidenskaben: Patienten indtager et "barium-måltid ", populært kaldet barytgrød, der indeholder bariumsulfat, og efterfølgende kan man på røntgenbilleder følge måltidets vej gennem patientens fordøjelsessystem. Bariumsulfat "burde " være stærkt giftigt, men da det ikke er opløseligt, heller ikke i mavens stærkt sure indhold, går det hele vejen gennem fordøjelsessystemet uden at forvolde skade. Omvendt er bariumkarbonat (BaCO3) opløseligt i sure miljøer, og dette stof er derfor anvendeligt som rottegift.
Bariumkarbonat anvendes også som ingrediens i visse glassorter, hvor det forøger glassets brydningsindeks. Bariumsulfat bruges i hvide farvestoffer, og til at give boremudder til brug ved olieboringer en høj massefylde.
Barium-forskningens historie
Barium blev første gang identificeret i 1774 af Carl Scheele, og i 1808 isolerede Sir Humphry Davy det frie metal. Bariumoxid blev først kaldt for "barot " af Guyton de Morveau, men Antoine Lavoisier ændrede senere dette navn til "baryta ". Det moderne navn "barium " er afledt herfra.
Forekomst og udvinding af barium
Da barium reagerer meget let med luftens ilt, finder man sjældent barium i dets frie, metalliske form i naturen. I stedet udvinder man det hovedsageligt fra mineralet barit, som er krystallinsk bariumsulfat. Kommercielt fremstillet barium udvindes ved elektrolyse af smeltet bariumklorid (BaCl2).
Isotoper af barium
Man kender 22 forskellige isotoper af barium, hvoraf naturligt forekommende barium består af en blanding af syv stabile isotoper. De fleste ustabile bariumisotoper er stærkt radioaktive og har korte halveringstider; fra millisekunder til få minutter. Eneste undtagelse er barium-133 med en halveringstid på 10,51 år.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
barium i flammetest
Hvordan er bariums farve i en flammetest?
Læs Flammetest: "Hvad er en flammetest?".
base
Hvad er en base?
En syre-basereaktion er en kemisk reaktion mellem syrer og baser. En syre er et molekyle eller en ion, der kan afgive en hydron (H+). En base er et molekyle eller en ion, som omvendt kan modtage en hydron (H+). Ved en syre-basereaktion overføres der en hydron (H+) fra en syre til en base. Et eksempel på en sådan reaktion er saltsyres reaktion med natriumhydroxid (basen) under dannelse af vand og almindeligt køkkensalt (natriumchlorid, hvor natrium stammer fra basen, og chlor stammer fra syren): HCl (aq) + NaOH (aq) -> H2O (l) + NaCl (s).
Læs mere: Her
Gå til index for siden
base (kemi)
Hvad er base (kemi)?
En base er et molekyle eller en ion, der kan optage en hydron (dvs. H+). En basisk vandig opløsning har en pH-værdi på mellem 7 og 14, generelt set.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden
benzen
Hvad er benzen?
Den kemiske forbindelse benzen (også benzol, C6H6) er en farveløs, brændbar aromatisk kulbrinte, der beviseligt er kræftfremkaldende. Stoffet kan fremstilles ved reduktion af visse kulstofforbindelser eller ud fra olie. Det bruges ved syntetisk fremstilling af stoffer som visse lægemidler, plastic, benzin, kunstgummi, napalm og farvestoffer, enten som reaktant eller som opløsningsmiddel.
Benzen-forskningens historie
Benzen blev opdaget i 1825 af den britiske kemiker Michael Faraday, som fremstillede det i ren form ud fra naturgas og gav det navnet brintbikarburat. I 1833 producerede den tyske kemiker, Eilhard Mitscherlich, stoffet ved destillation af benzoesyre og brændt kalk. Han gav det navnet benzin. I 1849 indledte Charles Mansfield den første, industrielle produktion af benzen ud fra kultjære.
Benzens struktur
Benzens grundstofsammensætning (C6H6) var et mysterium i en periode efter stoffets opdagelse, fordi ingen af de strukturformler, der blev foreslået, kunne forklare dets bindinger, da kulstof sædvanligvis danner fire bindinger og brint kun én. En struktur der blev foreslået, var en cyclisk struktur bestående af de seks kulstofatomer, hvor hver anden binding var en enkeltbinding og hver anden en dobbeltbinding:
Simplificeret struktur af benzen
Denne struktur passede imidlertid ikke med eksperimentelle data fra Røntgen-diffraktion, som havde vist, at alle kulstof-kulstof bindinger var lige lange. Disse data havde ydermere vist, at længden af en C-C binding i benzen var kortere end en C-C enkeltbinding, men længere end en C=C dobbeltbinding.
Løsningen ligger i at betragte bindingerne som elektronbaner, orbitaler. Det følgende diagram viser placeringen af disse orbitaler:
Benzens orbitaler
Da orbitalerne ligger uden for atomernes plan, kan de frit påvirke hinanden, så de bliver forskudt. Det betyder, at i stedet for at elektronen er bundet til ét kulstofatom, deles alle de seks kulstofatomer om den. Der er altså ikke nok til at danne dobbeltbindinger på alle kulstofatomerne, men de "ekstra " elektroner styrker til gengæld alle bindinger i ringen ligeligt. Den dannede molekylære orbital har p-symmetri.
Denne type forskydning af elektroner kaldes aromatisk, og den giver benzen stor stabilitet. Det er den grundlæggende egenskab ved aromatiske stoffer i modsætning til de ikke-aromatiske.
For at vise bindingernes forskudte natur på strukturdiagrammer, kan man tegne benzen som en cirkel inden i en sekskant. Det er dog meget brugt at udelade brintatomerne fra diagrammet.
Benzens struktur
Benzen optræder så ofte i organiske molekyler, at det har fået sit eget Unicode-symbol.
Substitueringer af benzen
Mange vigtige kemiske forbindelser indeholder benzen, hvor ét eller flere brintatomer er erstattet af andre atomer eller grupper, f.eks.:
Kulbrintegrupper af benzen
toluen
xylen
mesitylen
Andre funktionelle grupper af aromatiske stoffer
trinitrotoluen (sprængstoffet TNT)
fenol
pikrinsyre
anilin
hexachlorbenzen HCB, PCB
Polycykliske forbindelser af aromatiske stoffer
naftalen
anthracen
fenantren
Heterocykliske ringe af aromatiske stoffer – et eller flere kulstofatomer i ringen er erstattet med et andet grundstof, ofte kvælstof:
pyridin
Anvendelser af benzen
Før 1920'erne blev benzen ofte brugt som opløsningsmiddel i industrien, og ganske særligt til affedtning af metal. Da man blev klar over, hvor giftigt stoffet er, blev benzen erstattet af andre midler i de anvendelser, hvor mennesker var direkte udsat for dampene.
Brugt som tilsætningsstof i benzin giver benzen et højere oktantal, der forhindrer bankning i motoren. I løbet af 1950'erne gik man i stedet over til at bruge tetraetylbly, men den stigende blyforurening gjorde, at man nu til dags atter bruger benzen som additiv i motorbenzin, som sælges med et indhold på max 1 %.
Langt den vigtigste anvendelse af benzen er dog som udgangspunkt for syntesen af andre stoffer. Blandt de mest brugte benzenderivater kan nævnes styren, der bruges i polymeriseret form til fremstilling af plastic (polystyren), fenol, der bruges til fremstilling af kunstharpiks og klæbestoffer, og cyclohexan, der bruges til fremstilling af nylon. Mindre mængder af benzen bruges til fremstilling af gummi, smøremidler, farvestoffer, rensemidler, medicin, sprængstoffer og bekæmpelsesmidler.
Sundhedsrisici ved benzen
Benzen har både akut og kronisk giftvirkning på mennesker. Ved indånding af dampene bliver man søvnig, svimmel, forvirret og får hurtig puls. I alvorlige tilfælde kan man miste bevidstheden eller dø af dampene. Indtager man stoffet i føden, fremkalder det opkastning, maveirritation, svimmelhed, søvnighed, kramper, høj puls eller i værste fald: død.
Ved lang tids belastning med stoffet opstår der skader på knoglemarven, anæmi, svækkelse af immunforsvaret og øget risiko for infektioner. Fostre kan skades, så de får lav fødselsvægt, forsinket knogleudvikling og knoglemarvskader. Det amerikanske sundhedsministerium har yderligere afgjort, at stoffet er kræftfremkaldende, idet det kan forårsage leukæmi.
Af disse grunde har et EU-direktiv fra 2000 fastlagt grænseværdier for benzen og kulilte (Europa-Parlamentets og Rådets direktiv 2000/69/EF af 16. november 2000 om grænseværdier for benzen og carbonmonoxid i luften. EF-Tidende L 313 af 13.12.2000 s.12 ): Der er fastsat en grænseværdi på 5 µg/m³ målt som årsgennemsnit.
Synonymer for benzen: Annulen, benzol
Sumformel for benzen: C6H6
Farve af benzen: Farveløs
Fysiske egenskaber for benzen
molvægt 78,11 g/mol
Smeltepunkt for benzen: 5,5°C
Kogepunkt for benzen: 80,0°C
Massefylde for benzen: 0,7865 g/cm3 (20 °C)
Dannelsesenthalpi for benzen: 49,0 kJ/mol (væske, 25 °C)
Varmekapacitet for benzen Cp 136,3 J/mol*K (25 °C).
Læs mere: Her
Gå til index for siden
benzin
Hvad er benzin?
Benzin er en blanding af forskellige kemiske forbindelser, primært kulbrinter med 4-12 kulstofatomer per molekyle. Det benyttes som drivmiddel i højtydende forbrændingsmotorer. Benzin er flydende ved normal temperatur og tryk. Benzin er meget brandfarlig, da benzindampe er meget flygtige og letantændelige.
Benzin er et af produkterne ved olieraffinering og udvindes fra råolie. Når benzin bruges som drivmiddel, er det ikke helt rent, men tilsat en række stoffer for at forbedre dens egenskaber. Det såkaldte oktantal benyttes til at angive, hvor gode disse egenskaber er.
Benzin har dog andre egenskaber end drivmiddel og benyttes også til at rense fedtede overflader og kaldes da rensebenzin.
Navnet benzin
Det var den tyske kemiker Eilhard Mitscherlich der fandt på ordet benzin. Han brugte ordet om det kemiske stof, der senere er blevet kendt som benzen. Da bilen blev opfundet, blev benzin handelsbetegnelsen for brændstoffet til bilens motor. Dengang udgjorde det kemiske stof benzen en stor del af indholdet i benzin og havde til formål at øge oktantallet. I dag bruges benzen atter som additiv (1 %) i motorbenzin efter, at man er gået væk fra det forurenende blyholdige benzin.
Derimod har navnet "benzin " intet med Carl Benz at gøre, der i 1885 byggede verdens første i praksis anvendelige personbil.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
benzodiazepin
Hvad er benzodiazepin?
Benzodiazepin (dagligt kaldet "benzo "; ofte forkortet "BZD ") er et psykoaktivt stof, hvis kemiske kernestruktur består af en benzenring og en diazepin-ring. Det første benzodiazepin chlordiazepoxide (Librium) blev opdaget ved et tilfælde af Leo Sternbach i 1955, da han arbejdede ved Hoffmann-La Roche, som begyndte at sælge det i begyndelsen af 1960 og sidenhen efterfølgeren diazepam (Valium) fra 1963.
Benzodiazepiner øger effekten af den hæmmende neurotransmitter GABA, som har en beroligende (sedativ), søvndyssede (hypnotisk), angstnedsættende (anxiolytisk), antiepileptisk, muskelafslappende og amnesisk effekt. Disse egenskaber gør benzodiazepiner brugbare til behandling af angst, søvnløshed, psykomotorisk rastløshed (agitation), epileptiske kramper, muskelspasmer, abstinenstilstande forårsaget af alkohol og præ-medicinering til læge- og tandlægeindgreb. Benzodiazepiner kategoriseres som enten kort-, mellem- eller langtidsvarende. Kort og mellemtidsvarende benzodiazepiner bruges i behandlingen af søvnløshed, hvorimod de langtidsvarende bruges til behandling af angst.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden
benzoesyre
Hvad er benzoesyre?
Benzoesyre er en organisk kemisk forbindelse og et naturligt konserveringsmiddel. Benzoesyre består af en aromatisk ring hvorpå der sidder en carboxylsyre. Tyttebær indeholder benzoesyre.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
Beryllium
Hvad er beryllium?
Beryllium er et sjældent grundstof i universet. Det dannedes ikke under Big Bang. Det dannes heller ikke under atomfusionerne i stjerner. Faktisk dannes det kun ved supernova-eksplosioner.
Der findes et mineral, som hedder beryl. Flere ædelsten indeholder beryl – som er beryllium-aluminium-silicat, Be3Al2(SiO3)6. Mest kendt er smaragd, der på engelsk hedder emerald (latin: esmaraldus). En anden er akvamarin (eng: aquamarin).
Smaragder er de grønne øjne i mange gudefigurer. De er mere sjældne end diamanter. Smaragder er grønne, fordi de indeholder (ganske lidt) chrom og vanadium.
Deres forhold mellem ilt-isotoperne 18O og 16O (dvs. 18O/16O-forholdet) varierer fra sted til sted, f.eks. Brasilien, Zambia og Columbia. Kelterne fik smaragder fra Østrig. Nogle kommer fra Pakistan.
Beryllium blev isoleret i 1928 af den tyske kemiker Friedrich Wöhler, der ellers er mest kendt for sin syntese af urea (urinstof) i 1828 – det første organiske stof, som blev fremstillet syntetisk fra et ikke-organisk udgangsstof – hvilket førte til, at man gik bort fra teorien om, at en særlig "livskraft" ("vitalitetsprincippet") behøvedes for at skabe carbon-forbindelser.
Friedrich Wöhler var også først til at isolere mange grundstoffer. Han isolerede beryllium ved at lade berylliumchlorid (BeCl2) reagere med kalium.
Da James Chadwick, en engelsk fysiker, i 1932 bombarderede beryllium med røntgenstråler fra radium, udsendte det en hidtil ukendt slags subatom-partikel, som ikke havde nogen ladning, men som havde en masse. Han kaldte denne partikel for en neutron (fordi den jo ikke havde nogen elektrisk ladning, altså var neutral). Han fik Nobelprisen for dette i 1935.
Senere hjalp han med fremstillingen af atombomben i USA, som blev udløst over Hiroshima i Japan.
I forskningsøjemed laver man stadig neutroner ved at kombinere beryllium og radium.
Den uhelbredelige lungesygdom berylliose opstår efter længere tids eksponering for små mængder af beryllium, eller kort tids udsættelse for en stor mængde beryllium. Beryllium er også et carcinogen, altså kræftfremkaldende. En gennemsnitsperson indeholder 0,035 milligram beryllium, men det er næppe en sundhedsrisiko.
I 1990 skete en eksplosion i et russisk militæranlæg, der producerer beryllium til atomvåben. Der udspredtes en sky af berylliumoxid over en by i Ust-Kamenogorsk, og 120.000 mennesker blev eksponeret for stoffet. 9% fik lidt forhøjede beryllium-koncentrationer i kroppen, dog næppe nok til at være virkeligt farligt.
Ud over til militære formål bruges beryllium til videnskabelige formål – f.eks. i røntgenrør og rumteleskoper.
Læs mere her.
Berzelius
Hvem er Jacob Berzelius?
Jacob Berzelius
Berzelius ved Olof Johan Södermark 1843.
Jöns Jacob Berzelius (29. august 1779 i Väversunda, Östergötland 7. august 1848 i Stockholm) var en svensk kemiker.
Skønt tidlig grebet af kærlighed til kemien, måtte Berzelius, tvunget af de daværende forhold ved universitetet i Uppsala, hvor han studerede, uddanne sig som læge, og først da han 1807 udnævntes til professor i medicin og farmaci ved den medico-kirurgiske læreanstalt i Stockholm, hvor han havde virket som adjunkt siden 1802 samtidigt med at praktisere som læge, kunde han hellige sig de kemiske eksperimentelle arbejder, der blev af så gennemgribende betydning for kemien.
Med små midler og væsentlig uden hjælp udarbejdede Berzelius, særligt 1810-18 eksakte analytiske Metoder til kvantitativ Bestemmelse af talrige Grundstoffer, bestemte ved Hjælp af dem Atomernes relative Vægt og gav dermed et fast Grundlag for Daltons 1808 fremsatte Atomteori. B. betragtede oprindeligt den Vægtmængde af et Grundstof, der forener sig med l Atom = 16 Vgtd. Ilt, som Vægten af dets Atom, og i hans først meddelte Atomtalstabeller er derfor f. Eks. de monovalente (engyldige) Metallers Atomvægte opførte med det dobbelte af den virkelige Værdi, men ved Benyttelse af de efterhaanden fremkomne Holdepunkter: Gay-Lussacs lov, Avogadros lov, læren om isomorfi og Dulong og Petits lov om Atomvarmen lykkedes det Berzelius at opstille et Atomvægtssystem, der har staaet gennem Tiderne; og saa forbavsende nøjagtigt var B.'s eksperimentelle Arbejde, at de Ændringer, som vor Tids højt udviklede Teknik og Metodik, særlig gennem de af Jean-Servais Stas (1860-65) og senest af Theodore William Richards (siden 1906) gennemførte Arbejder, har foraarsaget i B.'s Atomvægtværdier, kun er ret ubetydelige.
Den af B. skabte analytiske Metodik anvendte han i det hele til omhyggelig Fastsættelse af de Mængdeforhold, i hvilke Grundstofferne forener sig til kemiske Forbindelser, der førte ham til Opstilling af et Mineralsystem paa kem. Grundlag (1812) og til Eftervisning af, at ogsaa de organiske Forbindelser følger de atomistiske Love (1814). – Aarsagen til, at Grundstofferne forbinder sig efter bestemte Vægtforhold, søgte B. i en for Atomerne ejendommelig elektrisk Polaritet og grundlagde paa denne Antagelse (1812) sin i 1819 udførligt udarbejdede elektrokemiske Teori i Forbindelse med den paa dualistisk Grundlag opbyggede Lærebygning, hvor B. første Gang (1814) benyttede det siden da anvendte kem. Tegnsprog.
For alle B.'s teoretiske Betragtninger dannede Eksperimentet det nødvendige Grundlag, og Kemien skylder ham derfor mangfoldige mønstergyldige Enkeltundersøgelser paa de forskelligste Omraader, bl. hvilke bør nævnes banebrydende Arbejder over Selen, Fluorforbindelser, Ferrocyanforbindelser, Sulfosalte, sjældne Mineralier og fysiol. vigtige Stoffer, over Druesyre og Vinsyre (med den skarpt hævdede Opfattelse af Begrebet Isomeri inden for den organiske Kemis Omraade), samt ogsaa de Arbejder, der førte B. til Fremstilling af Grundstofferne Silicium (1823), Zirkonium (1824) og Tantal (1824).
Af ikke mindre Bet. for Videnskaben blev B.'s omfattende litterære Virksomhed; sine talrige eksperimentelle Arbejder meddelte han først paa Svensk, dels i de af ham selv sammen med Hisinger o. a. 1806-18 udgivne »Afhandlingar i Fysik, Kemi och Mineralogi«, 6 Bd, der indeholder over 200 Afh. af B. dels i »Vetenskaps Akademiens Handlingar«, derefter i Datidens vigtigste videnskabelige Tidsskrifter; Afhandlingerne udmærker sig alle ved sjælden Klarhed, Grundighed og Omhyggelighed i Udarbejdelsen. Det samme gælder i udpræget Grad de 27 Bd »Årsberättelser om Fremstegen i Kemien«, som B. som livsvarig Sekretær ved Vetenskaps Akademien, 1821-48 afgav til dette, og som udkom i tysk Bearbejdelse: »Jahres-Bericht über die Fortschritte d. phys. Wissenschaften, der Chemie u. Mineralogie« ved Fr. Wöhler; de indeholder ikke blot Redegørelse for alt, hvad der fremkom, men tillige en objektiv Kritik, baaret af dyb Indsigt og overlegen Tilegnelse, og vidner om enestaaende Arbejdsevne.
Det samme gør den af B. udg. »Lärbok i Kemien«, hvis. 1. Udg. udkom i 3 Bd 1808-18; 2. Udg. 4 Bd, 1825-31, blev overs. paa Tysk af Fr. Wöhler, 3. og 4. Udg. ligeledes 4 Bd, udkom kun paa Tysk, overs. efter B.'s Manuskript af Wöhler, medens 5. Udg. (5 Bd), 1843-48, blev udg. paa Tysk af B. under Medvirkning af Wöhler; B.'s fortrinlige Lærebog staar som Mønster for alle senere Tiders Lærebøger. Ogsaa B.'s »Föreläsninger i Djurkemien«, 1806-08, fortjener at fremhæves.
I 1815 overtog B. et for ham oprettet Professorat i Kemi ved førnævnte Læreanstalt, og talrige Kemikere søgte til ham; bl. hans Elever kan nævnes Brødrene Rose, Mitscherlich, Wöhler, Gmelin, Magnus, Mosander o. fl.; 1832 opgav han sin Lærergerning og udnævntes til prof. emeritus honorarius. Karl XIV Johan ophøjede 1818 B. i Adelsstanden, idet det som særlig Naade tilstedes B. at beholde sit Navn. og 1835 udnævntes han til Friherre; 1858 rejstes hans Statue i Sthlm.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
Berzelius
Hvilken betydning havde Berzelius for kemien?
Læs mere under "Kemiens historie: Hvornår udvikledes den moderne kemi?"
Biilmann
Hvem er Einar Biilmann?
inar Christian Saxtorph Biilmann (født 10. maj 1873 i København, død 10. august 1946) var en dansk kemiker.
Biilmann blev student 1891, tog 1893 adgangseksamen til den Polytekniske Læreanstalt og kastede sig derefter over det kemiske studium, hvilket han afsluttede med magisterkonferensen 1897. I 1898 blev han ansat som ssistent ved den Polytekniske Læreanstalts kemiske laboratorium, vandt 1899 universitetets guldmedalje for en afhandling om fremstillingen af akrylsyre og tog 1904 doktorgraden for et arbejde: Studier over organiske Svovlforbindelser. Siden oktober 1902 virkeder Biilmann som lærer i kemi ved Officersskolens ældste klasse og blev september 1907 udnævnt til professor i kemi ved universitetet og bestyrer af dettes kemiske laboratorium. Biilmanns videnskabelige arbejder tager sigte på at gøre rede for de stereokemiske forhold såvel som for isomeri- og polymeriforhold hos organiske forbindelser og for reaktionsmekanikken (blandt andet de Waldenske omlejringer) ved organisk kemiske processer, og Biilmann offentliggjorde, foruden de ovennævnte, en række fortjenstfulde arbejder vedrørende allyl- og akrylforbindelsernes, de organiske svovlforbindelsers samt de isomere kanelsyrers kemi. Også som lærebogsforfatter udførte Biilmann et fortjenstfuldt arbejde, og har blandt andet i sin lærebog i uorganisk kemi, givet en ypperlig, klar og overskuelig fremstilling af det teoretiske grundlag, hvorpå den tids kemi hvilede. Biilmann var medlem af rådet for den internationale association af kemiske selskaber og af dennes nomenklaturkommission for organisk kemi. Biilmann trak sig 1919 tilbage fra sin stilling på Officersskolen. Den af Biilmann genialt udtænkte kinhydronelektrode (1920) fik overordentlig stor betydning, blandt andet fordi den egnede sig særlig godt til bestemmelse af jordbundens brintionkoncentration og kalktrang og derved blev uundværlig for det moderne landbrug.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
bindinger i kemi
Hvad er kemiske bindinger?
Analogi med venskab og pardannelse. Kan kemiske bindinger sammenlignes med personlige relationer mellem mennesker?
Tja, både partikler og mennesker kan blive tiltrukket af hinanden og kan indgå i faste bindinger/relationer med hinanden. En analogi kunne være molekyler, der består af to ens atomer, f.eks. N2, O2, H2, F2, Cl2, Br2 og I2. Det kan sammenlignes med at være sammen med sin bedste ven.
Hvis to forskellige vennepar går ud for at bowle sammen (f.eks. H2 og Cl2), ender de måske som to kærestepar – bliver til HCl og HCl (altså to par, hvor hydrogen-atomet danner par med chlor-atomet). Eller H2 og I2 bliver til HI og HI (altså hver med hydrogen-atom + iod-atom).
Man kan så spørge: Vil HI-parret holde længere som par, end HCl-parret vil? Den energi, der kræves for at bryde alle bindinger i et mol af stoffet, fx i 1 mol HCl i gasform, kaldes bindingens enthalpi (bond dissociation enthalpy). HCl har en bindings-enthalpi på 431 kiloJoule pr. mol. HI har en bindings-enthalpi på noget mindre, nemlig 297 kiloJoule pr. mol. Det betyder, at der kræves mere energi for at bryde bindingen i HCl end til at bryde bindingen i HI.
Der kræves altså mere energi for at skille H-atomet fra chlor-atomet, medens der ikke behøves så meget energi for at hive et H-atom bort fra et iod-atom. HCl-kæresterne må i sammenligningen være som skolekærester, som er svære at skille fra hinanden.
Det er mere sandsynligt, at HI-par vender tilbage til deres oprindelige situation, altså H2 og I2 venneparrene, end at noget tilsvarende vil ske med HCl-parrene. Den lavere enthalpi giver HI anderledes termodynamik (kærestedynamik) end hvad der gælder for HCl.
Videnskabens betegnelse for kaos er entropi (eng.: entropy), som ikke må forveksles med den ovenfor omtalte enthalpi (entalpi). [Husketeknik for ordene enthalpi og entropi: Eftersom "en" og "pi" findes i begge ord, kan du i stedet tænke på "tro/ro-eller-kaos" (entropi), og "tal-1-2…" – kærestepar-association (enthalpi/entalpi)].
Når kaos (altså entropi) introduceres i eksemplet ovenfor, bliver situationen noget anderledes. Atomerne i HCl bliver i praksis irreversibelt sammen. Derimod er omdannelsen af H2 og I2 til HI reversibel, fordi H-I bindingen er svagere.
At det er "reversibelt" betyder, at efter at der er dannet HI-molekyler, vil nogle af atomerne i HI-molekylerne spontant vende tilbage til udgangspunktet, dvs. altså til situationen H2 og I2.
Uanset hvor stærk bindingen er (mellem HCl eller HI), vil ændringer i omgivelserne dog kunne betyde, at parrene kan brydes: Det gælder f.eks. for både HCl og HI, at atomerne separeres, hvis de blandes med vand – som hvis kærestepar falder i vandet(!). Det er velkendt, at romantik er afhængig af omgivelserne. Noget tilsvarende gælder for atompar.
Bindings-enthalpien i HCl-molekylet er meget stærk (og faktisk stærkere end bindingerne imellem carbonatomerne i diamant, som ellers er det hårdeste stof, der kendes, med hårdheden "10", så diamanter kan kun slibes med diamantstøv, da intet har højere hårdhed).
Som nævnt har HCl en bindings-enthalpi på 431 kiloJoule pr. mol. En enkelt carbon/carbon-binding i diamant har kun en bindingsenthalpi på 347 kiloJoule pr. mol. Men styrken af diamant skyldes noget andet – nemlig at hvert carbonatom er bundet til 4 nabo-carbon.
Tilsammen danner de et enormt, covalent carbon-gitterværk i diamanten. Med denne meget ordnede struktur er diamanten mere at sammenligne med en hær end med kærestepar.
Det gælder for molekyler som for romantiske forhold, at hvis de rystes kraftigt nok, går bindingen i stykker. I et gitter – dvs. netværk sammen med vennerne – skal der dog meget til, før bindingerne brydes.
Læs mere her.
bindinger i kemi
Kan man lave direkte målinger af kemiske bindinger?
Overgangsstadier af kemiske bindinger. Anders Nilsson og medarbejdere fra Stanford Universitet har lavet de første direkte målinger af dannelsen af overgangsstadiet ved en kemisk binding. Forskerne studerede carbon-monoxids oxidation på en ruthenium-katalysator, påvirket af en laserstråle.
Bindingen mellem oxygenatomerne og katalysatoren svækkedes, og i løbet af et 1 picosekund havde 10% af kulilte-molekylet dannet et overgangsstadie (transition state) med oxygen, som det blev præsenteret for i forsøget.
Med denne forskning bliver fysisk kemi ført ind i partikelfysikken i fremtiden.
Læs mere her. Faktisk er flere forskere begyndt at bruge partikel-acceleratorer til at danne eller ødelægge kemiske bindinger.
I juni 2015 frembragte andre forskere med Michael Minitti i spidsen den første film (movie) af molekyler, som deltager i en kemisk reaktion: Nemlig ringåbningsreaktionen af 1,3-cyclohexadien.
Andre forskere har i 2015 brugt lys til at styre dannelsen af en kemisk binding. Metoden vil måske kunne bruges til at pumpe specifikke molekyler ud af en blanding.
Læs mere her.
biokemi
Hvad er biokemi?
Biokemi (fra græsk bios, "liv ", samt egyptisk keme, "jord ") er læren om kemiske processer i levende organismer. Biokemien omfatter studiet af struktur og funktion af cellulære komponenter såsom proteiner, lipider, kulhydrater og mange andre organiske molekyler.
Selvom der findes utroligt mange forskellige molekyler i levende organismer er mange af dem store, komplekse molekyler, der består af en lang række næsten ens enheder (kaldet monomerer), sat sammen til ét stort molekyle, en såkaldt polymer. Hver klasse af polymere biomolekyler udgøres af et forskelligt sæt monomerer; for eksempel er protein en polymer, der består af aminosyrer. Biokemien studerer vigtige biologiske molekylers kemiske egenskaber, med særligt fokus på enzym-katalyserede reaktioner.
Biokemien i cellers metabolisme og i det endokrine system er velbeskrevet. Andre områder indenfor biokemien er bl.a. den genetiske kode (i DNA og RNA), proteinsyntese, cellemembrantransport og signaltransduktion.
Denne artikel omfatter kun den biokemi, der findes på Jorden, baseret på carbon og vand, fordi alle kendte livsformer der findes på Jorden indeholder disse to stoffer. Alle levende organismer på Jorden har de biokemiske træk til fælles svarende til at de antages at nedstamme fra det samme fælles ophav. Dette gælder også for forhold der lader til at være ganske tilfældige, såsom molekylers stereokemi. Det vides ikke om alternative biokemiske udformninger af liv er mulige.
Biokemiens historie
Friedrich Wöhler
Man troede oprindeligt at liv ikke var underlagt videnskabens love på samme måde som ikke-levende ting er det. Man mente således, at kun levende væsener kunne producere de molekyler, der findes i levende organismer, ud fra andre eksisterende biomolekyler. Men i 1828 udgav Friedrich Wöhler en afhandling om syntesen af urinstof (urea), og beviste dermed at organiske molekyler kan skabes kunstigt.
En anden vigtig opdagelse i den gryende videnskab biokemi var opdagelsen af det første enzym, diastase, – i dag kendt som amylase. Det blev i 1833 opdaget af Anselme Payen. Eduard Buchner var den første der demonstrerede en kompleks biokemisk proces uden for levende celler, i 1896; alkoholfermentation i ekstrakter af gærceller. Ordet biokemi har været brugt siden 1882, men den officielle navngivning tilskrives Carl Neuberg, en kemiker der anvendte begrebet fra 1903. Før da blev feltet typisk kaldt "fysiologisk kemi ". Biokemien har siden haft store fremskridt, særligt fra midten af det 20. århundrede, med udvikling af nye teknikker inden for bl.a. kromatografi, røntgendiffraktion, isotopisk mærkning og elektronmikroskopi. Disse og andre nye teknikker har banet vejen for opdagelse og analyse af mange molekyler og molekylære mekanismer i cellen, f.eks. glykolysen og citronsyrecyklus.
I dag anvendes viden fra biokemien på mange områder, fra genetik til molekylærbiologi og fra landbrug til lægevidenskab.
Kulhydrater
Kulhydrater er en vigtig gruppe stoffer i biokemien, hvor de bl.a. fungerer som energilagringsstoffer og er med til at give levende organismer struktur. Der findes flere kulhydrater på Jorden end nogen anden kendt type biomolekyle. Kulhydrater er en strukturel del af mange biologisk betydningsfulde molekyler: DNA, RNA, glycoproteiner som blodproteinerne og glycolipider. Kulhydrater har utallige vigtige biologiske funktioner, bl.a. i forbindelse med hormon-receptorernes funktion, ved cellernes indbyrdes kommunikation. Kulhydrater spiller også en rolle for virulensen af bakterier og virus og for uskadeliggørelsen af giftstoffer og affaldsstoffer. Kulhydrater modificerer mange molekylers funktion, således bestemmer kulhydrat-delen levetiden af de cirkulerende blodproteiner. Kulkydraternes kemi og biologi behandles i en ny disciplin, glykobiologi.
Monosakkarider
Glukose
Den simpleste type kulhydrat er et monosakkarid, som indeholder carbon, hydrogen og oxygen, typisk i forholdet 1:2:1 (med den generelle formel CnH2nOn, hvor n er et positivt helt tal større end 2). Glukose, et af de vigtigste kulhydrater, er et monosakkarid. Det samme gælder fruktose, som er stoffet, der giver mange frugter deres søde smag. Nogle kulhydrater (især efter kondensation til oligo- og polysakkarider) indeholder mindre carbon i forhold til hydrogen og oxygen, som dog bibeholder deres indbyrdes 2:1 forhold. Monosakkarider kan opdeles i aldoser, der indeholder en aldehydgruppe for enden af molekylet, og ketoser, der indeholder en ketongruppe et sted i molekylet (ikke for enden). Mange kulhydrater, både aldoser og ketoser, eksisterer i en kemisk ligevægt mellem en åben kædeform og en lukket ringform; der skal minimum være fire carbonatomer i kulhydratet før der kan dannes en ringform. Ringformen dannes ved at en af sukkerkædens hydroxylgrupper reagerer med aldehyd- eller ketongruppen og danner hhv. en hemiacetal eller hemiketal. Herved dannes enten en femleddet ring, der kaldes en furanosering, eller en seksleddet ring, der kaldes en pyranosering; begge er heterocykliske ringe, hvor der indgår et oxygenatom sammen med carbonatomerne.
Disakkarider
Sukrose: Almindeligt sukker, det måske mest velkendte kulhydrat.
To monosakkarider kan sættes sammen ved en kondensationsreaktion, hvor et hydrogenatom fjernes fra det ene molekyle og en hydroxylgruppe fra det andet. Resten af dem er derefter bundet sammen, hvor atomerne blev fjernet, hvorimod atomerne danner et vandmolekyle. Det dannede molekyle, der består af to monosakkarider, kaldes et disakkarid, og bindingen mellem de to monosakkarider er en glykosidbinding, en undergruppe af æterbindinger. Et disakkarid kan, ved forbrug af et vandmolekyle, omdannes til to monosakkarider; reaktionen er en såkaldt hydrolyse. Det mest kendte disakkarid er sucrose, almindeligt sukker. Sukrose består af et glukosemolekyle og et fruktosemolekyle sat sammen. Et andet vigtigt disakkarid er laktose, der består af et glukosemolekyle og et galaktosemolekyle. Hos mange mennesker falder produktionen af enzymet laktase, der hydrolyserer laktose til glukose og galaktose, med alderen. Dette giver laktoseintolerans
Sukkerpolymerer kan inddeles i to grupper efter hvorvidt deres to ender er i stand til at reducere andre stoffer i en redoxreaktion. Det afhænger af om det sidste monosakkarid i enden er i stand til at åbne sig fra ringformen og derved frigøre sin keton- eller aldehydgruppe, som så kan indgå i redoxreaktioner. Laktose har en ende, der kan reducere og en ende, der ikke kan, hvorimod sucrose ikke har nogen ende, der kan reducere.
Oligosakkarider og polysakkarider
Cellulose som polymer af ß-D-glukose
Når nogle få (ca. 3-6) monosakkarider er forbundet, kaldes molekylet et oligosakkarid (hvor oligo betyder "få "). Disse molekyler bliver typisk brugt som signaler og markører i levende organismer.
Når mange monosakkarider er sat sammen, udgør de et polysakkarid. Monosakkariderne kan enten være sat sammen i én lang kæde, eller kæden kan være forgrenet. To af de mest almindelige polysakkarider er cellulose og glykogen, der begge består af glukose-monomerer. Cellulose dannes af planter og er en vigtig strukturel komponent i deres cellevægge. Dyr kan ikke danne cellulose, og kun specielt tilpassede dyr kan fordøje det. Glykogen findes derimod i alle dyr, hvor det bruges til midlertidig oplagring af energi.
Kulhydraters anvendelse som energikilde
Glukose er den vigtigste energikilde for de fleste levende væsner. Polysakkarider og disakkarider såsom laktose eller sukrose nedbrydes til monosakkarider før de metaboliseres. Enzymet glykogen fosforylase nedbryder ligeledes det midlertidige energilager glykogen til glukose, når der er mangel på energi.
Glykolyse (anaerob)
Glukose metaboliseres primært gennem en meget vigtig og evolutionært basal reaktionsvej på ti trin, der kaldes glykolysen. Glykolysen nedbryder samlet set et molekyle glukose til to molekyler pyruvat, og resulterer samtidig i dannelsen af to molekyler ATP (ud fra ADP og Pi) og to molekyler NADH fra NAD+. Glykolysen kræver ikke i sig selv oxygen, men hvis der ikke er oxygen til stede er cellen nødt til at gendanne NAD+ ved en forgæring. I mennesker dannes der mælkesyre ved en sådan forgæring, hvorimod gær f.eks. kan danne ethanol og carbondioxid. Andre monosakkarider, f.eks. fruktose og galaktose, kan omdannes til nogle af de stoffer, der indgår i glykolysen og metaboliseres på den måde.
Aerob
I celler med tilstrækkeligt med oxygen, såsom de fleste celler i mennesker, metaboliseres det dannede pyruvat videre. Det omdannes irreversibelt til acetyl-CoA, og afgiver et carbonatom med affaldsproduktet CO2. Desuden dannes der endnu et molekyle NADH ud fra NAD+. De to molekyler acetyl-CoA fra et molekyle glukose indgår derefter i citronsyrecyklus, hvor de giver to molekyler ATP, seks molekyler NADH og to molekyler FADH2, hvorimod resten af carbonatomerne frigives som CO2. Det dannede NADH og FADH2føres derpå ind i elektrontransportkædens enzymsystem, hvor elektronerne overføres en række gange og i sidste ende til oxygen. Energien herfra anvendes til at opbygge en gradient af protoner over en membran (den indre mitokondrielle membran i eukaryoter). Oxygen reduceres ved denne proces til vand, og de oprindelige elektronacceptorer NAD+ og FAD gendannes. Dette er årsagen til at mennesker og dyr indånder oxygen og udånder CO2. Den opbyggede protongradient anvendes til at danne ATP via enzymet ATP syntase. Ideelt set kan der på denne måde frembringes 28 molekyler ATP fra et molekyle glukose, udover de 4 fra glykolyse og citronsyrecyklus. Dette illustrerer hvordan der tydeligvis kan høstes meget mere energi ved at oxidere glukose fuldstændigt end ved nogen oxygen-uafhængig metabolisering, og dette menes at være årsagen til, at højere livsformer først opstod efter Jordens atmosfære fik et stort indhold af oxygen.
Glukoneogenese
Ved mangel på oxygen kan visse celler i stedet skifte til anaerobisk metabolisme, hvor glukose i stedet fermenteres (forgæres) til mælkesyre; det gælder f.eks. i menneskers skeletmuskulatur under hård fysisk træning. Den dannede mælkesyre føres til leveren, hvor glukose gendannes ved en proces kaldet glukoneogenese. Denne proces er næsten det modsatte af glykolyse, men der er visse forskelle. Glukoneogenese kræver op mod tre gange så meget energi for at gendanne glukose, som glykolysen giver ved at nedbryde glukose.
Proteiner
Proteiner er en anden vigtig stofgruppe, der omfattes af biokemien. Ligesom det er tilfældet for kulhydrater udfylder nogle proteiner primært strukturelle roller. Det er f.eks. bevægelse af de strukturelle proteiner actin og myosin, der fører til sammentrækning af muskler. En typisk egenskab som mange proteiner udviser, er evnen til at binde specifikt til et bestemt molekyle eller en gruppe af molekyler. Proteiner kan være ekstremt selektive med hensyn til det, som de binder til, og antistoffer er et godt eksempel. ELISA, en test der anvender antistoffer, er en af de mest følsomme instrumenter, der findes til at detektere biomolekyler. Den vigtigste type protein er dog nok enzymer. Stort set alle enzymer er proteiner, og disse bemærkelsesværdige molekyler er i stand til at genkende specifikke molekyler, kaldet substrater, og katalysere kemiske reaktioner mellem dem. Enzymer sænker de kemiske reaktioners aktiveringsenergi, hvilket kan øge en reaktions hastighed med så meget som en faktor 1011; en reaktion der normalt ville tage 3.000 år kan på denne måde forløbe på under et sekund med et enzym til at katalysere den. Enzymet selv forbruges ikke i processen, og det er i stand til at gentage reaktionen med et nyt sæt substrater utallige gange. Enzymers aktivitet kan reguleres på en række måder, hvilket tillader levende celler at kontrollere deres biokemi som helhed via enzymer.
Proteiner er basalt set kæder af aminosyrer. En aminosyre består af et carbonatom bundet til fire grupper. En af dem er en aminogruppe, den anden er en carboxylsyregruppe, den tredje er et hydrogenatom og den fjerde, der ofte benævnes R, er forskellig for hver aminosyre. Der er tyve aminosyrer, der som standard indgår i proteiner i stort set alt liv. Nogle af dem har, ud over at indgå i proteiner, funktioner i sig selv eller i modificeret form; for eksempel kan glutaminsyre fungere som en neurotransmitter.
Aminosyrer kan sættes sammen med en peptidbinding. Dannelsen af en peptidbinding er en kondensationsreaktion, hvor et vandmolekyle fjernes, og kvælstofatomet i den ene aminosyres aminogruppe bindes til carbonatomet i den anden aminosyres carboxylsyregruppe. Det dannede molekyle kaldes et dipeptid, hvorimod små kæder af aminosyrer (typisk op til ca. 30) kaldes peptider eller polypeptider. Længere kæder kaldes proteiner. Eksempelvis indeholder det vigtige plasmaprotein albumin 585 aminosyrerester. Når aminosyrer er bundet sammen af peptidbindinger omtales de som aminosyrerester, fordi nogle af atomerne fjernes når peptidbindingerne dannes.
Proteiners struktur beskrives traditionelt i et hierarki på fire niveauer. Proteiners primære struktur er den lineære sekvens af aminosyrer, f.eks. "methionin-glycin-valin-phenylalanin-glycin-… ". Proteiners sekundære struktur beskriver lokal morfologi, med specielle mønstre af sammenfoldning af aminosyrekæden; visse sekvenser vil folde sig til en skrueformm der kaldes en alfahelix, og andre sekvenser vil folde sig til en pladelignende struktur, der kaldes et betasheet. Proteiners tertiære struktur er hele aminosyrekædens tredimensionelle form og foldning, og bestemmes ligesom den sekundære struktur af aminosyresekvensen; en enkelt ændring kan ofte ændre hele strukturen markant. Et eksempel på det er, at ændring af en af de 146 aminosyrerester i hæmoglobins beta-kæde fra glutaminsyre til valin, ændrer proteinets opførsel så meget, at det medfører seglcelle-anæmi. Det sidste niveau af struktur er den kvaternære struktur, som angiver strukturen og formen af proteiner, der består af flere peptidkæder, der sætter sig sammen, som f.eks. hæmoglobin med dets fire subunits. Ikke alle proteiner har subunits, men det er ganske udbredt.
Når proteiner indtages, nedbrydes de til enkelte aminosyrer eller dipeptider i tyndtarmen, og optages. Derefter kan de sættes sammen til nye proteiner i kroppen. Diverse molekyler, der indgår i glykolysen, citronsyrecyklus og pentosefosfat-reaktionsvejen, kan bruges til at danne de tyve aminosyrer, der indgår i proteiner, og de fleste bakterier og planter har alle de enzymer, der skal til for at danne aminosyrerne på denne måde. Mennesker og andre pattedyr kan dog kun danne halvdelen af aminosyrerne selv; de kan ikke danne de essentielle aminosyrer, og er derfor nødt til at få disse aminosyrer gennem kosten.
Hvis aminogruppen fra en aminosyre fjernes, efterlades en såkaldt alfa-ketosyre. Transaminase-enzymer kan flytte aminogruppen fra en aminosyre (som bliver til en alfa-ketosyre) til en alfa-ketosyre (som bliver til en aminosyre). Dette er vigtigt i aminosyrers biosyntese, da mange af syntesevejene danner alfa-ketosyrer, der derefter modtager en aminogruppe og bliver til en færdig aminosyre.
En tilsvarende proces anvendes til at nedbryde proteiner. Proteinet hydrolyseres først til dets enkelte aminosyre. Fri ammoniak (NH3), der i blodet vil optræde som ammoniumioner (NH4+), er giftigt. Der kræves derfor en passende metode til at skaffe sig af med det. Forskellige strategier har udviklet sig i forskellige dyr, afhængig af dyrets behov. Encellede organismer udskiller blot ammoniakken i miljøet. På samme måde kan benfisk bare udskille ammoniak i vandet, hvor det hurtigt bliver fortyndet. Pattedyr omdanner ammoniakken til urea (urinstof), via en ureacyklus; dette stof er meget mindre giftigt, og kan derfor opbevares i koncentreret form i urinen, så dyret ikke behøver tisse så ofte. Fugle og mange krybdyr omdanner i stedet ammoniakken til urinsyre, der er uopløseligt i vand. For fugle betyder det, at de ikke behøver at opbevare kvælstofaffaldet opløst i vand, og at de derfor kan spare vandets vægt.
Lipider
Stofgruppen lipider omfatter en bred vifte af forskellige molekyler, og er til dels en uspecifik fællesbetegnelse for biologiske stoffer med lav opløselighed i vand, som bl.a. omfatter voks, fedtsyrer, fedtsyreafledte fosfolipider, sphingolipider, glykolipider og terpenoider (herunder steroider). Nogle lipider er lineære alifatiske molekyler, hvorimod andre indeholder ringstrukturer. Nogle er aromatiske, mens andre ikke er det. Nogle er fleksible molekyler, andre er rigide.
De fleste lipider har en vis grad af polære egenskaber, selvom de hovedsageligt er upolære. Det er typisk, at det meste af deres struktur er upolær, hvilket betyder at den del af molekylet har vanskeligt ved at interagere med polære opløsningsmidler, såsom vand. En anden del af stofferne er polær, og vil derfor have tendens til at holde sig til polære opløsningsmidler, såsom netop vand. Lipidernes indhold af både polære og upolære dele betyder, at de er amfifile (eller amfipatiske). Hvor stor de polære og upolære dele af molekylet er kan variere; i kolesterol er den polære del kun en enkelt hydroxylgruppe, hvorimod fosfolipider har væsentlig større og mere polære grupper.
Nukleinsyrer
Nukleinsyrer (eller kernesyrer) er komplekse biologiske makromolekyler med høj molekylvægt, der består af kæder af nukleotider. De anvendes til at overbringe genetisk information i alle levende organismer samt virus (der normalt ikke anses for levende). De vigtigste og langt mest almindeligt forekommende nukleinsyrer er deoxyribonukleinsyre (DNA) og ribonukleinsyre (RNA).
Nukleinsyrernes navn kommer af, at de typisk findes i størst mængde i cellekernen (nukleus). Nukleinsyrerne er biologiske polymerer, og de enkelte monomerer er nukleotider. Hver nukleotid består af tre dele; en kvælstofholdig heterocyklisk base (enten en purin eller en pyrimidin), en pentose-sukker, og en fosfatgruppe. Forskellige nukleinsyrer adskiller sig ved det sukkermolekyle, der indgår i kæden (f.eks. ribose i RNA), og ved, at der optræder forskellige baser i nukleotiderne. Adenin, cytosin og guanin optræder både i RNA og DNA, hvorimod thymin kun findes i DNA og uracil kun findes i RNA.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
Bjerrum (født 1940)
Hvem er Niels Bjerrum (født 1940)?
Niels Janniksen Bjerrum (født 6. oktober 1940) er en dansk kemiker og professor i uorganisk- og materialekemi ved Institut for Energikonvertering og -lagring på DTU siden 1998. Han er søn af Jannik Bjerrum (1909-1992) barnebarn af Niels Bjerrum (1879-1958), der begge var kemikere.
Han er uddannet mag.scient. i kemi på Københavns Universitet i 1964. Han blev ansat på det daværende Danmarks Tekniske Højskole i 1966. I 1982 blev han dr.techn. på DTU og i 1989 blev han udnævnt som docent samme sted.
Han har især arbejdet med saltsmeltekemi og elektrokemi.
Han er medlem i både det Nationale Akademi for Videnskab i Ukraine (siden 1992) og Norges Tekniske Videnskabsakademi (siden 1995)]. Han har desuden modtager flere priser inden for kemi.
I 2014 modtog Bjerrum enerigforskningsprisen fra Energinet.dk på vegne af HotMEA Corsortium.
Niels Bjerrums amilie
Niels Bjerrum er søn af Jannik Bjerrum (1909-1992), der var professor i uorganisk kemi på Københavns Universitet. Hans lillebror Morten Jannik Bjerrum (født 1957) er professor i biouorganisk kemi på Kemisk Institut på Københavns Universitet], og deres farfar var kemikeren Niels Bjerrum (1897-1958), der var docent ved Københavns Universitet og professor på Landbohøjskolen.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
Black
Hvilken betydning havde Joseph Black for kemien?
Læs mere under "Kemiens historie: Hvornår udvikledes den moderne kemi?"
bly
Hvad er bly?
Bly er et grundstof med symbolet Pb (plumbum på latin) med atomnummer 82. Bly er et blødt og giftigt metal med en blå-hvid farve (frisk overskåret). Med tiden bliver farven matgrå, da metallet reagerer med luften.
Et menneske på 70 kg har ca. 120 mg bly i sig. Over halvdelen af verdensproduktionens bly kører rundt på landevejene; størstedelen findes nemlig i bilernes akkumulatorer. Udover dette bruger man bl.a. også bly til fremstilling af hagl (blyhagl blev forbudt i Danmark i 1996) og projektiler, og man kan finde bly i loddetin.
Bly har det næsthøjeste atomnummer af alle stabile grundstoffer, og mange tungere grundstoffer som f.eks. uran henfalder i sidste ende til bly. Dog har det næste grundstof, bismuth, en så lang halveringstid (længere end den antagne alder af universet), at man kan anse det for et stabilt grundstof. Ligesom kviksølv, som er et andet tungmetal, er bly en farlig nervegift, som gennem tiden ophobes i blødt væv og knogler.
Blyets historie
Bly er blevet brugt igennem tusindvis af år, fordi det er så udbredt, nemt at udvinde og nemt at bearbejde. I den tidlige bronzealder blev bly brugt sammen med antimon og arsen. I alkymi var bly anset for at være det ældste metal og var forbundet med planeten Saturn. Romerne brugte bly til at lave vandrør, hvilket måske var en af grundene til Romerrigets undergang. Blys grundstofsymbol er udledt af dets latinske navn plumbum, som betyder blødt metal. Oprindeligt hed bly plumbum nigrum, hvor tin blev kaldt plumbum canididum.
Bly har været anvendt til mærker på visse varer, bl.a. klæde, i form af plomber. Disse findes til tider i arkæologiske udgravninger og kan dokumentere handelsforbindelser. Elektricitetsmålere blev tidligere plomberet med blyplomber.
Blyplader anvendes til tagdækning, i dag fortrinsvis på gamle, blytækte kirker.
Blyforgiftning blev første gang dokumenteret i det gamle Rom, Grækenland og Kina. I det 20. århundrede er brugen af maling med bly reduceret til næsten ingenting på grund af faren for blyforgiftning, især for børn. I midten af 1980'erne fjernede man bly fra benzinen og erstattede det med methyl-tertiær-butylether (MTBE), hvilket reducerede blyudledningen i naturen meget.
Siden 2003, hvor man indførte det europæiske RoHS-direktiv, har brugen af bly (samt andre giftige kemikalier) været stærkt reduceret i elektronik. Bly-forbuddet i RoHS var dog det væsentligste, og RoHS bliver undertiden synonymiseret med blyfrit.
Forekomster af bly
Blymalm
Bly i form af metal forekommer i naturen, men det er meget sjældent. Man finder normalt bly i zink-, sølv- og kobbermalm, hvilket man så udvinder. Det vigtigste blymineral er blyglans (PbS), som indeholder 86,6% bly.
Blymalm (blyglans) finder man i nordøst- Wales. Det Northeast Wales Orefield er den vigtigste forekomst af bly og zink i Wales. På nationalt plan er det den næstvigtigste forekomst, kun overgået af North Pennine Orefield.
Sundhedseffekter ved bly
Bly er et giftigt metal, som kan skade nerveforbindelserne (især hos småbørn) og forårsage blod- og hjernelidelser. Blyacetat blev brugt i Romertiden som sødemiddel til vin og mange anser, at dette er grunden til, at mange af de romerske kejsere blev demente. Skadevirkningerne af blytilsætningen til benzin er ligeledes markante. Der kan for eksempel spores et ganske betragteligt fald i kriminaliteten som er associeret til stoppet for blytilsætningen til benzin.
Blyforurening af jorden er et udbredt problem. Udover at bly findes naturligt, kan jorden også blive forurenet af benzin med bly i, som er lækket ud af tanke gravet ned i jorden (tankstationer) eller for eksempel igennem spildevandet fra fabrikker.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
blyfri benzin
Hvad er blyfri benzin?
Blyfri benzin er den standardbenzin, som almindelige biler med benzinmotor bruger i dag. I Danmark sælges blyfri benzin med hhv. 92 og 95 oktan, og tidligere også 98 og 99 oktan. Den kaldes blyfri, fordi almindelig benzin tidligere var tilsat den blyholdige forbindelse tetraetylbly for at hæve oktantallet.
Oktantallet har betydning for hvor meget energi, der skal til for at antænde benzinen; jo højere oktantal, desto mere energi kræves der. F.eks har diesel et noget lavere oktantal end benzin og kan derfor antændes ved den friktionsenergi, som opstår, når stemplet bevæger sig op og ned i cylinderen. På grund af det højere oktantal kræves der en gnist til antænding af benzin, og jo højere oktantallet er, desto mere præcist kan antændingen styres.
Oktan 98 blyfri er tilsat et stof, som hedder MTBE (Methyl Tertiær Butyl Ether), som er skadeligt for miljøet. Derfor blev oktan 98 blyfri gradvis udfaset i Danmark efter 1. maj 2001, og forhandles i dag ikke længere på nogen danske tankstationer. De fleste biler er konstrueret til at køre på oktan 95.
Langt de fleste benzinbiler kan køre på blyfri benzin. Biler med katalysator må ikke køre på blyholdig benzin, da bly ødelægger katalysatorens funktion.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
blæk
Hvordan kan man fremstille blæk?
Fremstilling af rødt blæk: Fyld et glas (af drikkeglas-størrelse) halvt med vand, og opløs 2 gram eosin og et halvt gram gummi arabicum heri. Blækket hældes derefter på flaske.
Opskriften er fra en bog fra 1951. Læs mereher.
blåsyre
Hvad er blåsyre?
Blåsyre eller hydrogencyanid er en kemisk forbindelse, som har den kemiske formel HCN. Blåsyre er en farveløs, yderst giftig og flygtig substans, som har kogepunkt lige over stuetemperatur, ved 26 °C. Den har en svag duft af bitre mandler, som nogle mennesker ikke er i stand til at lugte. Blåsyre er en svag syre, som ioniseres i vand og danner cyanidioner, CN-. Salte af blåsyre kaldes cyanider. HCN er et vigtigt startmolekyle i syntesen af mange biologiske molekyler, som f.eks. polymerer og lægemidler.
Kemiske reaktioner af blåsyre
Cyanidioner kan adderes til ketoner, hvorved der dannes cyanohydriner. Denne reaktion foregår ved syntesen af aminosyrer, bl.a. den essentielle aminosyre methionin.
HCN kan også adderes til alkener, hvorved der dannes nitriller. Denne reaktion kaldes hydrocyanering.
Forekomst og anvendelse af blåsyre
Frugter der har kerner, såsom kirsebær, abrikoser, bittermandler og æbler, indeholder små mængder af cyanohydriner, som f.eks. mandelonitril, hvorfra der langsomt frigives blåsyre.
Blåsyre anvendes bl.a. til insektgifte (f.eks. Zyklon B), sprængstoffer, maling og, i USA ved udførelsen af dødsstraf i gaskammer.
Nogle tusindben frigiver blåsyre som forsvarsmekanisme ]. Dette er også tilfældet for nogle insekter. Der findes HCN i udstødnings-, tobaks- og brænderøg, og i røg fra afbrænding af kvælstof-holdige plasticforbindelser.
Anvendelse i kemisk krigsførelse af blåsyre
En blåsyrekoncentration på få hundrede ppm i luft vil slå et menneske ihjel i løbet af få minutter]. Giftigheden skyldes cyanidionen, der forhindrer den cellulære respiration. Mest kendt som middel i kemisk krigsførelse er blåsyre nok under navnet Zyklon B, der blev brugt af Hitlers nazi-regime til udryddelsen af jøder og andre politiske modstandere under 2. verdenskrig.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden
blåsyre
Hvad er blåsyre?
Læs Kemiske stoffer: "Hvad er hydrogencyanid?"
blåsyre
Hvad er blåsyre?
Læs "Cyanid: Hvad er cyanid?"
Bohr
Hvilken betydning havde Niels Bohr for kemien?
Læs Atomet: "Hvad er Bohrs atommodel?"
bor (grundstof)
Hvad er bor (grundstof)?
Bor (persisk: burah, dansk: ~ hvid) er det femte grundstof i det periodiske system, og har det kemiske symbol B.
Bor er et trivalent halvmetal, som forekommer i store mængder i mineraler af boraks og ulexit. Der eksisterer mange allotrope former af bor: amorft bor som er et brunt pulver, hvorimod krystallinsk bor er sort, og ekstremt hårdt (cirka 9,5 på Mohs skala), og en dårlig elektrisk leder ved stuetemperatur. Frit bor bruges som dopant (fortynder) i halvlederindustrien, og mange borforbindelser spiller en stor rolle i lette materialer, insekticider og konserveringsmidler, samt til kemisk syntese. Bor er et essentielt næringsstof for planter.
Forekomst og udvinding af bor
Bor er et forholdsvis sjældent grundstof og udgør kun 0,001 % af jordskorpen. Bor udvindes hovedsageligt fra boraks (borax), Na2B4O5(OH)4•8H2O, og kernit, Na2B4O5(OH)4•2H2O, og store aflejringer, som udvindes kommercielt, findes i Mojave-ørkenen i Californien, USA.
Ekstraktion af bor fra boraks gøres ved først at omdanne boraks til borsyre, B(OH)3 ved tilsætning af svovlsyre, som efterfølgende omdannes til oxidet B2O3 ved opvarmning. Oxidet kan da reduceres med magnesium hvilket giver frit bor, dog forholdsvis urent. Rent bor kan laves ved gasfase-reduktion af BBr3 med H2, eller pyrolyse af diboran, B2H6 eller BI3.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
Borup Kemi
Hvad er Borup Kemi?
Borup Kemi er en dansk virksomhed, der producerer husholdningskemikalier og rengøringsmidler. Virksomheden er beliggende i Borup på Midtsjælland og blev etableret i 1908. I 2008 havde virksomheden 50 ansatte og en omsætning på 200 millioner kr. I gennemsnit har danske husholdninger tre produkter fra Borup Kemi, og firmaet eksporterer også til udlandet.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
Bosch
Hvem er Carl Bosch?
Carl Bosch (27. august 1874 i Köln – 26. april 1940 i Heidelberg) var en tysk kemiker, ingeniør og modtager af Nobelprisen i kemi.(1) Han var en pioner inden for sit felt af industriel højtrykskemi og grundlægger af IG Farben, der på et tidspunkt var det største kemifirma i verden.
Opvækst og uddannelse af Carl Bosch
Bosch blev født Köln, Tyskland, som søn af en succesfuld gas og vvs-leverandør.(2) Hans onkle Robert Bosch var med til banebrydende udvikling af tændrøret. Carl studerede på den Tekniske Højskole i Charlottenburg (i dag Technische Universität Berlin) og Universität Leipzig fra 1892-1898, da han ville forsøge sig med en karriere inden for metallurgi eller kemi.
Karriere hos Carl Bosch
Bosch gik på Leipzigs Universitet, hvor han studerede under Johannes Wislicenus. Han fik en doktorgrad i 1898 for sin forskning i organisk kemi. Han fik et job på BASF i 1899, som på dette tidspunkt var Tysklands største kemi- og farvefirma. Fra 1909 til 1913 opskalerede han Fritz Habers metode til at fiksere nitrogen ved at bruge højtrykskemi, fra laboratorieskala til en vigtig industriel proces til at producere megatons gødning og sprængstoffer. Det fuldt udviklede system kaldes Haber-Bosch-processen. Han var opfinderen af denne proces. Hans opgave var få denne proces til at fungere i stor industriel skala. Han måtte konstruere en fabrik og apparatur, som fungerede under højt grastryk og høje temperaturer. Derudover var der flere andre udfordringer som at fremstille en sikker højovn, der fungerede under højt tryk, og at udvikle en billig og sikker måde til rense og forarbejde gassen. Da processen var færdig, var det muligt at producere store mængder ammoniak, som kunne bruges industrielt og i landbruget. Produktionen for hele verdens landbrug steg med den betydeligt lettere tilgang til ammoniak. Processen var til fremstilling af hydrogen i produktionsskala ved at lede en blanding af damp og vand over en katalysator ved høj temperatur. Efter 1. verdenskrig videreudviklede Bosch højtryksteknikker til produktion af syntetisk brændstof og methanol. I 1925 var Bosch en af grundlæggerne af IG Farben, som han også var den første direktør for, og fra 1935 var han formand. Han modtog Siemens-Ringen i 1924 for sit arbejde med anvendt forskning, og for sin støtte til grundforskning. I 1931 modtog han Nobelprisen i kemi for at introducere høtrykskemi. I dag er producerer Haber-Bosch processen 100 millioner tons nitrogengødning hvert år.(3)
Privatliv af Carl Bosch
Bosch, der var en kritiker af mange nazipolitikker, blev gradvist frataget sin høje stillinger, efter Hitler blev forbundskansler, og udviklede alkoholisme.(2) Han døde i Heidelberg d. 26. april 1940, hvor han også er begravet.
Eftermæle af Carl Bosch
Haber-Bosch processen bruger i dag mere en en procent af menneskehedens samlede energiproduktion og er ansvarlig for føde til omkring en tredjedel af verdens befolkning.(4) I gennemsnit kommer halvdelen af nitrogenen i menneskekroppen fra syntetisk fikserede nitrogenkilder, som er et produkt af Haber-Bosch processen.(5) Bosch var en ivrig samler af insekter, mineraler og ædelstene. Hans samling af meteoritter og andre mineraler var udlånt til Yale University og blev til sidst købt af Smithsonian Institution.(6)(7) Han var også amatørastronom med et veludstyret privat observatorium. Asteroiden 7414 Bosch er navngivet til hære for Bosch.(8)
Sammen med Fritz Haber blev Carl Bosch valgt som den The Most Popular Chemical Engineers Ever af TCE Magazines læsere.(9)
Haber-Bosch processen, der muligvis er den bedst kendte kemiske proces i verden, der fikserer nitrogen fra luften og omdanner den til ammoniak, spiller med i Den Grønne Revolution som har skabt fødegrundlag for verdens voksende befolkning.
Bosch vandt også utallige pricer inklusive et æresdoktorat på Techishule in Karlsruhe (1918), Gesellschaft Deutscher Chemikers Liebig Memorial Medal sammen med Bunsen Medal fra German Bunsen Society, Siemens Ringen og Golden Grashof Memorial medal fra VDI. I 1931 modtog han Nobelprisen i kemi for sine bidrag til opfindelse af kemiske højtryksprocesseor. Han modtog også Exner medaljen fra Austrian Trade Association og Carl Lueg Memorial Medal. Desuden var Bosch medlem af forskellige tyske og udenlandske kemiske selskaber, formand for Kaiser Wilhelm Society, som han blev præsident for i 1937.(11)
Referencer om Carl Bosch
(1) Carl Bosch – Biographical. Nobel Media AB. Hentet 2013-12-15.
(2) Hager, Thomas (2008). The alchemy of air. New York: Harmony Books. ISBN 978-0-307-35178-4. OCLC 191318130.
(3) "Carl Bosch (German chemist) ". Encyclopedia Britannica. Hentet 2013-12-15.
(4) Smil, Vaclav (2001). Enriching the earth. Cambridge, Mass.: MIT Press. OCLC 61678151.
(5) "Fixing the Nitrogen Fix ". Discovery – Can Chemistry Save The World?. 2011. BBC. Retrieved 2013-12-15.
(6) Wilson, Wendell E. (2013). "Carl Bosch (1874-1940) ". The Mineralogical Record. Hentet 2013-12-15.
(7) Servos, Kurt (1954). "Meteorites in the Carl Bosch Collection of Minerals Yale University ". Geochimica et Cosmochimica Acta 5 (6): 299-300. doi:10.1016/0016-7037(54)90037-X. Bibcode: 1954GeCoA…5..299S.Skabelon:Registration required
(8) Lehmann, Gerhard; Kandler, Jens; Knöfel, André (2004-10-27) (på german). Amateurastronomen am Sternenhimmel. Amateure am Sternenhimmel. Hentet 2013-12-15.
(9) Haber and Bosch named top chemical engineers. Institution of Chemical Engineers. 2011-02-21. Hentet 2013-12-15.
(10) Chemical engineers who changed the world. Institution of Chemical Engineers. March 2010. 2010 Entries: Feed the world. Arkiveret 2012-06-29.
(11) Famous Scientists – Carl Bosch. Tata Chemicals. Hentet 2013-12-15.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
Boyle
Hvem er Robert Boyle?
Robert Boyle (25. januar 1626 – 30. december 1691) var en irsk-engelsk filosof, kemiker og fysiker. Han er mest kendt for at have fremsat Boyles lov. Selvom hans kemiske forskning havde rod i alkymien, regnes han ofte for den første moderne kemiker.
Han var søn af Richard Boyle, jarl af Cork og engelsk statsmand. Sin grunduddannelse modtog han på kostskolen Eton College, hvortil han blev sendt kun otte år gammel, og der efter på udenlandsrejser med sin franske tutor til Frankrig, Schweiz og Italien og opholdt sig blandt andet i Geneve og Firenze. Da han vendte tilbage til England i 1645 overtog han sin syge faders gods i Stalbridge, Dorset, samt nogle ejendomme i Irland, men Robert Boyle viede sit liv til forskningen. I 1654 slog han sig ned i Oxford, men i 1668 flyttede han til London og boede hos sin søster.
Robert Boyle som forsker
I London helligede han særligt sine kræfter til det i 1663 grundlagte Royal Society, i hvis skriftrække Philosophical Transactions en del af hans arbejder blev udgivne. Boyle anses som den, der har gjort kemien til en selvstændig videnskab; midt i en tid, da den fuldstændigt var i lægekunstens og metalforvandlingens tjeneste, angav Boyle klart og tydeligt kemiens mål og midler: fænomenernes forklaring ved teori, udelukkende bygget på eksperimenter og iagttagelser. Denne skarpe hævdelse af den eksperimentelle metode blev af afgørende betydning for kemiens videre udvikling.
Boyle fulgte selv nøje sit program og skaffede mangfoldige vigtige erfaringer på kemiens forskellige områder, men størst interesse har hans teoretiske betragtninger. Boyle vendte sig mod den aristoteliske og alkymistiske opfattelse af elementerne, hævdede i overensstemmelse med eftertidens opfattelse, at kun de efterviselige, ikke yderligere sønderdelelige bestanddele er at opfatte som elementer, og forudsagde opdagelsen af langt flere end de da kendte grundstoffer. Han viste, at en kemisk forbindelse opstår ved forening af to bestanddele, og at den har ganske andre egenskaber end disse hver for sig, skelnede altså klart mellem kemiske forbindelser og blandinger, og gav til forklaring af dannelse og sønderdeling af forbindelser en "korpuskularteori ", ifølge hvilken alle legemer består af uendeligt små dele; ved sammenlejring af disse, der indbyrdes tiltrækker hinanden, kommer den kemiske forbindelse i stand, men virker der på denne et andet stof, hvis smådele har større tiltrækning til en af bestanddelenes smådele, så sker en sønderdeling.
Boyle's talrige undersøgelser over stoffernes sammensætning blev grundlæggende for den analytiske kemi. Begreber som kemisk reaktion, reagens, indikator og analyse skyldes Boyle. Også spørgsmålet om forbrænding og lignende fænomener beskæftigede Boyle, uden at det dog lykkedes ham at give den rette forklaring, skønt han kendte den stedfindende vægtforøgelse, men hans eksperimenter var værdifulde for problemets senere tydning. Boyle's forsøg over luftarter førte ham til opstillingen af den vigtige lov, der fører hans navn (Boyle's lov).
Robert Boyle's forfatterskab
Robert Boyle's arbejde inden for naturvidenskab
1660 – New Experiments Physico-Mechanicall Touching the Spring of the Air and its Effects.
1661 – The Sceptical Chymist
1663 – Considerations touching the Usefulness of Experimental Natural Philosophy (2. del kom i 1671)
1663 – Experiments and Considerations upon Colours, with Observations on a Diamond that Shines in the Dark
1665 – New Experiments and Observations upon Cold
1666 – Hydrostatical Paradoxes
1666 – Origin of Forms and Qualities according to the Corpuscular Philosophy
1670 – tracts about the Cosmical Qualities of Things, the Temperature of the Subterraneal and Submarine Regions, the Bottom of the Sea, &c. with an Introduction to the History of Particular Qualities
1672 – Origin and Virtues of Gems
1674 – to bind af tracts on the Saitness of the Sea, the Hidden Qualities of the Air, Cold, Celestial Magnets, Animadversions on Hobbes's Problemata de Vacuo
1676 – Experiments and Notes about the Mechanical Origin or Production of Particular Qualities, including some notes on electricity and magnetism
1678 – Observations upon an artificial Substance that Shines without any Preceding Illustration
1680 – The Aerial Noctiluca
1682 – New Experiments and Observations upon the Icy Noctiluca
1684 – Memoirs for the Natural History of the Human Blood
1685 – Short Memoirs for the Natural Experimental History of Mineral Waters
1690 – Medicina Hydrostatica
1691 – Experimentae et Observationes Physicae.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
Boyle
Hvilken betydning havde Robert Boyle for kemien?
Læs mere under "Kemiens historie: Hvornår udvikledes den moderne kemi?"
brint
Hindenburg-ulykken?
Hindenburg var et tysk passager-luftskib, der eksploderede i New Jersey i USA i 1937, da det forsøgte at lægge an til dets landingsmast. 13 passagerer, 22 besætningsmedlemmer og 1 mand på jorden blev dræbt.
Ulykken blev filmet – derfor gav det meget mere diskussion end tidligere ulykker med luftskibe (USS Akron i april 1933 med 73 døde, og det britiske R-101 i okt. 1930 med 48 døde).
Hindenburg var bygget med aluminium-legering i rammerne, der var 245 meter lange og 41 m i diameter (dvs. længere end tre Boeing-747 passagerfly ville fylde, placeret på række).
I ydersiden af Hindenburg-luftskibet var der placeret 16 store brintballoner. Designerne af luftskibet havde ønsket at bruge helium, som ikke kan brænde. Men USA, som stod for 80% af verdensproduktionen af helium, forbød eksport af helium ifølge en lov fra 1927, da der var opstået mangel på helium. Tyskerne var derfor nødt til at bruge brint, som kan brænde.
Yderlaget af luftskibet var af bomuld, og det var påført et lag plastagtig lak, der gjorde bomulden lufttæt. Man havde kommet aluminiumpulver i lakken som et maling-lag, der reflekterede sollyset og forhindrede, at solen (ved at opvarme brinten) fik brinten til at udvide sig og sive ud.
Desuden havde man lagt et lag jernoxid på ydersiden af luftskibets omgivende bomuldslag for at absorbere solens ultraviolette lys og forhindre, at UV-lyset ødelagde brintballonerne, der altså var lavet af bomuld.
Hindenburg var en type luftskibe, som man kaldte Zeppeliner. De krydsede regelmæssigt Atlanterhavet i 1920'erne. I 1929 fløj de rundt om Jorden på lidt over 3 uger.
Den 3. maj 1937 lettede Hindenburg fra Frankfurt i Tyskland og ankom 3 dage senere til Lakehurst, tæt ved New York. Den havde haft vinden imod sig og også tordenvejr undervejs, så den var kommet en halv dag senere frem end beregnet. Ved ankomsten kastede besætningen reb ud, som slæbtes hen ad jorden, og som folk på jorden greb fat i. Fire minutter efter brød Hindenburg i brand og faldt til jorden inden for et halvt minut.
Brinten antændtes, men man har diskuteret, hvad der faktisk startede branden. Man mener, at brintballon nr.4 var blevet utæt. Dens gas – samt gas der med vilje blev sluppet ud for at sænke luftskibet – blev antændt af statisk elektricitet, mente ulykkeskommissionen i 1937.
Brint er brændbar i luft, hvis det findes i en koncentration på fra 4% til 75%. Brint kan ligefrem eksplodere i luft, hvis det findes i bestemte forhold til luftens ilt. I processen, hvor hydrogen blev udledt via udledningsrørene, kan brinten være blevet udsat for en række forskellige koncentrationer, før det slap ud i toppen af luftskibet. Det ville kræve en temperatur på 700 grader Celsius at antænde brinten. Men ved farlige koncentrationer ville en eksplosionsudløsning kun kræve en energitilførsel som energien, der udløses, når man taber en blyant på 5 gram. Selve det forhold, at luftskibet havde bevæget sig gennem luften, kan – ved friktion – have medført opbygning af gnidningsenergi (triboelektrisk energi).
Bomuldsballonerne var adskilt fra rammen ved hjælp af ramie-naturfibre af en plante fra nældefamilien (Boehmerianivea), som er en af de stærkeste plantefibre, man kender. Men disse fibre er elektrisk isolerende, så en potentiale-forskel ville kunne opbygges mellem bomuldsballonerne og de aluminiumholdige rammer. En gnist herfra kunne have antændt brinten.
Da Hindenburg forulykkede var tyskerne i gang med at bygge et søster-luftskib. Man tilføjede bronze og grafit til både bomuldsballonerne og ramie-fibrene for at øge deres elektriske ledningsevne og nedsætte brændbarheden.
I øvrigt er det også blevet foreslået, at jernoxid tæt på aluminium kan have givet en kemisk varmereaktion:
2Al::+::Fe2O3::=::Al2O3::+::2Fe
men denne teori lider af, at der ikke ville være nok jernoxid til at starte en sådan reaktion. [Fe2O3 er jern(III)oxid].
Ulykken blev filmet med sort/hvid film, og man ser, at der udsendes lys for eksplosionen. Det skyldes ikke brint (som brænder med en usynlig flamme), men rammen og bomuldstoffet brænder med lysudvikling.
En iagttager (Mark Heald fra Princeton Universitet) så et lys omkring luftskibet, som i så fald var sanktelmsild (Sankt Elms-ild, St Elmo's Fire), dvs. en vedvarende elektrisk gnist (corona-lysudladning), hvilket er nærmest præcis det samme som lyset inde i et lysstofrør, hvor det bare kaldes neonlys. Det kan opstå, når høj elektrisk spænding påvirker en gas (dvs. en luftart), således at de elektrisk neutrale gaspartikler bliver til en plasma af positive ioner og negative elektroner. Når elektronerne så falder tilbage i nitrogen-atomerne og oxygen-atomerne, udsendes fotoner, der svarer til blåt og violet lys. Dette kan ses under tordenvejr, når der er en høj elektrisk spænding mellem tordenskyen og jord- eller vandoverfladen.
Spændingsforskellen bringer luftmolekylerne væk fra hinanden, så luftarten begynder at lyse. Skarpe ting kan gøre det lettere at fremkalde fænomenet (mastetoppe, lynafledere, antenner).
Sømænd antog det for at være et godt varsel, når de så det omkring toppen af masterne på deres sejlskib, hvor masten syntes at være omgivet af ild, men uden at brænde. – Det har i folketroen også været forbundet med varsler, både om lykkelige og ulykkelige begivenheder. Ifølge en myte (blandt flere myter) omkom den napolitanske skytshelgen Sankt Erasmus, der på flere sprog kaldes St.Elmo, under en storm til søs, og i sit dødsøjeblik lovede han, at han med lys skulle lede de søfarende ud af farlige situationer. Manden, som så Sankt Elms-ild på luftskibet, vidnede ikke for ulykkeskommissionen, som måske ellers var kommet til den konklusion, at dette var gnisten som antændte brinten.
Læs mere her.
De første brintballoner. Den første brint-fyldte ballon blev opfundet af Jacques Charles i 1783.
I 1852 opfandt Henri Giffard det første brint-løftede luftskib.
Ferdinand von Zeppelin, tysk officer og luftskibskonstruktør, var drivkraft bag ideen om luftskibe løftet af brint, "zeppelinere"; hvoraf den første havde sin jomfrurejse i 1900.
Regelmæssige ruteflyvninger med luftskibe startede i 1910. Ved udbruddet af 1. Verdenskrig i august 1914 havde de transporteret 35.000 passagerer uden en alvorlig hændelse. Brint-løftede luftskibe blev under krigen brugt som observationsplatforme og som bombefly.
Den første non-stop transatlantiske flyvning blev foretaget af det britiske luftskib R34 i 1919.
brint
Hvad er brint?
Brint eller hydrogen (græsk hydor "vand " og genes "skaber ") er et grundstof med atomnummer 1 i det periodiske system.
Brint er luftformigt ved atmosfærisk tryk. Fri brint optræder som brintmolekyler, H2. Brint er brændbart. Brint kan også bruges som brændstof for f.eks. biler.
Brint H har tre kendte isotoper:
Det stabile protium ( "almindelig hydrogen ") (1H) med én nukleon; en proton.
Det stabile deuterium D (2H) med to nukleoner; en proton og en neutron. Kaldes også tung brint.
Det radioaktive tritium T (3H) med tre nukleoner; én proton og to neutroner. Kaldes supertung brint.
Brint er et af de få brændstoffer, der har højere brændværdi end olie og benzin, og det bruges derfor som raketbrændstof i bl.a. de amerikanske rumfærgers interne hovedmotorer. Brint indgår også som væsentlig bestanddel i de molekyler, som olie og benzin består af. Ved forbrænding af brint dannes vand.
Det er blevet anslået, at brint udgør omkring 3/4 af den kendte del af universets masse. På Jorden findes brint primært bundet til andre grundstoffer som i vand og organisk materiale. Der findes en lille smule fri brint i Jordens atmosfære (ca. 1 ppm efter volumen). Fri brint fremstilles bl.a. ved elektrolyse af vand.
Det danske navn brint er dannet i 1814 af H.C. Ørsted af ordet brænde, ældre og dial. også brinne (sammenlign ilt). Tidligere blev det kaldt vandstof, der ligesom tysk Wasserstoff er en direkte oversættelse af det græsk-latinske hydrogenium.
Brintatomet
Brintatomet er det simpleste af alle atomer og har derfor spillet en nøglerolle i atomfysikkens udvikling.
Brintatomet består af en proton og en elektron. Brintatomets kappe rummer altså kun én eneste elektron – større atomer indeholder flere elektroner, hvilket komplicerer den fysiske beskrivelse betydeligt. Brintatomets kerne kan udover protonen indeholde op til to neutroner, men deres eventuelle tilstedeværelse ændrer kun brintatomets egenskaber marginalt.
Brintatomet holdes sammen af den elektriske tiltrækning mellem den positivt ladede proton og den negativt ladede elektron. Størrelsen af den tiltrækkende kraft er givet ved Coulombs lov. Da elektronen er næsten 2000 gange lettere end protonen, kan man med god tilnærmelse antage, at protonen ligger stille, eller rettere at elektronen følger protonen i den bevægelse, som brintatomet som helhed måtte udføre. Problemet er altså at bestemme, hvordan elektronen bevæger sig i forhold til kernen. Brintatomets stabilitet er imidlertid uforklarlig, hvis man holder sig inden for rammerne af den klassiske elektromagnetisme. I planetmodellen for brintatomet antages elektronen at udføre en jævn cirkelbevægelse om kernen, men da accelerationen i en sådan bevægelse er forskellig fra nul, ville elektronen udsende elektromagnetisk stråling og gradvis spiralere ind i kernen.
Bohrs model for brintatomet
Visualisering af elektronskyen om brintatomets kerne. Brintatomet har diskrete energiniveauer (voksende nedefter: n = 1, 2, 3,…). Elektronens impulsmoment er også kvantiseret (voksende mod højre: s, p, d,…). Lyse områder svarer til stor sandsynlighedstæthed.
Niels Bohr løste problemet i 1913 ved at gøre nogle kvantiseringsantagelser. Ifølge Bohrs atommodel kan brintatomet kun befinde sig i såkaldt stationære tilstande svarende til et diskret sæt af energiniveauer. Man kan beregne energien i den n'te stationære tilstand vha. formlen E_n = -frac{E_0}{n^2}, hvor E_0 er lig 13,6 elektronvolt (eV), og n er et naturligt tal. Heraf følger bl.a. at brintatomets energi i grundtilstanden svarende til n = 1 er -13,6 eV. Man skal altså tilføre brintatomet 13,6 eV for at ionisere det.
I hver af de stationære tilstande antager den gennemsnitlige afstand fra elektronen til kernen en bestemt værdi. Man kan beregne brintatomets radius i den n'te tilstand vha. en formel. I grundtilstanden (n = 1) er den gennemsnitlige afstand fra elektronen til kernen 0,529 Å.
Ikke alene energien er kvantiseret, elektronens impulsmoment er det også. Impulsmomentet har betydning for, hvor man kan forvente at antræffe elektronen, hvis man foretager en måling af dens position.
Brintatomets linjespektrum
Bohrs atommodel forudsiger korrekt bølgelængderne af det lys, som findes i brintatomets linjespektrum.
Til hver værdi af "m " svarer en serie af spektrallinjer opkaldt efter fysikere som har ydet bidrag til spektralanalysen:
(m) (Serie) (Karakteristik)
1 Lymans alle ultraviolette
2 Balmer overvejende synlige
3 Paschen alle infrarøde
4 Brackett alle infrarøde
5 Pfund alle infrarøde.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
brintoverilte
Hvad er brintoverilte?
Brintoverilte (H2O2, hydrogenperoxid) er den simpleste peroxid (stoffer med oxygen-oxygen enkeltbinding) og en stærk oxidant. I ren form er stoffet en farveløs væske med en smule højere viskositet end vand. I opløsning er det også farveløst. Grundet hydrogenperoxids oxidative egenskaber bruges det ofte som blegemiddel og til rensning samt som iltningsmiddel til bl. a. raketmotorer.
Celler, der benytter sig af oxidativ respiration, producerer hydrogenperoxid som et biprodukt. Stoffet er imidlertid cytotoxisk og afskaffes derfor vha. enzymet katalase, der nedbryder stoffet til vand (H2O) og oxygen (O2).
Brintoverilte har historisk været brugt til at disinficere sår, men det menes nu, at det paradoksalt hæmmer helingen. Der er folk, der påstår, at opløst brintoverilte kan tages oralt og intravenøst med gavnlig effekt på behandling af sygdomme – herunder kræft. Disse påstande har dog vist sig forkerte og farlige at følge, og det er tilmed ulovligt at tage brintoverilte oralt eller intravenøst i visse lande.
Nedbrydning – brintoverilte
2 H2O2 -> 2 H2O + O2
Denne proces er termodynamisk favorabel og har en standard-entalpiændring (delta)Ho på -98.2 kJ•mol-1 og en entropiændring (delta)S på 70.5 J•mol-1•K-1.
Brintoverilte til fremdriftsmiddel
Brintoverilte benyttes ofte til fremdrift af torpedoer fra undervandsbåde. Det menes, at en eksplosion i en torpedo på ubåden K-141 Kursk var årsag til, at den sank.
Brintoverilte blev brugt som iltningsmiddel til undervandsbåde med Walther-turbiner udviklet i Tyskland under 2. Verdenskrig. Disse var uafhængige af atmosfærisk luft.
Brintoveriltens historie
Hydrogenperoxid blev først isoleret i 1818 af Louis Jacques Thénard; han lod bariumperoxid reagere med salpetersyre. En forbedret version af denne proces anvender saltsyre, efterfulgt af svovlsyre for at udfælde bariumchlorid-biproduktet.
Husholdningsanvendelse af brintoverilte
Hårblegning
Tandblegning (frarådes af eksperter, da det bevirker, at emalien bliver porøs.)
Ved kontakt med menneskelig hud opstår en kortvarig (~30-60 minutter lang), intens blegning af huden på grund af kapillær embolisme.
Desinfektion ved hjælp af brintoverilte
Af sår (i svage opløsninger)(OBS vær opmærksom på cytotoxisk effekt.)
Af halsen ved halsbetændelse
Af kontaktlinser
Kemiske egenskaber hos brintoverilte
Hydrogenperoxid er en kraftig oxidant. Det overgås dog af fluor, hydroxylradikalen og ozon, men er kraftigere end kaliumpermanganat, klorin, klorindioxid m.fl.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
bromthymolblåt
Hvad er bromthymolblåt?
Bromthymolblåt, (BTB), er et reagens, der fungerer som pH-indikator. I vandig opløsning har reagenset et omslagspunkt ved pH på 6,0-7,6. Farven af bromthymolblåt i en opløsning er afhængig af opløsningens pH. En sur opløsning der indeholder bromthymolblåt er gul, hvorimod en tilsvarende basisk opløsning er blå.
Bromthymolblåt kan bl.a. anvendes til at bestemme tilstedeværelsen af kulsyre i opløsninger.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
bronze
Hvad er bronze?
Bronze er legering af kobber og tin.
Messing er en legering af kobber og zink [en blanding af to eller flere metaller kaldes en legering, og legeringen har typisk helt andre egenskaber end de metaller, den er dannet af].
Amalgamer er legeringer med kviksølv.
Læs mere her.
brunsten
Hvad er brunsten?
Brunsten er mangan(IV)oxid (MnO2), og et brunt farvestof, der har været brugt som maling af mennesker i 17.000 år og indgår i en tidlig type elektrisk batteri; brunstensbatteriet.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
bruttoformel
Hvad er en bruttoformel?
En bruttoformel er i kemien den formel, der beskriver et molekyles sammensætning af forskellige atomer. Hvis der er flere ens atomer, angiver n antallet af atomer i X(n). I en bruttoformel anvender man atomernes symboler. Fx er Helium = He.
Oftest er en bruttoformel dog sammensat af flere atomer. Et eksempel herpå kunne være saltet Na2CO3 ( Natriumcarbonat ). Bruttoformlen skal læses sådan, at saltet er sammensat af to natrium-atomer (Na), et carbon-atom (C) og 3 ilt-atomer (O). Mere kompliceret er for eksempel saltet Ca3(PO4)2 (calciumphosphat). Det lille tal uden for parentesen skal multipliceres med tallene inden i parentesen, således at molekylet består af 3 calcium-atomer, 2 phosphor-atomer og 8 ilt-atomer (O).
Læs mere: Her
Gå til index for siden
brændværdi
Hvad er brændværdi?
Brændværdi defineres som den varme, der frigøres ved fuldstændig forbrænding af en enhed af et brændbart stof.
Som en enhed for hvor meget kemisk energi et stof indeholder bruger man størrelsen brændværdi. Brændværdien af et stof er den energimængde, der frigives ved forbrænding af 1 kg af stoffet. Det er normalt den kalorimetriske brændværdi eller øvre brændværdi, der tales om:
Øvre brændværdi, kalorimetrisk brændværdi
Den øvre brændværdi (eng: heat of combustion) angiver den (totale) kemiske energi i et stof per afbrændt mængde. Den kaldes også kalorimetrisk brændværdi, da den typisk bestemmes med kalorimeter.
Nedre brændværdi
Ved forbrænding frigives ofte energiholdig vanddamp, der ikke altid udnyttes. Den nedre brændværdi beregnes kun på grundlag af nyttevarmen (det der ikke tabes i dampen), og den nedre brændværdi er derfor altid mindre end den øvre brændværdi. I en traditionel gaskedel forlader vanddampen netop systemet uudnyttet, hvorimod en kondenserende kedel også udnytter en del af energien i vanddampen ved at lade den kondensere, hvorved fortætningsvarme frigives.
Fysiologisk brændværdi
Uddybende Uddybende artikel: Fysiologisk brændværdi
Fysiologisk brændværdi er et mål for, hvor meget energi en bestemt mængde af en fødevare bidrager med i det menneskelige legeme til opvarmning og vedligeholdelse af væv. Der tages hensyn til, at en del af energien i kosten ender uudnyttet i afføring og urin. En fødevares fysiologiske brændværdi er altid mindre end dens kalorimetriske brændværdi, idet energiholdige stoffer udskilles i afføring og urin.
Brændværdi for almindelige brændstoffer og brændsler
Øvre brændværdier (1)
Brændstof eller brændsel MJ/kg BTU/lb kJ/mol
Hydrogen (brint) 141,79 61.000 286
Propan 50,35 — 2,219
Butan 49,51 20.900 2,800
Benzin 42,7 20.400 —
Dieselolie 44,8 19.300 —
Metan 55,49 — —
Stenkul 31,4 13.500
Ethanol 29,7 12.800 1,300
Bygas, koks, trækul 29,3 — —
Tørv 14,0 — —
Træ 19 — —
Sortkrudt 2,9 — —
Kildehenvisning
Natlex: List med nedre brændværdier.
Læs mere: Her
Gå til toppen af siden
buffer (kemi)
Hvad er buffer (kemi)?
En buffer (puffer) i kemiens verden er en blanding af en syre og dens korresponderende (matchende) base, som modstår pH-ændringer.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
burette
Hvad er burette?
En burette er en beholder for flydende reagenser udformet som et smalt rør, med en skala inddelt i f.eks. milliliter, og en studs eller "hane " i bunden hvor små, nøje afmålte mængder (rumfang) af indholdet kan tappes.
Skalaen starter almindeligvis med 0 milliliter øverst, og med stigende mængder angivet ned ad skalaen: Ved at fylde buretten helt op til 0-mærket opnår man, at det tappede rumfang kan aflæses direkte på skalaen. På grund af kapillærkrafter dannes der en menisk. Den korrekte mængde aflæses med menisken i øjenhøjde (hvilket eliminerer parallakse-fejl) og ved midten af minisken, hvilket vel sige i toppen af en konveks menisk, og bunden af en konkav menisk.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
Butenandt
Hvem er Adolf Butenandt?
Adolf Friedrich Johann Butenandt (24. marts 1903 i Bremerhaven – 18. januar 1995 i München) var en tysk biokemiker. Sammen med Leopold Ružicka modtog han i 1939 Nobelprisen i kemi for deres "arbejde med kønshormoner ". Han afviste i første omgang prisen i overensstemmelse med sin regerings politik, men accepterede den i 1949 efter anden verdenskrig.
Læs mere: Her
Gå til index for siden
external image artikelbillede.jpg
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