Visst fryser vatten vid 0°C?

Alla vet att vatten fryser vid 0°C. Men gör det alltid det?

Kemikalier:
Natriumklorid (koksalt)
Is (fruset vatten, gärna som kuber)

Man behöver också en termometer som tål vatten (en frystermometer fungerar utmärkt).

Gör så här
1. Blanda iskuberna med kallt kranvatten och stick ned termometern. Notera att temperaturen stabiliserar sig i närheten av 0°C om termometern inte har direktkontakt med isen.

2. Tillsätt en stor mängd koksalt. Notera att temperaturen störtdyker till långt under "fryspunkten".

Förklaring
1. När is (cirka -18°C) tillförs vatten inleds en smältprocess. Vid smältning av rent vatten (d.v.s. is) kommer temperaturen per definition att vara 0°C (273 K).

2. När vattnet tillförs ett lösligt ämne som t.ex. ett lösligt salt sänks fryspunkten. Detta eftersom det är termodynamiskt fördelaktigt att saltet är löst. Skulle vattnet frysa skulle saltet behöva utestängas från de växande iskristallerna, vilket är termodynamiskt ofördelaktigt eftersom rörligheten och oordningen (den s.k. entropin) för saltets joner då skulle minska. Resultatet blir istället att fryspunkten sänks; iskuberna måste smälta för att kunna lösa saltet (koksalt är ju lättlösligt). Att smälta iskuberna kostar energi vilket märks genom att temperaturen sjunker. Dessutom åtgår lite energi för att lösa saltet (se inlägget från den 25:e juli).

Skulle man upprepa försöket med ett salt med exoterm upplösningsreaktion blir det två effekter som motverkar varandra. Därför är natriumklorid ett mycket bättre val än natriumkarbonat...

Användningsområden

• Glassförsäljare använde salt, is och vatten innan frysboxarna blev allmänna.
• Glykol i kylarvätskan till bilar gör att bilarna fungerar också på vintern.
• Trafikverket saltar vägar för att minska antalet dagar med vinterväglag (metoden fungerar dock inte vid riktigt kalla dagar)
• Inom laboratorieverksamhet kan man bestämma molmassan (i gram/mol) för ett ämne eftersom fryspunktssänkningen är proportionell mot antalet mol/L man löst. Genom att veta hur mycket man vägt in kan molmassan enkelt beräknas.
  

Hur var volymen?

1+1 är 2; det är ju en självklarhet. Men hur är det med volymer? Kan man ta 1.0 dL av ett ämne och blanda det med 1.0 dL av ett annat ämne, och sedan få 2.0 dL blandning?

Svaret på denna fråga är, som vi ska se, i allmänhet nej. Volymer är additativa endast om ämnena som blandas är lika (strikt sett krävs vanligen också att deras temperatur är densamma).

När det gäller etanolen är skyddsglasögon lämpliga eftersom stänk är skadliga för ögat.

Nedan används genomgående beteckningen ”enhet”. Det kan vara t.ex. 1.0 dL, 1.0 L eller något annat passande. Det viktiga är att man alltid tar precis lika mycket.

Exempel 1

Blanda 1.0 enheter vatten med 1.0 enheter vatten. Resultatet blir inte förvånande 2.0 enheter vatten. Volymerna är förstås additativa.

Exempel 2

Blanda 1.0 enhet etanol med 1.0 enhet vatten. Resultatet blir något mindre än 2.0 enheter. Volymerna är inte additativa.

Exempel 3

Blanda 1.0 enheter sackros (även kallat rörsocker) med 1.0 enheter vatten. Resultatet blir – när sockret väl löst sig – cirka 1.6 enheter. Volymen minskade med 20%!

(de gröna sträcken på litermåttet anger 1.0 resp 2.0 enheter (här 1 enhet=1 deciliter)

Förklaring

När olika ämnen blandas ändras ordningen på vattenmolekylerna. I rent, flytande vatten kan man tänka sig att vattnet är fördelat på mycket små isberg som rör sig runt omkring relativt fritt. När man blandar vatten med etanol ändras förutsättningarna jämfört med hos rent vatten+hos ren etanol (T-röd är i och för sig denaturerad och färgad men tillsatsernas koncentrationer är väldigt låga i sammanhanget). Blandningen mellan vatten och etanol är alltså inte bara en ”blandning” utan en helt ny lösning med nya egenskaper (såsom ny densitet). Räknar man på det (med värden från CRC Handbook of Chemistry and Physics) får man veta att den teoretiska volymen för blandningen blir 1.9304.... enheter (gäller vid 20 °C).

I de flesta fasta ämnen sitter molekylerna/jonerna/atomerna ordnade i ganska fasta s.k. kristallstrukturer. När man löser ett ämne (om det är lösbart alls vill säga – se inlägget från den 25/7) kommer kristallstrukturen att brytas när vattnet lägger sig runt molekylerna/jonerna. Man säger att vattnet solvatiserar molekylerna/jonerna. Packningen blir nu betydligt effektivare med molekyler/joner och vatten ordnade om vartannat istället för var för sig.

Lösligheten för sackaros är dessutom avsevärt högre än för många salter (2 kg/L enl. Wikipedia). Anledningen är att sackaros är en molekyl som liknar vatten på molekylär nivå; det finns nämligen väldigt många hydroxylgrupper (-OH) på sackarosmolekylen vilket gör att vatten kan binda in synnerligen smidigt. Därför är lösligheten så stor.

Volymer är alltså inte additativa när ämnena är olika. Massor, däremot, är alltid additativa (i kemins värld, i modern kärn- och partikelfysik stämmer detta dock inte p.g.a. ekvivalensen mellan massor och energi E=mc²). Som kemist kan man emellertid alltid vara säker på att massor är additativa; detta gäller både vid blandningar och vid kemiska reaktioner. Det beror på att de energimängder som är involverade är så pass små jämfört med vid kärnreaktioner.

Cytokininer

Hormoner är något som inte bara förekommer hos oss djur. Tvärtom finns det hormoner även hos växter. Dessa kallas då växthormoner. De transporteras ibland inom växten för att ge effekt någon annanstans, men de kan också produceras och verka lokalt.

I detta experiment ska vi se hur kokosnötsmjölkspulver kan senarelägga vissning hos en blomväxt, nämligen baldersbrå (Tripleurospermum perforatum). Anledningen till detta är att kokosnötsmölk (från fukten av kokospalmen Cocus nucifera) innehåller ett ämne som liknar växthormonet cytokinin (egentligen en grupp av liknande ämnen). Cytokininer kan senarelägga vissning och därför följer det ibland med syntetiska cytokininer när man köper ”snittblommor”.

Först måste man dock späda ut pulvret till lämpliga koncentrationer. Har man mycket höga halter vissnar växten lätt fort ty xylemet, som transporterar vattnet i växten, blockeras rent fysiskt av pulvret). Gör så här för att späda pulvret:

1. Väg in 10 g pulver och späd i ett litermått till 1.0 L. Rör om ordentligt! Halten är nu 10 g/L.
2. Tag 0.10 L (=1.0 dL) av ovanstående lösning och späd denna till 1.0 L. Rör om. Halten blir förstås 1.0 g/L.
3. Upprepa ovanstående och få 0.10 g/L som ju är samma sak som 100 mg/L och, om vi räknar med att lösningen har samma densitet som vatten (1.0 kg/L), så kan vi också säga att halten är 100 mg/kg vilket också skrivs som 100 ppm. Häll upp 1 dL av lösningen i ett glas och skriv på halten 100 ppm.
4. Upprepa spädningsproceduren och få halterna 10 ppm, 1 ppm och 0.1 ppm. Rör om i varje steg. Häll upp en deciliter av varje koncentration i ett eget glas och använd en annan deciliter för att späda vidare. Kom ihåg att märka varje glas eller burk med rätt halt.



Tag sedan så lika skott som möjligt av valfri blomväxt (angiosperm) och placera två skott i varje glas så som på bilden nedan.

Sedan är det bara att vänta och se vilka som vissnar först.

Jag kunde se att de skott som stod i 10-100 ppm kokosnötsmjölkspulver höll sig något längre innan strålblommorna (de yttre, vita blommorna i varje blomkorg) vissnade. Även bladen höll sig betydligt bättre med den högsta koncentrationen. Alltså verkar det finnas en effekt!




Bakgrund
Växthormoner är en hel klass med ämnen. Man brukar tala om de fem stora:

Auxiner är en en grupp tillväxthormoner som bland annat produceras i toppen (apex) och transporteras mot basen för att förhindra sidoskott från att bli huvuskott. Man säger att auxiner är ansvariga för den apikala dominansen. Auxiner är också viktiga för hur skottet riktar sig mot ljuset (fototropism) och hur växten växer rakt uppåt (gravitropism).

Cytokininer sägs spela en liknande roll när det gäller rotens apikala dominans. Mest kända är emellertid cytokiner för hur de kan senarelägga vissning. Penslar man på cytokininer på knoppar på skottet kan dessa utvecklas och på så sätt bryta den apikala dominansen. Man brukar säga att cytokiner och auxiner är antagonister.

Gibberelliner är också en klass av tillväxthormoner, som bland annat är viktiga då ett frö ska gro (genom att bryta vilstadiet).

Eten, som är en enkel gas (C2H4), är inte ett tillväxthormon utan tvärtom - gasen påskyndar istället mognad och vissning. Den produceras exempelvis lokalt då frukter ska mogna men medverkar också för att ändra växtsättet när ett frö gror ifall det stöter på exempelvis en sten: I så fall ser eten till att skottet blir tjockare och kanske kan ro på hindret. Etens förmåga att få frukt att mogna utnyttjas kommersiellt genom att behandla frukt så att den mognar lagom till utplacering i handeln.

Abscissinsyra är ett exempel på ett hormon som transporteras innan det verkar. Vid torka produceras det i rötterna, transporteras i xylemet till bladen där responsen är att klyvöppningarna stängs så att växten sparar på vatten. Abscissinsyra spelar också en roll för att förhindra att frön gror när det är olämpligt.

Faktum är att det nog finns mer likheter mellan växter och djur än vad många tror. För det första delar växter och djur på många sätt samma biokemiska processer (och uppbyggnad) på cellnivå. För det andra används inom vetenskapen ofta samma ord för djur som för växter: ägg, spermier, befruktning, embryo, ovarium, hormoner, cell, vävnad, organ (hos växter t.ex. blad). Man kan till och med prata om växters beteende vilket för en växt vanligen innebär hur växten växer (djur kan röra sig, växter växer istället eller utnyttjar insekter och andra djur som transportörer). Det förekommer också att man pratar på engelska om plant intelligence, även om det är kontroversiellt.

Lite om gaser

Kolsyrat vatten

”Kolsyrat” vatten är i själva verket vatten som man blåst ned gasen koldioxid, CO2, i. Gasen har en förmåga att lösa sig i vatten. En mycket liten andel av gasen () binder till sig vattenmolekyler, H2O, och bilder därför kolsyra H2CO3 som är en svag syra (se inlägget från 11/7) och därför ger syrlig smak.

Denna process – att lösa koldioxid – i vatten är faktiskt en av de ytterst få användningsområden för koldioxid som finns. Den är dock inte helt riskfri; i storkök kan man hitta larm för koldioxidläckage. Koldioxid är ofarlig i sig men förrädisk så tillvida att den kan tränga undan livsviktigt syre.Två andra användningsområden för koldioxid är för övrigt brandsläckning (just genom att tränga undan syre) och ökad fotosyntes i växthus (man höjer CO2-halten för att öka reduktionen av koldioxid till socker i växterna).

Vatten som utsätts för luft blir naturligt svagt surt (ca pH 5) eftersom koldioxid ur luften löser sig i vattnet.

Andra gaser ger också surt vatten

Löser man svaveldioxid i vatten bildas, i bergänsad utsträckning, svavelsyrlighet, H2SO3, som är en svag syra. Löser man istället svaveltrioxid, SO3, bildas den starka syran svavelsyra, H2SO4, (riktigt koncentrerad svavelsyra kan anges ha halter på 160% eftersom den kan tillföras stora mängder SO3 som hydreras till svavelsyra om man tillför vatten). Kväveoxid, NO, och kvävedioxid, NO2, ger efter reaktion med vatten salpetersyrlighet (svag syra) respektive salpetersyra (stark syra). Dessa reaktioner är idag de som är mest ansvariga för surt regn (detta eftersom vi lyckas rena bort svaveloxiderna alternativt använder lågsvavliga bränslen). Kväveoxiderna är svårare att bli av med bl.a. beroende på att de alltid bildas då syre och kväve hettas upp tillsammans (vilket sker i alla förbränningsprocesser).

Varmt vatten löser gaser sämre än kallt

Det är stor skillnad på varmt och kallt vatten när det gäller att lösa ämnen. Fasta ämnen som salter löser sig vanligen lättare i varmare vatten, medan det omvända gäller för gaser. Därför blir det lätt ett rejält övertryck i "kolsyrade" läsker när dessa utsätts för värme varma sommardagar. Övertrycket - om det alls finns - är mycket lägre om en läsk öppnas kylskåpskall - som bekant.

Nukleationspunkter

När man strör koksalt i nästan kokande vatten börjar vattnet att koka, trots att vattnets kokpunkt ju höjs av salttillsats (eller tillsats av andra lösliga ämnen). Varför? Anledningen är att när vattnet värms upp höjs vattnets ångtryck (mer vatten vill avgå som ånga) samtidigt som luftens löslighet minskar ordentligt. Men omvandligen till gasbubblor sker mycket lättare då några korn av salt (eller någon annan "förorening" kommer i). Inom syntetisk kemi kan man använda "kokstenar" av marmor för att ge en förångning utan stötkokning. Fasövergångar åt andra hållet - från vattenånga till vattendroppar - sker också betydligt lättare med nukleationskärnor; man brukar till och med säga att det krävs fasta partiklar i luften för att moln ska bildas.

Endoterm och exoterm upplösning av salter

När man löser salter i vatten kan kan man enkelt mäta om reaktionen är exoterm eller endoterm genom att använda en termometer. Se på följande generaliserade reaktion



ΔH anger förändringarna i entalpin, alltså om reaktionen avger energi (exoterm reaktion) eller upptar energi (endoterm reaktion). Detta resonemang gäller samtliga reaktioner, inte bara upplösningar i vatten.

För upplösningar i vatten kan entalpiförändringen uppskattas genom att stoppa ner en termometer i kärlet med vatten, innan man häller i salt. Först måste man se till att både vatten och salt har samma temperatur (lämpligen rumstemperatur). Vattnet måste alltså få termostatera sig först, annars vet man ju inte vad man mäter!

Om man ska räkna på entalpiförändringarna måste man göra antagandet att all energi som avges från reaktionen upptas av vattnet. Ju mer salt som hälls i gör det svårare att räkna med vattnets specifika värmekapacitet, 4.18 J/(mol K). Här ska vi bara kvalitativt se på saken, alltså inte räkna utan bara se om energi avges eller upptas. Då är mängd salt (eller mängd vatten) inte viktig.



Försök 1: NaCl
Med natriumklorid sänks temperaturen i glaset något. Reaktionen är alltså endoterm eftersom det går åt energi för att lösa saltet.

Försök 2: Na2CO3
Med natriumkarbonat är det helt annorlunda. Här skjuter temperaturen i höjden, se bild till höger. Stora mängder energi avges.

Försök 3: NaHCO3
Med natriumbikarbonat är situationen likartad som för NaCl.

Försök 4: NaNO3
Med natriumnitrat sänks temperaturen ett stort antal grader. Alltså åtgår energi för att lösa saltet. Reaktionen är endoterm.

Försök 5: NaOH
Med natriumhydroxid är situationen verkligen den motsatta. Nu avges mängder med energi; temperaturen skjuter i höjden, så var försiktig (också för att detta salt är frätande!).


Försök 6: NaC6H5COO
Natriumbensoat påverkar knappt temperaturen så här är det svårt att avgöra om upplösningsreaktionen är endoterm eller exoterm.

Försök 7: (NH4)2CO3
Med ammoniumkarbonat sänks temperaturen mycket, alltså endoterm reaktion. De två karbonatsalterna uppför sig alltså verkligen tvärtom! Se bild till vänster!


Varför exoterm/endoterm?
När ett salt ska lösas upp krävs att jonbidningarna som håller samman anjoner (-) och katjoner (+) i saltets kristaller bryts. Det kräver energi. Hur mycket beror på hur starka dessa bindningar är. Samtidigt frigörs energi när vattenmolekylerna kan närma sig (hydratisera) de upplösta jonerna. Hur mycket beror på vilka joner det handlar om.

Om upplösningen av ett salt totalt sett frigör energi (exoterm reaktion, höjd temperatur) eller upptar energi (endoterm reaktion, sänkt temperatur) beror alltså på nettoresultatet av ovanstående energiförändringar. Vissa upplösningar är endoterma och andra är, som vi sett, exoterma.

Vad avgör om ett salt är lösligt eller inte?
Det som avgör om en reaktion eller inte kan ske är om den s.k. fria energin minskar. Den kanske viktigaste kemiska ekvationen är följande:

ΔG=ΔH-TΔS

Här betecknar ΔG ändringen i den fria energin medan T är temperaturen (i Kelvin) och ΔS är ändringen i s.k. entropi, enkelt uttryckt hur graden av oordning ändras (är oordningen stor är entropin stor och tvärtom).

För att en reaktion (t.ex. en upplösning) ska kunna ske i nämnvärd utsträckning måste ΔG vara negativ. Är ΔG positiv går reaktionen istället åt andra hållet.

För upplösningsreaktioner är ΔS alltid positiv eftersom oordningen ökar när saltets joner plötsligt kan röra sig fritt i vattnet istället för att sitta bundet i saltets kristallstruktur. Den högra termen i ekvationen ovan är alltså alltid positiv vilket bidrar till att ΔG blir negativ och upplösningsreaktionen möjlig.

ΔH, däremot, varierar beroende på salt. Är bindningarna mellan jonerna i saltets kristaller tillräckligt starka blir reaktionen mycket starkt endoterm. Den kan vara så pass endoterm att ökningen i entropi (oordning) inte kan väga upp. I så fall blir saltet olösligt. Många olösliga salter är de med polyvalenta joner, alltså joner med två-, tre- eller fyrvärda joner, t.ex. kalciumkarbonat (CaCO3), bariumsulfat (BaSO4) och många sulfider (med S²¯-jonen). Hos dessa salter är bindningarna mellan jonerna i det fasta saltet mycket starka vilket kräver mycket energi. ΔH blir starkt positivt, så pass positivt att även ΔG blir positivt. Saltet blir mycket svårlösligt.

ΔG avgör alltså om ett salt är lösligt eller inte.
ΔH avgör om energi frigörs eller upptas.
ΔH, ΔS och temperaturen bestämmer ΔG.

Natriumkarbonat – den perfekta hemmabasen

När man säger ordet bas (i kemisk betydelse) tänker nog många i första hand på natriumhydroxid som säljs som kaustiksoda. Natriumhydroxid är ett mycket starkt basiskt salt och kräver således mycket stor försiktighet. Ammoniak är visserligen en svag bas men är giftig för djurlivet och därför klassad som miljöfarlig. Dessutom är ammoniak, som bekant, illaluktande. Natriumkarbonat (Na2CO3) är däremot varken frätande eller illaluktande. Till privatpersoner säljs den som målarsoda i järnhandeln. Längst ned visas också hur du själv kan tillverka ämnet i köket. När man använder natriumkarbonat bör skyddsglasögon ändå användas.

Karbonatjämvikten
När koldioxid löser sig i vatten bildas kolsyra (CO2). Men endast en mycket liten del av koldioxid reagerar verkligen med vatten för att bilda kolsyra (H2CO3). En liten del av den ändå bildade kolsyran reagerar vidare som syra (d.v.s. avger H+) och bildar bikarbonat (HCO3¯). Det är därför koldioxid ger surt vatten (ca pH 5) En försvinnande liten del av bikarbonaten släpper i sin tur en vätejon och bildar karbonatjonen (CO3²¯). ”Kolsyrat” vatten innehåller alltså först och främst vatten och koldioxid.



Fördelningen av species vid mättad koldioxidlösning (0.03 M).

Med saltet natriumkarbonat (eller andra alkalikarbonater som kaliumkarbonat) är det likadant men tvärtom kan man säga. Nästan allt salt kommer att föreligga som natriumkarbonat medan en liten del tar upp en vätejoner från vatten och bildar bikarbonat och hydroxidjoner. Det är därför karbonaters vattenlösningar är basiska. En liten del av bikarbonaten tar upp ytterligare en vätejon och bildar kolsyra/koldioxid. Samma jämvikter som för kolsyra/koldioxid inställer sig men utfallet blir ett annat:



Fördelningen av species vid mättad natriumkarbonatlösning (2 M). Resultatet ska man dock se som något ungefärligt, ty p.g.a. den höga jonstyrkan kan vanliga aktivitetsfaktorer ej användas i beräkningarna.

Om man istället har bikarbonat, så kommer denna att föreligga huvudsakligen som bikarbonatjoner (HCO3¯) men även att innehålla någon procent karbonat och någon procent koldioxid. Kolsyra finns bara i mycket små koncentrationer:


Fördelningen av species vid mättad natriumbikarbonatlösning (1.2 M). Resultatet ska dock även här ses som något ungefärligt.

Ju mer koldioxid man löser, desto surare blir vattnet. Det omvända gäller med natriumkarbonaten. Bikarbonat påverkar emellertid knappast alls pH.



Hur pH påverkas. För konsistens har även här aktivitetsfaktorer uteslutits, varför resultatet blir approximativt riktigt.
Andra karbonater
Alla alkalikarbonater, alltså liiumkarbonat, natriumkarbonat, kaliumkarbonat osv. är lösliga i vatten. Andra karbonater, som kalciumkarbonat (kalcit, krita, kalksten) och magnesiumkarbonat, är dock knappast alls lösliga i vatten och tur är väl det med tanke på skalen hos blötdjur och koralldjur. En mättad löslig av kalciumkarbonat får därför pH på endast 9.97. Ett undantag är dock att bariumkarbonat faktiskt är lösligt.


Natriumkarbonat vid bakning
Vid bakning används inte sällan bikarbonat (alltså natriumbikarbonat) som jäsmedel. I ugnens värme sönderdelas bikarbonatjonen och bildar hydroxidjoner (OH ¯) och koldioxid som avgår som gas:

Hydroxidjonen, som ju är en stark bas, reagerar direkt med den svaga syran bikarbonat, och bildar karbonatjoner (CO3 ²¯) och vatten, som även det förångas i ugnens värme.


Totalreaktionen blir således:


Två joner bikarbonat ger alltså två gasmolekyler.

Hur mycket gas bildas av en milliliter (= 1 kryddmått) bikarbonat? Eftersom densiteten är cirka 2 g/mL har vi alltså cirka 2 g bikarbonat, eller 2 g/(84 g/mol) = 0.0238 mol bikarbonat. Enligt reaktionsformlerna bildas lika många mol gas (vatten + koldioxid), alltså 0.0238 mol, som enligt allmänna gaslagen ger V=nRT/p=0.0238 mol • 8.314 J/molK • 473 K / 100000 Pa = 0.000936 m³ eller cirka 0.9 L. Rätt mycket eller hur! (Här räknade vi med 473 K=200°C). 1 mL salt gav alltså 936 mL gas, en ökning med över 800%!

Hur vet man att natriumkarbonat verkligen bildas i ugnen?
Lös lite bikarbonat i vatten och sätt till några droppar rödkålsindikatorn. pH ligger här runt 8 (blir lila-grönt). Stoppa sedan in ny bikarbonat (någon tesked räcker) i ugnen 200°C i 10 minuter. Lös sedan saltet i vatten och tillsätt några droppar rödkålsindikator. Den får nu en klar grön färg (kan t.o.m. övergå i gult beroende på mängden karbonat). Detta visar att pH har höjts väsentligt och bekräftar ovanstående reaktioner.

Man kan också bokstavligen känna att reaktionerna skett. Det är nämligen så att basiska ämnen upplevs tvåliga (ty de förtvålar fettsyrorna på huden). Testa genom att försiktigt stoppa ned fingret först i bikarbonatlösningen (lila-grön) och sedan i karbonatlösningen (grön-(gul)). Den sistnämnda ska upplevas som tvålig. OBS! Tvätta med tvål och vatten direkt efter detta, ty basiska ämnen är irreterande för huden (de riktigt starka som natriumhydroxid är ju t.o.m. starkt frätande; dessa ska man aldrig ha hudkontakt med!).

Innebär detta att man faktiskt äter natriumkarbonat och inte bikarbonat? Japp, precis så är det åtminstone för kakor, bröd och andra produkter om värmts upp. Testa genom att smula sönder en pepparkaka och tillsätta någon droppe rödkålsindikator. Det blir grönt. Alltså är natriumkarbonat ganska harmlöst att förtära i de mycket små mängder som finns i färdiga kakor o.d..

Extraktion av klorofyll

Klorofyll är det gröna färgämne som är ansvarigt för växters, brunalgers, guldalgers, gulgranalgers, ögondjurs, kiselalgers, dinoflagellaters och även för cyanobakteriers fotosyntes. Kemiskt finns några varianter på klorofyll. Mest kända är klorofyll a, b och c.

• Klorofyll a finns inom hela växtriket Plantae (glaukofyter, rödalger och gröna växter).
• Klorofyll b finns jämte klorofyll a hos de gröna växterna (grönalger och embryofyter ("landväxter")). Hos rödalger finns istället fykobilinerna.
  
• Klorofyll c finns hos exmpelvis brunalger och hos andra närbesläktade divisioner som guldalger och gulgrönalger. Den bruna färgen hos brunalger och guldalger kommer från fukoxantin (en brunfärgad karotenoid).

Hos växter (och alger utanför växtriket, liksom hos cyanobakterier) ansvarar klorofyll för upptagandet av energirikt solljus och slussar vidare energin så att den energirika molekylen ATP (adenosintrifosfat) kan bildas (kallas ljusreaktionen). ATP används sedan för att driva omvandlingen av koldioxid och vatten till socker och restprodukten syrgas (ljusoberoende reaktionen, även kallad mörkerreaktionen).

Extraktionen

kemikalier:

• rengöringsbensin (miljöfarlig, brandfarlig)
• aceton (brandfarlig, irriterande)
• natriumkarbonat (irriterande; säljs som "målarsoda")

Rengöringsbensinen är alltså miljöfarlig och kan därför ej hällas i avloppet. Använd skyddsglasögon under hela experimentet. Se till att ha ordentlig ventilation.

OBS! Använd inte bensin för bilar, gräsklippare o.d.. Den är inte alls lika ren och innehåller dessutom flera ohälsosamma tillsatser.

Gör så här.
1. Mortla blad (eller ifråga om alger, bålen) ca. 20-30 g - gärna med en salttillsats som underlättar mortlingen. Använd gärna natriumkarbonat (klorofyll ej stabilt vid låga pH).



2. Tillsätt några mL vatten och för över massan till ett slutet kärl (t.ex. en glasburk).

3. Tillsätt omkring 3 mL aceton och 5-10 mL rengöringsbensin. Använd en sked eller dylikt för att röra om. Sätt på locket och skaka om. Faserna kommer nu att fasseparera med den lättaste fasen överst. Detta är själva extraktionen. Klorofyllet är betydligt mer lösligt i bensin än i vatten och kommer därför att återfinnas överst eftersom bensin har lägre densitet än vatten.



4. Häll över vätskorna till ett annat kärl genom en sil för att bli av med det fasta materialet (bladrester).



Nu syns tydligt de två skikten. Acetonen återfinns i bägge faserna, men mestadels i vattenfasen eftersom acetonen är en ganska polär molekyl.

5. Vill man använda klorofyllfasen vidare måste man skilja den från den undre fasen. Ett sätt kan vara att använda en rengjord pump till en tvålflaska och helt enkelt pumpa bort den övre fasen.

6. För att späda det framrenade klorofyllet kan man av förklarliga skäl INTE använda vatten. Däremot kan man använda aceton (som är tillräckligt lösligt i bensin).

Fluorescens hos klorofyll
Belyser man klorofyllösningen med starkt ljus från en stark lampa som en OH-projektor kommer klorofyllet att lysa rött! Det beror på att klorofyllet uppvisar s.k. fluorescens. Molekylen absorberar mycket blått och även rött ljus (därför ser klorofyll grönt ut). När energin som absorberats inte kan slussas vidare i ljusreaktionerna kommer en del av energin att sändas ut med en längre våglängd, här i form av rött ljus.

När man slarvigt säger att saker är självlysande uppvisar de i själva verket fluorescens eller fosforescens. Fosforescens skiljer sig från fluorescens genom en tidsfördröjning (tänk på väckarklockor). Vid både fluorescens och fosforescens är det utskickade (emitterade) ljuset alltid av längre våglängd än det inkommande ljuset som absorberas. Detta beror på att molekylerna först bokstavligen skakar loss en del av den inkommande energin innan resten skickas iväg som ljus. Vid många fluoresensfenomen är det inkommande ljuset inte vanligt ljus utan UV-ljus (våglängden kortare än 380 nm).

Ett annat exempel på fluorescens är lysrör. Dessa innehåller kvicksilverånga som skickar ut starkt UV-ljus (främst vid 254 nm) när de utsätts för elektrisk energi. UV-ljuset träffar sedan det fluorescerande skiktet på insidan av lysrörsen. Härifrån sänds synligt ljus sedan ut. Egentligen är det här ofta frågan snarare om fosforesens men i detta fall är tiderna från absorption till emission korta.

Det är bara en liten del av alla molekyler som har fluorescnes eller fosforescens. Molekyler som uppvisar dessa fenomen har oftast aromatiska bensenringar. Klorofyll saknar bensenringar men har istället andra strukterer med många alternerande enkel- och dubbelbindingar.

Syror och baser luktar men inte salter!

Denna vecka handlar om att salter ofta nog är nästintill luktfria medan tillhörande syror och baser ofta har en karakteristisk doft.



Använd skyddsglasögon!


Exempel 1: Ättiksyra vs acetat
Tillsätt någon tesked 24% ättiksyra till rent vatten. Notera doften av ättika. Tillsätt också några droppar av rödkålsindikatorn. Lösningen blir nu röd. Tillsätt nu en bas (natriumkarbonat, natriumbikarbonat eller natriumhydroxid) till dess att färgen ändras till lila. Notera hur lukten i stort sett försvunnit! Observera att natriumhydroxid är starkt frätande - använd skyddsglasögon och skyddshandskar!

Vad hände?
Med natriumhydroxid sker följande reaktion:

Med natriumkarbonat sker istället följande reaktion (karbonatjonen, en ganska stark bas plockar vätejoner från ättiksyran, bildar kortlivad kolsyra H2CO3 som delas upp i vatten H2O och koldioxid CO2).

Även natriumvätekarbonat (bikarbonat) är en tillräckligt stark bas för att plocka vätejoner från ättiksyran (även i detta fall bildas kolsyra som omedelbart delas upp i vatten och koldioxid):


I samtliga fall har ättiksyran (CH3COOH) deprotonerats till acetat (CH3COO‾). Det är endast den protonerade formen, ättiksyra, som har en tydlig doft, detta eftersom den protonerade, oladdade formen, är betydligt flyktigare, medan de laddade jonerna har avsevärt svårare att lämna lösningen (jämför att smaka på kondenserat vatten på locket nästa gång du kokar pasta i saltat vatten).

Genom att sätta till en luktfri syra, citronsyra, citronsaft eller äppeljuice, kommer acetaten att återgå till den protonerade formen ättiksyra – då återkommer också lukten av ättika. Prova!


Exempel 2: Ammoniak vs ammonium.
Tillsätt några droppar 8% hushållsammoniak till ett glas med vatten. Notera försiktigt lukten av lösningen. Tillsätt några droppar rödkålsindikator. Lösningen blir grön.

Lös upp lite citronsyra i lite vatten i ett annat glas.

Tillsätt nu droppvis citronsyralösningen till ammoniaklösningen ända tills ammoniaklösningen inte längre är grön. Notera att lösningen nu luktar avsevärt mindre.

Vad har hänt?



Här betecknar HA en generell syra. Denna kommer att protonera basen ammoniak som blir den protonerade, laddade ammoniumjonen. Denna är inte flyktig såsom ammoniakmolekylen. Därför luktar lösningen mycket mindre nu.

Återfå luktande ammoniak genom att tillsätta natriumkarbonat (eller natriumhydroxid, obs frätande!). Då kommer basen (karbonatjonen eller hydroxidjonen) att plocka vätet (deprononera) ammoniumjonen och ammoniaken återuppstår.


Experiment 3
Detta experiment har du säkerligen redan gjort. Notera lukten av ett stycke fisk. Häll över lite citronsaft och lukten försvinner.

Vad hände?
Fisk innehåller trimetylamin som fungerar precis som ammoniak i exempel 2. Aminen protoneras av citronsaft och blir då inte längre flyktig. Reaktionen är denna:



Det fungerar alltså lika bra med äppeljuice eller apelsinjuice som med citronsaft.



Men luktar inte salterna lite ändå?
Jo, helt luktfria blir salterna ändå inte. Detta beror på att följande jämvikter inställer sig för acetat- och ammoniumsalterna (egentligen för alla salter även om det för anjoner av starka syror som saltsyra är försumbart lite).




Även om endast en mycket liten del av acetat- och ammoniumjonerna reagerar med vatten och bildar ättiksyra och ammoniak är det ändå tillräckligt för att man ändå ska kunna känna en viss doft. Ett snarlikt exempel är hjorthornssalt (ammoniumkarbonat (NH4)2CO3) som säljs som ett pulver för bakning. Detta salt luktar svagt av - ja just det - ammoniak. (När saltet används till bakning delas det fullständigt upp i ammoniak, koldioxid och vattenånga som ger fluffighet åt kakan).

Antocyaniner som pH-indikator

Kan inte du heller vänta tills höstterminen börjar? Saknar du praktisk kemi? Då är detta bloggen för dig! Här kommer varje söndag t.o.m. 22 augusti nya enkla experiment att beskrivas. Alla dessa kan utföras i hemmet med kemikalier som är lätta att köpa. Skyddsglasögon är dock alltid lämpligt!

Denna vecka handlar bloggen om hur antocyaniner, vanliga röda-lila-blåa färgämnen hos växter, mycket enkelt kan användas som pH-indikator.


Kemikalier

Var mycket försiktig då framförallt natriumhydroxid används. Skyddsglasögon och skyddshandskar! För övriga kemikalier, använd skyddsglasögon.

Utförande

1. Skär rödkålen (ca. 100 g) i fina bitar.
2. Häll på 2-3 dl vatten och koka upp. Låt koka någon minut.
3. Sila bort rödkålsbladen.
4. Buljongen fungerar nu som pH-indikator.
5. Ställ upp fem glasburkar. Tillsätt någon tesked eller så av
   - citronsyra (alt. några droppar ättika, alt. vinsyra eller annan syra)
   - natriumvätekarbonat
   - natriumkarbonat (alt. några droppar hushållsammoniak)
   - natriumhydroxid (obs starkt frätande!)

Från surt till basiskt.

Vad blir pH egentligen?

2.0 g citronsyra i 0.10 L vatten ger pH=2.08

2.0 g natriumbikarbonat i 0.10 L vatten ger pH=7.94

2.0 g natriumkarbonat i 0.10 L vatten ger pH=11.47

2.0 g natriumhydroxid i 0.10 L vatten ger pH=13.34*

hushållsammoniak 8% som spätts 10 ggr ger pH=10.96

ättiksyra 24 % som spätts 10 ggr ger pH=3.10

Varför dessa pH?

Citronsyra (HOOC-CH2-C(OH)(COOH)-CH2-COOH), vinsyra ((CHOH-COOH)2) och ättiksyra (CH3COOH) är alla svaga organiska syror som ger pH mellan 2 och 5.

Vätekarbonatjonen (HCO3¯) är både syra och bas men den basiska reaktionen dominerar. Därför blir pH strax över 7. Karbonatjonen (CO3²¯) är en starkare men ändå svag bas och ger pH på omkring 11. Ammoniak är likaledes en svag bas som ger pH på omkring 10. Natriumhydroxid (NaOH) är ett mycket starkt basiskt salt och ger höga pH. Hydroxidjonen (OH¯) är den starkaste bas som kan finnas i vattenlösning och natriumhydroxiden ger direkt mängder med sådana joner, medan övriga basiska ämnen endast i begränsad utsträckning reagerar med vatten genom att plocka H+ och lämnar vissa vattenmolekyler som OH¯.

* Dessa värden är beräknade värden. En pH-meter skulle ge avvikande (d.v.s. felaktiga) resultat för pH större än 12 och mindre än 2, detta p.g.a. diverse mätfel.

Vad är antocyaniner?

Växter får sin gröna färg från klorofyll kan tillvarata solljusets energi och därmed driva fotosyntesens ljusreaktioner ger kemisk energi (i form av s.k. ATP) av solens ljusenergi. Klorofyll är således det viktigaste pigmentet för en växt och finns i princip i alla blad och även i stjälkar hos örtartade växter.

Vissa organ på skottet har dock vanligen andra färger. Det gäller främst blommor och frukter.

Karotenoiderna är fettlösliga och består av långa kolväten med s.k. konjugerade dubbelbindningar (varannan enkelbindning, varannan dubbelbindning). Därför är dessa färgämnen röda, orangea eller gula. Karotenoiderna fungerar som hjälppigment till klorofyllet och skyddar också växten mot de radikaler som uppstår i närvaro av syre och solljus. Inga växter kan klara sig utan karotenoider. Exempel på karotenoider är betakaroten i morötter (Daucus carota) och zeaxantin i majs (Zea mays) och i saffran (Crocus sp.). S.k. röd snö är röd därför att dessa alger - faktiskt grönalger - innehåller röda karotenoider.

Antocyaniner är till skillnad mot karotenoiderna vattenlösliga och ger färger i intervallet rött-violett-blått, vilket beror – förutom på den exakta kemiska strukturen – till stor del på pH precis som detta experiment tydligt visar. Den kemiska strukturen varierar endast i begränsad utsträkning mellan olika antocyaniner (främst genom att -H byts mot -OH). Antocyaniner finns främst i blommor och frukter (tänk på t.ex. blåbär) men även i andra delar av växtkroppen. Hos odlade varianter av exempelvis bok och lönn kan halterna vara väldigt höga (blodbok, blodlönn). Antocyaninerna tjänar tre syften:

- färgar kronbladen hos många insekts- och fågelpolinerade växter (för att locka pollinatörer)

- färgar fruker (för att göra dessa mer framstående och lockande)

- fungerar som antioxiadationsmedel (många färgade bär påstås vara mycket nyttiga att äta)

Antocyaniner produceras även om hösten i vissa blad (även om höstfärger till oftast kommer från karotenoiderna). Man kan således använda många växters ”saft” som pH-indikator.

Hos familjerna i ordningen Caryophyllales (dock med undantag av nejlikfamiljen Caryophyllaceae) saknas antocyaninerna. Här finns istället de s.k. betacyaninerna. De är även de vattenlösliga och fyller liknande funktioner som hos antocyaninerna. En skillnad mot antocyaninerna är att de även innehåller kväve. Betacyaninerna har oftast en mycket karakteristisk violett-röd färg. Tänk på slideväxter som rabarber (Rheum rabarbarum), syror o. skräppor (Rumex) och på amarantväxter som amarant (Amaranthus) och rödbetor (Beta vulgaris).

Intressant nog fungerar betacyaniner också som pH-indikator. Prova exempelvis med lagen till inlagda rödbetor.

Tilläggas kan att antocyaniner är känsliga för höga pH-värden. Alltså kan den röda färgen lätt bli blå eller grön med tillsats av bas medan den gula får ses som "använd". Även natriumkarbonat kommer på sikt att ge gul färg. En stor tillsats av natriumkarbonat fungerar alltså som ett alternativ till att använda natriumhydroxid.

Spara rödkålsbuljongen (går bra att frysa). Den kommer att användas i framtida experiment. Man kan också sätta till lite handsprit (50/50) till buljongen. Då kan den stå framme i rumstemperatur.