:: wikimiki.org ::

Dusík

Dusík

Dusík je plynný chemický prvek, tvořící hlavní složku zemské atmosféry. Patří mezi biogenní prvky, které jsou základními stavebními kameny živé hmoty.

uhlík – dusík – kyslík
N P
	P Celá tabulka

Obecné

Název, Značka, Číslo

Dusík, N, 7

Skupina prvků

Nekovy

Skupina, Perioda, Blok

15 (VA), 2 , p

Vzhled

bezbarvý

Atomové vlastnosti

Atomová hmotnost

14,0067 amu

Atomový poloměr (vypočten)

65 (56) pm

Kovalentní poloměr

75 pm

van der Waalsův poloměr

155 pm

Elektronová konfigurace

He]2s²2p³

e^- na energetickou hladinu

2, 5

Oxidační čísla

±3, 5, 4, 2 (silně kyselý)

Fyzikální vlastnosti

Hustota

1,2506 kg/m³ (při 273 K)

plyn

63,14 K (-210,01 °C)

77,35 K (-195,80 °C)

šesterečná

—

—

Molární objem

13,54 ×10^-6 m³/mol

Skupenské teplo varu

2,7928 kJ/mol

Skupenské teplo tání

0,3604 kJ/mol

Tlak nasycené páry

ND Pa při __ K

Rychlost zvuku

334 m/s při 298,15 K

Různé

Elektronegativita

3,04 (Paulingova stupnice)

Měrná tepelná kapacita

1040 J/(kg.K)

Elektrická vodivost

ND 10⁶/m ohm

Tepelná vodivost

0,02598 W/(m.K)

1. ionizační potenciál

1402,3 kJ/mol

2. ionizační potenciál

2856 kJ/mol

3. ionizační potenciál

4578,1 kJ/mol

4. ionizační potenciál

7475,0 kJ/mol

5. ionizační potenciál

9444,9 kJ/mol

6. ionizační potenciál

53266,6 kJ/mol

7. ionizační potenciál

64360 kJ/mol

Nejstabilnější izotopy

izo	výskyt	poločas	rozpad	en. M eV	výsl
¹³N		9,965 min	záchyt e⁻	2,220	¹³C
¹⁴N	99,634 %	je stabilní se 7 neutrony
¹⁵N	0,366 %	je stabilní s 8 neutrony

Pokud není uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP.

Sloučeniny

Anorganické sloučeniny

Dusík je tzv. inertní plyn, který jen obtížně reaguje s jinými chemickými sloučeninami.
- Sloučeniny s vodíkem jsou především amoniak neboli čpavek NH₃ a hydrazin N₂H₄. Amoniak vykazuje silnou alkalickou reakci a s kyselinami vytváří amonné soli s iontem NH₄⁺.
- Oxidy dusíku jsou známy s dusíkem valence N⁺¹ až N⁺⁵. Nejznámějším z nich je patrně oxid dusný N₂O, nazývaný také rajský plyn, který byl v dřívějších dobách používán jako narkotikum při chirurgických operacích. Oxidy dusíku s mocenstvím ^+2-5 jsou hlavními složkami tzv. suchého smogu.
- Anorganické kyseliny jsou zastoupeny především poměrně slabou kyselinou dusitou HNO₂ se solemi dusitany a daleko silnější kyselinou dusičnou HNO₃. Tato kyselina i její soli dusičnany mají velmi silné oxidační účinky. Méně známá je kyselina azidovodíková HN₃ a její soli azidy.

Organické sloučeniny

Dusík se vyskytuje v obrovské řadě organických sloučenin a je jedním z biogenních prvků, přítomným ve všech tkáních živých organizmů.
- Aminy se dělí na primární se skupinou -NH₂, sekundární se skupinou =NH a terciální se skupinou =N-. Aminoskupina je přítomna ve všech aminokyselinách, které jsou základní stavební jednotkou bílkovin. Nejdůležitějším aromatickým aminem je anilín.
- Nitrosloučeniny obsahují v molekule skupinu -NO₂. Jsou to mimořádně silná oxidační činidla a některé z nich jsou významnými produkty chemického průmyslu explozivních látek. Typickým příkladem je nitroglycerin, trinitrotoluen nebo pentryt.
- Skupinu –NO mají v molekule nitrososloučeniny.
- Mezi nejdůležitější heterocyklické sloučeniny obsahující v molekule atom dusíku patří
- pyridin Soubor:Pyridin.gif
- pyrrol Soubor:Pyrrol.gif
- chinolin Soubor:Chinolin.gif
- a indol Soubor:Indol.gif.

Výskyt v přírodě

V elementární podobě se s dusíkem setkáváme prakticky neustále, tvoří totiž 78 % (objemových) zemské atmosféry. Vzhledem k rozpustnosti prakticky všech svých anorganických solí se téměř nevyskytuje v běžných horninách. Všechny tyto látky byly v průběhu času dávno spláchnuty do oceánů a tam se opět zapojily do různých biologických cyklů. Výjimkou je např. chilský ledek neboli dusičnan sodný NaNO₃. Významným zdrojem organického dusíku jsou především objemné vrstvy ptačího trusu, nazývané guano a využívané především jako hnojivo.

Využití

Dusík se prakticky výlučně vyrábí destilací zkapalněného vzduchu a tvoří přitom spíše přebytky při výrobě více žádaného kyslíku. Kapalný dusík se využívá v řadě kryogenních procesů, při nichž je třeba udržet prostředí na značně nízké teplotě. Příkladem je např. uchovávání tkání nebo spermií a vajíček v lázni z kapalného dusíku. Kapalným dusíkem jsou chlazeny polovodičové detektory rentgenového záření v různých spektrometrických aplikacích. Plynný dusík nalézá využití jako inertní atmosféra např. v prostředí, kde hrozí nebezpečí výbuchu, při výrobě integrovaných obvodů nebo nerezové oceli. Amoniak a jeho sloučeniny jsou jedním z nejvyužívanějších hnojiv v zemědělství. Plynný amoniak se v poslední době stává náhradou freonů v chladírenství. Mimořádných oxidačních vlastností sloučenin dusíku s valencí N⁺⁵ se již od dávnověku využívá při výrobě explozivních látek. Již v starověké Číně byla známa výroba střelného prachu, jehož podstatnou složku tvoří dusičnan sodný nebo draselný. V současné době se v tomto oboru uplatňují spíše organické sloučeniny, ať již jde o nitroglycerin nebo trinitrotoluen. Jako paliva raketových motorů se v minulosti používala jak kyselina dusičná jako oxidovadlo, tak hydrazin jako zdroj spalovaného vodíku. ---- Kategorie:Chemické prvky Kategorie:Inertní plyny ja:窒素 ko:질소 simple:Nitrogen th:ไนโตรเจน

Uhlík

Uhlík je chemický prvek, tvořící základní stavební kámen všech organických sloučenin a tím i všech živých organismů na této planetě. Sloučeniny uhlíku jsou jedním ze základů světové energetiky, kde především fosilní paliva jako zemní plyn a uhlí slouží jako energetický zdroj pro výrobu elektřiny a vytápění, produkty zpracování ropy jsou nezbytné pro pohon spalovacích motorů a tak silniční dopravu. Výrobky chemického průmyslu na bázi uhlíku jsou součástí našeho každodenního života ať jde o plastické hmoty, umělá vlákna, nátěrové hmoty, léčiva a mnoho dalších.

Základní fyzikálně - chemické vlastnosti

- Chemická značka C, (lat. Carboneum)
- Atomové číslo 6
- Relativní atomová hmotnost 12,0107 amu
- Hustota 2,267 g/cm³ jako grafit a 3,515 g/cm³ jako diamant
- Teplota tání kolem 3 500°C tj. 3 773 K
- Teplota varu kolem 4 827 °C tj. 5 100 K

Formy uhlíku

Elementární uhlík

Uhlík je typický nekovový prvek, který se v elementárním stavu jako minerál vyskytuje v přírodě ve dvou základních modifikacích a v posledních přibližně 20 letech byly laboratorně vytvořeny modifikace další: nekov nekov nekov nekov nekov
- 1.Tuha neboli grafit je tvořena uhlíkem krystalizujícím v šesterečné soustavě a patří mezi nejměkčí známé nerosty. Této vlastnosti se využívá např. při výrobě tužek, kde mletá tuha tvoří základní složku tyčinky určené pro psaní a kreslení.
- 2. Diamant je tvořen uhlíkem v krystalizujícím v soustavě krychlové a je nejtvrdším a velmi cenným přírodním nerostem. Váha diamantů se udává v karátech, největším doposud nalezeným diamantem byl Cullinan, který v surovém stavu při nálezu v JAR dosáhl váhy 3 106 karátů.
- 3. Fullereny označují nově objevené sférické molekuly, složené z pěti nebo častěji šestičlenných kruhů atomů uhlíku. Prostorově jsou tyto molekuly uspořádany do kulovitého tvaru' a jsou mimořádně odolné vůči vnějším fyzikální vlivům. Zatím nejstabilnější známý fulleren je molekula, obsahující 60 uhlíkových atomů. Fullereny se uměle připravují pyrolýzou organických sloučenin laserem. Za objev a studium vlastností fullerenů byla v roce 1996 udělena Nobelova cena Robertu F. Curlovi a Richardu E. Smalleymu a Haroldu W. Krotoovi. V současné době je výzkum vlastností a metod přípravy fullerenů velmi intenzivně studován na řadě špičkových vědeckých institucí v celém světe.
- 4. Uhlíková nanovlákna jsou uměle vyrobené mikroskopické trubičky složené z atomů uhlíku o tloušťce pouhých několika nanometrů. Perspektiva jejich využití se nabízí např. při výrově velmi pevných a zároveň lehkých kompozitních materiálů a tkanin, v elektronice při výrobě mimořádně malých tranzistorů, jako ideálního materiálu pro uchovávání čistého vodíku pro palivové články a mnohé další.

Anorganické sloučeniny

V anorganických chemických sloučeninách se uhlík vyskytuje v mocenství +2, +4 a -1.
- Z oxidů je důležitý především oxid uhličitý CO₂, který se podílí na vytváření rostlinných tkání v procesu zvaném fotosyntéza a současně se vrací do atmosféry pří dýchání živých organizmů a spalování fosilních paliv.
- Ve vodě se CO₂ rozpouští za vzniku velmi slabé kyseliny uhličité H₂CO₃. Známy jsou především soli této kyseliny, uhličitan vápenatý CaCO₃ – vápenec a uhličitan hořečnatý MgCO₃ – magnezit.
- Se sírou vytváří uhlík toxickou kapalnou sloučeninu nazývanou sirouhlík CS₂.
- Oxid uhlíku s valencí +2, oxid uhelnatý CO je značně toxický plyn, který blokuje krevní barvivo hemoglobin a znemožňuje tak dýchání. Jeho nebezpečí spočívá především v tom, že je bezbarvý a bez zápachu a člověk proto jeho přítomnost v okolí nemůže poznat svými smysly. Byl příčinou mnoha smrtelných otrav v uhelných dolech nebo v domácnostech, kde se k topení používal svítiplyn.
- S dusíkem tvoří uhlík kyanidový ion CN^- a kyanovodík HCN patří také k mimořádně toxickým látkám. V tomto případě však můžeme detekovat čichem jeho silný zápach po hořkých mandlích.
- S kovovými prvky tvoří uhlík sloučeniny zvané karbidy. Nejznámější je karbid vápenatý CaC₂, který při reakci s vodou uvolňuje acetylen a byl dříve používán ke svícení v lampách, tzv. karbidkách. Poměrně známý je i karbid křemíku SiC neboli karborundum, který má krystalickou strukturu podobnou diamantu a vyznačuje se mimořádnou tvrdostí.

Organické sloučeniny

Hlavní článek: Organická sloučenina Organické sloučeniny jsou chemické látky, které obsahují alespoň jeden atom uhlíku a téměř vždy atom vodíku, převážná většina přitom má spolu vázané atomy uhlíku vazbou C-C. Každý atom uhlíku je schopen vytvářet celkem čtyři tyto tzv. jednoduché vazby, kromě toho i vazbu dvojnou C=C a vazbu trojnou C≡C. Mohou proto vznikat dlouhé řetězce a molekuly s rozvětvenou nebo cyklickou strukturou. Společně s uhlíkem se v těchto molekulách váží i další prvky, především biogenní prvky vodík, kyslík, dusík, síra a fosfor, ale mohou to být i halogeny, křemík a mnoho dalších. Díky tomu existuje nesmírně mnoho kombinací; v dnešní době je známo více než 10 milionů organických sloučenin. Právě díky této obrovské rozmanitosti se organické látky staly základním stavebním kamenem živé hmoty. Každá buňka živého organismu obsahuje desetitisíce chemických sloučenin, které mají tu jedinou společnou vlastnost, že jejich základní skelet je tvořen atomy uhlíku v různých vazebných stavech. Následující výčet typů organických sloučenin není zdaleka úplný a měl by pouze podat informaci o nejčastěji používaných a vyráběných typech organických látek. buňka
- Uhlovodíky jsou sloučeniny, které ve své molekule obsahují pouze atomy uhlíku a vodíku. Lze je v zásadě rozdělit na:Uhlovodík
- alifatické, jejichž molekuly mají tvar řetězce a
- alicyklické, jejichž molekuly mají tvar kruhu
- Obě tyto skupiny pak podle vazeb mezi atomy uhlíku dělíme na:
- alkany s pouze jednoduchou vazbou C-C
- alkeny, obsahující minimálně jednu dvojnou vazbu C=C a
- alkiny, obsahující minimálně jednu trojnou vazbu
- aromatické, jejichž molekuly obsahují alespoň jeden šestičlenný kruh, tzv. benzenové jádro.
- Sloučeniny, které ve své molekule obsahují C, H a O, lze zhruba rozdělit do následujících skupin:
- alkoholy, obsahující skupinu C-OH
- fenoly, které skupinu -OH mají připojenu k aromatickému jádru
- ethery, obsahující skupinu C-O-C
- peroxidy,obsahující skupinu C-O-O-C
- aldehydy,obsahující skupinu HC=O
- ketony, obsahující skupinu C-CO-C
- karboxylové kyseliny, obsahující skupinu -COOH
- estery,obsahující skupinu R-C-OOR
- Další typy organických sloučenin, které ve své molekule obsahuji i dusík nebo síru, jsou uvedeny v heslech těchto prvků.

Výskyt a využití

Grafit

neboli tuha je nerost, který se vyskytuje v mnoha lokalitách na Zemi. Jedny z největších grafitových dolů se nalézají v USA (Texas a stát New York), Mexiku, Indii a Rusku; významné bylo i ložisko v jižních Čechách. Grafit je např. zároveň složkou sazí, které vznikají spalováním fosilních paliv. Je přitom přítomen v částečkách natolik nepatrných rozměrů, že saze mají spíše vlastnosti amorfního uhlíku. Grafit se průmyslově využívá především při výrobě tužek. Přitom se nejprve velmi jemně namele společně s vápnem a vylisuje se do vhodného tvaru. Další významné uplatnění grafitu je v metalurgickém průmyslu. Vzhledem k jeho značné tepelné odolnosti se z něho vyrábějí nádoby, tzv. kokily, do kterých se odlévají roztavené kovy a jejich slitiny. Zamezí se tak kontaminaci slitiny kovem, ze kterého by se kokila musela vyrobit. Z grafitu se vyrábějí i elektrody pro elektrolytickou výrobu hliníku z taveniny směsi bauxitu a kryolitu nebo při výrobě křemíku z taveniny oxidu křemičitého. Z grafitu se kromě jiného vyrábějí kartáčky elektromotorů. Slouží také jako součást maziv (grafitová vazelína, kolomaz).

Skelný grafit

Uměle vyrobenou formou grafitu je tzv. skelný uhlík (angl. glassy carbon), který se vyznačuje vysokou hustotou, nízkou pórovitostí a značnou chemickou a mechanickou odolností. V praxi se vyrábí přesně řízeným dlouhodobým vysokoteplotním (pyrrolitickým) rozkladem organických látek na povrchu normálního grafitu. Díky mimořádným fyzikálním a chemický vlastnostem skelného grafitu se jeho praktické využití stále rozšiřuje i přes jeho poměrně vysokou cenu.
- Pro elektrochemii je důležitý fakt, že povrchy elektrod ze skelného grafitu jsou chemicky vysoce odolné a lze na nich dosáhnout vysokého kladného potenciálu, aniž by docházelo k jejich rozpuštění jako u normálních kovových elektrod. Toho lze využít jak v analytické chemii při zkoumání elektrochemických vlastností organických kolekul tak pro preparativní oxidaci při výrobě některých sloučenin.
- Analytická metoda GFAAS (atomová absorpční spektrometrie s bezplamennou atomizací) používá pro odpaření analyzovaného vzorku kyvetu, která se během několika sekund zahřívá až na teploty kolem 3 000 °C. Pokrytí vnitřní plochy této kyvety skelným grafitem dramaticky zvyšuje její odolnost a prodlouží její použitelnost ve srovnání s klasickou grafitovou kyvetou.
- V metalurgii se pro čištění kovů na vysoké čistoty metodou zonálního tavení mohou uplatnit trubice pokryté sklelným grafitem, v nichž se tavení provádí.
- Laboratorní nádobí s povrchem ze skelného grafitu dosahuje stejné nebo i lepší chemické odolnosti jako nádobí z platiny nebo její slitiny s rhodiem.

Diamant

Diamant Představuje jeden z nejvzácnějších a nejdražších nerostů. Vyskytuje se v různých barevných modifikacích od takřka průhledné až po černou. Protože ke vzniku diamantu je zapotřebí obrovských tlaků a vysokých teplot, jsou nalézány především tam, kde žhavé magma z velkých hloubek vystoupilo na povrch a ztuhlo. Naleziště s nejkvalitnějšími diamanty leží hlavně v Africe – JAR, Namibie, Sierra Leone, dále v Brazílii, Rusku, Kanadě a Austrálii. Diamanty je v současné době možno vyrábět i průmyslově, i když produkty zdaleka nedosahují kvalit přírodních diamantů. Tzv. průmyslové diamanty se proto využívají především k osazování různých vrtných a řezných hlavic nástrojů, které pro svou činnost musí vykazovat mimořádnou tvrdost a odolnost. Přírodní diamanty slouží již od pradávna především k výrobě těch nejdražších šperků. Aby se mohl diamant zasadit do zlatého nebo platinového šperku, musí být nejprve složitě a pečlivě broušen. K úspěšnému vybroušení drahého a vzácného diamantu je třeba nejen značné zkušenosti, ale i zručnosti a trpělivosti. Středisky broušení diamantů a obchodu s nimi jsou belgické Antverpy a nizozemský Rotterdam a Amsterodam. Připojený obrázek ukazuje diamant Cullinan I, zvaný také Hvězda Afriky, o hmotnosti 530,20 karátů, který byl vybroušen v roce 1908 v Amsterodamu. Tento skvost je v současné době umístěn v Londýnském Toweru jako součást korunovačních klenotů britského panovnického dvora.

Fosilní paliva

Mezi základní fosilní paliva patří uhlí, ropa a zemní plyn. Všechna tato paliva obsahují jako převažující složku pestrou škálu organických sloučenin, které podle současných teorií vznikly dlouhodobým anaerobním rozkladem organické hmoty. V případě uhlí se zdá být prekursorem dřevo druho- a třetihorních pralesů, které byly zničeny nějakou náhlou katastrofou. Ropa a zemní plyn pocházejí pravděpodobně z živočišných tkání obyvatelů pravěkých moří, kteří byli při nějaké katastrofické události překryti vrstvou hornin a během milionů následujících let se postupně rozložili za vzniku pestré škály sloučenin na bázi uhlovodíků. Všechny výše uvedené komodity tvoří v současné době páteř světové energetiky a převážné části chemického průmyslu. Především ropa se v posledních letech jeví jako klíčová surovina pro současnou civilizaci. Je jednak základním zdrojem energie pro stále rostoucí dopravní infrastrukturu a zároveň je zřejmé, že její celosvětové zásoby mohou být vyčerpány v následujících několika dekádách. Ovládnutí lokalit s jejich převažujícím výskytem se v dalších několika desetiletích může stát zdrojem globálního konfliktu. Ropa i zemní plyn se vyskytují obvykle společně. V současné době se hlavním zdrojem této suroviny stala oblast v okolí Perského zálivu a Sibiře, ale nezanedbatelná množství ropy se těží i šelfových vodách Severního moře, v Mexickém zálivu a jihovýchodní Asie. Také naleziště v Texasu poskytují doposud poměrně silný zdroj, který však rozhodně nepostačuje pro potřeby ekonomiky USA. Světové zásoby uhlí jsou výrazně větší než ropy a zemního plynu. V současné době se využívá spíše jako zdroj pro výrobu elektrické energie. Principiálně jej lze přepracovat i na kapalné zdroje energie pro spalovací motory, ale problémem jsou mnohem vyšší náklady na těžbu i nutnost daleko komplikovanější a dražší cesty k získání požadovaných produktů – tedy především benzínu a motorové nafty. Kromě energetického využití nachází uhlí uplatnění v metalurgii, kde po přepracování na koks slouží jako redukční médium při výrobě železa a podobných kovů z oxidických rud ve vysoké peci.

Jantar

vysoké peci Jantar je zvláštní forma uhlíkatého minerálu. Jedná se o mineralizované zbytky třetihorních pryskyřic staré až 50 milionů let. Nalézá se v Evropě jako zkamenělá pryskyřice borovic a ve Střední Americe a Mexiku, kde jde o klovatinu tropické dřeviny kopálu.

Vápenec a další uhličitany

Čistý uhličitan vápenatý CaCO₃ je znám jako nerost kalcit. Horniny na bázi uhličitanu vápenatého neboli vápence jsou biogenního původu, protože převážně vznikly z vápenatých schránek druhohorních mořských živočichů. Velká naleziště těchto hornin se na nacházejí v Čechách, v Itálii, Anglii a např. USA. Podle přítomných příměsí mají různou barvu od čistě bílé až po téměř černou i mechanické vlastnosti. Slouží proto jak k výrobě běžných stavebních surovin jako pálené vápno nebo cement, tak jako dekorační kámen (mramor). Vápenec je také základem tzv. krasových jevů, při kterých dochází systémem složitých rovnováh mezi uhličitany a hydrouhličitany vápníku ke vzniku nádherných přírodních úkazů především v jeskyních a podzemních prostorách. Uhličitan hořečnatý MgCO₃ je nazýván magnezit a slouží především jako surovina pro výrobu žáruvzdorných materiálů pro výstavbu vysokých a cementářských pecí. Velká ložiska magnezitu se nacházejí na Slovensku, v Rakousku, Číně a Koreji.

Oxid uhličitý

Oxid uhličitý CO₂ je bezbarvý plyn, bez zápachu, který se rozpouští ve vodě za vzniku velmi slabé kyseliny uhličité. Tvoří přibližně 0,038% objemu zemské atmosféry, kam se dostává jednak dýcháním živých organizmů a v současnosti stále rostoucím tempem spalováním fosilních paliv. Z atmosféry odčerpávají oxid uhličitý rostliny procesem zvaným fotosyntéza, za pomoci organického barviva chlorofylu. Toto barvivo je schopno využít energie fotonu slunečního světla k nastartování poměrně značně komplikovaného řetězce chemických reakcí, jejich výsledek lze jednoduše popsat takto: :6H₂O + 6CO₂ + foton → C₆H₁₂O₆ (glukóza) + 6O₂ Uvedená reakce je zcela klíčová pro veškerý pozemský život, protože za její pomoci se všem živým organizmům dostává energie, která nám umožňuje naší existenci a zároveň se takto vytváří kyslík, který je nezbytný pro dýchání Zvyšující se koncentrace oxidu uhličitého je s spojena s jevem zvaným skleníkový efekt, protože molekuly CO₂ pohlcují intenzivně infračervené záření a zabraňují tak jeho vyzařování do kosmického prostoru. Tím dochází k postupnému zahřívání povrchu planety Země a mohlo by to vést např. k poměrně prudkému tání ledovců a pólech a následnému stoupnutí hladiny světových oceánů až o desítky metrů.
- V tisku se nyní objevila zpráva o zajímavém projektu na snížení skleníkového efektru umělým ukládáním pevného oxidu uhličitého do zemské kůry. Uvažovalo se o tom, že zkapalněný CO₂ by byl pod vysokým tlakem vháněn do podloží, ze kterého je těžena ropa. Tím by se docílilo jednak téměř kompletního vytěžení ložiska a zároveň by se oxid uhličitý přeměnil na suchý led, který by měl v hornině zůstat po další tisíce let. Projekt je přitom zaměřen na podmořská ložiska ropy, protože tlak vody nad takto zaplněným ložiskem by zároveň zaručil udržení CO₂ v pevném stavu prakticky po neomezeně dlouhou dobu. V průmyslu má oxid uhličitý uplatnění např. jako inertní atmosféra při procesech, kde je nutno vyloučit přítomnost kyslíku. Protože oxid uhličitý nehoří, používá se i jako náplň některých typů hasicích přístrojů. Oxid uhličitý je obsažen v řadě nápojů; buď je jejich přirozenou složkou (alkoholové kvašení piva, šumivého vína, burčáku; minerální vody) nebo jsou jím syceny uměle pro zlepšení chuti (limonády, levnější perlivá vína, některé minerálky). Stlačením oxidu uhličitého vzniká pevná látka, tzv. suchý led, která snadno sublimuje, přičemž odebírá značné množství tepla z okolí a využívá se k chlazení např. v potravinářství.

Oxid uhelnatý

Oxid uhelnatý CO je vysoce toxický, vznětlivý až výbušný, bezbarvý plyn, bez zápachu, který vzniká především nedokonalou oxidací organických sloučenin uhlíku. Vyskytuje se především jako součást svítiplynu, kde vzniká tlakovým a tepelným rozkladem uhlí. Oxid uhelnatý je vzniká vždy v jistém malém množství při spalování benzínu a ropy ve spalovacích motorech. Tím se stává významnou součástí tzv. suchého smogu losangelského typu. V posledních letech je tvorba CO při provozu spalovacích motorů potlačována použitím autokatalyzátorů, obvykle založených na kombinaci působení různých platinových kovů na spaliny o vysoké teplotě. Působením těchto katalyzátorů dochází k téměř 100% konverzi oxidu uhelnatého na oxid uhličitý. Jisté množství oxidu uhelnatého je přítomno i cigaretovém kouři jako důsledek nedokonalého spalování tabáku. Mezi přírodní zdroje oxidu uhelnatého patří např. zemní plyn, kde je však přítomen pouze v nízkých koncentracích. Je složkou důlních plynů, kde spolu s metanem způsobuje jejich mimořádnou výbušnost, sám o sobě je příčinou jejich toxicity. Vysoká toxicita oxidu uhelnatého je dána jeho schopností blokovat dýchací řetězec. Molekula CO se přitom téměř irreversibilně naváže na atom železa přítomný v molekule hemoglobinu, která slouží jako přenašeč kyslíku. Tak dojde k zablokování přenosu kyslíku z plic do organizmu a udušení postiženého organizmu.

Izotopy uhlíku a radiokarbonová metoda datování

V přírodě se uhlík vyskytuje běžně ve formě dvou stabilních izotopů: ¹²C, který tvoří 98,9% a ¹³C s průměrným výskytem 1,1%. Reakcí atomů dusíku ¹⁴N, přítomných v atmosféře s kosmickým zářením vzniká nestabilní izotop ¹⁴C, který se rozpadá (beta rozpad) s poločasem 5 715 let. Poměr všech 3 izotopů uhlíku v atmosférickém oxidu uhličitém se tak dlouhodobě udržuje na konstantní hodnotě. Živé organizmy neustále korespondují s atmosférickým CO₂ ať již formou fotosyntézy (rostliny) nebo příjmem jejich produktů – býložravci a následně predátoři. Lze proto tvrdit, že poměr ¹⁴C/¹²C zůstává v průběhu života daného organizmu konstantní. Po odumření jakékoliv biologické tkáně se výměna uhlíku mezi organizmem a prostředím zastaví. Zároveň nedochází ani ke vzniku ¹⁴C reakcí s kosmickými paprsky, protože ty jsou pohlceny atmosférou. Obsah ¹⁴C klesá podle zákonitostí rozpadu nestabilních atomových jader. Radiokarbonová metoda datování využívá zmíněného jevu tím způsobem, že v archeologickém či jiném nálezu pozůstatku živé hmoty (zbytky tkání, kosti, popel…) je analyzován poměr ¹⁴C/¹²C. Zjištěný poměr pak poměrně přesně ukazuje na dobu zániku dané živé hmoty. Vzhledem k uvedenému poločasu rozpadu uhlíku ¹⁴C je metoda optimálně použitelná pro objekty o stáří 2 – 100 tisíc let. Při hodnocení naměřených výsledků je třeba vzít v úvahu i možnost působení radioaktivních zářičů na zkoumaný materiál v průběhu jeho depozice na místě nálezu, protože tak může dojít k významnému zkreslení dat. ---- Kategorie:Chemické prvky ja:炭素 ko:탄소 ms:Karbon simple:Carbon th:คาร์บอน

Fosfor

Fosfor je nekovový chemický prvek, poměrně hojně se vyskytující v zemské kůře, který má zároveň důležitou roli i ve stavbě živých organizmů

Základní fyzikálně - chemické vlastnosti

Chemická značka P (lat. Phosphorus) Relativní atomová hmotnost: 30,973 amu Atomové číslo: 15 Hustota: 1,823 g/cm³ Teplota tání: 44,1 °C, tj. 317,3 K Teplota varu: 277 °C, tj. 550 K Fosfor je nekovový prvek, vyskytující se v přírodě pouze ve formě sloučenin. V nich se běžně setkáváme s fosforem v mocenství P⁺⁵, ale existují sloučeniny, v nichž se fosfor vyskytuje v mocenství P^-3, P⁺³ i P⁺⁴. Elementární fosfor se vyskytuje ve 3 alotropních modifikacích – bílý, červený a černý fosfor. Historicky byl fosfor poprvé izolován alchymistou Heningem Brandtem v roce 1669 destilací lidské moči. Robert Boyle tento způsob v roce 1680 zdokonalil a v následujících letech připravil oxid fosforečný a kyselinu fosforečnou.

Výskyt v přírodě

V přírodě se setkáme pouze se sloučeninami fosforu (ojedinělý a pochybný nález minerálu fosforu je uváděn z meteoritu nalezeném v Townshipské salině v Kansasu v USA). V zemské kůře se fosfor vyskytuje poměrně hojně, je celkově 11. prvkem v pořadí výskytu a jeho koncentrace se průměrně odhaduje na 1 – 1,2 g/kg. V mořské vodě je jeho koncentrace velmi nízká, pouze 0,07 mg P/l, ve vesmíru připadá na jeden atom fosforu pouze přibližně 3 000 000 atomů vodíku. Nedůležitějším minerálem s obsahem fosforu je směsný fosforečnan vápenatý apatit, jehož složení lze vyjádřit jako: Ca₅(PO)₄)₃(OH, F, Cl). Apatit slouží jako základní surovina pro výrobu fosforu a především jeho sloučenin. Hlavní oblasti těžby leží v Rusku (poloostrov Kola), Maroku a v USA. Dalšími minerály s obsahem fosforu jsou např. fosforit Ca₃(PO)₄)₂ nebo fluoroapatit Ca₃(PO)₄)₂F. Dále se fosfor vyskytuje ve všech živých organizmech na Zemi, je především uložen v kostech a zubech, ale je složkou důležitých organických molekul jako DNA a RNA, energetických přenašečů (ADP, ATP) a je obsažen ve většině tuků, neboli lipidů.

Výroba, vlastnosti a využití

Základem průmyslové výroby elementárního fosforu je redukce fosforečnanů koksem (uhlíkem) za přítomnosti křemenného písku podle rovnice: : 2Ca₃(PO)₄)₂ + 6SiO₂ + 10C → P₄ + 6CaSiO₃ + 10CO Fosfor za vysoké teploty v tavenině těká jako molekula P₄ a je zachycován po kondenzaci ve vodě jako bílý fosfor. Vlastnosti a použití fosforu je silně závislé na alotropní formě, ve které se fosfor právě vyskytuje.
- Bílý fosfor je měkký, značně toxický a na vzduch samovznětlivý. Ve tmě jeho páry fosforeskují (samovolně vydávjí slabě světelné záření). Pro dlouhodobější uchovávání musí být ponořen ve vodě, která zabrání jeho samovolnému vzplanutí. Je nerozpustný ve vodě, ale dobře se rozpouští v sirouhlíku CS₂.
- Schopnost samovznícení bílého fosforu při styku se vzduchem se v polovině minulého století využívalo k výrobě samozápalných leteckých pum a dělostřeleckých granátů. Zákeřnost těchto zbraní spočívala v tom, že hořící fosfor způsobuje mimořádně těžké popáleniny a zároveň je velmi obtížné jej uhasit (jediný spolehlivý způsob je ponoření do vody). Dnes jsou tyto bestiální zbraně přísně zakázány.
- Toxických vlastností bílého fosforu se dodnes o při výrobě jedovatých nástrah na krysy a jiné hlodavce.
- Červený fosfor vzniká zahřátím bílého fosforu na 250ºC v uzavřené nádobě pod tlakem v inertním prostředí. Červený fosfor je na vzduch neomezeně stálý, má teplotu tání 597 °C a není jedovatý.
- Přesto, že není samovznětlivý, je červený fosfor schopen vzplanout při silnějším lokálním zahřátí, vyvolaném např. mechanickým třením. Díky této vlastnosti je červený fosfor dodnes základní surovinou pro výrobu běžných kuchyňských zápalek. Zároveň se tyto vlastnosti uplatní při výrobě různých pyrotechnických potřeb – zápalky, roznětky a další.
- Černý fosfor je velmi stálý a svými fyzikálními vlastnostmi připomíná spíše kovy. Má kovový lesk, je tepelně i elektricky dobře vodivý. Vzniká zahříváním červeného fosforu pod tlakem na teploty přes 400 ºC.

Slitiny

Elementární fosfor se v menším množství přidává do slitin kovů pro úpravu jejich fyzikálních vlastností. Jeho přítomnost ve slitinách značně zvyšuje tvrdost výsledného produktu. Významné je legování fosforu do stříbrných pájek a bronzů, ale i některých speciálních ocelí.

Sloučeniny

Fosfor se vyskytuje ve velké řadě různých anorganických i organických sloučenin. Z řady anorganických sloučenin mají z hlediska praktického využití největší význam:
- Kyselina fosforečná H₃PO₄ je poměrně silnou trojsytnou minerální kyselinou. Vyrábí se spalováním elementárního fosforu v přítomnosti vodní páry. Koncentrovaná kyselina fosforečná je těžká, viskosní kapalina s velmi vysokým bodem varu. Tvoří celkem 3 řady solí - fosforečnany (PO₄)^3-, hydrogenfosforečnany (HPO₄)^2- a dihydrogenfosorečnany (H₂PO₄)^-.
- Převážná část vytěžených fosfátů (fosforečnanů) nalézá uplatnění jako průmyslová hnojiva. Nejvíce používaná jsou přitom vápenato-fosfátová hnojiva, např. široce používaný Superfosfát má za základ dihydrogenfosforečnan vápenatý Ca(H₂PO₄)₂, který je vodou dobře rozpustný a rychle se vstřebává do půdy. Hydrogenfosforečnan vápenatý CaHPO₄ je označuje trojitý superfosfát, je méně rozpustný a do půdy přechází postupně po delší dobu. Samotný fosforečnan vápenatý Ca₃(PO₄)₂ je vodě prakticky nerozpustný s louží jako surovina pro výrobu výše jmenovaných hnojiv: :Ca₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄ → Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄
- Vápenaté a sodné fosforečnany se přidávají do zubních past. Slouží jako součást odrezovacích roztoků pro odstraňování korozních produktů z povrchu železných konstrukcí, protože velmi snadno reagují s oxidem železitým.
- Sodné soli kyseliny fosforečné se uplatňují jako součást prášků na praní nebo prostředků na mytí nádobí v automatických myčkách pro změkčení vody (Na₃ PO₄), dále v potravinářství při výrobě sýrů a nakládání šunky Na₂HPO₄. Jejich přítomnost ve vodě má také antikorozivní účinky a přidávají se do cirkulačních vod pro vytápění (ústřední topení, průmyslové vyhřívací okruhy).
- Fosforečnany amonné (NH₄)₂HPO₄ a NH₄H₂PO₄ slouží v zemědělství jako velmi účinná hnojiva. Přidávají se také jako samozhášecí přísada do celulózy s cílem zmenšit hořlavost výsledných výrobků (divadelní kulisy).
- Oxid fosforečný se vyskytuje ve formě dvouatomových molekul jako P₄O₁₀. Reakcí s vodou vznikají různé formy fosforečných kyselin. V praxi se používá pro sušení plynů, protože velmi ochotně a rychle absorbuje i stopy vodních par.
- Sloučeniny s vodíkem jsou jedovaté a značně reaktivní. Fosfan PH₃ je jedovatý plyn se zápachem po česneku, difosfan P₂H₄ je samozápalná kapalina. ---- Category:Chemické prvky Prvky v mineralogii ja:リン ko:인 th:ฟอสฟอรัส

Periodická tabulka

Periodická tabulka prvků

Periodická tabulka prvků se řídí tzv. periodickým zákonem, který roku 1869 publikoval Dmitrij Ivanovič Mendělejev. ¹Aktinoidy a lanthanoidy jsou obecně známy jako přechodné prvky. ²Alkalické kovy, kovy alkalických zemin, přechodné kovy, aktinoidy, lanthanoidy a kovy jsou skupinově známy jako "kovy". ³Halogeny a vzácné plyny jsou také nekovy. Stav za standardních teplotních a tlakových pomínek
- prvky s červeným protonovým číslem mají skupenství plynné
- prvky s modrým protonovým číslem mají skupenství kapalné
- prvky s černým protonovým číslem mají skupenství pevné Přirozený výskyt
-

prvky s plným rámečkem mají izotopy starší než Země (prvotní prvky)

prvky s čárkovaným rámečkem přirozeně vznikly rozpadem z jiných prvků a jejich izotopy nejsou starší než je Země

prvky s tečkovaným rámečkem byly vytvořerny uměle (syntetické prvky)

prvky bez rámečku nebyly ještě objeveny

Kategorie:Chemie als:Periodensystem ja:周期表 ko:주기율표 ms:Jadual berkala simple:Periodic table th:ตารางธาตุ

Barva

Pojem barva popisuje vlastnosti viditelného světla z hlediska vnímání lidského oka. Barevné vidění v oku zprostředkují receptory zvané čípky trojího druhu, tj. citlivé na tři základní barvy: červenou, zelenou a modrou.

Barva	Rozsah vlnových délek	Rozsah frekvencí
červená	~ 625 – 800 nm	~ 480 – 375 THz
oranžová	~ 590 – 625 nm	~ 510 – 480 THz
žlutá	~ 565 – 590 nm	~ 530 – 510 THz
zelená	~ 520 – 565 nm	~ 580 – 530 THz
tyrkysová	~ 500 – 520 nm	~ 600 – 580 THz
modrá	~ 430 – 500 nm	~ 700 – 600 THz
fialová	~ 400 – 430 nm	~ 750 – 700 THz

Tabulka uvádí spektrum viditelného světla (monochromatické záření) rozdělené podle barev, odpovídající vlnové délky a frekvence. Za hranicemi na straně červené resp. fialové barvy již lidské oko nevnímá - zde leží infračervené a ultrafialové záření. Další možné barvy či odstíny vznikají skládáním základních barev. Tak např. pozorujeme bílou barvu v případě, že dopadající záření vnímají všechny tři druhy čípků a černou pokud záření nevnímají žádné z nich.

Podívejte se také na

- Aditivní míchání barev
- Subtraktivní míchání barev
- RGB
- CMYK
- Elektromagnetické spektrum Kategorie:Barvy Kategorie:Optika Kategorie:Elektromagnetické záření ja:色 ko:색 simple:Color

Helium

Helium je plynný chemický prvek, patřící mezi vzácné plyny a tvořící druhou nejvíce zastoupenou složku vesmírné hmoty

Základní fyzikálně - chemické vlastnosti

Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, chemicky zcela inertní - nejsou známy žádné chemické sloučeniny helia.

Výskyt v přírodě

Helium je na Zemi přítomno jen velmi vzácně. V zemské atmosféře se vyskytuje jen ve vyšších vrstvách a díky své mimořádně nízké hmotnosti postupně z atmosféry vyprchává do meziplanetárního prostoru. V menším množství se nachází v zemním plynu, z něhož se také získává vymrazováním. Vzácně vyvěrá helium i trhlin v zemi, nejznámější oblasti těchto vývěrů leží ve Skalistých horách v USA. Předpokládá se, že veškeré toto helium je produktem jaderného rozpadu prvků v zemské kůře. Ve vesmírném měřítku je helium druhým nejvíce zastoupeným prvkem. Vyskytuje se především všech svítících hvězdách, kde je jedním z mezistupňů termonukleární syntézy, jež je podle současných teorií základním energetických zdrojem ve Vesmíru. Tvoří přibližně 25% hmoty okolního pozorovatelného Vesmíru. Samotný objev helia byl učiněn zkoumáním spektra sluneční korony, kdy v roce 1868 francouzský astronom Pierre Janssen objevil neznámé spektrální linie, které byly přiřazeny doposud neznámému prvku, pojmenovaném po starořeckém bohu Slunce, Héliovi. Teprve v roce 1895 se britskému chemikovi Williamu Ramsayovi podařilo izolovat plynné helium na Zemi.

Využití

Vzhledem ke své extrémně nízké hustotě a inertnímu chování se helium používá k plnění balonů a vzducholodí jako náhrada hořlavého vodíku. Značnou nevýhodou je zde ovšem jeho poměrně vysoká cena. Navíc má atom helia velmi malý průměr, snadno difunduje i skrze pevné materiály a dochází tak ke ztrátám. Směsí helia, kyslíku a dusíku se plní tlakové lahve určených pro potápění do velkých hloubek. Na rozdíl od dusíku se totiž ani pod velkým tlakem prakticky nerozpouští v krvi a zmenšuje se tak riziko vzniku kesonové nemoci při rychlém výstupu potapěče na hladinu. Helium se také používá jako nosný plyn pro kapilární plynovou chromatografii s hmotově spektrometrickou detekcí. Mimořádně nízká teplota varu předurčuje kapalné helium jako jedno ze základních médií pro kryogenní techniky, především pro výzkum i praktické využití supravodivosti různých materiálů.

Supratekutost

S heliem je spojen zajímavý fyzikální úkaz, zvaný supratekutost. Kapalné helium se totiž vyskytuje ve dvou formách – helium I při teplotách 2,1768–4,21 K a helium II při teplotách nižších než 2,1768 K (tzv. lambda bod). Zatímco helium I se chová jako běžné tekutiny, vykazuje helium II velmi neobvyklé vlastnosti. Především nemá tato kapalina prakticky žádné vnitřní tření, a proto teče nesmírně rychle, ale dokonce díky kapilárnímu jevu přetéká stěny nádob, ve kterých je uchováno a vytéká horním koncem do něj ponořené kapiláry (jev zvaný fontánový efekt), což budí zdání, jako by helium II nebylo vůbec ovlivněno gravitací. Navíc má supratekuté helium největší tepelnou vodivost ze všech doposud známých látek. ---- Kategorie:Chemické prvky Kategorie:Inertní plyny ja:ヘリウム ko:헬륨 ms:Helium simple:Helium th:ฮีเลียม

Elektron

Elektron je jedna ze subatomárních částic, charakteristická svým výskytem kolem atomového jádra a záporným elektrickým nábojem. Elektron patří mezi leptony, tj. mezi částice, které nejsou schopny silné interakce, ale pouze slabé interakce.

Základní vlastnosti elektronů

klidová hmotnost: m₀ = 9,109 . 10^-31 kg (nízká klidová hmotnost a možnost relativně vysoké energie jsou příčinou kvantového chování elektronu) elektrický náboj: -e = -1,602 . 10^-19 C (záporný elementární náboj) spin: ½, elektron je tedy fermion

Elektron v atomu

Kolem jádra - v elektronovém obalu - se v každém atomu vyskytuje přesný počet elektronů, který je stejný jako počet protonů v jádře. Dojde-li k odtržení nebo přidání elektronu, stává se z atomu iont. Představ o struktuře elektronů v obalu je více. Podle kvantové teorie se elektrony vyskytují v různých orbitalech daných elektronovou konfigurací každého elektronu. Jednotlivé orbitaly neurčují přesně polohu elektronu, ale pouze největší pravděpodobnost jeho výskytu a dalšího pohybu. V chemických reakcích se též používá představa o uspořádání elektronů do slupek (opět podle elektronové kofigurace), z nichž se chemické vazby účastní pouze poslední slupka (valenční slupka).

Elektronová konfigurace

Stav elektronu v atomu je popsán elektronovou konfigurací: Hlavní kvantové číslo je určeno energií elektronu, n = 1, 2, ... Vedlejší kvantové číslo je určeno orbitálním momentem hybnosti elektronu, l = 0, 1, ..., n-1 Magnetické kvantové číslo je určeno orbitálním magnetickým momentem hybnosti elektronu, m = -l, ..., -1, 0 ,1, ..., l Spin je určen spinovým momentem hybnosti m_s = +½ nebo -½

Historie elektronu

Elektron jako částice byl objeven J. J. Thomsonem v roce 1897. Do té doby se přenášení elektrického náboje vysvětlovalo pomocí přelévání elektrického fluida. J. J. Thomson prováděl pokus s katodovou trubicí, ve které částice emitované ze žhavícího vlákna procházely elektrickým a magnetickým polem a byly těmito poli vychylovány. Thomson z výchylky určil, že částice dopadající na stínítko mají hmotnost asi 1000krát menší než atom vodíku. Z toho usoudil, že se jedná o částice vyskytující se uvnitř atomů, a nazval je elektrony. Další historie elektronu splývá s objevy dalších subatomárních částic. Postupně se vyvíjely představy o stavbě atomu (model atomu) a tím též o postavení a pohybu elektronů v atomu - od chaotického rozmístění ve zbylé kladné hmotě (pudinkový model, 1897), přes oběhy kolem jádra podobně jako planety kolem Slunce (planetární model, 1911), přes jednoduché kruhové dráhy (Bohrův model, 1913) a složité stáčející se eliptické dráhy (Sommerfeldův model, 1915) až po pravděpodobnostní výskyty v orbitalech (Schrödinger, Max Born, Paul Dirac, 1926). Kategorie: Kvantová fyzika Kategorie: Elektromagnetismus Kategorie:Leptony ja:電子 ko:전자 simple:Electron th:อิเล็กตรอน

Kilogram na metr krychlový

Kilogram na metr krychlový je základní jednotka hustoty. Vyjadřuje hmotnost jednotkového objemu látky, tzn. počet kilogramů připadajících na 1 metr krychlový látky. Značka: kg/m³ Platí přepočetní vztah: 1 kg/m³ = 0,001 g/cm³ = 0,001 kg/l (tedy obráceně 1 g/cm³ = 1 000 kg/m³) Příklady hustot některých látek:
- vodík - 0,088 kg/m³
- suchý vzduch - 1,29 kg/m³
- pěnový polystyrén - kolem 100 kg/m³
- borové dřevo - 500 kg/m³
- voda - 1 000 kg/m³
- hliník - 2 700 kg/m³
- železo - 7 800 kg/m³
- zlato - 19 300 kg/m³ Category:Soustava SI

Kelvin

Kelvin (značený K) je jednotka teploty, indikující termodynamickou teplotu. Kelvin je jednou ze sedmi základních jednotek soustavy SI, je definován 2 body:
- 0 K je teplota absolutní nuly, tedy naprosto nejnižší teplota, která je fyzikálně definována,
- 273,16 K je teplota trojného bodu vody. Absolutní velikost jednoho stupně v Celsiově i Kelvinově stupnici je stejná – teplotní rozdíl 1 K je roven rozdílu 1 °C. Tuto stupnici měření teplot navrhl skotský matematik a fyzik William Thomson, který byl za své výrazné vědecké úspěchy povýšen do šlechtického stavu a je znám jako lord Kelvin.

Přepočet na jiné stupnice

Celsiova stupnice

K = C + 27315

, :

C = K - 27315

, kde C je teplota ve stupních Celsia, K je teplota v kelvinech.

Fahrenheitova stupnice

K = \frac

, :

F = \frac - 45967

, kde F je teplota ve stupních Fahrenheita, K je teplota v kelvinech.

Réaumurova stupnice

K = \frac \cdot R + 27315

, :

R = \frac \cdot K

, kde R je teplota ve stupních Réaumura, K je teplota v kelvinech. Kategorie:Jednotky teploty Kategorie:Soustava SI ja:ケルビン ko:켈빈 simple:Kelvin th:เคลวิน

Teplota tání

Teplota tání je teplota, při níž krystalická pevná látka přechází ze skupenství pevného do skupenství kapalného. U amorfních látek (sklo, parafín) nelze tuto hranici určit přesně. Značka: t_t

Podívejte se také na

- Teplota varu
- Tání Kategorie:Termodynamika ja:融点 ko:녹는점 th:จุดหลอมเหลว

Kelvin

Přepočet na jiné stupnice

Celsiova stupnice

K = C + 27315

, :

C = K - 27315

, kde C je teplota ve stupních Celsia, K je teplota v kelvinech.

Fahrenheitova stupnice

K = \frac

, :

F = \frac - 45967

, kde F je teplota ve stupních Fahrenheita, K je teplota v kelvinech.

Réaumurova stupnice

K = \frac \cdot R + 27315

, :

R = \frac \cdot K

, kde R je teplota ve stupních Réaumura, K je teplota v kelvinech. Kategorie:Jednotky teploty Kategorie:Soustava SI ja:ケルビン ko:켈빈 simple:Kelvin th:เคลวิน

Teplota varu

Teplota varu je teplota, při níž kapalina vře.
Fyzikální definice: bod varu je teplota při které se právě vyrovná tlak par kapaliny s tlakem okolního plynu. Značka: t_v Přehled teplot varu: (za normálního tlaku)
voda 100 °C
etanol 78,3 °C
vodík -253 °C
vzduch -193 °C
rtuť 357 °C
železo 2 750 °C
hliník 2 470 °C

Podívejte se také na

- Teplota tání
- Var Kategorie:Termodynamika ja:沸点 ko:끓는점 th:จุดเดือด

Mohsova stupnice tvrdosti

Mohsova stupnice tvrdosti vyjadřuje schopnost jednoho materiálu rýpat do druhého. Byla vytvořena německým mineralogem Friedrichem Mohsem.

Tvrdost	Minerál	Absolutní tvrdost
1	Mastek (Mg₃Si₄O₁₀(OH)₂)	1
2	Sůl kamenná (NaCl) nebo Sádra (CaSO₄·2H₂O)	3
3	Kalcit - Vápenec (CaCO₃)	9
4	Fluorit (kazivec) (CaF₂)	21
5	Apatit (Ca₅(PO₄)₃(OH-,Cl-,F-))	48
6	Orthoklas - Živec (KAlSi₃O₈)	72
7	Křemen (SiO₂)	100
8	Topaz (Al₂SiO₄(OH-,F-)₂)	200
9	Korund (Al₂O₃)	400
10	Diamant (C)	1500

Kategorie:Mineralogie ja:モース硬度

Maria Langhammer

Maria Langhammer även Ia Langhammer, född 13 augusti 1962, svensk skådespelare och sångerska inom blues, soul och country. Langhammer studerade vid Teaterhögskolan i Stockholm, efter avslutade studier 1989 har hon varit engagerad vid Stadra Sommarscen, Riksteatern, Norrbottensteatern, Brunnsgatan 4, Dramaten och Radioteatern. 1998 fick hon en Guldbagge för rollen som Berit i Hela härligheten.

Filmografi

- 2003 - Tur & retur
- 2001 - Jordgubbar med riktig mjölk
- 2000 - Livet är en schlager
- 2000 - Låt stå! (TV-serie)
- 2000 - Systrar
- 1999 - Hälsoresan - En smal film av stor vikt
- 1998 - Hela härligheten
- 1993 - Härifrån till Kim Langhammer, Maria Langhammer, Maria

hotel madrid sylwester w g�rach Varsavia appartamenti metal dieta

:: RELATED NEWS ::

Simon of Sudbury
Simon Theobald a.k.a "Simon of Sudbury" (d. June 14, 1381) was an Archbishop of Canterbury (1375 - 1381). He was born at Sudbury in Suffolk, studied at the University of Paris, and became one of the chaplains of

Simon Theobald
Simon Theobald a.k.a "Simon of Sudbury" (d. June 14, 1381) was an Archbishop of Canterbury (1375 - 1381). He was born at Sudbury in Suffolk, studied at the University of Paris, and became one of the chaplains of

Thomas J. Hicks
Thomas J. Hicks (January 7, 1875 – December 2, 1963) was an American track and field athlete, winner of the Olympic marathon in 1904. Hicks, a brass worker from Read More...

Simon Tybald
Simon Theobald a.k.a "Simon of Sudbury" (d. June 14, 1381) was an Archbishop of Canterbury (1375 - 1381). He was born at Sudbury in Suffolk, studied at the University of Paris, and became one of the chaplains of

Switzerland in the Eurovision Song Contest
Switzerland has participated in the Eurovision Song Contest every year since it began, except 1995, 1999, 2001, and 2003. Switzerland took first place at the first Eurovision Song Contest in 1956, and again in 1988. Although most of the

Philippe Sudre
Philippe Sudré Dartiguenave (1863 - 1926) was a Haitian general and political figure. He served as the president of Haiti between 12 August 1915 and 15 May

Philippe Dartiguenave
Philippe Sudré Dartiguenave (1863 - 1926) was a Haitian general and political figure. He served as the president of Haiti between 12 August 1915 and 15 May

Philippe S. Dartiguenave
Philippe Sudré Dartiguenave (1863 - 1926) was a Haitian general and political figure. He served as the president of Haiti between 12 August 1915 and 15 May

Philippe Sudré Dartiguenave
Philippe Sudré Dartiguenave (1863 - 1926) was a Haitian general and political figure. He served as the president of Haiti between 12 August 1915 and 15 May