Att döda bakterier - kan Klorin & Javex va´ nå´t?

Tillhör kategori: jämvikt, syror och baser, vardagens kemi

Författare: Stina Karlsson

Introduktion Riktlinjer Säkerhet Materiel Förarbete Utförande Förklaring Kemisk bakgrund Fördjupning Litteratur Fler experiment

Att döda bakterier - kan Klorin & Javex va´ nå´t?

Frätande Irriterande Använd skyddsglasögon 

Tid för förberedelse: 20 minuter

Tid för genomförande: 80 minuter

Antal tillfällen: 1

Säkerhetsfaktor: Utföres med normal varsamhet

Svårighetsgrad: Avancerat

Introduktion

Du får undersöka hur de två rengöringsmedlen Klorin respektive Javex fungerar och hur deras desinficerande förmåga påverkar levande celler. Är de lika effektiva trots att de inte innehåller samma verksamma substans?

Riktlinjer

Laborationen genomförs som ett elevförsök, eventuellt som ett grupprojekt under en längre tid kombinerat med en analys av de båda rengöringsmedlens påverkan på miljön.

Säkerhet

Koncentrerade lösningar av väteperoxid är frätande. Javex och andra hushållsprodukter med låg väteperoxidhalt kan vara irriterande. Även natriumhypoklorit, den aktiva substansen i Klorin, är frätande, och kan ge upphov till retande gaser om det blandas med rengöringsmedel som innehåller ammoniak eller syror. Vid höga koncentrationer är det lämpligt att använda gummihandskar. [1]

De små mängder Klorin och Javex som används i experimentet kan hällas ut i slasken. Klorin bryts ned till vanligt koksalt (natriumklorid), vatten och syre. Väteperoxiden i Javex bryts ned till vatten och syre och de rengörande tensiderna är biologiskt nedbrytbara.

Materiel

Förarbete

Beredning av lösningar

LösningBeredning
natriumvätekarbonat 0,1 mol/dm3Lös 8,4 g NaHCO3 i 1 liter destillerat vatten.
neutralrött 0,02%Lös 20 mg neutralrött i 100 ml destillerat vatten.
KlorinEnligt anvisningar på flaskan, exempelvis 1 dl Klorin till 3 liter vatten.
JavexEnligt anvisningar på flaskan, 1 dl Javex till 1 liter varmt vatten (Javex fungerar bäst i varmt vatten, 40-60 grader).

pH-metern

Man kan även förbereda genom att kalibrera pH-metern, om man inte vill överlåta det till eleverna.

Utförande

pH-meter
Bild: © Svante Åberg
  1. Mät upp ca 100 ml 0,1 mol/dm3 natriumvätekarbonatlösning i en 250 ml bägare. Tillsätt 5 ml 0,02% neutralröttlösning och rör om. Notera lösningens färg. Vad kan du säga om lösningens pH?
  2. Kontrollera lösningens pH genom att mäta lösningens pH-värde med pH-meter.
  3. Numrera tre 100 ml E-kolvar, och häll upp ca 20 ml av den färgade lösningen i vardera kolven.
  4. Slamma upp ca 10 g färsk jäst (levande celler) i 20 ml natriumvätekarbonatlösning i en bägare.
  5. Tillsätt 2 ml (ungefär vad som ryms i ett dropprör) av jästsuspensionen till varje kolv. Vad händer? Notera resultatet.
  6. Vilket pH tror du nu de olika E-kolvarna har? Kontrollera genom att mäta lösningens pH-värde med pH-meter.
  7. Fyll ett centrifugrör med den färgade jästsuspensionen, och centrifugera på 3000 varv/minut i 2 minuter. Vad kan du dra för slutsatser av detta?
  8. Tillsätt Klorinlösning droppvis till kolv 2, och rör om under tiden. Iaktta vad som händer.
  9. Tillsätt Javexlösning droppvis till kolv 3, och rör om under tiden. Iaktta vad som händer. Kolv 1 används som referenslösning, dvs som jämförelse.
kolv 1-3
Bild: © Svante Åberg

Variation

Laborationen kan även användas för att undersöka cellmembraner och cellmembraners permeabilitet. Här används en suspension av vetemjöl som referens för att se hur döda celler uppför sig.

(Observation och tolkning av observation)

Förklaring

Neutralrött fungerar som en pH-indikator med omslagsintervall mellan pH-värdena 6,8 och 8,0. Neutralrött är i syraform rödfärgat med laddade molekyler som inte tar sig genom cellmembranen in i cellerna. I basform däremot är indikatorn gulorange med oladdade, neutrala molekyler som kan ta sig in i cellerna.

När neutralrött går in i jästcellerna övergår den till sin rödfärgade syraform eftersom det är lite surt inuti cellerna. Vätekarbonatjonerna kan dock inte gå in i cellerna eftersom den är laddad (HCO3-).

R-NH3+ R-NH2 + H+
syraformen av
neutralrött
basformen av
neutralrött
vätejoner

När man centrifugerar den rödfärgade jästsuspensionen ser man att det verkligen är jästcellerna som färgats röda av indikatorn, medan lösningen fortfarande är gulfärgad på grund av de svagt basiska vätekarbonatjonerna.

Vid tillsats av Klorin lyseras cellerna. Deras kraftigt oxiderande effekt bryter ned cellmembranen genom att proteiner i mikroorganismernas struktur denatureras [8]. Cellinnehållet blandas då med den omgivande basiska lösningen, vilket gör innehållet i E-kolven gulfärgat igen. Javex är dock något svagare som desinfektionsmedel och man måste därför tillsätta mer Javex-lösning för att få samma resultat som med Klorin. Det är också den oxiderande förmågan som bryter ner organiska färgämnen vilket ger en fläckborttagande effekt.

Färgerna i bakteriesuspensionen
Foto: © Patrik Jansson

Kemisk bakgrund

Vy för utskrift av kemisk bakgrund och fördjupning

Desinfektion

Med desinfektion menar man "oskadliggörande eller bortskaffande av sjukdomsframkallande mikroorganismer i sådan utsträckning att de behandlade föremålen inte sprider smitta". Det innebär alltså att ett föremål som desinficerats inte alls behöver vara helt fritt från mikroorganismer, vilket är fallet vid sterilisering. De smittämnen som man oskadliggör vid desinfektion är exempelvis bakterier, virus och sjukdomsalstrande mikroskopiska svampar.

De vanligaste desinfektionsmetoderna är värmebehandling och behandling med kemiska medel. Vilken metod man väljer beror på vad som ska desinficeras och vilka smittämnen som är aktuella. [6]

Värmedesinfektion

Vid pastörisering av mjölk eller andra födoämnen används temperaturer mellan 70 °C och 80 °C som dödar de smittämnen som kan finnas här. Kokning dödar alla vegetativa former av bakterier, liksom virus och svampar. Denna breda verkan gör att uppvärmning oftast är att föredra framför desinfektionsmedel. Bakteriesporer kan dock överleva kokning, en unik egenskap bland levande organismer. [6]

Kemisk desinfektion

Det finns inget desinfektionsmedel som är användbart för alla ändamål. De flesta desinfektionsmedel är giftiga eller har andra nackdelar som begränsar användbarheten. Dessutom kan medel som är verksamma mot en grupp av mikroorganismer vara helt overksamma mot andra, exempelvis kan substanser som är verksamma mot tarmbakterier ha näst intill obetydlig verkan på tuberkelbaciller. Det finns ett antal olika typer av desinfektionsmedel. Halogener (till exempel klorföreningar) och andra oxiderande medel bedöms ha mycket god verkan på bakterier och god verkan på tuberkelbaciller och virus. 1801 började man använda klor för desinfektion och vattenbehandling, vilket blev medicinskt betydelsefullt bland annat vid bekämpningen av koleraepidemin i Europa på 1830-talet. [6], [7]

Klorin och Javex som konsumentprodukter

Klorin och Javex är två produkter som enligt tillverkaren, Colgate, hjälper till att hålla hygieniskt rent i hushållet, och fritt från bakterier och mögel. Klorin innehåller natriumhypoklorit, NaClO, vilket tar bort bakterier, virus, svampar och sporer, till och med sådana sporer som är mycket resistenta och klarar kokande vatten!. Javex innehåller väteperoxid, H2O2, effektivt mot bakterier, och tensider, som tar bort fett och smuts [3]. Både natriumhypoklorit och väteperoxid är starka oxidationsmedel. Javex har dock inte lika kraftig desinficerande effekt som Klorin, för att få samma effekt krävs ungefär 10 gånger högre dos av en väteperoxidbaserad produkt jämfört med en natriumhypokloritbaserad produkt [8]. Klorin är inte nyttigt för miljön och bör därför användas sparsamt. I reningsverken kan det klor som finns i Klorin bilda miljögifter.

Natriumhypoklorit

Natriumhypoklorit, NaClO, är ett ämne som även används för desinfektion av bad- och dricksvatten [4]. Det bildas när klorgas får reagera med natriumhydroxid, till exempel vid kloralkalielektrolys, där klor och natriumhydroxid bildas i rätt proportioner:

Cl2(g) + 2 NaOH(s) ClO- + Cl- + 2 Na+ + H2O
klorgas natriumhydroxid hypokloritjon kloridjon natriumjoner vatten

Vid kontakt med syror reagerar hypokloritjonerna och kloridjonerna och bildar klorgas:

ClO- + Cl- + 2 H+ Cl2(g) + H2O
hypokloritjon kloridjon vätejoner klorgas vatten

Väteperoxid

Väteperoxid, H2O2, är vid rumstemperatur en tämligen lättflytande, färglös vätska. Den löser sig i vatten i alla halter och fungerar i lösningarna som en mycket svag syra, dock något starkare än vatten. Väteperoxid är en mycket instabil förening. Detta beror på att den kan fungera både som ett oxidationsmedel:

H2O2 + 2 H+ + 2 e- 2 H2O
väteperoxid vätejoner elektroner vatten

och som ett relativt svagt reduktionsmedel:

H2O2 O2 + 2 H+ + 2 e-
väteperoxid syre vätejoner elektroner

Detta gör att en väteperoxidmolekyl kan oxidera en annan väteperoxidmolekyl enligt formeln:

H2O2 H2O + O2 ΔG = -125 kJ, ΔH = -96 kJ (vid 25 °C)
väteperoxid vatten syre

Väteperoxidens instabilitet framgår av det starkt negativa ΔG-värdet. I ren form eller i ren vattenlösning och vid rumstemperatur sönderfaller den dock mycket långsamt. Vid tillsats av ämnen som kan fungera som katalysatorer (framför allt många övergångsmetaller och deras föreningar, liksom en del enzymer) kan ett mycket snabbt och häftigt sönderfall ske.

I större skala säljs väteperoxid oftast som 30%-ig vattenlösning, men ökade krav på högre koncentrationer har gjort att man allt oftare tillverkar lösningar med upp till 90% väteperoxid. Dessa måste hanteras mycket försiktigt på grund av risken för våldsam sönderdelning.

Väteperoxid används bland annat till blekning (av textilfibrer till exempel), som oxidationsmedel på laboratorier, som antiseptikum och för att oskadliggöra klor:

H2O2 + Cl2 HCl + O2
väteperoxid klor väteklorid syre

Väteperoxid har även fått stor användning för oxidation av flytande bränslen, både i raketer och u-båtsmotorer. Dessutom har sönderfallsreaktionen utnyttjats för att med hjälp av katalysatorer ge en gasblandning med högt tryck som kan användas för exempelvis turbindrift. Den militära betydelsen av dessa metoder har gjort att väteperoxidproduktionen ökat enormt efter andra världskriget. [2]

Fördjupning

pH-begreppet


pH-värden för några vanliga ämnen.
"pH scale" av OpenStax College" (CC BY 3.0)

pH är ett mått på surhetsgraden i en vattenlösning. Det som gör vattnet surt är vätejoner, H+. Vätejoner kommer från syror, såsom ättiksyra, svavelsyra eller kolsyra, men jonerna bildas inte förrän syran löser sig i vatten.

pH är definierat bara i vattenlösningar. Man kan alltså inte ange pH för till exempel en etanollösning, även om syran kan lösa sig i etanolen och avge vätejoner på liknande sätt som i vatten.

pH i vardagen

Det är vätejonerna som ger de sura egenskaperna hos lösningen. Till exempel är vätejoner frätande på många ämnen. Vätejonerna ger också en syrlig smak. Faktiskt är mycket av det vi äter mer eller mindre surt. Frukter innehåller fruktsyror av olika slag. Filmjölk innehåller mjölksyra och läsk innehåller kolsyra. Den syrliga smaken är faktiskt uppfriskande.

Vattenlösningar med högt pH innehåller väldigt lite vätejoner. De är basiska. Basiska livsmedel finns nästan inte. Undantag kan vara svagt basiska kakor bakade med bikarbonat eller lutfisk där det finns små rester av luten. Däremot är många rengöringsmedel starkt basiska. I basiska lösningar är halten vätejoner väldigt låg. I stället finns det gott om hydroxidjoner, OH.

pH-skalan

pH-skalan går från cirka pH 0 för starkt sura lösningar via pH 7 för en neutral lösning till cirka pH 14 för mycket basiska lösningar.

Vätejonerna (H+) står i jämvikt med hydroxidjonerna (OH) i vattenlösningen. Vätejoner och hydroxidjoner är som vågskålarna i en balansvåg. När det finns mycket av den ena finns det lite av den andra, och vice versa. Det väger jämnt vid pH 7, när vattnet är neutralt. Så är fallet i alldeles rent vatten.

pH-skalans koppling till koncentrationen av vätejoner

Halten av vätejoner kan variera mycket. I mycket sura lösningar är halten i storleksordningen 1 mol/dm3. I mycket basiska lösningar är halten väldigt låg, ned till cirka 0,00000000000001 mol/dm3. I en neutral vattenlösning är halten 0,0000001 mol/dm3.

För att slippa skriva så många siffror, så kan man uttrycka halterna med hjälp av 10-potenser. Då blir det på följande sätt:

lösning[H+] på vanligt sätt[H+] med 10-potenserpH
mycket sur1 mol/dm3100 mol/dm3 0
neutral0,0000001 mol/dm310–7 mol/dm37
mycket basisk0,00000000000001 mol/dm310–14 mol/dm314

Man använder hakparenteser för att ange att det handlar om koncentrationen av något. Koncentrationen av vätejoner betecknas då [H+].

Genom att definiera pH som exponentens värde med motsatt tecken, så kan vi hantera halter från suraste lösningen till den mest basiska utan att skriva så många siffror. I tabellen finns pH-värdet i kolumnen längst till höger.

När man skriver 10-potenser är exponenten ett mått på storleksordningen hos vätejonhalten. Varje minskning av pH med ett steg motsvarar en multiplikation av vätejonkoncentrationen med faktorn 10, och ökning av pH motsvarar en division av vätejonkoncentrationen med faktorn 10. Att låga pH ger hög halt av vätejoner beror på att man bytt tecken när man definierat pH.

På motsvarande sätt motsvarar 2 steg faktorn 100, 3 steg faktor 1000, och så vidare.

Beräkningar med pH och [H+]

Man får man pH-värdet ur vätejonkoncentrationen med följande formel:
pH = –log [H+]

Omvänt beräknar man vätejonkoncentrationen ur pH-värdet med följande formel:
[H+] = 10–pH

Formell definition av pH


Moln av motjoner bildas kring enskilda joner i lösningen.
"Ionenverteilung inLoesung" av Daniele Pugliesi" (CC BY 3.0)

I praktiken använder man koncentrationer av ämnen i lösningar när man räknar på kemiska jämvikter. Koncentrationen av vätejoner, [H+], stämmer väl med hur stor effekt vätejonerna har kemiskt när de deltar i kemiska reaktioner om lösningen är relativt utspädd. Men om koncentrationen är högre än cirka 0,1 mol/dm3, så börjar man se tydliga avvikelser mellan den faktiska kemiska effekten och den man förväntar sig utifrån koncentrationen.

Orsaken till att kemisk effekt och koncentration inte längre är proportionella vid höga koncentrationer är att det bildas moln av motjoner kring vätejonerna som påverkar deras möjlighet att delta i kemiska reaktioner. Detta beskrivs av Debye–Hückel i deras teori. De kom fram till en korrektionsfaktor som kallas aktivitetskoefficient.

Vätejonens kemiska aktivitet, som betecknas {H+}, får man genom att multiplicera jonkoncentrationen [H+] med aktivitetskoefficienten γ.


Aktivitetskoefficienten γ för lösningar med olika jonstyrkor.
"Debye-Hückel equation" av V8rik" (CC BY 3.0)

Vid låga koncentrationer är aktivitetskoefficienten γ = 1, men vid högre koncentrationer tenderar γ att vara mindre än 1.

Debye–Hückels teori för aktivitetskoefficienten γ bygger på lösningens jonstyrka. Om lösningen bara innehåller envärda joner, så är jonstyrkan lika med koncentrationen av saltet. Men om lösningen innehåller 2-värda, eller till och med 3-värda joner, så blir jonstyrkan betydligt högre. Då sjunker aktivitetskoefficienten betydligt mera.

Den formella definitionen av pH bygger på vätejonens aktivitet:
pH = –log {H+}, där {H+} = γ [H+]

Omvänt får man:
{H+} = 10–pH

Natriumvätekarbonat

Natriumvätekarbonat kallas också natriumbikarbonat, eller helt enkelt bikarbonat.

Vätekarbonatet i jämvikt med koldioxid och karbonater finns överallt i naturen

Vätekarbonat finns nästan överallt i naturen eftersom det är nära kopplat till koldioxid, som ju finns i atmosfären. Koldioxiden löser sig i vatten och bildar då kolsyra. Kolsyran står sedan i syra-basjämvikt med vätekarbonat.

Vätekarbonatet ingår i kolets kretslopp på grund av jämvikten med kolsyra. Vid matsmältningen bryts maten ned till bland annat koldioxid och vatten. Koldioxiden förs bort med blodet till lungorna. Vi andas sedan ut koldioxiden.

Växterna gör tvärtom. De tar upp koldioxid via sina klyvöppningar och koldioxiden löser sig i cellvätskorna. Där står koldioxiden också i jämvikt med vätekarbonat. I fotosyntesen binds koldioxiden/vätekarbonatet och tillsammans med vatten och solenergi bildas sockerarter som bygger upp växterna.

Kalksten är en bergart av mineralen kalciumkarbonat. Kalciumkarbonat är svårlöslig, men kan reagera med surt vatten. Surt regn får kalkstenen att lösas upp. Då bildas vätekarbonat. I havet finns stora mängder koksalt, som ju innehåller natriumjoner. Man kan därför säga att upplöst kalksten som hamnar i havet finns där i form av natriumvätekarbonat.

Vätekarbonat bildar koldioxid tillsammans med syra

Om man har karbonat i någon form, vare sig det är vätekarbonat eller karbonat, så får man koldioxidutveckling om man tillsätter syra. Följande reaktion sker:

H+ + HCO3 → H2CO3(aq) → CO2(g) + H2O(l)

från vätekarbonat, respektive

2 H+ + CO32– → H2CO3(aq) → CO2(g) + H2O(l)

från karbonat.

Detta är ett sätt att testa om ett salt innehåller vätekarbonat eller karbonat.

Vätekarbonat sönderfaller vid 200 C

Förutom att reaktionen med syra kan ge koldioxidutveckling, så kan även vätekarbonat sönderdelas av hög värme. Vid temperaturer över 200 C sker följande:

2 NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)

Man får även här koldioxidutveckling. Eftersom natriumkarbonat är ett stabilt ämne, så avges bara en koldioxid av två molekyler vätekarbonat.

Men om temperaturen skulle vara så hög som över 850 C, så fortsätter sönderfallet till natriumoxid, det vill säga även den andra koldioxiden avges:

Na2CO3 → Na2O(s) + CO2(g)

Bikarbonat används vid bakning

Bikarbonat (= natriumvätekarbonat) används som hävningsmedel vid bakning. Bikarbonat ingår också i bakpulver tillsammans med sura ämnen som kan få vätekarbonatet att avge koldioxid. Det är koldioxidgasen som får bakverket att bli poröst.

I recept där bikarbonat används behövs något surt som gör att vätekarbonatet kan bilda koldioxid, till exempel fil. Restprodukten natriumkarbonat är också lite bitter och tvålaktig i smaken. Därför behövs sura ingredienser i bakverket.

Övrig användning av vätekarbonat

Natriumvätekarbonat finns i brustabletter, oftast tillsammans med citronsyra. När tabletten läggs i vatten löses vätekarbonat och syra upp, så att de kan komma i kontakt med varandra och reagera. Resultatet blir kraftig koldioxidutveckling.

En bisarr och rätt grym metod att bli kvitt kackerlackor är att mata dem med bikarbonat. I kackerlackans mage utvecklas koldioxid som får insekten att svälla upp och spricka.

Natriumvätekarbonat sägs också kunna används för att bekämpa svamptillväxt.

Allmänt gäller att ämnen som används för rengöring av icke-feta fläckar är basiska. Även natriumvätekarbonat kan användas för fläckborttagning, till exempel av rostfläckar.

Salt med både sura och basiska egenskaper

Natriumvätekarbonat är ett salt med övervägande basiska egenskaper. Saltet är amfotert, dvs. kan fungera både som syra och som bas. Vätekarbonatet fungerar som bas genom att ta upp en vätejon kring pH 6,35 övergår då till kolsyra. Det kan också fungera som syra genom att avge en vätejon kring pH 10,33 och övergå till karbonat.

kolsyra pKa1,app = 6,35 vätekarbonat pKa2 = 10,33 karbonat
H2CO3(aq) H+ + HCO3 2 H+ + CO32–

Notera: Värdet pKa1,app =6,35 ovan är ett apparent pKa-värde för kolsyra som egentligen avser summan av kolsyra H2CO3(aq) och löst koldioxid CO2(aq) i jämvikt med varandra i lösningen. Mängden löst koldioxid är betydligt större än den faktiska mängden kolsyra.

Syra-basegenskaperna gör vätekarbonat till en pH-buffert

En pH-buffert fungerar så att den förbrukar tillsatt syra eller bas och stabiliserar på så vis pH-värdet. Syra-basreaktionerna för vätekarbonatet sker kring pKa-värdena pH 6,35±1 och pH 10,33±1. Det är kring dessa värden som den buffrande förmågan finns.

Vätekarbonat finns till exempel i blodet, där pH ligger mellan 7,35 och 7,45, det vill säga aningen åt det basiska hållet. Vid pH 7,4 är jämvikten 92 % vätekarbonat och 8 % kolsyra (och 0 % karbonat).

Vätekarbonat buffrar också naturliga vatten. Koldioxid som finns i atmosfären och som bildas vid nedbrytning av organiskt material kan lösa sig i vattnet. Kolsyran står då i kemisk jämvikt med vätekarbonat. Dessutom finns mineraler som är karbonater, främst kalksten. Kalkstenen kan lösas upp av syror och bilda vätekarbonat. Allt detta tillsammans ger an blandning av kolsyra, vätekarbonat och karbonat där vätekarbonatet är den viktigaste lösta jonen som buffrar pH.

Vätekarbonat finns i tabletter mot sur mage. Den pH-buffrande förmågan gör att en alltför sur mage motverkas.

Man använder också vätekarbonat i pH-buffertar på kemilab. Då används den oftast tillsammans med andra amfotera salter för att utöka den buffrande förmågan över ett större pH-intervall, inte bara kring pH 6,35 och 10,33.

Litteratur

  1. Hägg, G. (1989). Allmän och oorganisk kemi. (9. uppl.) Stockholm: Almqvist & Wiksell.
  2. Giftinformationscentralen,
    http://www.giftinformation.se/ (2016-04-14)
  3. Blekning och desinfektion, Colgate
    http://www.colgate.se/products/householdcare/tip_02.shtml (2016-12-05)

Fler experiment


jämvikt
Anden i flaskan
Avdunstning och temperatur
Bestämning av antalet kristallvatten i kopparsulfat
Brus-raketen
Den frysande bägaren
Den omöjliga tvålen - den är preparerad!
Flaskor mun mot mun
Framställ väldoftande luktämnen
Fryspunktsnedsättning
Färgämnen i M&M
Försvinnande bläck
Gasvolym och temperatur
Gummi och lösningsmedel
Gör kopparslanten skinande ren - med komplexkemi
Hockey-visir
Hur fungerar en torrboll?
Hur smakar salmiak?
Innehåller koksaltet jod?
Kemi i en brustablett
Kemi i en plastpåse
Kemisk jämvikt hos ett osynligt bläck
Kemiskt snöfall
Koka vatten i en spruta
Kondomen i flaskan
Kristallodling
Kristallvatten i kopparsulfat
Luftfuktighet och rostbildning
Löslighet och pH - En extraktion
Maskrosen som krullar sig
Massverkans lag och trijodidjämvikten
Molnet i flaskan
När flyter potatisen?
Osmos i potatis
pH i kokt mineralvatten
pH-förändringar vid fotosyntes
Principen för dynamisk jämvikt
Reaktionshastighet med permanganat
Saltat islyft
Superabsorbenter i blöjor
Utfällning av aluminium
Utsaltning av alkohol i vatten
Varför äter vi Samarin?
Åka hiss
Ägget i flaskan
Älskling, jag krympte ballongen

syror och baser
Badbomber
Brus-raketen
Den tunga koldioxiden
En märklig planta
Flaskor mun mot mun
Försvinnande bläck
Göra lim av kasein
Höna med gummiben?
Indikatorpärlor
Kemi i en plastpåse
Kemiskt snöfall
Löslighet och pH - En extraktion
Mentos-pastiller i kolsyrad läsk
Modellmassa av mjölk
Osmos i ett ägg
Pelargonens färg
pH i kokt mineralvatten
pH-förändringar vid fotosyntes
Regnbågens färger med Rödkåls-indikator
Saltkristaller av en aluminiumburk
Surt regn
Syror och baser i konsumentprodukter
Tag bort rostfläcken med det ämne som gör rabarber sura
Utfällning av aluminium
Utsaltning av alkohol i vatten
Varför svider det i ögonen när man skalar lök?
Varför äter vi Samarin?
Växtfärga med rödbetor enligt receptet från Västerbotten
Älskling, jag krympte ballongen

vardagens kemi
Bestäm CMC för diskmedel
Blev disken ren?
Coca-Cola vs Coca-Cola light
Den bästa bulldegen
Den omöjliga tvålen - den är preparerad!
Diska med äggula
Eld - varför brinner det?
Eldprovet
Enzymaktivitet i ananas
Enzymer i Tvättmedel
Ett gammalt tvättmedel, del 1: Salt ur björkaska
Ett gammalt tvättmedel, del 2: Tvål ur saltet
Ett målande experiment - att rengöra en målarpensel
Falu rödfärgspigment ur järnvitriol
Framställ en detergent
Framställ låglaktosmjölk
Fruktköttet får solbränna
Färga ullgarn med svampar
Färgämnen i M&M
Gore-Tex, materialet som andas
Gör din egen limfärg
Gör din egen tandkräm
Gör ditt eget läppcerat
Gör hårt vatten mjukt
Göra lim av kasein
Hockey-visir
Hur fungerar en torrboll?
Hur gör man kakan porös?
Hur moget är äpplet?
Hur smakar salmiak?
Håller bubblan?
Karbidlampan
Kemi i en brustablett
Kemisk vattenrening
Majonnäs - en emulsion
Maskrosen som krullar sig
Modellmassa av mjölk
Myggmedel - hur funkar det?
Målarfärgens vattengenomsläpplighet
När flyter potatisen?
Olja som lösningsmedel
Optiska Vitmedel
Osmos i ett ägg
Osynlig gas
Pektin och marmeladkokning
Pelargonens färg
Permanenta håret
Pulversläckare
Rengöra silver
Rostbildning och rostskydd
Skär sig majonnäsen?
Smältpunkten för legeringen lödtenn
Snöflingeskådning
Superabsorbenter i blöjor
Surt regn
Syror och baser i konsumentprodukter
Såpbubblor
Tillverka din egen deodorant
Tillverka din egen glidvalla
Tillverka din egen tvål, del 1: Själva tvålen
Tillverka din egen tvål, del 2: Parfymera och färga tvålen
Tillverka ditt eget läppstift
Tillverka Falu rödfärg enligt gammalt recept
Tillverka papperslim
Tillverka rengöringskräm
Tvätta i hårt vatten
Utfällning av aluminium
Utvinna järn ur järnberikade flingor
Vad händer då något brinner?
Vad händer när degen jäser?
Vad innehåller mjölk?
Vad är det i saltet som smakar salt?
Vad är skillnaden mellan maskin- och handdiskmedel?
Varför färgas textiler olika?
Varför kan man steka i smör och olja men inte i lättprodukter?
Varför mörknar en banans skal?
Varför rostar järn och hur kan man förhindra det?
Varför slipper bilen varma yllekläder på vintern?
Varför svider det i ögonen när man skalar lök?
Varför äter vi Samarin?
Vattenrening
Visa ytspänning med kanel
Vispa grädde
Växtfärga med rödbetor enligt receptet från Västerbotten
Ägget i flaskan
Ärg på en kopparslant
Äta frusen potatis