Karbon1

KARBON

C, atomnr. 6, molvekt 12,011 g, elektronkonfigurasjon: (He)+2s2-2p2, grafitt sublimerer ved 3367 °C (må ha over hundre atmosfærers trykk for å kunne smelte), diamant smelter ved ca. 3550 °C, som er rekord for grunnstoffer, og koker ved 4827 °C, tetthet grafitt 2,25 g/cm³(20 °C), diamant 3,514 g/cm³ (20 °C). Amorft karbon ca. 1,9 g/cm³. Grafitt har vanligvis en ganske god varmeledningsevne på mellom 0,8 og 2,2 W/cm/K ved romtemperatur, avhengig av retning (på langs eller tvers av strukturskiktene) og fremstillingsmåten. Til sammenlikning har aluminium 2,37 W/cm/K og jern 0,804. Amorft karbon (sot) har derimot en meget dårlig varmeledningsevne, mens diamant med 23,2 W/cm/K ved romtemperatur leder varme bedre enn noe annet kjent stoff. Diamant har også den laveste molare entropien, 2,4 J/mol/K av alle grunnstoffer. På tvers av strukturskiktene er grafitt en dårlig elektrisk leder (halvleder) med en resistivitet ved 0 °C på 1375 mikrohm-cm, mens på langs er den 65 mikrohm-cm, og leder altså strøm like godt som de sjeldne jordmetallene. Diamant er derimot en isolator. Karbon har også meget dårlige magnetiske egenskaper og er bare uhyre svakt diamagnetisk med en magnetiserbarhet på -6 cgs-enheter. Av grunnstoffer i fast form er det bare kobber, yttrium og en modifikasjon av arsen som har det verre. De sterkeste synlige spektrallinjene til karbon er i fiolett med 3921 og 4267 Å og i rødt med 6578, men det er noen svakere i grønt på 5145, gult på 5890 og rødt på 6583 og mange sterke på begge sider av det synlige området. Som diamant er karbon det absolutt hardeste av alle grunnstoffer med en Mohs hardhet på 10,0 mens grafitt med hardhet på 0,5 - 1 er et av de bløteste faste stoffene, litt hardere enn voks.

Karbon har (1981) 8 kjente og 4 postulerte isotoper og isomerer, hvorav to, 12 og 13, er stabile og forekommer i naturen sammen med den radioaktive C 14, som dannes ved flere naturlige (og kunstige) kjernekjemiske prosesser. C 14 har en halveringstid på 5730 år, de andre har noen få minutter eller kortere. C 12 danner grunnlaget for den moderne atomvektskalaen, da atomvekten til denne isotopen i 1961 ble definert som 12,0. Tidligere var utgangspunktet naturlig oksygen som ble satt til 16,0. Men da isotopsammensetningen til det naturlige oksygenet kan variere litt, fikk man ikke noen entydig skala når målenøyaktigheten ble stor nok. Derfor bestemte man seg for å gå ut fra en enkelt isotop.

Radioaktiv datering med C 14 er mulig for karbonholdige substanser som er yngre enn ca. 100000 år, og ganske nøyaktig for ting som er 500-25000 år gamle, noe som jo omfatter det meste av arkeologenes virkefelt. Karbon 14 produseres stadig i atmosfæren p.g.a. hurtige nøytroner som dannes når kosmisk stråling smadrer luftatomer. Når slike nøytroner treffer nitrogenkjerner har de nok energi til at det kan bli støtt ut et proton: ¹⁴N + ¹n = ¹⁴C + ¹H. Dette radioaktive karbonet opptas av levende organismer til de dør og omdannes så sakte tilbake til nitrogen med en halveringstid på 5730 år. Den kosmiske strålingen er forholdsvis konstant og C 14-produksjonen varierer forholdsvis lite. De variasjonene som eksisterer kan i noen grad elimineres ved å justere C 14-skalaen i forhold til årringskronologi, årstidssedimenter og andre metoder. I moderne tid har C 14-produksjonen økt som følge av nøytroner fra kjernekraft og prøvesprengninger, noe som også må tas i betraktning. Mye C 14 ble frigjort i atmosfæren da grafittmoderatoren i Tsjernobyl-reaktoren brant. Det var dannet der ved at C 13, som utgjorde 1,11 % av grafitten, opptok nøytroner. Karbon har en meget lav absorpsjonsevne for termiske nøytroner på 0,0034 b, og egner seg derfor glimrende som moderator i atomreaktorer, hvor det er nøytronene som skal gjøre arbeidet. Bare oksygen av alle grunnstoffene ligger lavere.

HISTORIE
Det var en dårlig dag. Det var en dag som egnet seg til å gjemme seg, til å klumpe seg sammen til en bunt av engstelig kjøtt og blod og søke ly og trøst i hverandres varme. Men likevel var han her ute nå, hvorfor han var det visste han vel ikke helt selv. Javel, de hadde sett noen av de store svarte fuglene kretse over noe som det kunne gå an å spise tidlig om morgenen, og han hadde tenkt at hvis han turde gå og hente det ville han gjøre det stort og bli hilst med beundring og takknemlighet av vennene sine, som før. Det hadde sett helt fint ut i været da, men de hadde visst hva som ville komme, han også, det var noe med det tunge og klamme, og med lufta som liksom ikke *ville* ned i lungene.

Nå lå han her ute, med knærne krøllet tett sammen under seg og med armene og hendene hardt klamrende som en spinkel beskyttelse over hodet og ansiktet. For han hadde sett det, det var like innpå ham, stort og nært og farlig, det som hadde vært langt borte og farlig og som de hadde sett så mange ganger på så mange andre dårlige dager som denne. Det hvite, blå lyset, blinket som ble fort borte og den sterke stemmen som kunne rope mer enn noe han visste om og som var sint, sint, sint, sint, sint, sint, sint, sint, sint - og farlig.

Det sluttet plutselig å regne. Snart ble det lysere. Han så opp. Treet - for et grufullt syn! - var omspunnet av gule flammetunger som slikket oppover det og fikk det til å visne og skrumpe inn mens han så på og bli til en svart og død rest av et tre som de hadde sett mange ganger før, et tre som aldri mer ville blomstre. Så tok han hendene og armene vernende over ansiktet igjen, for han kjente at det kom varme, en sviende varme som var sterkere enn noen varme han hadde kjent. Det var stort og lysende gult og varmt, faktisk større og gulere og varmere enn det store lyset som kom når det var dag og som noen ganger ikke kom og som på noen dager var lengre borte enn på andre dager. Han tok hendene bort fra ansiktet igjen. Rynken på pannen hans var dypere.

Like ved ham var et levende tre i ferd med å bli drept av den sinte fra himmelen som kom med flammer, og han satt stivt og sammenkrøket og stille, men han så med åpnede øyne. Han reiste seg, langsomt, og sto på to. Så gikk han et ustødig skritt forover og et til. Han strakte ut hånden. En kvist like foran ham brant lystig med blafrende gule flammer i det saftige løvet. Han strakk ut hånden og brøt den av. Den fortsatte å brenne mens han hadde den i hånden, han tok den andre hånden mot flammene og kjente hvor varme de var og skar redde og spente og frydefulle grimaser. Det sto et annet tre like i nærheten. Han tok kvisten og satte den borttil det treet og det begynte straks å brenne, de gule flammene spredde seg i løvverket og lot etter seg noen svarte, sotete, tørre kvister. Han lo og skrek og hoppet og veivet med den brennende kvisten som han hadde i hånden, for han kunne gjøre et levende tre til en svart og død rest som aldri mer ville blomstre! Så kastet han kvisten ned i det høye gresset.

Over skyene som sakte trakk seg tilbake, over røyken som sto opp fra de brennende trærne, over han som løp i vill panikk hjem til frendene i det trygge lyet og over den rasende gressbrannen som bredte seg som en brølende bøffelflokk utover den vide sletten hang en gul kule og ga lys og varme og liv til alle de små vesnene som holdt på med sine mer eller mindre kloke ting nede på planeten. Atomene i dypet av dens indre var løsgjorte fra elektronene sine, og energitettheten var så stor at de stadig kolliderte og inngikk kjernekjemiske reaksjoner med hverandre. I en kjede av slike reaksjoner drev kjerner med seks positive ladninger med å ta opp fire protoner ett og ett og spalte av heliumkjerner slik at det ble produsert energi nok til å holde kula med lys, varme og indre trykk i alle de årmilliarder den var tilmålt å leve. Og da dagene ble til netter kom det fram stjerner som var fjernere kuler av samme slag og noen av dem var store og varme nok til at tre heliumkjerner med to ladninger hver kunne bli til slike kjerner med seks når de støtte sammen, og etter sine kortere liv støtte de dem ut slik at andre stjerner kunne bruke dem til å lage lys og varme selv om de ikke var så store.

Ja, den hang og hang den der den hang den gule kula, gjennom alle årmilliardene sine, den utvant energi og holdt seg ved like - den levde. Og alle planetene danset i ring rundt sin mor, vår Sol, barn av samme stoff som henne selv.

Årmillionene gikk. Alene roterte den lille planeten rundt i sin bane, som en stein noen har slynget ut i en kastebane uten å sikte mot noe spesielt, den følger den krumme, ballistiske banen sakte dreiende om seg selv, kanskje treffer den en gang noe og blir liggende stille, kanskje ikke. Sol-vinder av ladde partikler og stråling feide inn over de ytre lagene av den tykke atmosfæren til planeten, nede ved overflaten var temperaturen passelig til at H₂O eksisterte i flytende fase og dannet svære sjøer, kraftige stormer kastet veldige brottsjøer over klippene og oppe i skylagene fantes et grunnstoff som kunne knytte stabile kovalente forbindelser med mange andre. Strålingen og de elektriske utladningene i stormene spaltet og sprengte istykker molekyler, det ble dannet reaktive smådeler som forbandt seg med større enheter - straks ble de spaltet igjen, men noen ganger rakk det voldsomme regnet å skylle dem ned i sjøene først. Vannet ble stadig skitnere. Grumsete gjørmebølger slo mot kystene.

Så skjedde noe.

Nede i urhavet skjedde kjemiske og fysiske reaksjoner slik de alltid gjør mellom blandinger av forskjellige stoffer i vannløsning. Det innstilte seg likevekter som forskjøv seg når ting endret seg i omgivelsene. Molekyler forandret seg - det betydde at en enhet av en bestemt substans gikk til grunne mens en ny ble til. Hvert molekyl av de forskjellige substansene eksisterte så og så lenge, og når begivenheter i omgivelsene førte til at aktiveringsenergien for en reaksjon med et av nabomolekylene ble overskredet, gikk de til grunne, de gjorde ikke noe for å forhindre det - hvorfor skulle de det?

Noen av disse molekylene var slik innrettet at de hadde høyere aktiveringsenergi for de vanligste reaksjonene enn de fleste andre, derfor ble det etterhvert flere eksemplarer av disse molekyltypene enn av de andre. Mange av molekyltypene var løselige i vann og svømte enkeltvis rundt i verdenshavet hele sin levetid. Andre var uløselige, de klumpet seg sammen i krystaller eller væskedråper fordi de sparte energi ved at noen av de vannavstøtende sidene lå inntil molekyler av samme slag og slapp å avstøte vann. Noen ganger vokste krystallene eller dråpene seg store og fløt ned eller opp og forsvant fra molekylkretsløpet i havet. Andre ganger vokste de seg ikke så store og ble værende i suspensjon i vannet fordi strømningene og molekylbevegelsene påvirket dem mer enn gravitasjonskreftene.

Så hendte det seg at noen av molekylene ble så store at en del av dem kunne være løselig i vann mens resten ikke var det, og hvis disse molekylene også hadde høy aktiveringsenergi for de vanligste reaksjonene nede i havet, kunne det hope seg opp et betydelig antall av slike molekyler også. De klumpet seg gjerne slik at de vannavstøtende delene søkte sammen mens de vannløselige delene stakk ut mot vannmolekylene. Slike klumper var som regel små og ble nok værende i suspensjon i vannet lenge. Men hva skjedde hvis molekylene var langstrakte, kjedeformet, og bare en ende av kjeden var løselig i vann? Hvis slike molekyler klumpet seg med de vannavstøtende spissene mot hverandre ble det gjerne mye sprik mellom de andre endene slik at det slapp inn vannmolekyler.

En mer stabil struktur er med kjedene parallelle, alle molekyler som er inne i en slik klynge av parallelle kjedemolekyler vil være helt beskyttet mot vann. Bare spissene av molekylet samt de ytterste delene av de ytterste molekylene er i kontakt med vannet. Opprinnelig vil noen av molekylene ligge den ene veien og noen den andre. Men etter hvert som det samles flere molekyler vil de som ligger den ene veien skyves ut fra de som ligger den andre, slik at de blir liggende med de vannavstøtende spissene mot hverandre. I et slikt dobbeltskikt av kjedemolekyler er det bare yttersidene av de ytterste molekylene som ikke er beskyttet mot vannet. Og hvis det er mange nok molekyler kan dobbeltskiktet krumme seg sammen uten at molekylene spriker for mye og danne en kule, slik at de ubeskyttede sidene møtes og bare de vannkjære endene av kjedemolekylene er i kontakt med vann, mens ingen av de vannavstøtende delene er det.

En tilstrekkelig mengde slike molekyler med en vannkjær og en vannavstøtende ende (amfifile molekyler) vil derfor alltid danne slike dobbeltveggede kuler når de kommer i vann, og disse kulene har det fenomenale særtrekket at de har en innside som er avsondret fra omverdenen. Kulene er på det nærmeste vanntette. Bare andre vannavstøtende eller amfifile molekyler kan komme inn i dobbeltveggen, membranen. Hvis de er utsatt for tilstrekkelig mange mekaniske påvirkninger vil kulene dessuten ha en tendens til å være nokså små. Blir de for store, kan de lett bli revet i stykker slik at det dannes to eller flere små kuler av den store, derfor blir de hengende i suspensjon i vannet.

Kulene er svært stabile, og kunne gjerne leve evig hvis det ikke er store krystaller eller dråper av vannavstøtende substanser til stede. De smelter lett sammen til større kuler hvis de tilfeldigvis møtes, men kan rives opp til mindre igjen hvis det er strømninger i vannet eller andre tilfeldige mekaniske påvirkninger. De gjør ikke noe for å beskytte sin individualitet. Molekylbestanddelene av dem tilhører dem ikke mer enn et natrium- eller klorion hører til en bestemt saltkrystall. De går til grunne på en oljedråpe eller vokskrystall fordi molekylene fordeler seg som et belegg med de vannavstøtende spissene inn mot dråpen eller krystallen og de vannkjære ut mot vannet, og de kan også gå til grunne hvis de vokser seg for store uten å bli revet opp av strømninger eller liknende.

Det vannfrie miljøet inne i membranlagene til disse små kulene var nok et fristed for forskjellige substanser som var mer eller mindre uløselige i vann. Her kunne det samle seg alskens olje- eller fettaktige stoffer, og rett som det var forekom det at noen av dem var kjemisk aktive. Under alle de reaksjonene og molekylforvandlingene som skjedde i urhavet ble det omsatt energi. Spontane prosesser i naturen (d.v.s. slike som skjer uten at noen påvirker dem) skjer alltid slik at resultatet har mindre energi enn utgangstilstanden. Det betyr at det alltid frigjøres energi under prosessen, og denne energien påvirker igjen omgivelsene på diverse måter. Både inne i og utenfor alle disse små dobbeltveggede blærene skjedde det stadig forskjellige nye forandringer og reaksjoner som følge av den store eller lille energimengden som ble frigjort ved de foregående reaksjonene, og dagene ble til år, og årene ble til årmillioner, og årmillionene hopet seg opp.

De små boblene vedble å vokse ved at de støtte sammen med andre slike liknende små bobler og ikke sjelden delte de seg på grunn av en eller annen mekanisk påvirkning når de ble for store. I det avsondrede lille rommet i de fleste av dem var det nok ganske kjedsommelig, dødt og stille. Men i noen skjedde forskjellige interessante kjemiske reaksjoner, avhengig av hva slags stoffer som hadde skjult seg i membranene eller som hadde kommet inn i kulen siste gangen den delte seg eller støtte sammen med en annen, og også avhengig av det fysiske og kjemiske miljøet som kulene tilfeldigvis befant seg i for øyeblikket.

Stundom skjedde det at energien som ble frigjort i en slik reaksjon førte til en ny reaksjon eller en hel kjede av reaksjoner. Stundom hendte det at en slik reaksjonskjede og bestanddelene som deltok i den var av slik art at den kunne gjenta seg hvis det kom ny energi inn fra omgivelsene, enten i form av lys eller annen fysisk energi eller i form av en energirik kjemisk substans som kom inn utenfra. Etter noen få gjentakelser var nok syklusen over på grunn av forskjellige tilfeldige forstyrrelser som man alltid må regne med i en komplisert reaksjonsblanding i et energirikt miljø, men hva om reaksjonskjeden og bestanddelene som deltok i den tilfeldigvis en sjelden gang var av slik art at en gren av kjeden beskyttet ett eller stundom flere av leddene i kjeden mot forstyrrelser fra omgivelsene?

En slik kjede kunne nok holde på en stund, og hvis en kjede med molekylforandringer repeteres er det alltid en sjanse for at det kan oppstå flere kopier av de molekylene som deltar i kjeden, dersom råvarene er til stede. Dermed finnes det også en sjanse for at den samme prosessen kan foregå flere steder på en gang, kanskje også i flere bobler, hvis den første boblen har delt seg av en eller annen grunn. Jo bedre beskyttet kjeden er mot forstyrrelser, jo lengre holder den på, og jo større sjanser er det for at akkurat denne kjeden foregår flere steder enn andre prosesser. Energien som frigjøres ved en slik prosess kan ha diverse virkninger på miljøet inne i boblen. Den kan gjerne virke ødeleggende, men bobler som huser ødeleggende prosesser vil raskere gå til grunne enn andre bobler, og derfor bli mindre tallrike.

En gang kan det kanskje oppstå en prosess som binder et energirikt molekyl til membranoverflaten og fører den gjennom membranen slik at det oppstår en mulighet for at det energirike molekylet kan hjelpe til med å føre prosessen videre, eller det kan oppstå en prosess som danner et molekyl som bedre kan absorbere energi i form av lys eller andre ting fra omgivelsene, og derfor i et heldig fall kan hjelpe til med å føre prosessen videre. Hvis det er mye energi tilgjengelig i omgivelsene vil prosessen kunne gå lenge før den stopper eller må ta en pause. Hvis det ikke er så mye, tar det kortere tid før prosessen stopper eller må ta en pause, men hva om prosessen og de molekylbestanddelene som inngår i den tilfeldigvis arter seg slik at de fører til at boblen kommer i bevegelse i forhold til omgivelsene, og dermed kan ankomme til nye områder hvor det er mer energi å leve av?

De fleste av disse små boblene drev nok bare og lå der og lot lyset skinne inn gjennom membranen sin eller forskjellige stoffer tilfeldig drive ut og inn av den, og eventuelle energikrevende ting som foregikk inne i dem stoppet rett og slett hvis de ytre energikildene ble borte. De som kunne bruke noe av den energien de utvant til å binde seg til bestemte energirike molekyler og føre dem inn gjennom membranen eller til å bevege seg og kanskje registrere når de nærmet seg et område hvor det var mer energi å høste, hadde derfor forutsetninger for å oppnå merkbart lengre levetid, og derfor antall, enn de andre. De gjorde noe aktivt for å overleve, de handlet.

En effektiv energiproduserende mekanisme baserer seg på å utnytte den energien som fås ved å addere et vannmolekyl (H-O-H) til en P-O-P-binding i en polyfosforsyrekjede slik at den spaltes til P-O-H + H-O-P (d.v.s. hydrolyseres) og et fosforsyremolekyl blir frigjort. For å oppnå en stadig tilgang til energi må denne prosessen altså gjentas flere ganger, og det kan gjøres ved å hente inn polyfosforsyrekjeder fra omgivelsene eller ved å hente inn andre forbindelser som kan brukes til å frigjøre den energien som trengs til å sette sammen en fosforsyrekjede igjen slik at energien i P-O-P-bindingene siden kan utnyttes ved avspalting. En fosfatkjede, som er vannløselig, kan ikke komme seg inn gjennom en vannavstøtende dobbeltmembran alene, men hvis den er bundet til en langkjedet upolar karbonforbindelse er det ikke noe problem. Fosfolipider er et eksempel på slike forbindelser, som ikke bare inneholder en fosfatenhet, men som også er hovedbestanddelen av alle cellemembraner i våre dagers livsformer.

De fleste organismer idag utnytter ikke fosforsyrer direkte i sin energimessige ernæring, de henter alskens energirike substanser i sine omgivelser og prosesserer dem. Men i siste trinn omsettes alltid denne energien til fosforsyrebaserte enheter, en slags energi-valuta som er gyldig for alle mulige energikrevende prosesser, de forskjellige prosessene (eller transaksjonene) koster så og så mange enheter av denne energivalutaen. Det er ingen kjente organismer idag som ikke bruker denne valutaen, den et gyldig betalingsmiddel i hele dyre- og planteriket, derfor må dette være en svært tidlig utvikling i livets historie, og hva mer er, alle bruker den i en spesiell form, en kjede på tre sammenkoblede fosfatmolekyler bundet til ribose, et femleddet sukkermolekyl, som igjen er bundet til en basisk heterosyklisk forbindelse av karbon, hydrogen, nitrogen og gjerne også oksygen, av en type som trolig har blitt produsert i mengder oppe i skyene hvor disse grunnstoffene dominerte sammensetningen. En slik kombinasjon av fosforsyre og base sammenbundet med nøytralt sukker fikk gunstige ioniske egenskaper som gjorde at den fritt kunne frakte energi i vannet inne i cellen, men ikke krysse cellemembranen. Idag kjenner vi bare 5 slike heterosykliske baser som brukes av alle biologiske vesener: adenin, C₅H₅N₅, guanin, C₅H₅N₅O, cytosin, C₄H₅N₂O, uracil, C₄H₄N₂O₂ og thymin, C₅H₆N₂O₂, og generelt er det den første som danner den almengyldige energitransportvalutaen, men noen av de andre brukes også til energioverføring i visse prosesser.

Adenin er som formelen antyder en pentamer (femdobling) av blåsyre, HCN, en gass som det finnes store mengder av i universet og som det nok var ganske mye av i ur-atmosfæren. Adenin kan under visse betingelser dannes spontant av blåsyre og det er god grunn til å anta at det fantes atskillig mer av den enn av de andre basene, slik at det er naturlig at adeninet dannet grunnlaget for den opprinnelige energienheten, adenosintrifosfatet. Men de andre basene kan ha blitt dannet av adenin ved forskjellige prosesser, og det er sannsynlig at de tidlige livsformene brukte alle om hverandre, og kanskje tilsvarende forbindelser som vi ikke kjenner idag, de har forholdsvis like egenskaper. Og på samme måte som adenin er en pentamer av blåsyre, er ribose, det sukkermolekylet som adeninet er koblet sammen med i nukleosidet adenosin, en pentamer av formaldehyd, CH₂O, en gass som det også finnes store mengder av i universet, og som det sikkert også fantes ganske mye av i ur-atmosfæren. Det overrasker kanskje ikke at ribose og andre sukkermolekyler under visse betingelser kan dannes spontant av formaldehyd.

En slik sammensetning av base + sukker + fosfat kaller vi nukleotid, og de kan kobles sammen i lange kjeder via sukker- og fosfatenhetene. Disse lange kjedene kaller vi nukleinsyrer og de opptrer i alle moderne celler i to forskjellige former, DNA og RNA, avhengig av hvilken sukkerart som inngår i sammensetningen. RNA er trolig det opprinnelige arvestoffet, for det er bare den som kan danne kjeder spontant i et slikt miljø som må ha eksistert i havet på Jorda for over 3 milliarder år siden. Slike nukleinsyrekjeder har bare en fosfatenhet og inneholder derfor ikke den energirike P-O-P-bindingen. De kan kanskje opprinnelig ha vært rester fra energitransporten, og tidlige celler har kanskje funnet en måte å lagre dem i slike kjeder på når det var dårlig med energi å transportere. Men når slike nukleotidrester etter energitransport ble kjedet sammen til nukleinsyrer viste det seg å ha vidtrekkende konsekvenser, for det fantes en annen type slike C-H-N-O-forbindelser som det hadde blitt produsert mye av oppe i skyene og som under de samme betingelsene lot seg koble sammen i lange kjeder, nemlig aminosyrene. Som nukleotidene har aminosyrene et basisk endepunkt, aminogruppen NH₂, et nøytralt mellomledd CH(R) og en sur ende, den organiske syregruppen COOH, og derfor har de som nukleotidene god bevegelsesfrihet i vannmiljøet inne i cellen, men kan ikke krysse cellemembranen. Det spesielt interessante ved dem er at det til det nøytrale mellomleddet kan knyttes et radikal (R), en annen vilkårlig gruppe med så diverse interessante og anvendelige egenskaper.

For at nukleotider skal kunne kobles sammen til nukleinsyrekjeder må det fjernes et molekyl vann for hver nye enhet. Det samme gjelder aminosyrene. Med mye vann rundt seg vil derfor slike kjeder snarere ha en tendens til å hydrolysere til enkeltdeler enn å polymerisere til lange kjeder. Hvis en celle av en tidlig livsform derfor lagret brukte energitransportnukleotider i slike kjeder ville det derfor vært en fordel om sammenkoblingen foregikk på en dertil tillempet avdeling som kanskje ikke hadde helt fri tilgang til vann. Hvis det nå tilfeldigvis var aminosyrer til stede, som er atskillig mindre plasskrevende molekyler enn nukleotider, ville disse også kunne kobles sammen i den samme prosessen, som på det stadiet kanskje ikke hadde muligheter til å skjelne mellom de to molekyltypene eller for så vidt på andre molekyltyper som kunne kobles sammen på samme måte, f.eks. sukkermolekyler som kan kobles sammen til polysakkaridkjeder. Idag gjøres slike sammenkoblinger av enzymer i vannmiljø, men enzymer er proteiner som må lages av DNA, og for å kunne få en idé om hvordan proteinproduksjonen startet må vi tenke oss en prosess som kunne skje uten enzymer, men kanskje ved hjelp av andre katalysatorer som forekom naturlig eller var produsert av cellen.

En primitiv celle vil kunne produsere flere kopier av de molekylene den trenger til aktivitetene sine ved at den huser kjemiske prosesser som går i løkke. En slik celle har heller ikke andre aktiviteter enn det den tilfaldigvis har evnen til å produsere det molekylære grunnlaget for ved hjelp av prosesser i sitt indre. Slike prosesser kan som nevnt være utsatt for forskjellige slags forstyrrelser. Selv om de kan stabiliseres til en viss grad, for eksempel av biprodukter av den samme prosessen eller andre prosesser, er det ikke garantert at den vil holde det gående bestandig eller produsere det best egnede produktet ufeilbarlig i hver eneste syklus. Selve livsformen vil også sannsynligvis eksistere bare i noen få kopier, siden den deler seg bare hvis den vokser så mye at den blir ustabil, og det ikke er noen garanti for at alt som trengs for livsoppholdet vil bli overført til hver av delene.

Slike celler utfører sine begrensede aktiviteter hvis de kommer over det de trenger for å utføre dem, og hvis de ikke kommer over det de trenger, utfører de dem ikke. En slik enkel overlevelsesmaskin har også betraktelig færre krav til næringstilførsel enn en hvilken som helst moderne selvoppholdende organisme. Hvis en prosess som kan tilføre energi eller som gir opphav til en aktivitet som fører til at mer energi kan tilføres, oppstår eller holdes ved like ved at et nytt molekyl kommer inn i celleveggen eller i cellens indre, vil denne prosessen starte, eventuelt fortsette hvis et slikt molekyl opptrer på et av disse stedene, ikke noe magisk ved det. Hva slags molekyl dette er spiller ingen rolle, bare det kan være til stede i celleveggen eller cellens indre og inneholder de aktive gruppene som er en forutsetning for prosessen, f.eks. en eller flere amino-, karboksyl-, hydroksylgrupper eller hva som helst. Molekylet kan være en substans som er innfanget utenfra, eller det kan ha oppstått inne i cellen, hvis en av disse aminosyrekjedene som oppstår som et biprodukt av lagringen av energitransportenhetene tilfeldigvis inneholder de nødvendige aktive gruppene i sidegrenene vil de gå inn i prosessen.

Men hva om det var mulig for en celle å oppbevare en konstruksjonstegning for alle eller iallfall de viktigste molekylene den trenger for livsprosessene sine og dermed kunne lage et ubegrenset antall nøyaktige kopier av dem bare råmaterialene var til stede? Hva om de også kunne lage kopier av byggebeskrivelsene, slik at det kunne dannes en serie celler med de samme egenskapene og livsformen ikke var avhengig av at bare den ene kopien av seg selv skulle overleve?

DNA/RNA brukes idag som byggebeskrivelse for proteiner som bygges opp av aminosyrer én for én med et komplisert system som fungerer nokså likt for alle organismer. Byggebeskrivelsen baserer seg på den genetiske koden, hvor en gruppe på tre nukleotider (et kodon) betyr en bestemt aminosyre. Idag er denne koden et rent symbolsk språk, definisjonen av hvilket kodon som koder for hvilken aminosyre ligger nedfelt i visse kodingsproteiner som en ny celle må få kopier av før den kan begynne å bygge proteiner. I prinsippet kan altså hvilket som helst kodon kode for en hvilken som helst aminosyre, og det forekommer også variasjoner som er få, men til dels betydningsfulle, f.eks. har mitokondriene til mange flercellede livsformer en litt annen kode. Men denne kodefriheten er trolig noe som har utviklet seg fordi det gir en sikrere overføring av informasjon, på samme måte som vi har utviklet en alfabetisk skrift fra billedspråket. Opprinnelig må vi anta at de forskjellige aminosyrene på en eller annen måte har 'passet sammen' med de forskjellige nukleotidsekvensene i en nukleinsyrekjede.

Organismer som før hadde brukt forskjellige enkle kjemiske stoffer til sine livsfunksjoner, ting som de hadde måttet lete opp utenfor seg eller måtte vente på at skulle dukke opp eller fremstilt fra forskjellige råstoffer som var mer eller mindre tilgjengelige, hadde nå sjansen til å lage proteiner utfra standardiserte råstoffer som trolig var lettere tilgjengelig med de samme egenskapene og aktive gruppene som de opprinnelige. Det kan ikke ha vært en bevisst prosess, bare gradvis og trinn for trinn har antakelig proteinene overtatt de enklere stoffenes rolle, ennå utføres jo ikke alle livsfunksjoner av proteiner. Men med dette verktøyet hadde organismene helt nye muligheter, de kunne begynne å bygge, bygge. Bygge kropper.

Formere seg var sannsynligvis noe de nye livspartiklene gjorde lenge før de fikk RNA og DNA. Når de hadde tatt inn mange nok stoffer gjennom membranene sine ble de så store at kuleformen ble ustabil og delte seg i to eller flere deler, gjerne med uttømming av noe av innholdet som resultat. Gikk delingen ellers bra kunne de overlevende delene så fortsette å vokse igjen.

Men nå ble det litt mer system i det. Ikke bare passet aminosyrene og nukleotidene sammen, men noen av nukleotidbasene passet også sammen innbyrdes, slik at hvis det bare var disse basene som ble brukt, kunne det lages kopier av dem ved å innpasse nye nukleotider en og en ved siden av den gamle nukleinsyrestrengen. På en eller annen måte vente de proteinbaserte livsformene seg til å overlevere 'arbeidstegningene' for livsfunksjonsmekanismene sine til de neste generasjonene, en prosess som sikkert ikke gikk glatt i begynnelsen, men de som lyktes bra med det kunne jo fortsette å benytte seg av de fordelene som proteinene ga dem, og ble snart de dominerende. Idag er både DNA/RNA-kopiering og proteintranskripsjon høyt avanserte, kompliserte prosesser, trolig svært forskjellig fra de første nukleinsyrebaserte organismenes enklere fremgangsmåter.

Hovedoppgaven for alt som levde var fortsatt den samme som i den første spede begynnelsen, tross all prosess-spesialisering og organbygging: å skaffe energi nok til å opprettholde aktiviteten.

Siden faktisk alle kjemiske reaksjoner innebærer energiomsetning var det en del å velge mellom. Men som alltid endte vi på et eller annet tidspunkt opp med noen få, særskilt effektive varianter. En av de tidligste strategiene lå i å utnytte eksterne energikilder direkte, f.eks. hadde fotoner av vanlig lys akkurat passe energi til å sette igang forskjellige reaksjoner. Mange av disse reaksjonene var helt unyttige eller skadelige for organismenes eksistens, enkelte passet kanskje akkurat for deres behov, mens andre førte til at det oppsto energirike forbindelser, som livsformen senere kunne dra energi ut av. Naturligvis var det de organismene som på en eller annen måte dirigerte lysstrålingen til fortrinnsvis å danne slike energirike forbindelser som klarte seg best og kom til å dominere, de som kunne lagre solenergien.

Prosesser som innebærer oksydasjon eller reduksjon av et grunnstoff (ofte kalt redoksprosesser) kunne også gi energi i passende mengder for grunnstoffer som hadde flere noenlunde likeverdige oksydasjonstrinn, f.eks. har jern +2 og +3 som det ikke er så vanskelig å få det til å veksle mellom. Svovel har -2, +4 og +6 som alle er ganske stabile, og flere forskjellige slags bakterier baserer ennå idag sin eksistens på redoksprosesser med jern og svovel. Men det store gjennombruddet kom da noen levende vesener begynte å bruke to av hovedbestanddelene i omgivelsene, vann og karbondioksyd til å skaffe seg energirike forbindelser, i en fotosynteseprosess som vi (dessverre) må kalle karbondioksydassimilasjonen. Fordelen med dette var at disse alene var alt som trengtes for å danne en av de nyttigste energiforbindelsene, nemlig sukker: 6 H₂O + 6 CO₂ = C₆H₁₂O₆ + 6 O₂.

Men den store ulempen var dette biproduktet som står nevnt sist i likningen der: oksygengassen, en meget reaktiv gass, som alle branninspektører vet, og derfor svært giftig. Alle organismer idag utstyrer seg grundig for å beskytte seg mot den, men opprinnelig var de ikke forberedt. På grunn av den forholdsvis enkle reaksjonen, de vidt utbredte utgangsstoffene og det anvendelige produktet kan nok denne reaksjonen ha skjedd mange steder ganske tidlig i livets utviklingshistorie, men organismene der den skjedde var ikke beskyttet og gikk nok ganske raskt til grunne. Det kan ha gått lang tid på denne måten, men så på et eller annet vis må en organisme en gang ha inneholdt stoffer som beskyttet mot oksygenets giftvirkninger (antioksydanter) samtidig som denne reaksjonen satte igang inne i den, slik at den overlevde. Denne organismen fikk enorme fordeler overfor de andre, ikke bare på grunn av de nevnte fordelene med karbondioksydassimilasjon, men også fordi biproduktet forgiftet alle konkurrentene unntatt de sannsynligvis temmelig få som også på en eller annen måte var beskyttet mot det.

Heldigvis for dem inneholdt urhavet en ypperlig redoksbuffer i form av det toverdige jernet som var oppløst i vannet. Når jern oksyderes til treverdig er det ikke lenger løselig i vann og felles ut som et rødt bunnfall vi i vår oksyderende verden kjenner som rust. Over hele verden befinner det seg et tykt rødt sedimentlag som opprinnelig har vært avsatt i havet. Det er en av de viktigste jernmalmene og går under navnet Båndjernformasjonen. De eldste båndene er nesten 2,3 milliarder år gamle og de yngste flere hundre millioner år yngre. Mens denne sedimentasjonen foregikk må oksygenkonsentrasjonen i atmosfæren og havet ha vært liten på grunn av det stadige forbruket til jernoksydasjon. Først da mesteparten av jernet i havet var brukt opp begynte oksygenkonsentrasjonen å stige kraftig.

Og nå begynte ting å skje raskt, oksygenet fylte havet og atmosfæren, store branner oppsto overalt, og snart var det nok ikke mange gjemmesteder igjen for de som ikke hadde beskyttelsesvern mot oksygenet. De eneste som overlevde denne masseutryddelsen var de som fant veien til de få slike oksygenfrie gjemmestedene, samt de som rakk å utvikle en oksydasjonsbeskyttelse før det tok overhånd. Da oksygenkonsentrasjonen begynte å stige må mange ha dødd ganske raskt. Men noen var mer seiglivet og mens konsentrasjonen steg overleverte de overlevelsesmekanismene sine til etterkommerne i stadig mer rendyrket form. Slik har organismer til alle tider reagert overfor miljøforandringer.

Og dette var en *skikkelig* miljøforandring. Atmosfærene til protoplanetene hadde alle en sammensetning som liknet solgassene, med hydrogen som hovedbestanddel, altså et sterkt reduserende miljø, hydrogen er et av de mest brukte reduksjonsmidlene i vår jordiske kjemi. Selv om Jorda hadde mistet det meste av ur-atmosfæren sin tidlig i historien var det ennå rikelig med hydrogen og hydrogenrike forbindelser som metan (CH₄) og ammoniakk (NH₃) som sammen med karbondioksyd (CO₂) dannet utgangspunkt for det stadige regnet av fotokjemiske reaksjonsprodukter som hadde vært til nytte for de tidligste organismene. Nå brant metanet raskt opp. Ammoniakken holdt seg bedre, men også den ble langsomt, mest gjennom fotokjemiske prosesser, forvandlet til nitrogenoksyder og nitrogen. Uratmosfærens gasser, livets utgangspunkt, var nå borte. Livet kunne ikke oppstå igjen. Gikk det til grunne nå, ville det aldri komme tilbake. Men det hadde utviklet en seig "livs"-kraft og et fleksibelt verktøy til å tilpasse seg forandringer i nukleinsyrene.

På ganske kort tid fikk atmosfæren en sammensetning som likner den vi har idag, med nitrogen, oksygen og vann som de dominerende bestanddelene. En av konsekvensene av dette var at atmosfæren ble gjennomsiktig for det vi idag betrakter som synlig lys, nemlig bølgelengdene mellom ca. 4000 og 7000 Å. At det er disse bølgelengdene øynene våre oppfatter har nok en sammenheng med at det er de som klarer å trenge igjennom luftmassene. Hadde det vært andre ville nok synsorganene innrettet seg annerledes. Men lyset i dette bølgelengdeintervallet har også akkurat passe energi til å innvirke ikke-destruktivt på enkelte kjemiske reaksjoner, og det hadde antakelig allerede fra før vært ganske vanlig å bruke dem som energikilde i karbondioksydassimilasjonen, det som vi kaller fotosyntese. Nå fikk jo fotosyntesen en veldig stimulans med den økte lystilgangen, og de organismene som brukte den fikk store fordeler fremfor de andre. Når man bruker lys som energikilde trenger man jo ikke å bruke energi på stort annet enn å strekke seg etter lyset og ellers forholde seg ganske rolig. Fotosyntesen ble en stor suksess og brukes i vår verden idag av nesten hele planteriket.

Når organismene klarte å tilpasse seg den oksyderende atmosfæren var det på tide også å utnytte fordelene ved den. Før oksygenet ble tilgjengelig utvant sannsynligvis de fleste organismene energi de hadde lagret i sukkeret med en prosess som vi kaller gjæring. Den kopieres idag av gjærsopp, som er en moderne, komplisert organisme og ikke har noe med de første livsformene å gjøre. Her spaltes glukosen C₆H₁₂O₆ gjennom den såkalte glykolysen til to molekyler pyrodruesyre, CH₃COCOOH, med to energitransportør-enheter (ATP) som resultat. Pyrodruesyren kan så omdannes videre til det ikke ukjente produktet etanol, som finnes i en del varer vi bruker en del av, helst om kvelden, og gassen karbondioksyd, som hever et annet produkt vi også bruker en del av, mest om morgenen.

Men en så reaktiv gass som oksygen kan gi opphav til mer energi for de som tåler den, og vi som har vent oss til det høye oksygeninnholdet i atmosfæren utvinner energi av sukkeret ved en annen prosess som kalles respirasjon eller ånding og starter med den samme glykolysen, men hvor pyrodruesyren forbrennes av oksygen i en ganske komplisert viderebearbeiding som går under navnet sitronsyresyklusen. Under respirasjonen forvandles glukose og oksygen til karbondioksyd og vann i en reaksjon som summeringsvis er nøyaktig den motsatte av karbondioksydassimilasjonen. Resultatet er hele 36 ATP-energitransportører, altså 18 ganger så mye som ved gjæringen og mer enn 12 ganger så mye energigevinst totalt sett når en trekker fra det som går med i den kompliserte prosessen. Ikke uventet fikk de organismene som åndet fordeler i konkurransen, og de oksygenforbrukende organismene har nesten total dominans i verden idag, også de grønne plantene bruker respirasjon til å forbrenne sukker de lager i fotosyntesen.

Når respirerende organismer har problemer med å få nok oksygen griper de forøvrig i sin nød til en prosess som likner den primitive gjæringen, men etter glykolysen blir pyrodruesyren omdannet til melkesyre, CH₃CHOHCOOH, som har fordelen fremfor gjæringsproduktene at man får et halvt molekyl oksygen som biprodukt. Likevel blir det ikke stort mer effektivt enn gjæringen og den som har vært ute og løpt mer enn man har nok O₂-opptak til merker fort at det hoper seg opp syre, og at prosessen gir mye mindre å sparke fra med enn oksygenrespirasjonen.

Livet innenfor membranene gikk sin gang. Det fortsatte med å utøve opprettholdende krefter mot de nedbrytende utenfor. De levende levde innenfor membranene sine og brukte uavlatelig energi på den evige kampen for å skaffe seg energi. Utenfor membranene var det en annen verden. De nedbrytende kreftene hørte hjemme der, men derfra kom også de nyttige fotonene som kunne skaffe sukker, og det fantes andre ting der også, noen nyttige - noen farlige. Noen som kunne gi næring og oppbyggelse, noen som kunne rive opp og gi evig, evig ødeleggelse, d.v.s. det vi kaller død.

Da havet fortsatt var oksygenfritt svevde det mengdevis av karbon-, hydrogen-, nitrogen- og oksygenforbindelser der, og mange av dem kunne brukes av de som levde innenfor membranene sine, enten de aktivt oppsøkte dem eller de passivt ventet på at de skulle dukke opp. Men etterhvert som de levende organismene vokste og ble flere begynte de å tære mye på disse stoffene, selv om de stadig ble produsert i atmosfæren. Og det nye oksyderende miljøet ble katastrofalt ødeleggende for denne nærings-'suppa'. Svært mange av de nyttige forbindelsene ble ødelagt, og det ble stor nød og det ble gnidsel, men var det også tenner? Det er ikke sikkert hvilken av disse krisefaktorene som ble utslagsgivende først, men det er sikkert at noen fant en løsning på den. For om det var tomt med næringsrike forbindelser utenfor membranene, var det også andre membraner der ute et sted, og de skjulte også noe, men hva?

Allerede de første organismene kunne som nevnt dele seg, spontant, ikke fordi de ville det, men fordi de ble for store til å holde seg i ett stykke. Men på samme måte kunne små enheter hvis de møttes smelte sammen til større og dele innholdet mellom seg. Nå ble denne funksjonen brukt med hensikt av energisultne organismer som ikke fant nok næring i vannet og hadde begynt å aktivt søke opp andre membraner for å dra nytte av det som var innenfor der. Når de fant dem kunne de gjerne dele membran med dem som sine forfedre og smelte sammen med dem og dele innholdet, men særlig etter at nukleinsyrene var tatt ibruk og sørget for genetisk variasjon, var det forskjell på sammensetningen av plasmaet innenfor de forskjellige livsformenes membraner. Ikke alt kunne brukes av alle, noe kunne til og med være farlig for noen. Noen aktive jegere med fleksible og bevegelige membraner utviklet derfor en annen strategi. De omsluttet det stakkars offeret i en fold av seg selv sammen med nedbrytende kjemikalier slik at de kunne fordøye det og få tak i det nyttige innholdet mens det unyttige eller kanskje også skadelige kunne bli utstøtt igjen. Så lærte livet å jage og å flykte.

Det store våpenkappløpet startet opp, og med den fleksibiliteten og tilpasningsdyktigheten som nukleinsyrene og proteinene ga dem utviklet etterhvert de fryktsomme flyktningene og de fryktelige jegerne de utroligste angreps-, forsvars- og fluktmekanismer og handlingsmønstre - for ikke å nevne alt det som ble biprodukter av all denne våpenutviklingen.

Det var en nådeløs verden. Redde protoplasmablærer svømte omkring i verdenshavene og visste ikke hva som skjulte seg i mørket utenfor. Men ikke alt som svømte i mørket var fiender. Et av de beste forsvar mot angrep var antall. Så begynte noen å utvikle følelser for andre individer av sin egen art og søkte sammen i kolonier. Vennskapet kom inn i verden. Ja, vennskapet behøvde ikke å være bare mellom artsfrender heller, i såkalt symbiose lever forskjellige arter sammen og samarbeider, f.eks. om beskyttelse. Og selv om alle cellene tilhørte samme art, behøvde de ikke være like. I noen kolonier organiserte de seg slik at enkelte av cellene spesialiserte seg for å ta seg bedre av bestemte oppgaver enn hver av cellene klarte alene. En gang slo noen celler seg sammen og drev samarbeidet og spesialiseringen svært langt.

En celle la seg i midten og skulle være sjef og kommando- og proteinproduksjonssentral for alle de andre. De andre påtok seg all oksygenomsetning, sukkerproduksjon, motoriske bevegelsesfunksjoner og andre grunnleggende kjemiske oppgaver som alle celler til da hadde måttet utføre alene. Det hele ble dernest omsluttet av en membran slik at kolonien til slutt ble å betrakte som en eneste stor celle, en såkalt eukaryotisk celle med kjerne, til forskjell fra de eldre prokaryotiske. Muligens stammer slike eukaryotiske celler fra kolonier av spesialiserte celler av samme art, men det er også ting som tyder på at de spesialiserte celledelene eller organellene stammer fra celler av andre arter som vertscellen har oppslukt for å utnytte spesialiserte funksjoner som den ikke kunne utføre selv.

Men også de eukaryotiske cellene som helhet visste om vennskap og samarbeid, mange slo seg sammen og dannet kolonier, og også i disse koloniene kunne det skje en spesialisering av medlemmene. Snart strakk også her de eukaryotiske cellene samarbeidet lengre enn prokaryotene. Ved utveksling av signalstoffer kunne de arrangere en mer koordinert vekst og spesialisering av kolonien. Men da var det en fordel at alle cellene var enige i hvordan dette skulle gjøres, og derfor startet slike kolonier ofte med en enkelt celle som delte seg og produserte alle de andre individene. På denne måten hadde alle kolonimedlemmene oppskriften i sitt indre på hvordan kolonien skulle bygges, og alle som ble utpekt til å spesialisere seg visste hva deres oppgaver var. Kolonier med slik koordinering som dette var ikke lenger å betrakte som en samling av enkeltindivider, men et enkelt individ selv av en større, mer organisert organisme.

Nå kunne de levende for alvor begynne å bygge kropper. Og det var ikke måte på hvordan de vokste seg til. Mens årmillioner gikk svelte de opp i rader, kolonner og masser av koordinerte celler til de ble som kjemper, som mammuter, ja enda større. Alle de makroskopiske (d.v.s. ikke mikroskopiske) livsformene vi kjenner er eukaryotiske, oppbygd av celler med kjerne. Prokaryotene er bakterier og enkelte andre encellede organismer, hvorav også noen kolonidannende.

De flercellede vesnene levde og trivdes og vokste, de levde på sollyset, på hverandre, på prokaryoter, på levninger av døde kropper, det var det de hadde å velge mellom. Som sine encellede forfedre delte de seg når de ble store nok og ble til nye individer av samme art som spredde seg og befolket verdenshavene. Siden kroppene deres hadde spesialiserte organer kunne jo ikke dette skje bare ved simpel kløving på midten, men en gruppe av mer eller mindre udifferensierte celler måtte velges ut til å fortsette slekten, skyte knopper og rive seg løs når tiden var inne til det. Alle cellene i dette avkommet ble jo i prinsippet identiske med foreldrene, som dermed hadde lagd en klon av seg selv.

Men organismene hadde på dette tidspunktet opplevd en rekke miljøforandringer hvor mange livsformer som hadde vært godt tilpasset det gamle miljøet hadde gått til grunne fordi individene var for like, det var ikke nok genetisk variasjon innen arten til at noen få med avvikende egenskaper som passet bedre for de nye forholdene klarte seg og kunne bringe arten videre. Andre arter som på en eller annen måte hadde utviklet en måte å skaffe seg genetisk variasjon på klarte seg derfor bedre under slike omveltninger og fikk derfor stor utbredelse. Etter en klimaforandring hvor leveforholdene blir gunstigere igjen vil det dessuten alltid være en mengde ledige økologiske nisjer, og de som har mest genetisk variasjon vil ha lettest for å vinne det kappløpet som oppstår for å fylle disse nisjene.

En viss genetisk variasjon vil alltid forekomme, som følge av mutasjoner etter påvirkning av stråling, kjemikalier og andre ting. Men noen livsformer påskyndet denne variasjonen, fortrinnsvis i mer kontrollerte former enn de tilfeldige mutasjonene. En populær måte å gjøre det på var ved at to individer ble tiltrukket av hverandre og møttes for å utveksle arvestoff med hverandre. Kjærligheten hadde kommet inn i verden.

Eukaryotene som hadde så mange høyspesialiserte celler, kunne gjøre det litt annerledes. I kjernene sine hadde de alle gruppert nukleinsyrekjedene sine i kromosomer, hvor DNA'et var snodd opp i en dobbeltspiralform. Langs kromosomene lå genene hvor arbeidstegningene til hele organismen med alle dens egenskaper, bygningsdetaljer og atferdsmønstre lå innkodet på rekke, en og en. Og dessuten hvert kromosom forekom i to kopier, slik at det var to versjoner av hvert gen. Hvis de to versjonene var forskjellige, ble egenskapen som genet kodet for enten en blanding eller det ene genet fikk fortrinn over det andre på en eller annen måte. Nå kunne eukaryotene lage en slags celler som var spesialberegnet på å skaffe genetisk variasjon, og det gjorde de ved å spalte opp disse dobbeltkromosomene og legge en halvpart i hver, og hvert kromosom ble også spaltet opp og stokket om slik at det var tilfeldig for hvert gen eller en gruppe av gener hvilken av de to versjonene som havnet i hvilken halvpart.

Når de hadde laget disse såkalte kjønnscellene var det så om å gjøre å finne et annet individ av samme art slik at dets egne kjønnsceller med en tilfeldig halvpart av genmaterialet kunne komme sammen med motpartens og smelte sammen og bli ett, slik at de halve arvestoffmengdene kunne bli et hele igjen. Dette var en komplisert operasjon, og det var mange hindre i veien for at det skulle lykkes. Men som vi alle vet er belønningen for suksess stor, og livsformene brukte mye energi og fantasi på å forsere hinderne.

Et av de hindere som lå i veien for å skaffe mer genetisk variasjon var at det ikke ble noen særlig variasjonsgevinst når to kjønnsceller fra samme individ smeltet sammen. De organismene som på en eller annen måte klarte å forhindre dette fikk dermed bedre variasjon og klarte seg bedre i det lange løp. En meget populær måte å ordne dette på ble å sørge for at det var to slag kjønnsceller, og at kjønnsceller av samme slag ikke kunne slå seg sammen og befrukte hverandre. Dermed ble populasjonen delt i to deler, en gruppe som produserte den ene typen kjønnsceller og en gruppe som produserte den andre. Vi kunne dermed snakke om at de forskjellige individene av samme populasjon var av forskjellig kjønn, noe som skulle vise seg å føre til en rekke forviklinger gjennom tidene.

Men resultatet av en slik sammensmelting av kjønnsceller var altså alltid en enkelt befruktet celle. Enkeltceller av høyt spesialiserte og differensierte organismer har som regel litt problemer med å klare seg på egenhånd. Det samme gjelder forsåvidt de knoppene som knoppskytende organismer skyter, og det måtte derfor treffes tiltak for å sørge for dem til de ble i stand til å klare seg selv. Dermed kom omsorgen inn i verden, og den kunne ta en rekke former, enten det gjaldt å spandere en plomme til egget før det ble satt i drift eller det gjaldt kontinuerlig indre og ytre omsorg opptil og tilogmed over pubertetsalderen slik enkelte pattedyrarter driver med.

Samarbeid var på moten. Prokaryoter hadde først dannet kolonier og så satt seg sammen til eukaryotiske kjerneceller. Så hadde eukaryotene dannet kolonier og siden enda mer koordinerte enheter, flercellede organismer. Nå begynte også enkeltindivider av slike flercellede vesener å slå seg sammen og agere som koordinerte makroorganismer. Resultatet ble leddormer, som delte fordøyelseskanal, men ellers hadde hvert sitt sett av alle nødvendige organer. Siden ble enhetene tettere sammenknyttet, flere organer ble delt, leddene mer spesialisert og det oppsto en mengde varianter av dyr med ledd: marker og ormer i alle fasonger, bløtdyr med indre eller tilbakedannet leddstruktur, krepsdyr, insekter, samt vi dyr som har hvirvler oppetter ryggen på oss.

En gang for ca. 550 millioner år siden lå verden under for en usedvanlig langvarig og omfattende istid som slet fjellkjedene ned til røttene og drepte mesteparten av de livsformene som fantes i havet. Da den var slutt, begynte et kappløp uten sidestykke i historien. Denne prosessen danner grensen mellom Jordens urtid og oldtid, skillet mellom prekambrium-perioden som utgjør hele urtiden, og kambrium, som er den første av oldtidsperiodene. Prosessen kalles ofte "kambrium-eksplosjonen" eller "det biologiske big bang". Etter dette tidspunktet har livet stort sett vært oppdelt i de samme hovedfamiliene som i dag.

Etter slike masseutsryddelser skjer det alltid slike eksplosive spredninger av varierte livsformer, fordi under de gunstigere betingelsene opphører den darwinistiske utvelgelsen, det er bare variasjonen som gjelder, og det er ikke bare de aller best tilpassede som overlever. Under slike eksplosjoner finnes det ikke økologiske nisjer, for det er rikelig med plass og mat til alle, nisjene oppstår først når organismene begynner å konkurrere. Når to eller flere organismer konkurrerer om de samme ressursene vil det raskt peke seg ut en vinner. Taperne går enten til grunne eller overlever hvis de har variert nok smak til at ikke alle variantene konkurrerer med vinneren eller hvis de er i stand til å slå ut vinneren på et annet geografisk sted med andre betingelser.

Slike masseutryddelser er også årsak til kjærlighet, for i den eksplosive fasen er selvsagt den kjønnede formeringen, som innebærer mer variasjon en stor fordel. Derfor vinner den over den ukjønnede, selv om denne er betraktelig mer ressursbesparende. At ukjønnet formering er ressurseffektivt ser vi f.eks. på løvetann, som er vidt berømt for sin formeringsevne. I vår tid er det jo lenge siden siste masseutryddelse, og kanskje det er derfor våre hageeiere må slåss med slike plageånder. Vi kan kanskje si at masseutryddelser er hageeierens beste venn. (Hm, hva var det forresten Robert Oppenheimer drev med på fritida igjen?)

Virkningen av kambrium-eksplosjonen er spesielt tydelig for oss etterkommere fordi organismene på denne tiden begynte å bruke kalkskall, slik at levningene, som før bare besto av bløtdeler, ble atskillig bedre bevart. Dette skjedde antakelig på grunn av en kjemisk prosess. Det er kjent store avsetninger av kalk fra denne tiden som ser ut til å være utfelt kjemisk fra oppløst kalk i havet, enten fordi karbondioksydinnholdet sank (vann som er mettet på karbondioksyd løser 80 ganger så mye kalsiumkarbonat som rent vann) eller vannet ble mindre surt på en annen måte (surt vann løser kalkstein, som man f.eks. ser på bygninger og skulpturer av marmor i sur nedbør).

Under en slik kjemisk utfellingsprosess kunne det spontant danne seg skall av kalsiumkarbonatkrystaller rundt mange livsformer, noe som utvilsomt skapte problemer i begynnelsen, men som alltid, i cellekjernene sine hadde livet verktøyet til å tilpasse seg forandringene. De som overlevde klarte etterhvert å kontrollere skalldannelsen og utnytte den til sin fordel, og dyr med kalkskall begynte å vokse i en mengde fasonger. Da den kjemiske utfellingsprosessen stoppet opp lærte de også å trekke ut kalsium- og karbonationer (eller i noen tilfeller andre ioner) av vannet selv.

Skallet ga beskyttelse mot fiender og støtte til strukturen og var til velsignelse for paleontologene. Men fiendene ga ikke opp våpenkappløpet i denne panserkrigen, de utviklet kjever med kvasse, harde kalkkonstruksjoner, og med tid og stunder ga mange som var for fryktinngytende til å ha noen fiender selv eller som hadde utviklet mer smidighet og fart, avkall på de mer og mer nytteløse rustningene sine, de vokste ut av dem, utviklet de nye evnene sine videre og lot rustningene i høyden være igjen i det indre som strukturbærere og beskyttelse for de mest ømfintlige organene.

Men nå var det begynt å bli trangt om plassen i havet, og særlig på bunnen av det, hvor de fastboende hadde bare to dimensjoner å boltre seg i (generelt sett). Men i fjæresonen hadde plantene lenge måttet overleve i regelmessige perioder uten vann og de som klarte seg der kunne også overleve i vasstrukne kyststrekninger med sumper og myrlendte områder. Bakterier og moser var vel de første som tilpasset seg livet oppe i lufta, sammen med enkle planteslag vi ikke kjenner idag. Alle trengte de fuktige omgivelser for å overleve og formere seg. Men fuktige steder holder seg ikke fuktige bestandig, og for drøye 400 millioner år siden (i silurtiden) kom vi inn i en periode med mye vulkanisme, jordskorpebevegelser og flytning av kystlinjer.

Mange kystplanter kom plutselig bort fra kystene sine og klarte seg bare hvis de mer eller mindre effektivt kunne søke etter vann, innkapsle det mot fordamping og enten lage et indre simulert hav til formeringsorganene eller utvikle formeringsorganer som ikke var avhengige av vann. Da kunne de også klare seg utenfor myrene og sumpene og begynte å trekke innover det tørre landet, og i den noe fuktigere og klart roligere perioden som fulgte etter ble landarealene kolonisert i rasende fart. Og heller ikke de dyrene som levde i fjæra var sene om å tilpasse seg. Leddyr, mark og insektliknende former fulgte innover i landet og var med på å kle fjellene.

Og vi virveldyr var heller ikke sene med å følge med innover. Noen av de fiskene som klarte seg best i fjæra var de som var utstyrt med ekstra kraftige, ofte kvastformede finner som ikke bare var greie å luffe rundt i vannet med, men også var sterke nok til at de kunne ake seg bort til nærmeste pytt med dem hvis de ble overrasket av lavvannet. Fiskenes gjeller var dårlig egnet til å utvinne oksygen fra lufta med, og dermed måtte de som strandet på lavvannsterskler greie seg uten oksygen så lenge som det tok å komme ned i nærmeste pytt, noe som nokså ofte var for lenge, eller utvikle måter å trekke oksygen fra lufta på, hvor den jo fantes i rikelig mengde. Luft i tarmen kunne diffundere inn i blodårene omkring, og noen fisk dannet seg etterhvert en utposning på tarmen bak gjellene som de kunne trekke litt luft inn i. Slike fisk kaller vi derfor lungefisk. Noen av deres etterkommere vendte tilbake til dypere vann igjen, men beholdt disse blærene, for gassen var lettere enn vann og ga oppdrift slik at man kunne bruke energi på andre ting enn å stadig piske med finnene slik de andre fiskene måtte hvis de ikke skulle synke ned til næringsfattige dyp med knusende trykk og mørke. Noen av etterkommerne til disse fiskene går ennå idag opp til overflaten for å trekke luft og fylle svømmeblærene sine, men andre har en lukket svømmeblære som de fyller med gasser de utvinner av vannet.

Men lungefiskene klarte å overleve på land atskillig lengre enn det tok å ake seg til nærmeste pytt nå, og de ble ikke stående rolig og se på at åsene og fjellene og markene ble kledt. Akemekanismene ble stadig effektivere ettersom de som eide dem klarte seg bedre, og om litt resulterte det i et vesen som liknet en salamander, med brei fiskekjeft, finnehale og fire komiske finner på korte, leddete stilker hver med en kvast på fem finnestråler som det bare hang noen rester av finnehud imellom - det første av amfibiene. Vi var krøpet på land, men fortsatt var vi ikke helblods landdyr, vi la eggene våre i vannet og lot avkommet vokse opp der, og vi måtte alltid dukke nedi selv med jevne mellomrom for å holde huden våt. Egentlig var vi ikke mer enn fisk som hadde lært å klare seg på land, vi hadde gjeller langt opp mot voksen alder og i noen tilfeller mer, vi kunne aldri bevege oss langt fra åpent vann og vi svømte og boltret oss like godt i vannet som på land.

Så var det også en trivelig tid for oss den vi var inne i, for rundt 300 millioner år siden. Klimaet var fuktig over alt, det vokste store skoger av fuktighetskrevende trebregner og kjempekråkeføtter og det var sumpete og vått i store strøk. Det yrte av ting som levde og grodde, og når de var ferdig med det sank de til bunns sammen med de levendes etterlatenskaper og dannet torvlag i det oksygenfattige sumpmiljøet. De breie, strie elvene fylte sedimenter over det og det kom på stadig større dyp og ble utsatt for trykk og varme. Livs-restene som hovedsakelig besto av de samme grunnstoffene, C H N og O som de levende og som ur-atmosfæren, ble etterhvert fattigere på de tre siste og rikere på den første. Mektige lag av kull la seg over hele planeten og ga navn til denne perioden, karbon-tiden.

Men karbon-tiden varte ikke evig. Det ble tørrere igjen, store skoger av fuktighetskrevende planter gikk til grunne - hvis de ikke utviklet vannsøkende evner. De første nåletrærne opptrådte, med kraftige røtter, og dannet snart vide skogområder, få kvadratmeter med land var trygge for dem. Vi virveldyr som hadde krøpet opp på land befant oss også rett som det var i tørkepine, og hvis vi ikke hadde funnet måter å sno oss på ville vi snart krøpet vårt siste krypesteg. Men som det heldig var utviklet vi en vanntett hud som ikke trengte å vætes og tykke, vanntette skall til eggene våre så vi kunne legge dem på land. Vi var krypdyr, og vi krøp over kontinenter, over fjell og daler. Ingenting stanset oss nå.

Jordens oldtid var over og vi hadde begynt på middelalderen, koloniseringen av landjorden var fullendt. Tettheten av livsformer var omtrent like høy som idag. Frøplanter, krypdyr og tallrike insekter myldret overalt. Det var krypdyrenes glanstid. De dominerte landjorden og tilpasset seg de nye miljøene overalt hvor de kom og fant ressurser det gikk an å benytte. Noen svingte seg opp i lufta og fikk vinger, noen vendte tilbake til havet og fikk finner, noen prøvde seg i kalde områder eller holdt seg aktive om nettene og de utviklet et indre oppvarmingssystem.

Akkurat dette siste her skulle vise seg å bli en veldig praktisk ordning som ikke bare kom til nytte i kulde. Vi varmblodige dyr fant ganske raskt en balanse hvor kroppstemperaturen var slik at våre kjemiske reaksjoner fungerte best mulig etter forutsetningene. En ca. 37 grader celsius. Der våre medskapninger sto lenge og varmet og godgjorde seg i morgensola for å bli kvikke og raske kunne vi snappe opp maten foran nesene på dem - og gjerne dem selv også om det lå an til det. Derfor nøyde vi oss ikke med de kjølige stedene vi hadde utviklet oss på, vi trengte inn på deres enemarker, vi vokste oss store og herjet iblant dem, vi fikk grufulle tenner og klør og barket sammen i blodsprutende innbyrdes kamper, marken ristet under oss, som om den skalv av redsel under klovene våre. Vi danset seierherrenes dans, utøvde de uovervunnes energi. Alle fryktet oss, vi var dinosaurer - bokstavelig talt. Nok er nok.

Enten det var nedslaget av en kjempemeteor eller oppåpningen av Atlanterhavet eller hva som helst annet det var som skjedde, skjedde det iallfall noe som utryddet dinosaurene og nesten alle de andre store krypdyrene. Sannsynligvis var det et kuldesjokk som var ansvarlig for det. De store dyrene klarte ikke å få opp varmen og frøs ihjel. Eggene deres klektes ikke. Utryddelsen ser ut til å ha skjedd veldig brått, og rammet en mengde skapninger andre steder også, blant annet i havet. Men ikke alle gikk til grunne.

Av oss landvirveldyr hadde de som på en eller annen måte var beskyttet mot kulda og som også beskyttet avkommet sitt best sjanse til å overleve. Etter alt å dømme var det noen mindre dinosaurer som først utviklet noen underlige forgrenede strukturer til å dekke kroppen sin med, sannsynligvis ikke som følge av katastrofen, men fordi de allerede tidligere hadde begynt å oppsøke de mer polare strøk av planeten. De begynte også å ruge på eggene sine for at de ikke skulle bli kalde og når kyllingene kom sørget de for mat til de var i stand til å klare seg selv. Disse skapningene hadde klør som de kunne bruke til å klatre med, bl.a. i trær, dermed var det noen ganger ønskelig å kaste seg fra et tre til et annet i stedet for å klatre helt ned til roten av det ene og oppover det andre igjen, og på et eller annet tidspunkt utviklet noen av disse forgrenede strukturene som vi kaller dun seg til stivere konstruksjoner av samme slag som vi kaller fjær. Når skapningene strakk ut armene som fjærene var montert på var det så lett som bare det å seile fra tre til tre, og etter en god del flere modifikasjoner var disse fuglene klare til å erobre himmelrommet.

Andre overlevde på andre måter. Noen av dinosaurenes fjernere slektninger, som også var varmblodige, hadde utviklet noen andre utvekster som ikke var forgrenede til å dekke kroppen sin med, og når ungene kom ut av egget ga de dem næring av sin egen kropp via omdannede svettekjertler på buksiden av kroppen. Noen av slektningene deres sluttet å danne skall på eggene slik at hviten rant ut når fødselen begynte og ungen måtte begynne på det selvstendige livet straks den var ute av den trygge mammahulen. I stedet for skall hadde de et arrangement som kalles morkake og som transporterte næring direkte fra moren slik at ungene kunne vokse seg ganske store før de kom ut i verden. Atskillig ubehageligere for moren enn å legge slike runde, små egg, men mye sikrere for avkommet.

Samtidig hadde allerede insektene (lenge før fuglene) erobret luftrommet, plantene tok konsekvensen av det og begynte på omtrent denne tiden å blomstre, og nå for 65 millioner år siden hadde vi altså, etter at virkningene av den store katastrofen hadde gitt seg, verden omtrent slik vi kjenner den idag. En riktig koselig verden sett med våre øyne, hvor solen skinte, løvet grøntes, fugler sang på kvistene, blomster lyste opp engene, bier summet til og fra og varme vesener elsket og sørget for ungene sine. Bare noen steder i dunkle skoger lød dype brøl og det glimtet av hvite tenner i gapende kjefter.

Det hadde vært en dårlig dag. Over hadde trekronene den ville fektingen og himmelen de uskinnende, kontrastsvake fargene som betydde at man skulle klamre seg til hverandre og holde varmen og ikke våge seg ute av syne fra hverandre hvis det var mulig å unngå det. Likevel hadde hun raskt funnet ut at han var borte. Han var ofte slik, alltid skulle han ut og gjøre ting på egen hånd så hun ble redd og ikke visste om han ville komme tilbake. Men aldri før hadde han blitt borte på en slik dårlig dag som dette. Hun likte så godt å være sammen med ham, han gjorde alltid så mye rare ting og fikk henne til å le så det kilte og prikket deilig i hele kroppen. Ingen kunne gjøre så mange rare ting som han. Men en dag ville han gå bort for å finne noe som skulle imponere alle de andre slik han alltid på død og liv skulle gjøre og så ville de vente hele dagen og når natten kom ville de alle sove. Bare hun ville ligge våken og fortsatt vente slik det hadde skjedd så mange ganger før, bare at nå ville hele den neste dagen gå på samme måten og den neste natten og dagen også og den neste natten og dagen, og de andre ville etterhvert bare tenke på ham av og til og riste på hodet med et rart uttrykk i ansiktet og til slutt glemme ham, men hun ville aldri, aldri glemme.

Da lød et skrik som fikk alle til å reise seg brått og se seg rundt, for alle visste hva det betydde, det betydde at noe nærmet seg. Ingen var så brå som hun og ingen skrek det ropet som betydde velkommen så høyt som hun gjorde da hun så hvem det var, for det var ham, han ville komme tilbake denne gangen også og det ville kile i kroppen og de ville balle seg og ha det moro som de alltid pleide å gjøre på denne tiden av året. Han hadde noe i hånden. Typisk, alltid hadde han det når han kom tilbake. Alle stormet ut for å hilse på ham, men stoppet da han skrek et rop som de alle visste hva betydde, for det betydde fare. Han hadde noe i hånden. Han løftet det høyt og pekte på det og mumlet noe lavt som alle visste hva betydde, det betydde at de kunne komme nærmere, men forsiktig. Han tok det han hadde i hånden ned til munnen og blåste på det, og de så at det begynte å lyse og det kom rop som alle visste hva betydde, det betydde undring, halvveis engstelig undring. Så sa han et ord. "Glo," sa han. Ingen visste hva det betydde. Bare forundret risting på hoder og kløing i hårete skallebrasker. "Glo, glo, glo, glo, glo, glo, glo, glo, glo, glo, glo," sa han. Ingen visste hva det betydde, og de klødde seg og ristet på hodene og noen trakk seg litt engstelig tilbake. Så sa han noe som alle visste hva betydde, for det betydde misnøye og ergrelse. Han holdt tingen høyt og brøytet seg mellom dem og gikk borttil noe tørt gress som hadde ligget i ly. Der blåste han på tingen igjen og satte den borttil gresset. Det som skjedde nå utløste et kor av mange rop som alle visste hva betydde, men det var ikke så lett å forstå likevel, for ingen ropte det samme, det luktet nemlig karbonisering i lyet og det de fikk se var noe som ingen hadde sett i verden før. De ropte skrekk, angst, gru, forferdelse, avsky, hån og sinne. Bare en av dem var stille, og hun visste at verden aldri ville bli den samme igjen. For nå visste de hva "glo" betydde.

Kjødet hadde gytt ord som tok bolig iblant oss. Og ordet satte seg fast på ting, på handlinger, beskaffenheter, måter, relasjoner, på venner, elskere og fiender, på jord og himmel, trær, ild, skyer, lyn, på alt. Det var det som var så fint med dem, de kunne brukes til alt, det var ikke grenser for hva man kunne sette navn på med dem. Man kunne sette navn på ting som alle visste hva var, men også på ting som ingen før hadde sett eller opplevd, og begrepsverdenen ble videre og videre. De som eide ordet kunne bevege seg utenfor grensene, kunne gjøre ting som ikke var vanlige, som ikke var normale, som ikke var riktige. De kunne hente glør ut av ildebranner, hugge egg på flintestykker, opprette vennskap med villdyr, la frø spire på beskyttede steder, brenne metaller ut av rare steiner, synge, male, hugge i stein, fortelle fantastiske historier, finne på religioner som påstår at dyrene og plantene ikke er venner, men slaver, lede flokker uten å bry seg om individene, drepe fiender som ber om nåde, ja, ingenting var umulig lenger.

Vi var skapningens herrer, vi erobret kontinenter, fjell og daler, hav og havbunn, luft og lufttomt verdensrom, ingenting kunne stoppe oss. Vi var skapningenes herrer, vi trengte inn på deres enemarker, vi var store og herjet iblant dem, vi smidde grufulle våpen og barket sammen i blodsprutende innbyrdes kamper, marken ristet under oss, som om den skalv av redsel under hjulene våre. Vi danset seierherrenes dans, utøvde de uovervunnes energi. Alle fryktet oss, vi var skapningens herrer.

Du holder opp å lese det du leser på. Du går ut av browseren, avslutter Windows og slår av maskinen. Du er tørst og sulten etter all lesinga og tar en pizza ut av fryseren og setter den i mikroen mens du henter en pils fra kjøleskapet. Pizzaen er sviende varm når du tar den ut, du brant deg litt og fekter med hånden for å lindre. På TVen går en fotballkamp. Du følger med litt og tenker litt på den dritkjedelige jobben du skal til intervju på i morgen, litt på Grete, som ikke ville ut med deg igår, har hun en annen? - litt på bilen som det antakelig er for seint å ta en skikkelig understellsbehandling på nå, litt på faren din som antakelig hadde rett da han sa at du skulle ha jobba mer på gymnaset, litt på mora di, som du burde ha besøkt på sykehuset, på lillesøstra di, som kom innom og vifta med en 1,4 i molekylærbiologi-I fra universitetet for et par uker siden. Du reiser deg på stillingen 0-3 til favorittlaget, samler sammen pizzafolien og pilsflaska som ble tom altfor fort og går ut på kjøkkenet hvor du blir stående og stirre litt ned i de krombelagte aluminiumsplatene før du raskt finner veien til toalettet - var det noe galt i pizzaen? Etterpå kryper du til køys og trekker ei dyne over deg. Så blir du borte, skapningens herre.

Lite aner vel du at de første herreskapningene kom fra små kuler av lipider i urhavet som begynte å holde seg ved like ved å utvinne energi. Lite aner du at de kom fra disse aller første livsmolekylene via fullbefarne prokaryoter og sammensatte eukaryoter som dannet energi av lys eller jaktet på den som andre hadde lagret, via flercellede vesener med fordøyelseskanaler som de en gang fant på å dele, via fisk som førte panserkrig med trilobitter og ammonitter i havet, som kravlet på land for å jakte på energi som var lagret oppe på det tørre, som utviklet vanntett hud og eggeskall mot tørke og varmt blod, pels og ammestell mot kulde, som fant ild og ord og svarte rester av brente trær.

De svarte trerestene hadde en interessant egenskap. De var sotete. Det ble svarte streker etter dem når man strøk dem bortover hud eller stein. Snart fant herreskapningene ut at de sotet bedre ved å brenne treet med minst mulig luft til stede, og de kalte produktet trekull. De fant ut at det var mange andre ting man kunne brenne også, og fett, talg, voks, tran og olje brant så kontrollerbart at de kunne brukes som lyskilder. Og denne lysflammen kunne også sote, den ga et rent, fint sot som man kunne skrape bort og bruke til å male med og skrive med og mange andre ting. Også flere ting i verden kunne sote. I det romerske Britannia pleide de innfødte å grave opp de omvandlede og ganske sotende planterestene etter amfibienes store æra og bruke dem til å fyre med. De kalte det steinkull for å skille det fra trekullet, men siden ble det bare dette som kaltes kull. Mot slutten av middelalderen grep kullfyringsskikken om seg og forårsaket store ubehag og protester på grunn av røyken. De fleste steder innførte forbud mot kullfyring, men siden kom industrialismen, og da var det ikke til å stoppe. En annen ting som på en måte kunne sote var visse grå, bløte mineraler, som siden oldtiden ble mye brukt til skrive- og tegneverktøy, liksom kullstiftene, og de gikk ofte under navnet grafitt. En ting som slett ikke kunne sote var noen skinnende hvite smykkesteiner, klarere enn glass og hardere enn det hardeste stål og derfor ble kalt diamant.

En av de tingene stein- eller trekull ble brukt til fra de tidligste tider var å fremstille jern fra malm. Malmen var ofte i oksydform eller behandlet for å gjøre den til oksyd, og kullet fungerte som reduksjonsmiddel. Men kullet viste seg å være løselig i jern, og den mer eller mindre kullrike blandingen kaltes stål. Smedene lærte seg snart å kontrollere kulltilsetningen for å få stål- og jernarter med forskjellige egenskaper. Denne kunnskapen gikk i arv gjennom generasjoner av smeder, men forble ukjent for omverdenen inntil den franske naturforskeren René Antoine Ferchault de Réaumur (som også er kjent for en temperaturskala) tidlig på 1700-tallet erklærte at jernmaterialene kunne deles i stål, smijern og støpejern, og forskjellen kom av innholdet av et svart, brennbart materiale som han hadde funnet ut var det samme som hovedbestanddelen av trekull.

Den franske kjemikeren og agronomen Henri-Louis Duhamel de Monceau studerte kort tid senere trekullprosessen og bestemte seg for at den måtte bestå i at flogiston (et hypotetisk "ild"-element som var mye på moten i den perioden) ble konsentrert i trekullet. Når det siden ble brent slapp flogistonet ut igjen og kom til syne som ild og varme. Den svenske kjemikeren, mineralogen og redaktøren Torbern Bergman var uenig med Réaumur og mente at det var grafitt som ga stålet og jernet de karakteristiske egenskapene. Han fastslo også at grafitt besto av "fiksert luft" (d.v.s. luft som noe hadde brent i til det ikke klarte å brenne mer) og flogiston. Hans naturaliserte landsmann, kjemikeren og apotekeren Carl Wilhelm Scheele, støttet delvis denne tesen da han i 1779 offentliggjorde eksperimenter som viste at grafitt kunne brennes ved hjelp av salpeter og påsto at den ikke besto av annet enn en stor mengde flogiston forbundet med "luftsyre".

Men luftsyre var navnet han brukte på gassen som gjorde vann surt og blakket det hvis det var kalk i det, og det var den samme gassen som ble dannet når trekull brant - altså måtte trekull og grafitt bestå av det samme! Men Joseph B. Priestley hadde lenge gjort eksperimenter med luft, han fant at den ble "skadet" eller ubrukelig til å puste i (eller med et annet ord "fiksert") hvis han stengte et kvantum luft inne og lot noe brenne eller puste i det. Men hvis han satte en grønn plante der inne og lot den få nok lys ble den skadde luften god som ny igjen. I 1774 fremstilte han som følge av disse eksperimentene oksygen og tre år senere gjorde Antoine-Henri Lavoisier, den moderne kjemiens far, eksperimenter med denne gassen som definitivt viste at forbrenning ikke besto i at flogiston ble fjernet fra det brennbare stoffet (med mindre det hadde negativ vekt) men i at det forbandt seg med oksygen og dannet oksyder. "Fiksert luft" var ikke noe annet enn et oksyd av det stoffet som fantes i trekull og grafitt, og Lavoisier, som var ute etter å revidere kjemien og lage en ny definisjon på grunnstoffer som substanser man ikke kunne oppløse i bestanddeler, den samme som vi bruker idag, måtte dermed etter Scheeles eksperimenter konkludere at trekullet og grafitten inneholdt et slikt grunnstoff, som han kalte karbon.

Allerede i 1694-95 gjorde florentinerne Giuseppe Averani og Cipriano Antonio Targioni et dyrt forsøk, sponset av den sikkert angrende storhertugen Cosmus III av Toscana, som viste at diamanter ikke er like varmebestandige som andre steiner, men forsvinner uten et spor hvis det blir varmt nok. Den franske, skotskættede kjemikeren Pierre-Joseph Macquer og noen venner slo i 1771 raust pjaltene sine sammen og opphetet en feilfri diamant i en smelteovn til den brant med en tydelig flamme ved 1100 °C. Juvelerene ble skeptiske av disse opplysningene, for de hadde ofte opphetet diamanter til enda høyere temperaturer for å fjerne bestemte typer feil. Macquer lot den berømte diamantsliperen Maillard få sjansen til å vise at han hadde rett og lot ham slippe til i laboratoriet sitt hvor han pakket tre diamanter inn i kalkstøv og trekullpulver, vætet pakningen og lot den tørke igjen for å gjøre den tett, og varmet så opp til nærmere 2000 grader. Triumferende (og ikke så lite lettet) kunne han plukke opp de tre diamantene fra innpakningen igjen.

Macquer lot seg ikke vippe av pinnen av dette, han antok at det trengtes luft for at diamantene skulle forsvinne, og de neste to årene slo han seg sammen med Lavoisier og et par andre i en serie dyre eksperimenter, finansiert av Lavoisier selv, for å vise at det dreide seg om en forbrenning. Til slutt la de diamantene under en glassklokke, varmet dem opp med et kjempebrennglass til de brant, samlet gassene over et kvikksølvspeil, tilsatte kalkvann og fikk et bunnfall av kalsiumkarbonat som beviste at resultatet var karbondioksyd. Det måtte altså være karbon i diamanten, og i 1796 veide den engelske kjemikeren Smithson Tennant like mye diamant og trekull, forbrente dem og viste at de dannet like mye karbondioksyd, slik at diamanten måtte bestå av rent karbon. I 1799 spanderte den franske aristokraten baron Louis-Bernard Guyton de Morveau, som hadde unnsluppet revolusjonen og jobbet som kjemiker og advokat, en 907 milligrams diamant og sammen med kollega Louis Clouet laget han stål av støpejern med den. Stålbiten ligger forhåpentligvis på museum et eller annet sted.

Karbon er tatt fra latin carbo 'trekull' eldre car-dho, fra indoeuropeisk ker- 'svi, brenne, gløde'. Samme opprinnelse har gotisk hauri 'kull' som tilsvarer norrønt hyrr 'ild' og det norske dialektordet hyr 'gnist'. Det har også eksistert en liknende utvidelse herdh- 'ildsted' i germansk som er overlevert i engelsk hearth.

I Norge ble karbon inntil 60-tallet kalt kullstoff etter kull, som gjennom norrønt kol og germansk kula- kommer fra indoeuropeisk g(e)u-lo- 'glødende kull'.

GEOLOGI
Karbon utgjør 0,09 vekts-% av den øvre, faste jordskorpen og ligger på en 12. plass av de 83 grunnstoffene som har en selvstendig eksistens i naturen. I sjøvann ligger det oppe på en 10.-plass, med 0,0028 %, vesentlig som karbonat, og på grunn av karbondioksydinnholdet er det også en av hovedbestanddelene i atmosfæren, med 0,011 mol-prosent. Bare nitrogen, oksygen og argon utgjør mer av tørr luft. I universet som helhet utgjør karbon hele 20 masse-% av alt som ikke er hydrogen og helium, og er nr. 4 også på denne statistikken, det eneste av de andre som ligger foran er oksygen. Medregnet hydrogen og helium blir prosenten 0,34. Det kan regnes at alt liv på Jorda inneholder 270 milliarder tonn karbon. Til sammenlikning inneholder lufta 600 milliarder tonn, havet 27 billioner tonn og jordskorpen 18 billiarder tonn, så det er fortsatt en del å ta av.

Naturlig karbon består av de to stabile isotopene 12 og 13, hvorav den første utgjør 98,90 atom-%. Men den radioaktive C 14 utgjør også en liten del, til tross for den korte halveringstiden på 5730 år, siden den jevnlig produseres i naturlige kjernereaksjoner og følger det øvrige karbonet i det omfattende kretsløpet sitt. C 12 dominerer fordi den er produktet i trippel-alfa-prosessen, som danner grunnlaget for energiproduksjonen i de fleste av de varmeste og mest hurtigbrennende stjernene. Trippel-alfa-prosessen består forenklet i at tre alfapartikler (He 4) kolliderer nesten samtidig med C 12 som resultat.

Mer moderate stjerner som er unge nok til å ha fått med seg tilstrekkelig mye av dette produktet gjennom råmaterialet de dannes av, for en stor del støv og gasser som er utstøtt av døde stjerner under stjerneeksplosjoner, bruker C 12 i "karbon-kjeden", en annen energiproduksjonsprosess hvor det bare er hydrogen som forbrukes mens C 12 gjendannes i hvert gjennomløp av kjeden. Reaksjonene i kjeden er som følger:

¹²C + ¹H = ¹³N + energi.

N 13 er radioaktiv og omdannes til C 13 ved betadesintegrasjon. Dette frigjør også energi.

¹³C + ¹H = ¹⁴N + energi.

¹⁴N + ¹H = ¹⁵O + energi.

O 15 er radioaktiv og omdannes til N 15 ved betadesintegrasjon.

¹⁵N + ¹H = ¹²C + ⁴He + energi.

Alle mellomproduktene finnes til enhver tid i en viss mengde i stjerner hvor denne prosessen foregår, og slipper ut hvis stjernene eksploderer eller på annen måte gir fra seg gass fra tilstrekkelig dype lag. Derfor finnes også C 13 i betydelige mengder i universet.

Grunnstoffdannelsen i universet kan også gå videre ved at det i den siste reaksjonen i denne kjeden dannes O16 i stedet for C 12 + He 4, noe som skjer ofte i litt varmere stjerner, og denne fortsetter med å oppta protoner, alfapartikler eller andre smådeler. Karbonkjeden, som er avhengig av karbon for å kunne gå, danner altså grunnlaget for syntesen av alle de andre tyngre grunnstoffene i universet. Det er klart at vi har mye å takke karbon for.

Karbon er altså en av hovedbestanddelene av universet, og i vår Jords opprinnelige atmosfære, som allerede hadde mistet mye hydrogen og helium, må det ha utgjort over 10 masseprosent - som metan og karbondioksyd, sannsynligvis bare med oksygen foran seg på skalaen.

I biosfæren, som er mengden av alt levende som finnes på Jorda, er karbon den viktigste bestanddelen, om ikke den hyppigste. I en vakker kvinne på 60 kg er det ca. 18 % eller 11 kg karbon. Uansett om hun er vakker eller ikke er det godt å vite en kald kveld at du har mer enn ti kilo rent kull i senga ved siden av deg! Det er mest oksygen i henne, hele 65 % eller 39 kg, men hvis du tar bort vannet og bare regner tørrstoffer blir karbon helt dominerende. Fjerner du skjelettet også, utgjør karbon over 70 % av det som er igjen. Og hvis hun ikke er vakker, men derimot svært fet kan faktisk karboninnholdet komme opp i 75 %, fordi fett er det karbonrikeste av de biologiske materialene.

Også i jordskorpen som helhet (inkludert biosfæren, lufta og havvannet) ligger karbon høyt oppe med sin 12.-plass, og av det som regnes som mineraler (faste, naturlig forekommende substanser med homogen sammensetning) er karbon (1977) en hovedkomponent av så mange som 201. Av disse er 163 karbonater i forskjellige varianter, 15 er rent organiske stoffer, 10 er salter av organiske syrer, 5 er forskjellige former av rent karbon, 4 er karbider, 2 er uorganiske salter utenom karbonater (et cyanid og et isotiocyanat) mens 1 er et oksyd (blandet silisium-, karbon- og svoveldioksyd) og 1 er en organometallisk forbindelse, et nikkelporfyrin. Av grunnstoffer som karbon forekommer sammen med i mineraler er oksygen og hydrogen de klart vanligste, med h.h.v. 186 og 127 mineraler. Så følger kalsium med 74, magnesium med 45, natrium med 39, aluminium med 27, jern og svovel med 22, silisium og cerium med 19, fluor, kobber og uran med 16, klor med 14, kalium og bly med 13, barium med 12, nikkel med 11, nitrogen og lantan med 10, mangan med 9, sink og yttrium med 8 og strontium med 7. Det kan vel anes en viss overhyppighet av jordalkalimetaller og sjeldne jordarter her.

Ikke bare skorpen, men også Jordas indre er rikt på karbon, som altså også resten av universet. Det meste av det magmaet som kommer opp gjennom vulkanrør enten det baner seg vei helt opp til overflaten eller blir liggende og størkne langsomt på større eller mindre dyp, består av silikater, basert på kvarts. Men det er også mye karbondioksyd inne i Jorda, og en del vulkaner spyr ut karbonatitter, magma som for det meste består av karbonater. Hovedmineral er for det meste kalsiumkarbonat, men også magnesium og jern er vanlig og natrium og kalium ikke sjeldne. Karbonatittene fører dessuten med seg en rekke økonomisk viktige metaller og mineraler i underordnede, men betydelige mengder, f.eks. jern, titan, mangan, strontium, kobber, niob, tantal, zirkonium, sjeldne jordmetaller, thorium, uran, apatitt, flusspatt og vermiculitt. Søvitt er en karbonatittbergart som først ble funnet ved gården Søve i Fen nær Ulefoss i Telemark, en av de første oppdagelsene av eruptiv kalkstein, som siden har vist seg å være ganske vanlig verden over. Finnes her i landet også på Stjernøy ved Hammerfest og har blitt drevet på niobmineralene koppitt og columbitt i mange år.

Men karbon forekommer i naturen ikke bare som homogene mineraler. Karbon er basis for alt liv, og livets etterlatenskaper og også dets aktiviteter har spilt en markert rolle i Jordens geologi de siste 3-4 milliarder årene. Livet endret hele atmosfæresammensetningen da karbondioksydassimilasjonen begynte for drøye 2 milliarder år siden, og skaffet oss den oksyderende atmosfæren vi har idag. Jernet som var oppløst i havvannet ble oksydert til den uløselige treverdige formen og feltes ut i tykke, rustrøde lag over hele den daværende havbunnen. Slike lag er som nevnt viktig jernmalm idag. Også flere andre grunnstoffer ble oksydert, for eksempel er alle elvesedimenter med uran(IV)oksyd, UO₂, eldre enn 2,3 milliarder år, mens de yngre består av (IV,VI)oksyd, U₃O₈. Slike avleiringer er jo lette å datere på grunn av radioaktiviteten.

Livets etterlatenskaper har også dannet mektige sedimenter, som fikk særlig varig geologisk innflytelse da organismene begynte å beskytte seg med kalkskall og andre mineralske konstruksjoner. Det vanligste er kalsiumkarbonat, CaCO₃, og kalkskall av havets smådyr har i årmillionenes løp dannet enorme leier av kalkstein. Mange steder har havbunn kommet på land av forskjellige grunner, og kalkfjell f.eks. på det norske Østlandet og i Alpene gir god dyrkningsjord og gjør skøyteis glattere, men gir også problemer med kalk i drikke- og vaskevann, såkalt hardt vann som svekker såpeskummet og setter seg i rør og kar og dusjkabinetter som kjelstein.

Andre etterlatenskaper etter livet er bl.a. fugleskitten som i Chile har dannet veldige sedimentfjell med høyt nitratinnhold og har blitt brukt som gjødsel. Men livsformene etterlater jo seg selv også når de dør, og studiet av fossiler er en egen vidtfavnende del av geologien. Et fossil betegner opprinnelig noe som er gravd opp, og ordet ble inntil på 1700-tallet også brukt om mineraler og andre ting som man fant i jord og stein. Ettersom man kom fram til kjemiske analyser for de andre tingene ble fossil brukt om de som ikke hadde veldefinert kjemisk sammensetning, inntil man fant ut at de fleste sådanne stammet fra livsformer. Kalkstein er svært rike på fossiler, og det er rimelig, for kalkskallene som organismene har lagt igjen der er jo til for å være harde og bestandige. Men også andre sedimentære bergarter som skifer og sandstein kan være rikholdige. Det som kan finnes bevart er oftest harde deler som skall og skjeletter, men det forekommer også avtrykk av bløte kroppsdeler, hår og fjær, avføring, fotavtrykk, borehull m.m. Uforandrede bløtdeler finnes sjelden, unntaket er innefrosne mammuter fra etter istiden og insekter i rav som kan være flere hundre millioner år gamle. Uforandrede harde deler finnes i store mengder i kalkfjell og andre steder hvor kalkskallene holder seg. Forandrede bløtdeler opptrer ikke sjelden som fossiler, f.eks. kan organismer som raskt er blitt begravet i finkornet sand, leire, kalk- eller kiselslam lage et detaljert avtrykk som etterlater et hulrom når vevet råtner bort, og hulrommene kan finnes igjen intakte eller sammentrykte eller fylt med mineraler som gir en nøyaktig avstøpning av originalen. Forsteinede trær kan dannes ved at kiselslam gradvis trenger inn i det levende vevet slik at den plassen som treet opptok blir ganske ren kvarts, som er hard og kompakt, mens omgivelsene, som kanskje består av sandstein, ofte kan forvitre bort.

Hvis livsformen får forhold hvor forråtnelsesprosessene ikke virker, f.eks. oksygenfrie, kan de bli karbonisert. Kulleier inneholder mange fossiler av planter, men graptolitter og f.eks. fiskefinner fossiliseres også på denne måten. Også harde deler kan forandres, f.eks. vil surt vann oppløse kalkstein og danne hulrom der det har vært et skall, og hulrommet kan så bli fylt igjen enten senere eller av avsetninger fra det samme vannet. Skjell kan begraves enten fylte eller ufylte og hvis kalkskallet oppløses kan man få fine avstøpninger av innsiden av skjellet.

På forskjellige måter kan dyrs og planters bløtdeler unngå forråtnelse slik at de ikke forsvinner helt, men blir liggende som sedimenter av et eller annet slag. Det skjer vanligvis ved at de havner i oksygenfattige forhold slik at de organismene som er ansvarlige for forråtnelsen ikke er til stede. De karbonforbindelsene som inngår i de døde kroppene blir allikevel ikke bevart intakte. Over de lange tidsrom som er til rådighet kan det skje forskjellige prosesser. Hvis havbunnen er åstedet ser det ut til at det som fortrinnsvis skjer ender med at oksygenet og nitrogenet separeres ut slik at det som blir igjen er karbon og hydrogen i form av hydrokarboner av forskjellig lengde. Resultatet kalles generelt olje eller mer spesifikt mineralolje, for å skille den ut fra den som utvinnes av levende organismer. Mineraloljen er ikke noe rent, homogent stoff, men en blanding av forskjellige hydrokarboner med rester av de andre biologiske grunnstoffene som oksygen, nitrogen, svovel og fosfor i forskjellige former, helst i lavest mulig oksydasjonstrinn. Oksygenet foreligger f.eks. som vann (oksydasjonstrinn -2), nitrogenet som ammoniakk (-3), svovelet som hydrogensulfid (-2) og fosforet som fosfin (-3). Det er nærliggende å tenke på at oljen har blitt dannet under ganske sterkt reduserende forhold.

Hydrokarboner med forskjellig lengde har forskjellig koke- og smeltepunkt, og gassformige hydrokarboner er ofte separert ut i form av naturgass. Asfalt, tjære og voks er forholdsvis faste hydrokarboner som er skilt ut og blir igjen når de flyktigere har dampet eller rent bort. På mange oljerike steder danner det seg oljesjøer hvor de flyktige bestanddelene raskt forsvinner mens asfalt eller tjære er igjen. Slike klebrige sjøer er livsfarlige for mange nysgjerrige dyr, og mange av dem er breddfulle av skjeletter av de forskjelligste organismer. Ozokeritt, albertitt og hatchettin er mineralske voksarter som er lysere i fargen enn asfalt og kan raffineres til hvite parafinaktige vokser som består av langkjedete og uforgrenede mettede hydrokarboner. De opptrer ofte i sprekker og hulrom i oljeførende fjell, men gjerne også i forbindelse med kulldannelse.

Kulldannelse skjer raskt når organisk materiale forbrenner ved utilstrekkelig oksygentilgang. Når du tenner på en trepinne er det de mest brennbare bestanddelene ytterst mot luften som tar fyr først mens de andre spaltes av varmen og de flyktige delene unnslipper i gassform mens det svarte karbonet blir igjen. Trekull fremstilles ved å skjerme ved mot luft mens det oppvarmes og spaltes på samme måten. I "vannsyk" jord i myr- og sumpstrøk går mye plantemateriale til grunne, men den vanlige forråtningsprosessen er oksygenkrevende, og går ikke langt i det stillestående myrvannet, som raskt blir tappet for oksygen.

Resultatet er en prosess som ender med forkulling, men begynner med torvdannelse. Det organiske materialet spaltes. Oksygenet, nitrogenet og hydrogenet slipper unna. Det blir et reduserende miljø, og de forskjellige grunnstoffene slipper helst unna som hydrogenforbindelser, også en del karbon unnslipper, som lette hydrokarboner, mest metan, som er brennbare saker. Forbrenningen av den kan stundom beskues på kveldstid ved aktivt torvdannende myrer.

Men det meste karbonet foreligger etterhvert som mer og mer karbonrike hydrokarboner, såkalte bitumenstoffer, og etterhvert rent kull. Bitumenstoffene er rike på dobbeltbindinger mellom karbonatomer og er gjerne sterkt preget av alifatiske ringstrukturer. Myrtorv inneholder typisk 60 % karbon. Dette omdannes i eonenes løp til brunkull med 70 % og videre til steinkull hvor innholdet er ca. 80 %. De reneste kullet kalles antrasitt og kan inneholde 95 % karbon. Det svarte steinkullet og antrasitten trenger lang tid for å lages i naturen og er alltid millionvis av år gammelt. I den velbenevnte karbontiden, som varte fra 345 til 280 millioner før vår tid, var klimaet fuktig og sumpete over store deler av kloden, og derfra stammer de rikeste kull-leiene, men kull er kjent fra nesten alle andre geologiske perioder også.

Siden kullet er en blanding av forskjellige stoffer som ikke er innbyrdes løst i hverandre, er det ikke for et mineral å regne, men for en bergart. Antrasitten med 95 % karbon ligger nært opptil å være et mineral og er nokså krystallinsk i oppbygningen. Men det finnes også ekte mineraler av rent karbon.

Grafitt, tidligere mye kalt blyant eller blyantstein, et ord som i enda eldre tid ble brukt om en antimonholdig blyglans som ble brukt til å skrive med, en forkortelse for blyantimon, finnes i metamorfe bergarter, slike som har vært utsatt for omkrystallisering under høyt trykk og/eller temperatur. Under slike forhold krystalliserer karbonet i kull og andre organiske sedimenter ut som grafitt. Den er et av de bløteste mineralene, og har hardhet 1 på Mohsskalaen. Tettheten er 2,23 g/cm³, fargen er gråsvart, og den gir villig av seg sin velkjente grå strek på alle prøveflater. Krystallstrukturen er heksagonal og i det indre består den av skikt med sammenhengende aromatiske resonanssekskanter. Det er ingen kjemiske bindinger mellom skiktene, bare svake v.d.Waalskrefter. Grafitt er så å si et todimensjonalt mineral. Naturlig grafitt er sjelden særlig ren og etterlater opptil 20 % aske når den brenner.

Det er ganske mye grafitt i Norge, særlig i Nordland og Troms hvor grafittskifer er vanlig, men også mange andre steder. Det produseres grafitt i Skaland Verk på Senja. Drivverdige forekomster finnes også ved Jennestad i Sortland og Holandsfjord i Nordland. Mange gneiser i Kongsberg-Bambleområdet fører litt grafitt. Den fineste grafitten kommer fra Sri Lanka, ellers produseres mye på Madagaskar, i Tsjekkia, Østerrike, Bayern og Ontario og Quebec i Canada.

Chaoitt er et sjeldent mineral som består av rent karbon og likner grafitt overfladisk, men består av lange kjeder av karbonatomer i et heksagonalt mønster. Det dannes i meteoritter og meteorkratere ved omvandling av grafitt og annet karbonmateriale under høyt trykk og temperatur.

Diamant er i slående kontrast med grafitt det hardeste av alle mineraler, med hardhet 10 på skalaen. Tettheten er 3,5 g/cm³. Det dannes av samme grunnmateriale som grafitten, men krever ekstremt høye trykk, og finnes bare dypt nede i vulkanrør med seig, kontinental lava, som resultat av kraftige eksplosjoner. Slike såkalte kimberlittrør finnes også på den gamle grunnfjellsplaten som Finnmark ligger på, og man har lett etter diamanter der, men ikke med hell foreløpig. Diamanter er kubiske, harde, klare og med en sterk lysbrytning som kan gi frapperende effekter ved sliping. De fluorescerer ved ultrafiolett lys. Forskjellige forurensninger kan gi andre farger, blå og gule er de vanligste, men heller ikke grønne er uvanlig. Brune og svarte diamanter inneholder uomvandlet karbon og regnes for mindreverdige. En svart variant som består av uregelmessige masser uten synlige krystallflater kalles carbonado. De aller fleste diamanter er små, matte og nesten blygrå. Slike diamanter uten smykkesteinskvalitet kalles "bort" og har diverse teknisk anvendelse.

Lonsdaleitt er en heksagonal form av diamant som er funnet i visse meteoritter og også kan lages syntetisk.

Natron, Na₂CO₃.10H₂O, har samme sammensetning som handelsproduktet krystallsoda (mens handelsproduktet natron består av natriumbikarbonat, NaHCO₃). Dette natronet er den formen man finner soda på i naturen. Det er hvitt eller fargeløst, krystalliserer monoklint, og siden det er lett vannløselig finner man det bare i tørre strøk og i saltleier.

Trona, Na₂CO₃.NaHCO₃.2H₂O, er et annet natriumkarbonat med mindre vanninnhold som forekommer under liknende betingelser som natron, men som er mer stabil i sterk varme. Det er fargeløst til grått eller gullig hvitt, glinsende og opptrer i fibre eller masser eller i søyleformede monokline krystaller. Hardhet 2,5-3, tetthet 2,1 g/cm³.

Kalkspatt eller kalsitt, CaCO₃, har de siste 600 millioner årene som følge av havdyrenes virksomhet blitt et av de mest utbredte mineralene. Den er i ren tilstand fargeløs eller hvit, noen ganger farget av urenheter. Hardheten er 3, tettheten 2,71 g/cm³. Kjennetegnet ved at den bruser i kald, fortynnet syre. Krystalliserer trigonalt, gjerne med tvillingkrystaller. "Spikerhode" og "hundetann" er vanlige formvarianter. Ofte i mer eller mindre finkornete masser. Kalkspatt er kjent for sin dobbeltbrytning som ble årsak til oppdagelsen av det polariserte lyset. Legger du en krystall oppå en blyantstrek ser du to bilder av streken gjennom krystallen. Kalkspat finnes i noen vulkanske bergarter og i noen omvandlede basalter, men overveiende i sedimenter. Løses i surt vann og settes ofte av i sprekker i fjellet som vannet har rent igjennom eller i dryppsteinshuler, en prosess som akselereres med den surere nedbøren i våre tider.

Kalkstein er en bergart som i det vesentlige består av kalkspatt. Den er utbredt over store deler av verden, dominerer mange steder i dette landet og avleverer ioner til vannet som gjør det hardt. Rundt varme kilder avsettes ofte mye kalkstein i mange former, bl.a. som travertin, som har vært brukt som bygningsstein. Kritt er en særskilt kalkstein ble dannet etter masseutryddelsen av plankton samtidig med dinosaurene for 65 millioner år siden. De sank i hopetall ned på bunnen og dannet krittavleiringer som ga perioden sitt navn og deg noe å skjelve på hånden med når du går til tavla. Kalkstein som er utsatt for høyere temperatur eller trykk omkrystalliseres til marmor, som er mye brukt til bygningsstein, men lider under de moderne nedbørsforhold. Også dolomitt kan danne marmor, mange marmorer inneholder en blanding av kalkspatt- og dolomittkrystaller. Marmor er ofte hvit, med årer av mørkere materiale, men også rød, grønn, grå og svart marmor er høyt verdsatt. Marmor fra Paros i Egeerhavet rangeres spesielt høyt p.g.a. sin gjennomskinnelighet, selv i 3,5 cm tykke lag skinner lys igjennom. Men også en del av den norske nordlands-marmoren har samme kvalitet. Det største feltet er på Fauskeeidet i Salta, hvor mye marmor har blitt drevet. Også i Nordtrøndelag finnes flere betydelige forekomster. Marmoren på Gjellebekk i Lier ved Drammen ble brutt på 1700-tallet og forefinnes i Marmorkirken i København, men er av dårlig kvalitet. Kleberstein er en annen bergart som ofte kan inneholde kalkspatt eller andre kalsium- og magnesiumkarbonater.

Aragonitt har samme sammensetning som kalkspatt, men krystallisesrer rombisk, ofte som pseudoheksagonale tvillingkrystaller. Hardhet 3,5, tetthet 2,94 g/cm³. Den er hvit til glassklar i fargen og fluorescerer i elektron- og røntgenstråler og i ultrafiolett lys. Viser også termoluminiscens, d.v.s. at den avgir lysfenomener ved oppvarming. Forekommer i leier sammen med gips, men også avleiret i sprekker og hulrom i basalter og som stalaktitter i dryppsteinshuler. Små aragonittkrystaller finnes i perler, mange sjødyr feller ut aragonitt i skallet i stedet for kalkspatt, og det avleires derfor mye aragonitt i sedimenter, men det går med tiden over til den mer stabile kalkspatten. Aragonitt felles fra varme kilder i stedet for kalkspatt, og finnes i avleiringer rundt kildene. Den finnes en rekke steder i Norge, bl.a. Elsjøområdet mellom Grubelien og Dalstjern i Oslofeltet hvor det er fylt i sprekker i bergarten hornfels, og i Konnerudgruvene ved Drammen, hvor den forekommer som pene, små strålebunter.

Dolomitt er et magnesium-kalsium-karbonat (Ca,Mg)CO₃, som forekommer i fargeløse til hvite, trigonale krystaller, ofte i rombeform, gjerne med tvillingdannelse, eller i kornete eller tilsynelatende strukturløse masser. Urenheter gjør fargen ofte grå, grønnlig, gul, rosa eller brun. Hardhet 3,5-4, tetthet 2,85 g/cm³, matt glassglans. Bruser ikke med kald, fortynnet syre slik som kalkspatten, men gjør det når syren blir oppvarmet. Fluorescerer i ultrafiolett lys. Viser også triboluminescens, d.v.s. lysvirkninger ved gnidning. Vanlig i lett omvandlede kalksedimenter, bl.a. i store mengder i fjellmassivet Dolomittene i de sveitsiske alper, hvor de sannsynligvis er ansvarlig for det ioneinnholdet som gir Davos-isen den berømte glien. I Norge i store mengder i den nordlandske dolomittmarmoren i Salten og Rena. Det er utstrakte felter av tett, hvit dolomitt i Porsanger. Dolomitt kan inneholde jern og danner overgangsfaser til ankeritt, ofte assosiert til malmmineraler.

Magnesitt, talkspatt eller bitterspatt, MgCO₃, er et hvitt eller fargeløst, trigonalt mineral med hardhet 4 og tetthet 3,0 g/cm³. Det kan opptre i store, velutviklede krystaller, men ofte i jordaktige, kompakte, fibrøse eller kornete masser. Fargen kan ha et gult til brunt skjær av urenheter. Forekommer i ren form i uregelmessige årer i bergarten serpentin, som ellers består mye av talk. Inngår ellers i fast løsning i andre karbonatmineraler som kalkspatt, sideritt og rodokrositt. Bruser ikke for kald syre. Opptrer flere steder på østlandet i sedimenter fra sen prekambrium som årer og ganger i kleberstein og serpentin. En kornete hvit variant med varierende mengder gressgrønn serpentin har vært drevet i Snarum-Modumområdet.

Strontianitt, SrCO₃, et fargeløst, grått, gulaktig eller grønnlig, rombisk krystalliserende mineral med hardhet 3,5 og tetthet 3,7-3,8 g/cm³, som opptrer i mineralårer i store, fine, ofte avlange prismer, gjerne med tvillingkrystaller, eller i fibrøse eller kornete masser eller klumper i kalksteiner. Både fluorescerende og fosforescerende i elektron- og røntgenstråler og i ultrafiolett lys. Kan også vise termoluminescens. Viktig strontiummalm. Ikke funnet i Norge.

Witheritt, BaCO₃, er et fargeløst, hvitt eller gullig til grålig mineral med hardhet 3,5 og tetthet 4,3 g/cm³. Det opptrer i rombiske, pseudoheksagonale tvillingkrystaller eller i blærete, kornete masser på mineralårer sammen med barytt og blyglans. Fluorescerende og fosforescerende i elektron- og røntgenstråler og ultrafiolett lys. Viser også termoluminescens. Viktig malm for barium.

Ankeritt, Ca(Fe,Mg,Mn)(CO₃)₂, er trigonalt og gult til brunt i fargen, hardhet 3-4, glass- til perleglans, ofte gjennomskinnelig, har hvit strek og tetthet 3,0 g/cm³. Krystalleriserer i avrundede romboedre, men forekommer ofte i kompakte eller kornete masser. Finnes bl.a. i ankerittbåndet jernmalm i Håfjellsmulden i Nordland, Bleker gullgruve i Telemark og som bergartsdannende mineral i raudhaugitt i Fen, Telemark.

Sideritt eller jernspatt, FeCO₃, er et brunt til gulbrunt eller gråbrunt, trigonalt mineral med hardhet 4 og tetthet 3,8-4 g/cm³. Den gir hvit strek på prøveflater og opptrer som rombeliknende krystaller, korn, blærer eller masser i jernholdige sedimenter, som mineralkorn i leire eller i årer etter vulkanske gasser hvor man ofte finner pene krystaller. Inneholder gjerne andre trigonale karbonatmineraler i fast løsning og inngår også selv i slike løsninger. Viktig jernmalm, men sjelden i Norge. Funnet i Brevik-Bambletraktene i Telemark.

Rodokrositt eller manganspatt, MnCO₃, er et rosa til rødt eller brungult, trigonalt mineral med hardhet 4 og tetthet 3,7 g/cm³ som avgir en hvit strek på prøveflater. Forekommer vanligvis i blæreformede masser og skorper på manganførende årer, ofte med viktige sølv- og blymineraler. Også i metamorfe soner. Inneholder gjerne andre trigonale karbonatmineraler i fast løsning og inngår også selv i slike løsninger. Sjeldent i Norge, men funnet i Botnedal i Telemark.

Malakitt, Cu₂(CO₃)(OH)₂, er et klart grønt til svartaktig, monoklint mineral med hardhet 3,5-4 og tetthet 4-4,1 g/cm³. Det forekommer mest på oksyderte soner av kobbermineraler og opptrer vanligst som blærer med et båndete tverrsnitt, men kan også danne fiberaktige aggregater eller kvaster eller rosetter av nålformede krystaller. Forekommer noen ganger som en sammenkittende masse i sandsteiner. Har ofte en vakker glans og fin farge og er brukt i smykker og andre pyntegjenstander, men også som kobbermalm, og dessuten i finmalt form som malerfarge under betegnelsen berggrønt. (Malakittgrønt er noe helt annet, et organisk fargestoff.) I Ural er det særlig mye malakitt. Finnes på mange norske kobberforekomster, spesielt Kongsberg og Konnerudkollen ved Drammen.

Azuritt eller kobberlasur, Cu₃(CO₃)₂(OH)₂, er vanlig som forvitringsmineral på kobberforekomster, enten som dypblå monokline krystaller, nyreformede masser eller fibrige aggragater. Ofte sammen med malakitt. Hardheten er 4, tetthet 3,8 g/cm³. Glass- til diamantglans, lyseblå strek, et godt kløveplan og muslig brudd. På kobberforekomster mange steder i Norge, f.eks. Årdal i Sogn, Skutterud på Modum, Bandaksli i Telemark.

Sinkspatt, smithsonitt, galmei eller kalamin, ZnCO₃, er åpenbart et kjært barn og en viktig sinkmalm siden oldtiden. Den er hvit, grønnlig, brunlig eller grå i fargen, krystalliserer trigonalt og har hardhet 4 og tetthet 4,4 g/cm³. Opptrer i blærer, skorper og ofte løse masser i oksyderte soner av sinkmalmer, men løses litt i vann og kan også forekomme i stalaktitter i dryppsteinshuler. Ikke kjent i Norge.

Bastnäsitt, (Ce,La)CO₃(F,OH), et heksagonalt, gult til rødligbrunt mineral med glass- til fettaktig glans. Forekommer i tavleformede krystaller eller i amorfe masser. Ingen spalteflater, ujevnt brudd. Hardhet 4-4,5, tetthet 4,9-5,2 g/cm³. Finnes i varianter med overvekt av La og overvekt av Y. Ikke sjelden i Norge i dypbergarter i Oslofeltet, granittpegmatitter på Sørlandet og Tysfjord i Nordland.

Lantanitt, (La,Ce)₂(CO₃)₃.8H₂O, er heksagonalt, hvitt til fargeløst eller svakte rosa- eller gulfarget og krystalliserer i flak eller plater. Hardhet 2,5-3, tetthet 2,74 g/cm³. Kjent i Norge fra Hobøl i Østfold og Holmestrand.

Kainositt, Ca₂(Ce,Y)₂Si₄O₁₂(CO₃).H₂O, er et rombisk, gulbrunt, gjennomsiktig eller gjennomskinnelig mineral med glassglans og hardhet 5-6 og tetthet 3,4-3,6 g/cm³. Beskrevet første gang fra Hidra ved sørlandskysten og også kjent fra Kragerø, Krøderen og Tysfjord. Parisitt, (Ce,La)₂Ca(CO₃)₃F₂, er sjeldent mineral med ravaktig til matt glans som kan være hvitt, beige, rosa eller gulbrunt til honninggult, krystalliserer i gjennomsiktige, heksagonale krystaller og har hardhet 4-4,5, tetthet 4,3 g/cm³ og avsetter en blek, gulhvit strek. Store krystaller finnes i Hundholm-pegmatitten i Tysfjord, Nordland. Også kjent fra Kragerø, Sulitjelma og Kongsberg.

Cerussitt eller hvitblyerts er PbCO₃, krystalliserer rombisk, gjerne i tvillingkrystaller, ofte kornete eller i masser. Hvit til grå i fargen, med diamantglans, ofte med andre farger etter urenheter. Fluorescerer i røntgenstråler og langbølget ultrafiolett lys. To distinkte kløvflater, muslig brudd, sprø. Hardhet 3, tetthet 6,55 g/cm³. Forekommer i oksyderte soner av blymalmer, kan være drivverdig på bly. I Norge sjelden, men sett på kontaktsoner i Oslofeltet.

Det tetragonale vismutspatt eller bismutitt, (BiO)₂CO₃, er et variabelt korngult til brungult forvitringsprodukt av vismutglans. Det krystalliserer tetragonalt, med glassglans, men forekommer mest som jordaktige masser og skorper på vismutglansen. Hardhet 2,5-3,5, tetthet 6,7-7,4 g/cm³. Kjent i Norge fra Gjuv vismutgruve i Hjartdal i Telemark. Også funnet på Gjellenbekk og på pegmatittganger i Iveland.

Skapolitt er en mineralgruppe av variabel sammensetning som består av en blanding av meionitt, 3CaAl₂Si₂O₈.CaCO₃, og marialitt 3NaAlSi₃O₈.NaCl i forskjellige forhold i innbyrdes fast løsning i hverandre. Kjemisk er den meget nært beslektet med plagioklasfeltspat og likner den i hardhet og farge, men krystalliserer tetragonalt, ofte i lange, stavformede firkantprismer. Temmelig vanlig, utbredt i kontaktsonene i Oslofeltet og i kalkstein på sørlandet.

Dahllitt, Ca₅(PO₄,CO₃)₃(OH), er en karbonatholdig apatitt som også kan inneholde mer eller mindre fluor. Krystalliserer heksagonalt. Først oppdaget ved Ødegårdens apatittforekomster i Bamble i Telemark, oppkalt etter Tellef Dahll, geolog og bergmann som var født i Kragerø og var var en av Norges Geologiske Undersøkelses første bestyrere fra 1858.

Mellitt eller honningstein, C₆(COO)₆Al₂.18H₂O, er et gult, tetragonalt mineral av en interessant sammensetning. Den består av det hydratiserte aluminiumsaltet av benzenheksakarboksylsyre (eller mellittsyre), en organisk syre som består av en benzenring med en syregruppe tilknyttet hver av ringkarbonene. Som navnet antyder, smaker det søtt av den. Forekommer som knoller i brunkull, dannet ved nedbryting av planterester. Hardhet 2-2,5, tetthet 1,55-1,65 g/cm³, glassglans, honninggult til gyllenbrun, hvit strek.

KJEMI
Av rent karbon er det idag kjent en rekke forskjellige modifikasjoner. Fra gammelt av kjennes amorft karbon, diamant og grafitt. Det amorfe er det svarte, subkrystallinske som fås temmelig rent i sot og trekull. Det har en tetthet på 1,8-2,1 g/cm³ og er egentlig det samme som grafitt og slett ikke amorft, men har mikroskopiske krystaller.

Grafitten er grå og bløt, med en tetthet på 1,9-2,3 g/cm³. Som nevnt har den en lagvis struktur hvor karbonatomene er ordnet i hvert skikt i et benzenringliknende sekskantmønster. Bindingene i slike ringer er resonansforsterkede (mer om dette under benzen) og svært vanskelige å bryte. Avstanden mellom atomene er 1,42 Å. Men mellom skiktene er avstanden hele 3,35 Å, og i denne retningen virker det faktisk ingen krefter! Ingen kovalente, sterke bindinger, slik som disse resonansbindingene. Ingen varig elektrostatisk tiltrekning som mellom ioner eller svakere mellom polare molekyler (hydrogenbindinger). Bare svake van der Waalskrefter lik de som virker mellom neonatomer og prøver å holde dem sammen i krystaller i nærheten av det absolutte nullpunkt, men gir opp allerede ved -248 °C. Derfor skrelles lagene av lett og avsetter seg på kladdepapiret ditt bare med et lett trykk av hånden. Det er idag kjent at grafitt opptrer i to krystallmodifikasjoner, en alfa-grafitt som er den kjente heksagonale, og en trigonal betaform. Krystallformen er den eneste egenskapen som skiller dem fra hverandre, men alfa-grafitt kan omvandles til beta ved mekanisk behandling og går tilbake ved oppvarming til 1000 °C. Beta-grafitt kan utgjøre opptil 30 % av naturlig grafitt, men vanlig kommersiell grafittsyntese gir bare alfa-grafitt.

Grafitt fremstilles kunstig på forskjellige måter og kan få vidt forskjellige egenskaper etter fremstillingsmåten. Pyrolyttisk grafitt fås ved varmespalting av lette hydrokarboner som metan, etan og benzen på en grafittoverflate under lavt trykk ved 2000 °C. Den er nokså lik den naturlige grafitten. Det er også den som fås ved å oppvarme koks eller antrasitt i form av 'bakte' elektroder ved 2700 °C. Retortegrafitt (retortekull) utskilles ved fremstilling av koks og lysgass fra kull ved at gassene som skilles ut delvis spaltes ved de varme retorteveggene. Den dannes i tette, faste masser og er meget hard, med god elektrisk ledningsevne. Glanskarbon fås når en lysgass- eller metanflamme brenner mot en glatt overflate, f.eks. glassert porselen eller metall oppvarmet til 800 °C. Den er metallglinsende, meget sprø og ureaktiv og nesten like hard som diamant. Men i det indre består den av sammenfiltrede grafittkrystaller med diametre på 20 Å eller mindre. Fibergrafitt eller karbonfiber fremstilles ved forkulling av akrylfiber. De har en usedvanlig styrke og fasthet og er idag tatt i bruk i utstrakt grad.

Sot fås ved ufullstendig forbrenning av karbonholdige damper eller gasser. Det er bare lysende flammer som soter. Lyset kommer fra glødende partikler i de delene av flammen som ikke har nok oksygentilførsel til at forbrenningen kan gå fullstendig. Når det er karbonholdige materialer som forbrennes består de glødende partiklene for det meste av karbon, og avsetter seg som sot på en kald overflate hvis den føres inn i de lysende delene av flammen. En flamme som ikke soter eller soter lite kan bringes til å sote mer hvis lufttilførselen (d.v.s. trekken) minskes - og omvendt. Sotavsetninger i ovner og skorsteiner reduseres ved bedre trekk. Det karbonet som ikke avsettes som sot vil i stedet forbrenne og gir varme. Men hvis det er for mye trekk forsvinner mye av varmen ut av skorsteinen. Parafinlamper oser mindre og gir mer lys pr. mengde forbrukt brennstoff hvis trekken bedres med et lampeglass som dirigerer luft forbi den brennende veken.

Sot er ikke helt rent grafitt og inneholder litt hydrogen, oksygen og ofte svovel. Derfor kan den variere mye i egenskaper etter fremstillingsmåten. Kjønrøk er en slags sot som fremstilles ved forkulling av harpiksrike trær. Sot fremstilt med utgangspunkt i forskjellige brennstoffer gis ofte navn etter brennstoffet, f.eks. antracensot eller acetylensot. Sot er en av de mest finfordelte substansene vi kjenner som ikke er gasser.

Koks fås etter forkoksing, tørrdestillasjon, d.v.s. oppheting av kull, torv eller faste destillasjonsrester etter jordolje eller kulltjære til opptil 1000 °C uten lufttilgang. Koks som er fremstilt ved denne temperaturen er hardt, ganske tungt og matt gråsvart av farge. Det består for det meste av grafitt, men har et betydelig innhold av askestoffer, d.v.s. mineraler som blir igjen etter forbrenningen.

Ved oppvarming av karbonholdige materialer uten lufttilgang inntrer forkulling, som kan gi ganske rent karbon i en mikrokrystallinsk grafittform som resultat. Vanlige utgangsmaterialer er tre (trekull), torv, kull, koks, dyreekskrementer, sukker (sukkerkull), kokosnøtteskall, fruktsteiner m.m. Beinkull lages av bein, men inneholder ganske mye apatitt (kalsiumfosfat). Alle disse materialene er dannet etter frigjøring av gassformige produkter og er porøse, med en stor indre overflate. Som regel er de lette nok til å flyte på vann.

Hvis forkullingen skjer ved forholdsvis svak oppvarming og i nærvær av stoffer som tiltrekker seg de dannede tjæreproduktene og hindrer kullpartiklene å sintre sammen blir kullet uhyre porøst og kan absorbere store mengder av forskjellige slags stoffer. Absorpsjonsevnen økes ytterligere ved å varme kullet opp i vanndamp eller karbondioksyd slik at grafitten oksyderes. Denne oksydasjonen kalles aktivisering og det behandlede kullet aktivt kull, et stoff som brukes som absorpsjonsmiddel til en mengde forskjellige formål.

Diamanten har ikke som grafitten kjemiske bindingskrefter bare i et todimensjonelt plan, men i et nettverk i tre dimensjoner. I dens glitrende indre er karbonatomene knyttet til fire andre atomer med fire kovalente enkeltbindinger, alle med 136 graders vinkel med hverandre slik at de står ut i en regelmessig tetraederform fra atomene. Det kubiske nettverket av slike bindinger går tvers igjennom diamanten, den holdes sammen av kovalente krefter i alle retninger og har ikke svakheter i noen plan, akser eller punkter. En diamant er egentlig et kjempemolekyl, og med sin hardhet illustrerer den godt styrken i de kovalente bindingene. Karbon er elementenes Supermann, den sterke, harde og vakre, som i ledige stunder kan slappe av og ikle seg sin hemmelige identitet, grafitten, bløt, grå og uanselig. Men det er grafitten som er den stabile modifikasjonen ved normalt trykk og temperatur. Diamanten holder seg bare tilsynelatende uforandret fordi omvandlingshastigheten er svært lav. De sterke kovalente bindingene må brytes og knyttes sammen på andre måter igjen for at forvandlingen skal finne sted, og det er vanskelig ved lave temperaturer selv om det medfører energigevinst. Men ved 1500 °C i fravær av luft går forvandlingen raskt. Diamant er også kjent for sin høye brytningsindeks på 2,4173, som skyldes interaksjon mellom lyskvantene og den høye tetthetene av elektroner i de kovalente bindingene. Bare en håndfull andre stoffer har høyere brytningsindeks. Den er også en elektrisk isolator i motsetning til grafitten, som leder elektrisk strøm ganske bra, men den har god varmeledningsevne. Diamant er den mest kompakte av karbonmodifikasjonene, med en tetthet på 3,15-3,53 g/cm³ (smykkesteinskvaliteter 3,514).

I 1969 ble det "hvite" karbonet oppdaget ved sublimering over 2300 °C av grafitt produsert ved termisk spalting av karbonforbindelser. Det dannes små, klare krystaller som tilsynelatende også har en skiktstruktur som grafitt, men tettere.

Lonsdaleitt er en heksagonal krystallform av diamant med egenskaper som likner diamantens (den er kanskje enda hardere) og forekommer som mineral i meteorer. Den kan også fremstilles syntetisk.

Karbyn, også kalt karbon III, er en grafittliknende form som også dannes ved støtomvandling av karbonmateriale under meteorittnedslag (mineralnavn chaoitt). Karbynet består av lange kjeder av karbonatomer som er bundet til hverandre med avvekslende enkelt- og trippelbindinger. Kjedene er buntet sammen i sekskantmønster og gir modifikasjonen en heksagonal symmetri. Tettheten er 3,43 g/cm³, altså tett oppunder diamantens. Det er mulig at slike kjeder også kan være ganske utbredt i det interstellare støvet.

Ved hurtig kompresjon av diamant kan det dannes metallisk karbon som er metastabilt over et trykk på 3 TPa, d.v.s. 10 millioner atmosfærer.

Fullerener er karbonmodifikasjoner hvor karbonatomene er bundet sammen i molekyler på rundt 60 atomer eller mer av form som en ball eller et rør eller liknende. De er uhyre stabile og motstandsdyktige. Bindingene i dem er av samme type som mellom sekskantene i grafitt og i tetraedermønsteret i diamant. En annen interessant egenskap er at de kan inneslutte forskjellige andre atomer med egenskaper som kanskje kan utnyttes på forskjellige måter.

Karbon er et nokså lite reaktivt grunnstoff. Diamant motstår med iherdighet alle kjemiske påvirkninger og er uløselig i alle løsningsmidler, men brenner i luft over 7-800 °C. Grafitten løses ikke i noen vanlige løsningsmidler, men har en betydelig løselighet i mange smeltede metaller, f.eks. jern. Med metallene og med bor og silisium reagerer den ved oppvarming til karbider. Med nitrogen trengs det svært høy temperatur for å få reaksjon, liksom med hydrogen. Grafitt begynner å oksyderes i luft ved 450 °C, men brenner ikke før ved 7-800 °C, unntatt i finfordelt tilstand. Luft som inneholder kullstøv er eksplosjonsfarlig hvis den utsettes for en flamme med temperatur på 4-500 °C eller mer. Karbon har en sterk affinitet til oksygen og er et utmerket reduksjonsmiddel som brukes og har vært brukt metallurgisk i uminnelige tider. Grafitt kan også redusere vanndamp til hydrogen ved 800 °C. Karbon reagerer ellers med svovel ved rødglød, med fluor ved romtemperatur og med de andre halogenidene ved moderat oppvarming.

Karbon har fire valenselektroner og det er fireverdig i nesten alle forbindelsene sine, siden det både mangler fire elektroner på å få konfigurasjonen til den neste edelgassen, neon, og har fire for mye til å få den til den forrige, helium. Som det eneste grunnstoffet i karbongruppen danner karbon anioner med noen få, sterkt elektropositive metaller i form av "metanid"-ionet C^4- og også acetylidionet C₂^2-, som imidlertid har en kovalent trippelbinding mellom de to karbonatomene. Formelt har også karbonet oksydasjonstrinnet -4 i metan, CH₄, men i karbondioksyd, CO₂, karbontetraklorid, CCl₄, og andre tilsvarende chalkogenider og halogenider er oksydasjonstallet +4, mens det er +2 i den viktige forbindelsen karbonmonoksyd og noen få andre. Men selv i fluoridet foreligger det aldri noe C⁴⁺-ion, verken i noen form for elektrolytt eller i krystaller. Bindingene er alltid kovalente, om enn i varierende grad polare.

Det er også evnen til å danne kovalente bindinger som i særlig grad setter sitt preg på karbonkjemien. Elektroner sirkulerer ikke rundt atomkjernene i sirlige runde planetbaner slik som de første atomstrukturteoretikerne tenkte seg, men beveger seg i orbitaler. For ting som er så små som elektronene er begreper som posisjon og forflytning litt mer diffuse enn i vår makro-verden, og orbitalene sier noe om hvor det er mest sannsynlig å finne elektronene til enhver tid, nøyaktigere er det ikke mulig å plassere dem. For orbitalene gjelder det ganske bestemte regler for hvordan elektronene kan gruppere seg, og særlig viktig er det at det i hver orbital bare er plass til høyst to elektroner. Orbitalene har også forskjellige nivåer av potensiell energi, p.g.a. at elektronene i de forskjellige har forskjellig gjennomsnittsavstand fra den tiltrekkende kjernen, og elektronene velger naturlig nok den orbitalen som har lavest energi og minst gjennomsnittsavstand hvis de har fritt valg.

Karbon har seks elektroner, og to av dem befinner seg i orbitalen med det klart laveste energinivået, som kalles 1s. S-orbitalene er symmetriske om kjernen, tettest mot midten og avtar gradvis utover. Når det kommer flere elektroner til må de over i et nytt "skall", hvor gjennomsnittsavstanden er større, siden det ikke er plass til flere orbitaler i skall nr. 1. To elektroner får plass i 2s-orbitalen, som har samme fasong som 1s, men altså større. De to siste må nøye seg med en annen type orbital, som heter 2p og ligger litt over 2s i energi. 2p-orbitalene har høyest elektrontetthet i to kuler på hver side av kjernen, og det er tre av dem, symmetrisk beliggende rundt hver sin av de tre aksene i et tredimensjonalt aksesystem, i rett vinkel mot hverandre, slik at de ialt har plass til 6 elektroner.

Ionebindinger oppstår når et atom med stor elektrontiltrekningsevne overtar et elektron fra et med nokså lav sådan evne, slik at det dannes ioner som tiltrekker hverandre elektrostatisk. Ionebindinger kan lett brytes av en elektrolytt som f.eks. vann - polare molekyler som legger seg med den negative enden mot det positive ionet og med den positive mot det negative ionet. Kovalente bindinger oppstår mellom atomer hvor forskjellen i elektrontiltrekningsevne ikke er så stor og består i at de deler ett eller flere elekronpar seg imellom, inntil de har skaffet seg den edelgasskonfigurasjonen alle atomer lengter etter, d.v.s. en konfigurasjon hvor alle orbitalene i det ytterste elektronskallet er fylt med elektroner. Ved en kovalent binding slås to orbitaler som hver inneholder et elektron sammen i en molekylær overlapp-orbital som i likhet med andre orbitaler bare kan inneholde to elektroner. Der kan begge elektronene bevege seg fritt rundt de to kjernene så lenge de strengt overholder kjørereglene. I motsetning til ionebindinger som bare holdes sammen av tiltrekningskrefter mellom to separate enheter innebærer kovalente bindinger en sammenknytning av to atomer til et molekyl. Derfor er de også mye sterkere og vanskelige å bryte, og de har alltid en bestemt retning og en veldefinert geometri.

Både s- og p-orbitaler kan danne kovalente bindinger. For s-orbitalene ser de felles molekylærorbitalene ut som en slags ellipseform med en symmetriakse gjennom de to kjernene. Dette kalles en sigma-binding og symmetrien gjør at et molekyl som inneholder sigmabindinger kan dreie seg nokså fritt rundt disse bindingene. P-molekylærorbitalene, som kalles pi-bindinger, ser ut noenlunde som to bananer på hver sin side av aksen mellom de to kjernene. Disse bindingene er symmetriske bare om et plan gjennom de to kjernene, og her gis det ingen frihet til å rotere.

Når karbon skal danne kovalente bindinger blir ikke elektronene liggende med to i 2s-orbitalen og ett hver i to av de tre 2p-orbitalene, slik som i frie karbonatomer. For det første må de fordeles med ett i hver av de fire orbitalene slik at det kan slippes til fremmede atomer, og for det andre kan det frigjøres energi ved å heve energien til s-elektronet litt og minke den til de tre p-elektronene ved å lage hybrid-orbitaler, fire likeverdige orbitaler som er en mellomting mellom de to orbitaltypene og kalles sp³, siden de består av 1 s- og 3 p-orbitaler. Disse hybridene ser ut som en stor og en liten blære som står ut på hver sin side av atomkjernen. De er ikke symmetriske om kjernen som s-orbitalen og heller ikke er de to blærene speilbilder av hverandre som p-orbitalene. Men de er fortsatt aksesymmetriske og kan dermed danne sigma-bindinger med atomer som har elektronene sine i s-orbitaler, f.eks. hydrogen. De fire hybridorbitalene stiller seg rundt karbonatomet i posisjoner som gir hver av dem størst mulig avstand til hverandre, naturlig nok, siden elektroner med lik ladning frastøter hverandre. Dermed strekker de fire sigma-bindingene seg ut mot hver av hjørnene i et regelmessig tetraeder, en figur som er sammensatt av fire likesidede trekanter. Vinkelen mellom hvilke som helst par av dem er ideelt sett 136 grader.

Men noen ganger deler karbonatomet mer enn ett elektronpar med et annet atom, slik at det oppstår en dobbeltbinding. Det går ganske dårlig å legge to aksesymmetriske sigmabindinger ved siden av hverandre, men problemet løses ved å frigjøre en av p-orbitalene fra hybridiseringen slik at den kan danne en pi-binding med det andre atomet. De tre andre orbitalene danner en ny hybrid av en s- og 2 p-orbitaler som kalles sp²-hybrid. De har omtrent samme fasong som sp³-hybridene og plasserer seg som dem med størst mulig avstand til hverandre, d.v.s. med retning mot hvert av hjørnene i en likesidet trekant, alle med 120 graders vinkel med hverandre og alle i samme todimensjonale plan, ikke fordelt i det tredimensjonale rommet slik som sp³-orbitalene. En dobbeltbinding består av en sigma- og en pi-binding.

Og noen ganger deler selvsagt også karbonet tre elektronpar med naboatomet slik at det oppstår en trippelbinding. Her frigjøres en p-orbital til, og en trippelbinding består av to pi-bindinger og en sigma-binding som er en hybrid av en s og en p-orbital og går under navnet sp. De to sp-hybridene fjerner seg selvsagt også mest mulig fra hverandre og står ut i hver sin motsatte retning med 180 graders vinkel med hverandre. Bindingene rundt et slikt karbonatom har altså oppgitt nok en dimensjon, og står hver vei i samme endimensjonale linje. De to pi-bindingene består hver av to bananer i hvert sitt plan parallelt med aksen gjennom atomkjernene. Planene står vinkelrett på hverandre, igjen for å få størst mulig innbyrdes avstand. Det er ikke plass til flere enn to pi-bindinger mellom to atomer, og noen kovalent kvadruppelbinding er derfor ikke mulig. Sp-hybridisering fås også når karbonatomet danner to dobbeltbindinger med to av naboatomene. Da må også to p-orbitaler frigjøres for å lage pi-bindinger, en i hver retning, og slike molekyler, som f.eks. karbondioksyd, er rettlinjet. Karbonatomet bidrar til bindingene med en p-orbital og en sp-hybridorbital i hver retning.

Karbonets kovalente bindinger med andre karbonatomer er særlig sterke, noe som er bakgrunnen til diamantenes hardhet og karbonets evne til å danne molekyler med lange, stabile kjeder av karbonatomer. Bindingene med andre atomer er for det meste svakere, og danner ofte angrepspunkter ved kjemiske reaksjoner. Bindinger med andre atomer som er mer elektrontiltrekkende enn karbon blir polare fordi elektronene tilbringer mer tid hos det tiltrekkende atomet enn hos karbonet som de ikke liker så godt. Molekylet får dermed en negativ og en positiv ende, og tiltrekning og frastøting mellom slike polare molekyl-ender har stor betydning i kjemien, ikke minst fordi polare molekyler som har andre polare molekyler å tiltrekkes av virker frastøtende på de upolare, noe som f.eks. innebærer at noen væsker ikke blander seg med hverandre og at det går an å vaske seg med såpe.

I vannløsning opptrer karbon som karbonat- (CO₃^2-) og bikarbonation (HCO₃^-), eller tilsvarende andre komplekse ioner som f.eks. tiokarbonationet, CS₃^2-, cyanid, CN^-, og en mengde organiske polare og ioniske forbindelser. Mange organiske stoffer er også mye undersøkt og brukt som løsningsmidler, og de upolare stoffene løser gjerne lett de upolare organiske forbindelsene.

Karboniumioner er organiske molekyler som har fått tilført hydrogen, f.eks. metonium, CH₅⁺, mens karbeniumioner er organiske molekyler som har mistet hydrogen, f.eks. metenium, CH₃⁺. Men karbeniumioner kan også oppstå når umettede organiske forbindelser opptar hydrogen f.eks. fra sterke syrer, f.eks. CH₂:CH₂ + H⁺ = CH₂:CH₃⁺. Karbanioner er negativt ladde molekyler, f.eks. CH₂:CH^-. Alle variantene erm er eller mindre ustabile, ofte svært ustablie, og danner meget få isolerbare forbindelser, men spiller viktige roller som mellomstadier ved mange organiske reaksjoner.

En særegen ionisk forbindelse er et salt av sammensetning [C₄₈H₅₁]⁺[C₆₁H₃₉]^-, som dannes som grønnsvarte krystaller når en løsning av et forgrenet karboniumion basert på syklopropan blandes med en løsning av et stort karbanion.

Grafitt kan danne diverse såkalte interkalasjonsforbindelser ved å inneslutte andre atomer, molekyler og ioner mellom skiktene. Grafitt-"oksyd" fås ved å behandle grafitt med sterke oksydasjonsmidler i vannløsning, f.eks. rykende salpetersyre eller salpetersyre + kaliumklorat. Støkiometrien blir ideelt sett C₈O₂OH, og materialet, som reagerer surt, inneholder karbonyl- (-C=O) og hydroksylgrupper (-C-OH).

Ved to atmosfærers trykk i flytende hydrogenfluorid ved 20 °C fås først en substans CF_x, hvor x kan være mellom 2 og 5, deretter går substansen over til C₁₂HF₂. Samme reaksjon skjer ved elektrolyse av smeltede alkalifluorider med grafittanode. Ved temperaturer på 4-600 °C fås en hvit forbindelse (CF)_n ved fluorering av grafitt. Ingen av disse grafittfluoridene og grafittoksydene leder elektrisk strøm. Elektrisk ledende interkalater kan dannes ved spontan reaksjon med alkalimetaller eller med halogenider som jerntriklorid og rheniumheksafluorid. Reaksjon ved katodisk reduksjon eller anodisk oksydasjon gir mer kontrollerbare resultater. Reaksjon med litium gir et litiuminnhold tilsvarende opptil C₆Li. Kalium, rubidium og cesium gir C₈K, C₈Rb og C₈Cs, mens natrium bare gir C₆₄Na. Men både for alkalimetallene og for en god del andre enheter er en mengde forskjellige sammensetninger mulig. Alkalimetallforbindelsene er uhyre reaktive, mer enn metallene selv. De selvantenner i luft og reagerer eksplosivt med vann. Den elektriske ledningsevnen er langt høyere enn for den rene grafitten.

Ved sammensmelting med metallene og noen ikkemetaller danner karbon karbider. Karbidene av de mest elektropositive metallene er saltliknende forbindelser som er fargeløse, ikke-ledende, har moderate smeltepunkter og spaltes av vann til metallioner og hydrokarboner. Krystallstrukturen har ionisk karakter og karbidionet har ofte oksydasjonstall -4, men vel så ofte er karbidet for et acetylid å regne, her er ionet C₂^2-, og disse karbidene spalter av acetylen i vann. Alkalimetallkarbidene er som regel acetylider: Li₂C₂, Na₂C₂ og KHC₂, og det samme gjelder jordalkalimetallene: CaC₂, SrC₂, BaC₂, men beryllium danner et gult karbid Be₂C som spalter av metan i vann og trolig inneholder C^4--ionet. Det samme gjelder det gulgrønne aluminiumkarbidet, Al₄C₃, mens de sjeldne jordmetallenes karbider kommer i en mellomstilling. De er fargede, med uklare oksydasjonstallforhold, men dekomponerer i vann på samme måte som de elektropositive metallenes karbider. Eksempler er de gule YC og LaC₂, det røde CeC₂, de gule PrC₂, NdC₂, SmC₂ og ThC₂, dessuten Ce₂C₃, Pr₂C₃ og Tb₂C₃. De tre sistnevnte danner en blanding av acetylen, etylen, metan og hydrogen i en hydrolyseprosess som ennå ikke er forstått i alle detaljer. De førstnevnte har bare acetylen som hydrolyseprodukt.

Urankarbidet, UC₂, hører derimot til overgangsmetallenes karbider, som har metallisk glans og elektrisk ledningsevne, høye smeltepunkter, høy hardhet og stor motstandsdyktighet mot kjemiske påvirkninger. Karbonatomene befinner seg her i fast løsning i hulrom i metallenes krystallstrukturer, og er ikke ionisk bundet. Disse karbidene har meget stor betydning i metallurgien og gir blant annet stålet dets typiske egenskaper. Titan-, zirkonium- og hafniumkarbidene, TiC, ZrC og HfC, er grå og smelter ved h.h.v. 3140, 3540 og 3890 °C, Vanadium-, niob- og tantalkarbidene, VC, NbC og TaC, er svarte og smelter ved 2810, 3500 og 3880. Krom har et grått karbid, Cr₃C₂, som smelter ved 1890 °C, molybden et grått, MoC, med smeltepunkt 2692 °C og et hvitt Mo₂C med 2687 °C og wolfram et svart, WC, med sm.p. 2870 °C, mens uranets dikarbid er grått og smelter ved 2350-2400 °C. Manganets karbid, Mn₃C, likner det grå jernkarbidet eller cementitt, Fe₃C, som er en viktig komponent av stål og et av de aller best kjemisk karakteriserte stoffer gjennom alle tider. Dette og nære slektninger som nikkelkarbidet, Ni₃C, likner mye de andre karbidene av overgangsmetallene, men er noe mindre kjemisk motstandsdyktige, og avgir hydrokarbonblandinger ved syrepåvirkning.

Kobber- og sølvkarbidene, Cu₂C₂ og Ag₂C₂, er spesielle, de er ikke metallglinsende og leder ikke strøm, de er h.h.v. røde og hvite i fargen og er sterkt tilbøyelige til å eksplodere når de varmes opp, men de er stabile og uløselige i vann og dannes ikke ved sammensmelting av komponentene, men felles når man leder acetylengass ned i en vannløsning av kobber- eller sølvioner.

Karbidene av ikkemetallene, borkarbidet B₄C og silisiumkarbidet SiC danner en egen klasse, de diamantliknende, kovalente karbidene. De er begge svarte, dårlige elektriske ledere, meget harde(borkarbidet hardere enn diamant), kjemisk motstandsdyktige, har høye smeltepunkter (h.h.v. 2350 og 2700 °C) og omtrent samme krystallstruktur som diamant.

Kovalente karbonnitrider som C₃N₄ og C₄N₃ kan ifølge teoretiske betraktninger være hardere enn diamant og ha andre ekstreme egenskaper. Derfor har det på 1990-tallet vært gjort mange forsøk på å fremstille dem. Metodene har vært ekstreme, f.eks. bombardering av karbontarget med nitridioner eller atomisk nitrogen, laserbeskytning av karbontarget i nitrogen- eller ammoniakkatmosfære m.m. Det fortelles at man har klart å lage tynne filmer av karbonnitrider uten spesifisert sammensetning. Rapportene tyder på at egenskapene kan være usedvanlige, men analysen er ikke kommet så veldig langt ennå (2000).

Ved meget sterk oppvarming av kull i nitrogenatmosfære, f.eks. med en lysbueflamme og kullelektroder, kan man få forskjellige binære forbindelser av karbon og nitrogen, hvorav den viktigste er den meget giftige gassen cyan, (CN)₂, som noe lettere kan fås ved moderat oppvarming av kvikksølvcyanid. Cyan brenner i luft med en blåkantet, meget varm flamme, hvor temperaturen kan komme opp i 4850 °C, den varmeste som kan oppnås ved noen kjemisk reaksjon. Den oppfører seg på mange måter som et halogenmolekyl, f.eks. disproporsjonerer den i basisk løsning til cyanid og cyanat: (CN)₂ + 2 OH^- = CN^- + OCN^- + H₂O.

Den er løselig i vann, alkohol og eter, men løsningene er ikke holdbare, og cyan dekomponerer med tiden i forskjellige karbon- og nitrogenholdige forbindelser. Ved oppvarming til ca. 400 °C polymeriserer gassen til paracyan, (CN)_n, et hvitt, krystallinsk stoff.

Hydrogencyanid eller blåsyre, HCN, kan fås av cyan ved hydrogenreduksjon, eller enklere ved å varme opp ammoniakk og karbonmonoksyd til 500-700 °C i nærvær av en katalysator: NH₃ + CO = HCN + H₂O. Gay-Lussac var den første som fremstilte gassen cyan i 1814 og kalte den cyanogen fordi han trodde den var årsaken til blåfargen i berlinerblått. Navnet cyanogen er av gresk opphav og betyr "(mørke-)blåfargens opphav." Blåsyre-navnet henspiller på det samme. Blåsyre er en meget flyktig væske med kokepunkt nær romtemperatur, og kan vanligvis regnes for en gass. Den er sterk og hurtigvirkende gift, dødelig dose regnes som 60 mg for en voksen person. Den karakteristiske, meget sterke lukten av bittermandler er det siste mange giftmorder- og gasskammerofre har kjent i livet, den kan merkes også i svake, ufarlige konsentrasjoner. Molekylet inneholder en trippelbinding og har strukturen H-Cº N, sannsynligvis i blanding med H-Nº C, med samme bindingstype som i karbonmonoksydmolekylet. Disse to formene kan ikke skilles fra hverandre, men det kan lages organiske estere av blåsyre i begge former, de med den førstnevnte strukturen kalles nitriler, de andre isonitriler. Flytende blåsyre er ustabil og polymeriserer lett, ofte voldsomt. Et av produktene er adenin, C₅H₅N₅, som i uratmosfæren sannsynligvis har virket som spore for opprinnelsen av livet. Blåsyre som selges til skadedyrbekjempelse m.m. tilsettes stabilisatorer for å hindre polymerisering.

Blåsyre er en svak syre og danner salter som kalles cyanider og til en viss grad likner halogenidene. Cyanidene av alkali- og jordalkalimetallene er lettløselige i vann og meget giftige ved inntak fordi de utvikler blåsyre i mavesaften: KCN + HCl = KCl + HCN. Med unntak for kvikksølv(II)cyanid er tungmetallcyanidene tungtløselige og derfor mindre giftige, men cyanidionet er en av de effektiveste kompleksdannerne, og i overskudd av alkalicyanid dannes komplekser som er løselige. De komplekse cyanidene er langt mindre giftige enn de enkle. Mange av dem har vært kjent i lange tider, f.eks. gult og rødt blodlutsalt, K₄[Fe(CN)₆] og K₃[Fe(CN)₆] og berlinerblått, Fe[Fe(III)Fe(II)(CN)₆]₃. Bruken av cyanid i sølv- og gullutvinning baserer seg på at det dannes løselige cyanidkomplekser av sølv og gull med overskudd av alkalicyanider.

Cyanater kan lett fremstilles av cyanider selv med svake oksydasjonsmidler, f.eks. med bly(II)oksyd: KCN + PbO = KOCN + Pb. Cyanatene er like gode kompleksdannere som cyanidene og mange interessante komplekser er kjent. Den tilsvarende syren, cyansyre, H-O-CºN, fås ved å tilsette syre til cyanatene. Den er en fargeløs væske som bare er stabil under 0 °C. Sannsynligvis er den en blanding av HOCN og isocyansyre, H-N=C=O. Ammoniumcyanat, NH₄OCN, konverteres til urea (urinstoff), (NH₂)₂CO, ved oppvarming, rett og slett ved at to av hydrogenatomene på det ene nitrogenet hopper over på det andre (ikke nødvendigvis i samme molekyl) og det dannes en kovalent binding mellom nitrogenet i ammoniumionet og karbonet. Dette var den første observerte reaksjonen der et uorganisk stoff ga opphav til et stoff som også lages i organismen, og viste i 1828 at det ikke var noe ubrytelig skille mellom organisk og uorganisk kjemi.

Hvis man heller en løsning av kvikksølv(II)nitrat i etanol, faller det ut et hvitt, krystallinsk, pulver som er kvikksølv(II)fulminat, Hg(ONC)₂. Den tilsvarende syren kalles knallsyre, H-O-NºC, med en trippelbinding som tilsvarer trippelbindingen i karbonmonoksyd. Navnet henspiller på at kvikksølv(II)fulminat er et slagfølsomt sprengstoff som særlig har vært brukt i fenghetter og også har vært kjent som knallkvikksølv.

Varmer man opp kalsiumkarbid til 1050 °C i nitrogen får man kalsiumcyanamid, CaNCN. Tilsettes syre til dette fås et fargeløst, sterkt hygroskopisk stoff som kalles cyanamid, H₂N-Cº N, og kan oppfattes som et amid av cyansyre. I saltsyre går den over til urinstoff, (NH₂)₂CO, men i basisk løsning til en dimer, dicyanamid (H₂NCN)₂, et hvitt, krystallinsk stoff med smeltepunkt 212 °C. Fra dette kan det igjen fremstilles en trimer, melamin eller triaminotriazin, C₃N₃(NH₂)₃, med aromatisk syklisk struktur som er mye brukt i industriell syntese. Til en triazinring som består av tre nitrogen- og tre karbonatomer i resonanskonfigurasjon (se under benzen) er det festet aminogrupper (-NH₂) til hvert av karbonatomene som ligger i annenhver posisjon på ringen.

Ved å smelte kaliumcyanid med svovel fås kaliumtiocyanat eller kaliumrodanid, KSCN. Med syre fås tiocyansyre eller rodansyre, H-S-Cº N, en gass som har en sterk tendens til å polymerisere. Under -110 °C er den et hvitt, krystallinsk stoff, men bare mellom dette smeltepunktet og -90 °C eksisterer den som en væske. Over dette henger molekylene seg sammen til en polymer som er fast også ved romtemperatur, men sakte avgir en damp av HSCN. Tiocyansyren er en av av de få *sterke* syrene, d.v.s. en syre som er fullstendig hydrolysert i vannløsning. Rodanidionene ter seg ganske likt klorid. De fleste av dem er vannløselige, unntakene er rodanidene av kvikksølv, kobber, sølv og gull. Med jern(III) gir rodanidioner i løsning en karakteristisk blodrød farge p.g.a. dannelse av komplekse kationer: [FeSCN]²⁺ og [Fe(SCN)₂]⁺, en reaksjon som brukes til påvisning og også har gitt opphav til navnet (gresk rhodeos = rosenrød). Rodanid er også som de andre cyanforbindelsene en glimrende kompleksdanner med en myriade kjente forbindelser, og det samme er isotiocyanatene, saltene av isotiocyansyre, H-N=C=S. Det er også kjent tiocyan eller rodan, NCS-SCN eller (SCN)₂, som er ustabilt i vann og polymeriserer hurtig i luft til det mursteinsrøde polytiocyan, men det er stabilt i eddiksyre- eller karbontetrakloridløsning.

Ved reaksjon mellom blåsyre og klorgass fås cyanklorid, ClCN, en gass med kokepunkt 12,66 °C og smeltepunkt -6 °C. Den polymeriseres ved oppvarming til triazintriklorid, C₃N₃Cl₃, med struktur som likner melamin. Kloratomene "sitter løst", er lette å bytte ut med andre grupper og triazinklorid brukes derfor til mange synteser, bl.a. til insektmidler og fargestoffer. Det finnes også tilsvarende forbindelser med fluor, brom og jod, med ganske like egenskaper.

Ved sterk oppheting av kull og fosfor kan det fås et ustabilt, krystallinsk karbonfosfid, C₃P₄. Fosfor danner ikke trippelbindinger, og noe "fosfocyan" tilsvarende cyanet dannes ikke.

Karbon og svært mange karbonforbindelser brenner i luft til "kullsyre" eller karbondioksyd, CO₂. Dette er en fargeløs og luktfri gass som består av rettlinjede molekyler med strukturen O=C=O. Den er løselig i vann og reagerer svakt surt: CO₂ + 2 H₂O = HCO₃^- + H₃O⁺. Men 99,63 % av gassen befinner seg i løsningen som solvatiserte gassmolekyler, og de få molekylene av karbonsyre, H₂CO₃, som finnes i likevekt med bikarbonationet HCO₃^-, lar seg ikke isolere som en konsentrert karbonsyre, alt karbondioksydet forsvinner som gass når løsningen dampes inn. Tilsettes karbondioksydløsningen base fås først bikarbonat, og ved fullstendig nøytralisasjon karbonat. Bikarbonater spalter av karbondioksyd og vann ved oppvarming og går over til karbonater, eks.: 2 LiHCO₃ = Li₂CO₃ + H₂O + CO₂. Men ved å lede karbondioksyd inn i karbonatløsninger kan man lage bikarbonater: CO₃^2- + H₂O + CO₂ = 2HCO₃^-. Alle alkalikarbonatene kan smeltes uten nevneverdig spalting. Det gjelder også thallium(I)karbonat, som likevel har lavt smeltepunkt, 273 °C. Andre karbonater spaltes i metalloksyd og karbondioksyd ved tilstrekkelig oppvarming.

Bikarbonater dannes med ammonium og alkalimetaller, og de er alle hvite og lett løselige i vann, litium-, natrium- og ammoniumsaltene tyngst. Karbonatene dannes med en- eller toverdige metaller, yttrium og lantanidene, men få andre tre- eller flerverdige metaller. Ammoniumkarbonat, thallium(I)karbonat og alle alkalikarbonatene unntatt litiumkarbonat er lett løselige i vann, de andre tungt løselige eller uløselige. Litiumkarbonatet løses dog i atskillig høyere grad enn jordalkalikarbonatene og karbonatene av Mn, Fe, Ni, Ag, Zn og Pb, som alle er nokså tungt løselige. Eksempelvis løses 9,3 mg nikkelkarbonat i 100 ml vann ved 25 °C. Karbonatene av Co, Cu, Cd, Hg og de sjeldne jordmetallene regnes for uløselige. Men karbonationet kan også danne komplekser, og ved tilsetning av karbondioksyd eller alkalikarbonat i vannet løses ofte betydelig større mengder. Karbonatene er også alle mer eller mindre tilbøyelige til å løses i syre, gjerne med utvikling av karbondioksyd.

Ved forbrenning av karbon og karbonforbindelser uten god oksygentilgang fås karbonmonoksyd eller kullos, CO. For fremstilling i laboratoriet dryppes maursyre ned i svovelsyre, som stjeler et molekyl vann: HCOOH - H₂O = CO. Molekylet har omtrent samme elektronstruktur som nitrogenmolekylet, med en trippelbinding (Cº O) men litt forskjøvet siden ladningen på hver av endepunktene ikke helt nøytraliseres. Den er en lukt- og fargeløs gass som også har omtrent samme kokepunkt som nitrogen, -191,5 °C, mer enn hundre grader lavere enn karbondioksydet. Den er heller ikke noen inert og reaksjonstreg gass som nitrogenet og karbondioksydet, men derimot nokså reaktiv. Den brenner i luft med en karakteristisk blålig og meget varm flamme til karbondioksyd. Den er også et godt reduksjonsmiddel og reduserer mange metalloksyder til metall. I mange reduksjonsprosesser med kull eller koks, f.eks. den velkjente masovnprosessen, er det egentlig karbonmonoksydet som står for reduksjonen. Det har også over 300 ganger så sterk affinitet til oksygentransportørene i blodet som oksygen, og siden den derfor kan føre til kvelningsdød regnes den for svært giftig. Effekten merkes ved bare 0,01 volum-% og mer enn 0,5 % kan være dødelig.

Karbonmonoksyd reagerer med klor til det enda giftigere fosgen, COCl₂, og med svovel til karbonylsulfid, COS. Det er også en god kompleksdanner. Kobber(I)klorid løst i fortynnet saltsyre tar opp karbonmonoksyd til en addisjonsforbindelse Cu(CO)Cl.H₂O, og gassen reagerer med mange overgangsmetaller til såkalte karbonylmetallforbindelser som er molekylære i motsetning til de fleste forbindelser med overgangsmetallene, og også ellers har interessante egenskaper. Det dreier seg i påfallende høy grad om de metallene som ikke danner karbonater, men også f.eks. pentakarbonyljern, Fe(CO)₅, en væske som koker ved 102 °C. Med finfordelt metall går reaksjonen lett ved bare moderat oppvarming.

Hver karbonylenhet gir metallet et ekstra elektronpar og metallet tar generelt opp så mange karbonylenheter som det trenger for å bruke opp elektronorbitalene slik at det får en edelgasskonfigurasjon, f.eks. har pentakarbonyljern 26 + 5x2 = 36 elektroner, det samme som krypton. Det mest åpenbare unntaket er heksakarbonylvanadium, V(CO)₆, hvor plassforholdene gjør det vanskelig å tilknytte mange nok CO-enheter. Samme utregning gjelder f.eks. for tetrakarbonylnikkel og heksakarbonylkrom. De odde metallene danner som regel ikke karbonylforbindelser med bare ett metallatom i molekylet (mononukleære forbindelser). Den enkleste karbonylforbindelsen til kobolt er oktakarbonyldikobolt, Co₂(CO)₈. Her gir karbonylenhetene hvert koboltatom 8 elektroner. Det blir tilsammen 35. Med en kovalent metall-metallbinding deler de et par av sine egne og fyller opp til 36.

De fleste metallkarbonylforbindelsene er ganske flyktige og løses i organiske løsningsmidler, noe som er nyttig for separasjonsprosesser, men hvis det er mer enn ett metallatom i molekylet er de mindre flyktige og løses mindre lett eller overhodet ikke i de organiske løsningsmidlene. Ved delvis substitusjon med klor, hydrogen, ammoniakk, pyridin, nitrogenmonoksyd (nitrosyl) og andre grupper kan det lages en hel del forskjellige varianter. Karbonylhalogenidene er ioniske og inneholder karbonylkationer, f.eks. [Mn(CO)₅]⁺. De er faste stoffer, som oftest med sterke farger. Hvis karbonylmetallforbindelser påvirkes av base kan det dannes karbonylmetallater: Fe(CO)₅ + 4OH^- = Fe(CO)₄^2- + CO₃^2- + 2H₂O. Etter surgjøring av løsningene kan det destilleres av noen meget svake syrer, f.eks. H₂Fe(CO)₄. For kobolt blir det HCo(CO)₄. Alle disse karbonylforbindelsene spaltes ved 200 °C eller lavere, og resultatet blir metall av uvanlig høy renhet.

Karbonmonoksyd reagerer også med alkalimetaller i flytende ammoniakk til alkalikarbonyler, hvite, krystallinske stoffer med formel Na₂[OCCO] og tilsvarende. Med sterke baser gir karbonmonoksyd formiater: KOH + CO = HCOOK.

Ved elektrokjemisk reduksjon av karbonmonoksyd fås en ringformet oksosyre, H₂C₄O₄, såkalt kvadratsyre eller 1,2-hydroksysyklobuten-3,4-dion. Liknende forbindelser kan fås ved andre prosesser, f.eks. K₂C₆O₆, kaliumrodizonat eller 1,2-hydroksysykloheksen-3,4,5,6-tetraon-kaliumsalt, ved å føre karbonmonoksyd over kalium ved 170 °C. Jeg fraskriver meg ansvaret for å fortelle hva saltene av kvadratsyre heter.

Trikarbondioksyd, C₃O₂ (O=C=C=C=O), eller karbonsuboksyd er en fargeløs, illeluktende, giftig gass som kan fremstilles f.eks. ved dehydrering av malonsyre med fosforpentoksyd ved 140-150 °C: 3 HOOCCH₂COOH + 2 P₄O₁₀ = 3 C₃O₂ + 2 H₃PO₄. Ved romtemperatur polymeriserer oksydet til en gul substans som ved 100-300 °C blir rubinrød og ved 400 °C fiolett. Gassen spaltes ved temperaturer over 200 °C til karbon og karbondioksyd.

Trikarbonmonoksyd, C₃O eller C=C=C=O, kan dannes ved varmespalting av fumaroyldiklorid, Cl-CO-CH=CH-CO-Cl. Det er ustabilt, men kan studeres instrumentelt.

En annen ren karbon-oksygenforbindelse med formel C₁₂O₉ er egentlig anhydridet av en organisk syre, mellittsyre, C₆(COOH)₆, og fås av denne ved påvirkning av et vanntiltrekkende middel som svovelsyre.

Ved oppvarming av trekull eller metan og svoveldamp til oppimot 1000 °C fås karbondisulfid, CS₂, en fargeløs til svakt gulfarget væske med høy lysbrytningsindeks og lav viskositet (seighet). Teknisk karbondisulfid lukter vondt p.g.a. urenheter, men i helt ren tilstand lukter den behagelig aromatisk. Den fordamper lett, kokepunktet er 46,3 °C, og den brenner med blå flamme til karbondioksyd. Tenntemperaturen er 230 °C, men i luftblanding kan den antennes ved så lav temperatur som 100 °C. Et karbondisulfidinnhold i luft på 2 til 50 % er eksplosivt. Den er også giftig og skadelig både ved innånding og hudkontakt. Dampen er 2,7 ganger så tung som luft og konsentrerer seg derfor raskt nær gulvet. Karbondisulfid er et godt løsningsmiddel for organiske stoffer (fett, harpiks, gummi m.m.) og også for slike uorganiske som ikke løser seg i vann, f.eks. svovel, fosfor og jod. Den løser seg lett i organiske løsningsmidler som alkohol, eter, benzen, karbontetraklorid og kloroform, men nesten ikke i vann, unntatt hvis vannet inneholder sulfidioner. Da dannes det tiokarbonatkomplekser eller mer presist tritiokarbonat, med ionet CS₃^2-, og egenskaper som likner karbonatene. Ved syrebehandling fås tiokarbonsyre, H₂CS₃, som en ubestandig, rød væske. Også blandingskarbonater som monotiokarbonat, CSO₂^2- og ditiokarbonat CS₂O^2- er kjent. Ved å oppvarme tritiokarbonat med svovel fås oransje tetratiokarbonater med ionet CS₄^2-. Natriumditiokarbamater, NaCS₂NR₂, hvor R er en organisk gruppe eller hydrogen, fås ved å blande karbondisulfid med aminer i nærvær av natriumhydroksyd. Av natriumsaltet kan det fremstilles sink-, mangan- og jernsalter.

Oksyderes vannløsninger av ditiokarbamater med hydrogenperoksyd, klor eller peroksodisulfater fås tiuramdisulfider. Tetrametyltiuramdisulfid brukes til vulkaniseringakseleratorer og polymeriseringsinitiatorer (avgir metylgrupper ved oppvarming). Tetraetyltiuramdisulfid, (C₂H₅)₂N-C:S-S-S-C:S-N(C₂H₅)₂ , er bedre kjent som antabus, som gir allergireaksjoner ved inntak av alkohol og derfor brukes i terapi for misbrukere. Karbondisulfid polymeriserer under høyt trykk til en svart

masse med struktur -S-C:S-S-C:S-S-.

Det er også kjent et karbonsubsulfid, C₃S₂, en rød væske med smeltepunkt -0,5 °C, som dekomponerer ved oppvarming, og et monosulfid, CS, som over -160 °C polymeriserer til et rødt, krystallinsk stoff. Karbonmonosulfidet kan som monoksydet danne interessante komplekser med overgangsmetallene, analogt med karbonylmetallforbindelsene.

Karbondiselenid, CSe₂, kan fås ved reaksjon mellom smeltet selen og diklormetan. Dette er en gyllengul væske med kokepunkt 125-126 °C. Den er uløselig i vann som ikke inneholder selenidioner, den lukter verre enn disulfidet, men er ikke brennbar. Den polymeriserer sakte ved romtemperatur til en svart substans som strukturmessig er en analog til polykarbondisulfid. Forskjellige blandingsforbindelser, som CSSe og CSTe, kan lages, og har liknende egenskaper.

Karbon reagerer med fluor ved romtemperatur til karbontetrafluorid. Ellers kan halogenider av karbon med en viss vanskelighet lages ved å brenne finfordelt karbon i halogenatmosfære. Bedre er det å behandle karbondisulfid med halogen eller varme opp metan eller andre hydrokarboner med halogen til 250-400 °C. Karbontetrafluorid, CF₄, er en fargeløs gass med kokepunkt -128 °C som er tungt løselig i vann. Karbontetraklorid, CCl₄, også kalt tetra og bensinoform, er en fargeløs væske med kokepunkt 76,8 °C som knapt nok er løselig i vann, men løses i en rekke organiske løsningsmidler, foruten at den er et godt løsningsmiddel selv for upolare organiske stoffer. Den har en karakteristisk søtaktig lukt. Virker bedøvende og er giftig og kreftfremkallende. Karbontetrabromid, CBr₄, er et blekgult krystallinsk stoff med smeltepunkt 90,1 °C som er tungt løselig i vann, men løses lett i en del organiske stoffer. Karbontetrajodid, CI₄, er et mørkerødt, krystallinsk stoff som lukter jod, dekomponerer ved oppvarming og er uløselig i nøytralt vann, men løses i en del organiske stoffer, samt i baser. Alle de tre lettere halogenidene er kjemisk ureaktive og virker kvelende på ild, men kan spaltes av sterk varme, lettere jo tyngre halogenene er. De har ikke noen tendens til å danne komplekser med kloridioner i vann slik som CS₂ har med sulfider, og det er ikke kjent klorokarbonater f.eks.

Tetrahalogenidene av karbon kan betraktes som halogensubstituert metan og kan like gjerne benevnes tetrafluormetan, tetraklormetan etc. Også andre enkle hydrokarboner som etan og etylen har helt halogensubstituerte former med egenskaper som er ganske like tetrahalogenidene, særlig de sistnevnte. Det finnes også en del blandingshalogenider, slik som CCl₂F₂ eller CFClBrI, med egenskaper som ligger mellom de rene halogenidene. De delvis substituerte hydrokarbonene, f.eks. kloroform, CHCl₃, har egenskaper som ligger mellom de fullsubstituerte og de usubstituerte.

Hva som er forskjellen på organiske og uorganiske forbindelser er og har alltid vært litt uklart. Når de moderne kjemikernes forfedre utvant sine ekstrakter og uttrekk fra de utroligste substanser og blandet sine miksturer av dem, delte de inn sine råvarer omtrent slik vi gjør når vi leker 20 spørsmål, i riker. Alt som kom fra stein og fjell hørte til mineralriket og alt som kunne utvinnes fra levende eller døde dyr og planter hørte henholdsvis til dyre- og planteriket, og med et fellesnavn ble de stundom de to siste kalt organiske. Men inndelingene var ikke sjelden litt vanskelige. Pottaske eller kaliumkarbonat hørte f.eks. til planteriket fordi det ble utvunnet av treaske, mens fosfor hørte til dyreriket fordi det ble utvunnet av urin eller knokler. Når både kalium og fosfor ble funnet i mineraler begynte inndelingen å bli litt usikker. Og snart ble kalium funnet i blod og fosfor i plantedeler. Løsningen lot til å være å klassifisere fosfor og kalium og andre slike stoffer som organiske mineraler, noe vi jo fortsetter med i ernæringsfysiologien, mens at alt som var virkelig organisk var de karbonholdige, kovalente, ikke-ioniske forbindelsene. Men da den bayerske kjemikeren Friedrich Wöhler (den første som isolerte aluminium og beryllium) i 1828 syntetiserte urinstoff, (NH₂)₂CO, ved å varme opp ammoniumcyanat, fikk denne tesen et grunnskudd, og siden har vi lært å fremstille det ene etter det andre av livets kjemikalier syntetisk - et nukleotid er et nukleotid enten det er tatt ut av en levende celle eller fremstilt av vulkansk apatittlava, karbondioksyd, vann og luftnitrogen, noe som er fullt mulig, og det kunstige nukleotidet ville fungere fullkomment i en levende celle. Etter hvert har vi blitt enige om å holde på den løselige definisjonen at organiske kjemikalier er de som er 'typisk for det organiske livet' enten de har en organisk opprinnelse eller ikke.

Men hva er så typisk for det organiske livet? Tja, ikke-ioniske, kovalente karbonholdige forbindelser, kanskje? Er så karbondisulfid og -tetraklorid organiske forbindelser? Neppe. Metan er det derimot definitivt, og kan det derfor kanskje kreves at de organiske forbindelsene må inneholde en binding mellom karbon og hydrogen? Da blir kloroform (CHCl₃) organisk, mens karbontetrakloridet ikke er det. Heksakloretan (C₂Cl₆) likner fullstendig hydrokarbonet etan (C₂H₆) i strukturen, men blir da ikke organisk, og samme forholdet gjelder heksaklorbenzen (C₆Cl₆) og benzen (C₆H₆), mens pentakloretan (C₂HCl₅) og -benzen (C₆HCl₅) blir organiske. Litt kunstig kanskje? Og hva med pentakloretanol (C₂Cl₅OH)? Denne forbindelsen er faktisk en sterk syre, i motsetning til den velkjente etanolen, og inneholder ikke noen C-H-binding. Men sier vi oss tilfreds med det og holder oss til definisjonen opplever vi jo også det ironiske at Wöhlers urinstoff (H₂N-CO-NH₂) også blir uorganisk. Sannsynligvis ligger skillet organisk/uorganisk i hodene våre, vi er liv som betrakter en verden av liv og ikke-liv. La oss si at tetraklormetan er et organisk stoff mens karbontetraklorid er uorganisk.

Karbon reagerer med hydrogen bare ved oppvarming til svært høye temperaturer. Det går med en elektrisk lysbue mellom grafittelektroder i hydrogenatmosfære, og resultatet er for det meste en blanding av metan, CH₄, og acetylen, C₂H₂. Dette er hydrokarboner, forbindelser mellom karbon og hydrogen og ingen andre. Metan kan også lages ved å blande to volumdeler hydrogensulfid og en volumdel karbondisulfid og føre blandingen gjennom et kvartsrør hvor det ligger noen kobberspon og varmes opp slik at de gløder: 2H₂S + CS₂ + 8Cu = 4Cu₂S + CH₄.

Metan er en uhyre vidt utbredt gass i universet, det er bare hydrogen, helium og vann det finnes mer av. Den er også en organisk forbindelse, et produkt av mange organiske forråtnelses- og fordøyelsesprosesser.

Fjerner du et hydrogen fra et metanmolekyl får du en del av et metanmolekyl som kalles metyl, CH₃. I stedet for hydrogenatomet kan du da sette på diverse andre ting. Dette kalles å substituere. En metylgruppe kan også substitueres inn på andre forbindelser og vi pleier å betegne slike substituenter som radikaler. Hvis to metylradikaler føres sammen får vi etan, C₂H₆ (det kan gjøres ved å behandle metylbromid med natrium), også en brennbar gass og et hydrokarbon. Og det er det velsignede med karbonet og de kovalente bindingene at slik kan du bare fortsette. Det neste medlemmet i serien, C₃H₈, heter propan og det neste, C₄H₁₀, butan, begge brennbare gasser og velkjente produkter. Klarer du å telle på gresk finner du fort navnene på de neste også: C₅H₁₂ er pentan, C₆H₁₄ er heksan, så kommer heptan, oktan, nonan, dekan, hendekan, dodekan, tridekan, tetradekan, pentadekan, heksadekan, heptadekan, oktadekan, nonadekan, ikosan, henikosan, dokosan, trikosan o.s.v. C₃₀H₆₂ er triakontan, C₄₀H₈₂ er tetrakontan, C₁₀₀H₂₀₂ er hektan. De tilsvarende radikalnavnene lages ved å hekte av -an og sette på -yl, etyl, propyl o.s.v. En slik rekke forbindelser som bare skiller seg fra hverandre ved kjedelengden kalles en homolog rekke, i dette tilfellet har rekken fellesnavnet alkanene, de hydrokarbonene hvor antall hydrogen er dobbelt så mange som karbonene + 2, og som (derfor) ikke inneholder noen dobbeltbindinger. Organiske forbindelser uten dobbeltbindinger sies å være mettede, og alkanene er altså de mettede hydrokarbonene. De kalles også parafiner.

Alkanenes egenskaper varierer ganske regelmessig oppover i rekkene. Ettersom molekylvekten øker, øker også smelte- og kokepunktet. De fire første er gasser, butan har kokepunkt omtrent ved frysepunktet for vann, noe som har betydning for de som banner og strever med kokeapparater vinterstid. Alle fra og med pentan til og med pentadekan er væsker, men stadig seigere jo lengre opp man kommer. Heksadekan og heptadekan har smeltepunkt omtrent ved romtemperatur, og er bløte, voksaktige faste stoffer. Det er de som kommer etter også, men etterhvert hardere. Alle, selv de tyngste, flyter på vann, og alle er de brennbare, særlig de letteste, som er atskillig mer brennbare enn rent karbon.

Hvis et alkan har 4 eller flere karbonatomer kan det forekomme forgreninger. C₄H₁₀ er ikke bare CH₃-CH₂-CH₂-CH₃, det vanlige butanet, også kalt n-butan (n=normal), men også CH₃-CH(CH₃)-CH₃, som kalles isobutan (iso=samme). Pentan har tre mulige konfigurasjoner, enten uforgrenet, med en gren på nest ytterste ledd eller i kryssformasjon. De to variantene kalles h.h.v. iso- og neopentan. Så har vi heksan, som har 5 mulige konfigurasjoner, uforgrenet, med en ettledds gren på nest ytterste eller midtre ledd, med to ettledds grener på hvert av de nest ytterste leddene og med begge de to grenene på det samme nest ytterste leddet. Heptan har 9 mulige, og så kan du selv regne videre på hvor mange de andre har. Hvis man fortsetter med å kalle de nye variantene iso-, neo- etc., slipper man fort opp for brukbare trebokstavers ord, og derfor fant man på å nummerere atomene i den lengste ubrutte kjeden i molekylet og bruke det navnet som et slikt hydrokarbon uten grener har, samt navngi grenene og angi posisjonen med tall. Isobutan får dermed navnet 2-metylpropan, siden den lengste kjeden i molekylet er på 3 karboner og det sitter en metylgruppe på den midtre. De 9 konfigurasjonene av heptan kalles n-heptan, 2-metylheksan, 3-metylheksan, 2,2-dimetylpentan, 3,3-dimetylpentan, 2,3-dimetylpentan, 2,4-dimetylpentan, 3-etylpentan og 2,2,3-trimetylbutan. Merk at 2,3-dimetylpentan og 3,4-dimetylpentan er identiske, de er bare speilbilder av hverandre. I slike tilfeller brukes alltid bare de laveste tallene. Alle disse stoffene er distinkte kjemikalier, men har samme formel (C₇H₁₆). De forskjellige konfigurasjenene kalles isomerer av grunnvarianten, som for heptan naturlig regnes for å være den uforgrenede. Forskjellene i egenskaper kan være nokså store, særlig for de lengre hydrokarbonene. For heptan gjør det seg særlig gjeldende på frysepunktene, hvor n-heptan har -90,61 °C og 2,2,3-trimetylbutan ligger helt oppe på -24,19 mens de andre alle ligger mellom -134,46 og -118,27. Kokepunktene ligger mellom 79,197 og 98,42 °C, og det er en tendens til at de minst forgrenede løses bedre i de mest upolare organiske løsningsmidlene.

Hvis du tilsetter 30 ml svovelsyre forsiktig til 10 ml etanol og varmer opp, *FORSIKTIG*, får du etylen, et umettet hydrokarbon. Umettede hydrokarboner inneholder dobbeltbindinger (alkener) og/eller trippelbindinger (alkyner) mellom karbonatomer. Et alkyn kan lages av et alken ved å addere brom til alkenet: -CH=CH₂ + Br₂ = -CHBr-CH₂Br, og deretter behandle det med den meget sterke basen natriumamid: -CHBr-CH₂Br + NaNH₂ = -CºCH + NH₄Br + NaBr. På hydrokarboner som ikke har dobbeltbindingen på enden av molekylet (terminalt), blir den nye trippelbindingen i denne reaksjonen flyttet til et av endepunktene.

Det enkleste alkenet er etylen (eller mer systematisk eten): CH₂=CH₂, et plant molekyl, mens det enkleste alkynet er acetylen (eller mer systematisk etyn): H-Cº C-H, et lineært molekyl. Alkenene og alkynene gis navn på samme måte som alkanene, slik at vi får propen (propylen), buten, penten, heksen o.s.v., samt propyn, butyn etc. Har de flere enn 3 karboner må posisjonen til dobbelt- eller trippelbindingen angis, f.eks. har 2-heksen dobbeltbindingen mellom det andre og det tredje karbonet i molekylet.

Er det mer enn én multippelbinding i samme molekyl angis det med gresk nummerering foran endelsen -en eller -yn, slik som i butadien, CH₂=CH-CH=CH₂. 2,6-dekadien er CH₃-CH=CH-CH₂-CH₂-CH=CH-CH₂-CH₂-CH₃.3,8-dodekadien-5-yn er CH₃-CH₂-CH=CH-Cº C-CH₂-CH=CH-CH₂-CH₂-CH₃.Er det noen som påtar seg å finne ut hvor mange isomerer disse forbindelsene har?

Som nevnt kan ikke et molekyl roteres om en dobbeltbinding, og en form for isomeri, den såkalt geometriske, gjelder slike molekyler med dobbeltbinding. F.eks. kan 2-buten, som har alle karbonatomene i et plan og dobbeltbindingen mellom de to midtre ha begge de to ytterste karbonatomene på samme side av dobbeltbindingen eller et på hver side. For å skille mellom de to variantene benevnes den første som cis-2-buten og den andre trans-2-buten og tilsvarende for tilsvarende forbindelser. Er det flere dobbeltbindinger kan det gjerne bli aktuelt å benevne molekylet med trans-cis-trans- eller cis-cis-trans-cis- etc. De samme to forstavelsene brukes også i liknende situasjoner, f.eks. hvis man vil si noe om to sidegrener i en ring ligger på samme side av ringplanet eller på hver sin.

De umettede hydrokarbonene har merkbart lavere smelte- og kokepunkt enn de mettede, noe som har kostholdsfysiologisk betydning. En viktig egenskap de har er også at de kan addere andre molekyler over dobbeltbindingene sine. F.eks. kan et etylenmolekyl CH₂=CH₂ addere et molekyl brom slik at vi får 1,2-dibrometan, CH₂Br-CH₂Br. Denne reaksjonen går av seg selv ved enkel sammenblanding av ingrediensene og brukes til test på umettethet ved at man ser den rødbrune bromfargen forsvinne. På samme måte kan et propenmolekyl, CH₃-CH=CH₂, addere vann til isopropanol, CH₃-CH(OH)-CH₃. Hydrogen kan også adderes, slik at de umettede forbindelsene mettes (man sier også at den herdes). Og faktisk kan to molekyler med dobbeltbindinger addere hverandre ved såkalt kondensasjon, ja ikke bare to, men lange rekker av enkeltmolekyler, slik at det oppstår polymerer. Dette faktum åpnet en ny gren av kjemien som skulle vise seg å få enorm betydning. Gruppen etenyl, CH₂=CH-, er bedre kjent som vinylgruppen. Med en velegnet initiator eller startreagens kan slike molekyler adderes til hverandre i hurtige kjedereaksjoner og på få sekunder danne utstrakte nettverk av molekyler med sterkt etterspurte egenskaper. Vinylplaster kan som utgangspunkt ha f.eks. vinylklorid, CH₂=CHCl, vinylbenzen (=fenyletylen eller styren), C₆H₅CH=CH₂, akrylnitril, CH₂=CH-CN eller metylmetakrylat, CH₂=C(CH₃)COOCH₃, og gi produktene polyvinylklorid (PVC), -CH₂-CHCl-CH₂-CHCl-, polystyren, -CH₂-CH(C₆H₅)-CH_2-CH(C₆H₅)-, orlon, -CH₂-CH(CN)-CH₂-CH(CN)- og pleksiglass, -CH₂C(CH₃)(COOCH₃)CH₂C(CH₃)(COOCH₃)CH₂. Slike reaksjoner kan også gå mellom to forskjellige utgangsstoffer, såkalt kopolymerisering. En liknende, industrielt viktig reaksjon er Diels-Alder-reaksjonen, hvor et molekyl med to dobbeltbindinger like inntil hverandre adderes til et annet molekyl med en dobbeltbinding slik at det oppstår en ringstruktur. En praktisk måte å lage ringer med seks karbonatomer på, så praktisk at Diels og Alder fikk Nobelprisen for det, sant å si. Hvis dien-molekylet (det med de to dobbeltbindingene) er ringformet selv, fås ringstrukturer med brostrukturer. Hvis molekylet som dienet reagerer med er et alkyn i stedet for et alken fås ringer med to dobbeltbindinger, syklodiener. Disse kan man lett dehydrogenere til benzenringer ved å varme dem opp i nærvær av platina.

Hydrogen/karbonforholdet i de enkle alkenene (eller olefinene), som også er en homolog rekke, er 2:1, mens i alkynene er det 2n-2:n, hvor n er et tilfeldig positivt heltall. Men det går an å ha slike H/C-forhold uten at det er multippelbindinger i karbonkjedene. Hvis endene av et olefin møtes og kobles sammen får man en ring, et ringformet hydrokarbon hvor H:C-forholdet er 2:1, men uten dobbeltbindinger. Et eksempel er sykloheksan, C₆H₁₂. Utfra atomantallene er dette en isomer av heksen, men altså uten dobbeltbindingen. Ringformede karbonforbindelser navngis som regel på grunnlag av ringen, når ikke andre deler av molekylet synes viktigere. Nummereringen skjer langs ringkarbonene i klokkeretningen, og begynner der hvor et karbon er forbundet med en annen gruppe, eller hvis det er flere grupper, på det stedet som gir den laveste nummerkombinasjonen og med de enkleste gruppene først. 1-metyl-3-propyl-4-etyl-sykloheksan kan ikke skrives 1-metyl-4-etyl-5-propyl-sykloheksan fordi tallene blir høyere. Sykliske hydrokarboner har klart høyere smeltepunkt enn de kjedeformede og også noe høyere kokepunkt. Nordmannen Odd Hassel fikk en gang nobelprisen i kjemi for strukturarbeider på sykloheksan. Molekylet har den strukturmessige begrensningen at enkelt bundne karbonatomer nødvendigvis må peke ut i hjørnene av et tetraeder med bindingene sine. Siden alle bindingene spriker ut i det tredimensjonale rommet kunne ikke molekylet forme seg som en fin, flat sirkel. Hassel viste at sykloheksan kunne veksle mellom to former, en trans-form hvor molekylet gikk i sikksakkmønster sett fra siden, /\/, og en cis-form hvor den ene enden hadde vridd seg: \_/. De to formene hadde små, men målbare forskjeller i egenskapene, og selv om bindingene var de samme mellom de samme atomene, måtte det erkjennes at det var to forskjellige molekyler. Dette er et eksempel på stereoisomeri, som baserer seg mer på form enn på struktur. Mer om det senere.

Men også i ringene kan det opptre dobbeltbindinger, hvis du setter inn en dobbeltbinding i sykloheksan blir det C₆H₁₀ og vil hete sykloheksen. Kommer det to dobbeltbindinger kan det være 1,3-eller 1,4-sykloheksadien, C₆H₈. Det er også muligheter for tre dobbeltbindinger. Men C H er ikke 1,3,5-sykloheksatrien. Nei, det skjer noe spesielt. I en slik tre-umettet seks-karbon-ring er alle karbonatomene involvert i dobbeltbindinger og vinklene mellom alle bindingene er 120°. Dermed kan hele molekylet få en plan, todimensjonal form, en regulær sekskant av karbonatomer med et hydrogen tilknyttet til hvert. Dette molekylet kalles benzen og ringstrukturen en benzenring. Den tyske kjemikeren Friedrich August Kekule von Stradonitz (1829-1896), som i 1858 fastslo at karbon var fireverdig og gjorde pionerarbeidet for å bestemme de organiske forbindelsenes struktur, var den første som beskrev denne strukturen. (Ifølge ham selv kom ideen til ham i en drøm etter lengre tids funderinger.) Hvis strukturen hadde vært slik som Kekule først tegnet opp, og mange fortsatt gjør, med annenhver dobbelt- og annenhver enkeltbinding mellom karbonene, ville sekskanten ikke vært regulær, for dobbeltbindinger mellom karbonatomer er kortere enn enkeltbindingene (ca. 1,34 mot ca. 1,54 Å). Men faktisk viser målinger at sekskanten er helt regulær, med identisk avstand mellom karbonatomene. Strukturen kan allikevel ikke være slik som Kekule trodde, og den vanlige måten å tegne benzenringer på er feil. I virkeligheten har den vist seg å bestå av en mellomting mellom en struktur hvor det er annenhver enkelt- og annenhver dobbeltbinding mellom karbonene og en struktur hvor bindingene er byttet om i forhold til den første. Dette kalles en resonansstruktur, fordi man opprinnelig tenkte seg at benzenet vekslet mellom de to strukturformene, men det har vist seg at bølgefunksjonene til p-elektronene i benzen er konstant i to ringer på hver side av benzenringen. Alle bindingene mellom karbonatomene er like, og har halvparten så stor p-tetthet som en vanlig dobbeltbinding, altså er det halvannenbindinger som holder benzenet sammen. Mange tegner derfor idag benzenmolekylet som en sekskant med en ring inni, men Kekulés variant er fremdeles populær, mye fordi den er lettere å få til med enkle grafiske hjelpemidler, men også kanskje fordi den er stiligere?

Selvsagt plasserer benzenelektronene seg slik fordi konfigurasjonen gir mindre indre energi enn vekslingen mellom enkelt- og dobbeltbindinger, og benzenringen er også en spesielt stabil struktur som er enda vanskeligere å bryte opp enn andre kovalente karbongrupper. Vanlige umettede hydrokarboner kløves lett av sterke oksydasjonsmidler, men hvis en benzenring med en mettet sidegren (eks. toluen eller metylbenzen) utsettes for sterke oksydasjonsmidler, oksyderes den *mettede* sidegrenen før ringen. At benzen ikke er mettet vises ved at den kan addere hydrogen og blir til sykloheksan. Men hvis benzenet har en umettet sidegren, som f.eks. i etynylbenzen, omdannes etynylgruppen til etenyl og etenyl til etyl før ringen hydrogeneres. Denne stabiliteten er også noe av forklaringen på at grafitt, som består av lag på lag med store, sammenhengende flater av slike sekskanter, er stabilere enn diamant, og den ubrutte bølgefunksjonen av p-elektronene gir en elektronbevegelighet som er med på å forklare grafittens ledningsevne sammenliknet med diamant, som er en isolator.

Resonans er et viktig fenomen i den organiske kjemien. Alle molekylære sammenstillinger av atomer som kan tegnes på to eller flere forskjellige måter etter de vanlige valensreglene (regn også med muligheter for at et eller flere atomer kan ha elektrisk ladning) har i virkeligheten en elektronkonfigurasjon som er en mellomting mellom disse tilstandene, og er derfor resonansstabilisert. Ikke minst er dette viktig for mange mellomformer i organiske reaksjoner. Mange av reaksjonene ville ikke kunnet gå hvis det ikke var for resonansstabiliseringen.

Forbindelser som inneholder benzenringer kalles aromatiske, fordi mange av de første som ble oppdaget hadde sterk lukt. De andre sykliske (ringformede) forbindelsene kalles alisykliske eller også naftener. De kjedeformede, som ikke ligger i ring, kalles alifatiske. Alifatiske radikaler som metyl, etyl o.s.v. kalles med et fellesnavn alkylradikaler mens de aromatiske kalles arylradikaler. Benzen er det enkleste av de aromatiske hydrokarbonene. Usystematisk nok kalles ikke benzen-radikalet benzyl, men fenyl. Benzyl er forbeholdt radikalet av toluen, et annet kjent aromatisk hydrokarbon som har en metylgruppe på benzenringen (toluen er altså identisk med metylbenzen). Xylen er dimetylbenzen. Her er to metylgrupper substituert inn på ringen, og produktet kalles xylen enten gruppene står i 1,2-, 1,3- eller 1,4-posisjon. Slike situasjoner oppstår ofte når benzen substitueres med mer enn en gruppe, og det har blitt vanlig å skille disse tre mulige variantene (merk at 1,5 er identisk med 1,3 og 1,6 med 1,2) ved å bruke betegnelsene orto-, meta- og para, slik at orto-xylen er 1,2-dimetylbenzen, meta-xylen er 1,3-dimetylbenzen og para-xylen 1,4-dimetylbenzen. Hvis to benzenringer sitter inntil hverandre slik at to karbonatomer er felles for de to ringene (andre måter, f.eks. med ett atom felles, går ikke), får vi et annet kjent hydrokarbon som heter naftalen, C₁₀H₈. Med tre ringer i kjede fås antracen, C₁₄H₁₀. Hvis kjeden går i vinkel får vi en isomer av antracen som kalles fenantren.

Merk at jo flere ringer du setter inntil hverandre jo lavere blir hydrogenprosenten, mens karbonprosenten øker. Slike polysykliske forbindelser dannes også i forkullingsprosesser og ufullstendig forbrenning og finnes i store mengder i røyk og mindre i røkt og stekt mat og i grillmat samt i brente kaffebønner o.l. Det finnes ganske mye av dem i jord, trolig med opphav i skogbranner. Til dels er de sterkt kreftfremkallende. Det hender at krystalliserte blandinger av polysykliske aromatiske hydrokarboner forekommer sammen med kvikksølvmineraler, trolig som resultat av omdannelse av organiske sedimenter ved forholdsvis høy temperatur.

Med de polysykliske forbindelsene blir Kekules tegnemåte tydelig uriktig. Det går greit når benzenringene ligger i kjede, men prøv å sette dem sammen med mer enn en side felles...

Som benzenet er de polysykliske aromatiske hydrokarbonene uvanlig stabile. Både hydrokarbonene selv og avledninger av dem forekommer ofte som fargestoffer i naturen, f.eks. har plantefargestoffet alizarin vært brukt som rødfarge på militæruniformer, og på uniformer fra napoleonstiden kan man beundre den praktfulle rødfargen i museer ennå idag, mens de andre fargene har falmet. Polyaromatiske pigmenter brukes også f.eks. av sjøanemoner, og fossiler av sjøanemoner fra så langt tilbake som 150 millioner år siden er ofte vakkert farget av godt bevarte polyaromatpigmenter.

Hvis man setter inn et oksygenatom mellom et av hydrogenene på et hydrokarbon og karbonet får man en hydrokarbonrest og en OH-gruppe, som tilsammen utgjør en alkohol. En enkel måte å fremstille en alkohol på er å tilsette vann til et alken i nærvær av sterk syre. Vannet adderer seg til dobbeltbindingen: CH₃-CH=CH₂ + H₂O = CH₃-CH(OH)-CH₃.

Selv om dobbeltbindingen er i enden av molekylet kommer aldri OH'en ytterst, men alltid på det nest ytterste karbonet. Dette er en sekundær alkohol, det karbonet som OH-gruppen sitter på har to nabokarboner. Markownikoffs regel for slike addisjonsreaksjoner sier at når et polart molekyl adderes til en dobbeltbinding i et asymmetrisk molekyl vil den positive delen av det polare molekylet adderes til karbonet med flest hydrogenatomer. Skal du ha et primært alkohol med OH-gruppen på enden, hvor karbonet bare har ett nabokarbon, kan du gå ut fra et halogenid hvor halogenatomet sitter på enden av karbonkjeden. Tilsettes base til et slikt går reaksjonen lett:
CH₃-CH₂-CH₂-CH₂-CH₂-CH₂Cl + OH^- = CH₃-CH₂-CH₂-CH₂-CH₂-CH₂OH + Cl^-.

Alkoholene navngis ved å legge til -ol på det tilsvarende hydrokarbonnavnet, f.eks. gir etan etanol, tridekan gir tridekanol, heksen gir heksenol, pentyn gir pentynol. Noen alkoholer har egne navn som ofte foretrekkes, den viktigste er fenol, som er alkoholen til benzen. Kresol er alkoholen til toluen, CH₃C₆H₄OH, det finnes i en orto-, meta- og paraisomer. Metanol benevnes noen ganger som karbinol, som også har vært brukt som betegnelse på alkoholer som kan sies å være avledet av metanol, f.eks. er (CH₃)₃COH trimetylkarbinol, men kalles idag fortrinnsvis 1,1-dimetyletanol. Hvis det er nødvendig angis plasseringen av OH-gruppen som vanlig med tall, f.eks. er den første alkoholen vi fikk ved vannaddisjon 2-propanol mens 2,7-dekandiol er dekan med OH på 2. og 7. karbon. 1,3-fendiol kunne vært benzen med OH på to karboner med ett usubstituert mellom seg, men slike forbindelser kaller man heller dihydroksybenzen. 1,2,3-propantriol har også et spesielt navn, glyserol, en viktig forbindelse. 1,2-etandiol kalles etylenglykol. Slike toverdige alkoholer kan fremstilles av alkener ved oksydasjon med kaliumpermanganat i kald, svakt basisk løsning. De kalles med et fellesnavn glykoler.

Alkoholer har mye høyere smelte- og kokepunkter enn hydrokarbonene. Ingen alkoholer er gasser ved romtemperatur, og selv metanolen koker ikke før ved 65 °C. Alle de enverdige (med en OH-gruppe) mettede alkoholene til og med dekanol er flytende ved romtemperatur, til sammenlikning er hydrokarbonene flytende t.o.m. pentadekan. De flerverdige alkoholene har høyere smeltepunkter, f.eks. er diolene flytende bare t.o.m. heksandiol. Fenol er også et fast stoff, men smelter allerede ved 43 °C. De toverdige fenolene har høyere smeltepunkt, 1,4-formen (som gjerne kalles hydrokinon) smelter ved 173 °C. Bare de letteste enverdige alkoholene er løselige i vann, fra pentanolene er de tungt løselig eller uløselige, men løseligheten blir bedre jo flere hydroksylgrupper det er i molekylet. Mange fenoler er også godt vannløselige.

Alkoholene er fargeløse eller hvite stoffer. De faste er myke, voksaktige, krystallinske stoffer, som hydrokarbonene, og de er like brennbare. De vannløselige, enverdige alkoholene har skarp lukt og smak og er biologisk aktive, sterke giftstoffer. De flerverdige og de tyngre er mindre giftige, og alkoholer med mange OH-grupper smaker søtt, f.eks. er sorbitol, et kunstig søtstoff som er ca. halvparten så søtt som sukker, 1,2,3,4,5,6-heksanheksaol. Mange alkoholer har behagelig lukt og forekommer som lukt- og smaksstoffer i naturen, f.eks. er 1-isopropyl-4-metyl-2-hydroksybenzen eller tymol det aktive luktstoffet i timian og 1,2,6,6-tetrametyltrisyklo[5.3.1.0^2,8]hendekan-11-ol, eller med et hyggeligere navn juniperol, er aromaessensen i einerbær. Ellers er glyserol en flerverdig alkohol som er uhyre viktig i biokjemien og flere andre alkoholer har også stor biologisk betydning.

Karbonsyre kunne sies å være en alkohol, en dehydrert fireverdig metanol eller metantetraol, C(OH)₄ minus et molekyl vann blir CO(OH)₂ eller H₂CO₃. Men dette er jo en syre, og selv om alkoholene på visse måter er motparten til de organiske syrene reagerer de selv mer surt enn basisk i vann. Alkoholer reagerer også med alkalimetaller og en del andre reaktive metaller til alkoholater, som er krystallinske stoffer med mye høyere smeltepunkter enn alkoholene og god løselighet både i vann og i organiske løsningsmidler som vanligvis ikke løser alkalisalter. Fenol er en betydelig sterkere syre enn de andre alkoholene, på grunn av en annen resonanskonfigurasjon med dobbeltbinding til oksygenatomet som er mulig når hydrogenet mangler. Derfor har fenol også vært kalt karbolsyre. Karbolvann er det tradisjonelle navnet på en 2% vannløsning av fenol. Fenolatene har liknende egenskaper som de andre alkoholatene. Alle alkalialkoholatene reagerer sterkt basisk i vannløsning.

En viktig sorts forbindelser som likner alkoholer er karbohydrater, også kalt sukkerarter eller sakkarider. Det spesielle ved dem er at de foruten karbon inneholder nøyaktig dobbelt så mange atomer hydrogen som oksygen, d.v.s. at de består av karbon pluss så og så mange vannmolekyler. Denne regelen er riktig nok ikke helt ufravikelig, og idag regnes en del substituerte karbohydrater som f.eks. metylglukose, C₇H₁₄O₆, til karbohydratene. Glukose er en vanlig sukkerart med formel C₆H₁₂O₆. Til sammenlikning har sorbitol C₆H₁₄O₆. Sorbitol kan også kalles 1,2,3,4,5,6-heksanheksaol, og glukose kunne gis navnet 1-heksanal-2,3,4,5,6-pentaol, for siden det mangler to hydrogen i forhold til sorbitolet er den sjette posisjonen i kjeden ikke en hydroksylgruppe men en hydroksylgruppe minus 2 H, altså en aldehydgruppe. Andre sukkerarter mangler ikke hydrogenene sine i endene, men inne i kjeden, slik at det har en annen karbonylgruppe, en keto-gruppe der inne i stedet for en aldehydgruppe på endepunktet. De sukkerartene som inneholder en aldehydgruppe og altså er aldehyder kalles aldoser, mens de som er ketoner kalles ketoser.

Det er mulig å fremstille sukker med molekyler i slike 'rettlinjede' kjeder på samme måte som sorbitolet. Men både aldehyd- og ketogrupper er forholdsvis reaktive enheter, og hvis slike molekyler løses i vann, legger molekylet seg straks i ring ved at denne gruppen reagerer med den andre enden av molekylet. Slik forekommer karbohydrater vanligvis i naturlig tilstand. Sukkermolekyler inneholder en rekke asymmetriske karbonatomer og dreier derfor polarisasjonsretningen av polarisert lys som skinner gjennom dem. De fleste naturlige sukkermolekyler er høyredreiende og betegnes med D- foran navnet, f.eks. kalles naturlig glukose D-glukose. I et molekyl kjedeformet sukker er hvert av de asymmetriske karbonatomene forbundet med en -H og en -OH samt enten en CHOH (arrangert på diverse måter) på hver side eller en karbonylgruppe eller en CH₂OH-gruppe på en av sidene. Men når molekylet knyttes sammen til en ring får det et ekstra asymmetrisk karbon, det som før var del av aldehyd- eller ketogruppen. Dette karbonet er omgitt av en -H, en -OH, en -O- og en -CHOH-, og avhengig av hvordan aldehydgruppen er orientert når den reagerer med OH'et i den andre enden kan enten -OH være på "over"-siden av ringplanet og -H under eller omvendt. De to formene innvirker sterkt på polarisasjonsvinkelen og betegnes med gresk alfa og beta. Med glukose som eksempel igjen, hvor det er den nest ytterste OH-gruppen som reagerer med aldehydet og det derfor er en CH₂OH-gruppe utenfor ringplanet, er det formen med -OH på motsatt side av denne gruppen som betegnes alfa-D-glukose mens den som har -OH på samme side betegnes beta-D-glukose. Siden ringsammenknytningen er en likevektsreaksjon og det derfor alltid er en liten del kjedesukker i en løsning, oppstår det spontant en blanding av de to formene, og hvis en av dem har lavere indre energi vil den dominere. I glukose utgjør betaformen alltid 65 % av en ren, nøytral vannløsning. Dette har sammenheng med at sukkermolekylet har en "stol"-form akkurat som sykloheksan, og av de perifere bindingene til karbonatomene (de bindingene som ikke inngår i ringen) står en ut omtrent i ringplanet mens den andre står omtrent loddrett på planet. Hvis det er en OH-gruppe som står loddrett på planet kommer dens elektronsky nærmere de andre elektronene i molekylet enn hvis den hadde stått ut i ringplanet, og siden det kreves energi for å presse elektroner sammen vil former hvor de største gruppene står ut i ringplanet ha lavere indre energi og større stabilitet enn de med store grupper loddrett på planet.

I likhet med de alkoholene som har mange OH-grupper, er også karbohydratene lettløselige i vann. Siden alle grønne planter vet hvordan de skal lage sukker, forekommer det rikelig av disse kjemikaliene i både dyre- og planteriket, og det er kjent en rekke forskjellige varianter.

De viktigste er de som har henholdsvis 5 og 6 karbonatomer i molekylet. Vi tar i bruk det greske tallsystemet igjen og kaller de første pentoser mens de andre går under betegnelsen heksosene. De viktigste pentosene er arabinose, ribose og xylose, alle med formel C₅H₁₀O₅, mens de vanligste heksosene er glukose (druesukker), galaktose, mannose og fruktose (fruktsukker), alle med samme formel som glukosen, d.v.s. at de er isomere.

Alle disse pentosene og heksosene er monosakkarider, og består av et enkelt ringformet sukkermolekyl. Men ofte kan monosakkarider bindes sammen ved vannavspalting fra to OH-grupper slik at det oppstår en eterbinding. Sukkere som er laget av noen få sammenbundne monosakkarider kalles oligosakkarider. Hvis det er mange er navnet polysakkarider. Disakkaridene inneholder to enheter og har formelen C₁₂H₂₂O₁₁, hvis de er satt sammen av heksoser. Mange er viktige i naturen, f.eks. sukrose (også kalt sakkarose, rør- eller roesukker eller vanlig sukker) som består av 1 glukose og 1 fruktose, laktose (melkesukker) er 1 glukose og 1 galaktose mens maltose (maltsukker) består av 2 glukoser. Trisakkaridet raffinose, C₁₈H₃₂O₁₆, som finnes i sukkerroer, består av 1 hver av galaktose, glukose og fruktose.

Formelen for polysakkaridene er tilnærmet (C₆H₁₀O₅)_n for heksosene og (C₅H₈O₄)_n for pentosene. Biologisk uhyre viktige er glykogen, stivelse og cellulose, som er bygget opp av glukoseenheter. For cellulose er n omtrent 3000. Stivelse består av to polysakkarider, amylose med n= ca. 200 og amylopektin med n= ca. 1000. Cellulosen og amylosen består av bunter av stive molekylkjeder, mens amylopektinet og glykogenet er forgrenet. Karakteristisk for mange polysakkarider er dårlig vannløselighet, flere brukes som strukturdannende elementer, både av planter og dyr.

Når man varmer opp alkoholer med konsentrert svovelsyre til vanligvis knapt et par hundre grader trekker den sterkt hygroskopiske svovelsyren til seg et molekyl vann fra to alkoholmolekyler og vi får en eter, f.eks. 2C₄H₉OH - H₂O = (C₄H₉)₂O = dibutyleter. Varmer man opp blandinger av forskjellige alkoholer med svovelsyre kan man få etere med forskjellige radikaler, f.eks. fenyletyleter: C₆H₅OC₂H₅. Eterne er en slags isomerer av de enverdige alkoholene med oksygenet mellom to karboner i stedet for mellom et karbon og et hydrogen. Williamsons etersyntese består i å la halogenider reagere med alkoholater, f.eks. CH₃Br + NaOC₄H₉ = CH₃OC₄H₉ + NaBr. Eterne navngis ofte med navnene på begge radikalene etterfulgt av "-eter", som i eksempelet over, men mer systematisk er det å betrakte det minste radikalet som en sidegrein, inkludert oksygenet og bruke det vanlige radikalnavnet på hele gruppen men med -oksy til slutt i stedet for -yl. Dibutyleter blir da 1-butoksybutan og fenyletyleter blir etoksybenzen. Fordelene ved denne metoden sees tydelig når forbindelsene blir mer kompliserte, som f.eks. 2,4-dimetoksy-3-metylpentan. Ringformede etere som etylenoksyd, C₂H₄O og dioksan, C₄H₈O₂, har litt komplisert systematisk navngiving som avhenger av hvor mange atomer det er i ringkjeden og om det forekommer dobbeltbindinger eller andre stoffer som nitrogen eller svovel i ringen. Etylenoksydet heter etter dette systemet oksiran. Når det gjelder dioksan (her er det også tre varianter utfra plasseringen av oksygenatomene i ringen, 1,2, 1,3 og 1,4 - orto, meta og para) er dette det systematiske navnet på forbindelsen, og det kan nevnes også at hvis fire hydrogenatomer fjernes fra den slik at det blir to dobbeltbindinger blir navnet dioksin, en av verdens farligste miljøgifter. Navnereglene gjelder bare enkle ringer med 3 til 10 atomer. Hvis forbindelsene er mer kompliserte navngis de som om det var et karbon i stedet for oksygen i ringen, men med prefikset oksa- + nummerert for å indikere posisjonen. Etylenoksydet er en viktig forbindelse som inngår i mange synteser. Stoffer som har etylenoksydet som del av en karbonkjede kalles epoksyforbindelser. De kan f.eks. lages ved å addere et oksygenatom til en dobbeltbinding ved hjelp av en peroksykarboksylsyre (med en -C(:O)-O-O-H gruppe), f.eks. blir sykloheksen til sykloheksenepoksyd med denne fremgangsmåten. Epoksyharpikser er polymerer som er mye brukt i industrien.

Som alkoholene er eterne ildsfarlige stoffer, men betraktelig mer flyktige. Dimetyleter og metyletyleter er begge gasser ved romtemperatur, mens dietyleter, den mest kjente, som også bare kalles eter eller etyleter, har et kokepunkt på 34,51 °C, d.v.s. at den koker på håndvarme. Løselighetsforholdene er omtrent som for alkoholene, men mange etere har en tendens til å være ustabile og spaltes lett av lys og luft. De har sterk lukt, (ofte ganske behagelig, eukalyptol og pinol fra eukalyptus- og furunålsolje er f.eks. etere), og betydelig biologisk aktivitet, etyleter har bl.a. vært brukt som bedøvelsesmiddel.

Når primære alkoholer utsettes for et kraftig oksydasjonsmiddel, som kaliumdikromat i sur vannløsning, oksyderes de til aldehyder:

3 CH₃-CH₂-CH₂-CH₂-CH₂-OH + Cr₂O₇^2- + 8 H⁺ = 3 CH₃-CH₂-CH₂-CH₂-CH=O + 2 Cr³⁺ + 7 H₂O.

CHO-gruppen er karakteristisk for aldehydene. Den oksyderes lett videre til syregruppen COOH, og hvis man vil ha godt utbytte av aldehyder fra ovenstående reaksjon må den utføres over kokepunktet for aldehydet, slik at det kan destilleres av så snart det dannes.

Aldehydene er betydelig flyktigere enn alkoholene de oksyderes fra, så det er lett å finne en passende temperatur. De er litt mindre flyktige enn eterne. Løselighetsforholdene er som for alkoholene.

Fordi aldehydgruppen så lett oksyderes virker aldehydene ofte reduserende og fungerer som et mildt reduksjonsmiddel i mange organiske reaksjoner. Reduksjon av Ag(I) til metallisk sølv brukes som en test på aldehyd. Aldehyder som lagres i kontakt med luft vil snart inneholde større eller mindre mengder syre. Det har vært vanlig å kalle dem opp etter syrene de oksyderes til, f.eks. er C₄H₉COOH valeriansyre, mens ovennevnte C₄H₉CHO er valerianaldehyd, men etter nye regler skal aldehydene navngis ved å bytte ut -ol i navnet på alkoholet de oksyderes fra med -al, slik at valerianaldehyd blir pentanal. Det enkleste aldehydet er formaldehyd, CH₂O, (eller metanal, men denne betegnelsen er lite brukt). Formaldehyd er giftig, og acetaldehyd, det neste, er ikke så veldig sunt å ta inn, men videre minsker giftighetsgraden. De lette aldehydene har skarp, ubehagelig lukt, men de tyngre har bedre, og de aromatiske (merk navnet) aldehydene kan ha virkelig behagelig lukt, f.eks. lukter benzaldehyd, C₆H₅CHO, mandler, kanelsyrens aldehyd C₆H₅CH:CHCHO, som kan kalles kanelaldehyd eller 3-fenylpropenal, lukter som det kanskje ikke er vanskelig å gjette kanel, mens 2-pentyl-3-fenylpropenal, C₆H₅CH:C(C₅H₁₁)CHO, også kalt jasminaldehyd, lukter - vel, det kan du få lov til å gjette. Sukkerarter som ikke har lagt seg i ring og derfor inneholder en dobbeltbinding har den ofte i enden av kjeden som en aldehydgruppe og kalles da aldoser.

Aldehyder kan i svakt basisk miljø gjennomgå viktige kondensasjonsreaksjoner med seg selv. Med acetaldehyd fås:
CH₃CHO + CH₃CHO = CH₃CH(OH)CH₂CHO, en forbindelse som kalles aldol (mer systematisk 3-hydroksybutanal), og denne typen reaksjoner kalles derfor aldolkondensasjon. Slike aldoler har lett for å dehydrere (avspalte vann), særlig hvis pH høynes ytterligere, og resultatet blir da umettede aldehyder. Med aldol fås CH₃CH(OH)CH₂CHO - H₂O = CH₃CH=CHCHO eller 2-butenal, også kjent som krotonaldehyd. Mange slike kondensasjonsreaksjoner, også med ketoner, er kjent, og de er viktige i syntetisk organisk kjemi, spesielt fordi de er av de få reaksjonene som gir opphav til nye karbon-karbonbindinger.

I surt miljø og vannfri løsning med stort overskudd av alkoholer adderes alkohol til aldehyd slik at det dannes acetaler:
C₆H₅CHO + 2CH₃OH = C₆H₅CH(OCH₃)₂ + H₂O. Acetaler er en slags etere og vanskelige å oksydere, derfor brukes de en del til å beskytte aldehyder mot oksydasjon. De hydrolyserer lett til aldehyder igjen i sur vannløsning. Et viktig acetal eller hemi-(halv-)acetal er de sykliske monosakkaridene som oppstår ved at en OH-gruppe i den ene enden av molekylet adderes til aldehydgruppen i den andre og de to endene knyttes sammen med en eterbinding.

Aldehyder som har aldehydgruppen festet på et karbonatom uten hydrogener, som f.eks. i benzaldehyd, gjennomgår en industrielt viktig selv-oksydasjons-reduksjon i basisk miljø:
2C₆H₅CHO + OH^- = C₆H₅CH₂OH + C₆H₅COO^-, den såkalte cannizzario-reaksjonen.

Når sekundære alkoholer utsettes for slike kraftige oksydasjonsmidler som dikromat i sur vannløsning, oksyderes de til ketoner:

3 CH₃-CH₂-CH(OH)-CH₂-CH₃ + Cr₂O₇^2- + 8 H⁺ = 3 CH₃-CH₂-CO-CH₂-CH₃ + 2 Cr³⁺ + 7H₂O.

C=O-gruppen mellom to karboner er karakteristisk for ketonene, den oksyderes ikke videre og ketoner fås i godt utbytte fra slike reaksjoner uten spesialbehandling. De kan også reduseres tilbake igjen til alkoholer med egnede midler, som litiumaluminiumhydrid, LiAlH₄.

Ketoner fås også ved å addere vann til alkyner i surt miljø, f.eks C₃H₇-Cº CH + H₂O = C₃H₇COCH₃. Ketonene gis ofte navn på samme måte som eterne, slik at den øverste blir dietylketon og den sistnevnte metylpropylketon. Noen har også egne navn, f.eks. er dimetylketon vanlig kalt aceton, metylfenylketon er acetofenon og difenylketon er benzofenon. Nye regler tilsier at ketonene skal navngis etter de alkoholene de er oksydert fra, men med -on i stedet for -ol, slik at dietylketon blir 3-pentanon og metylpropylketon 2-pentanon. Ketonene er omtrent like flyktige som aldehydene av samme sammensetning og like brennbare. De har gjerne behagelig lukt, f.eks. lukter acetofenon som appelsinblomster og 5-metyl-2-isopropylsykloheksanon eller menton lukter peppermynte. 3-metylsyklopentadekanon eller muskon er en ingrediens i mange parfymer.

Ketoner er svakt sure og kan avspalte et proton fra nabokarbonet til ketogruppen. Anionet er resonansstabilisert, med den virkelige strukturen beliggende et sted mellom -CH^--C(=O)- og -CH=C(-O^-)-. Dermed kan protonene vende tilbake til molekylet enten på det ene eller det andre av de to ladningspunktene. Et keton som aceton foreligger derfor alltid som en blanding av to former, den såkalte ketoformen CH₃-CO-CH₃ og enolformen CH₂=C(OH)-CH₃, et faktum som er viktig for å forstå reaksjoner som ketonene deltar i. De to formene keto og enol kalles tautomerer av aceton og det fenomenet at enkelte syrer kan opptre i forskjellige former på grunn av resonansvirkninger i anionet kalles tautomeri. Anioner som oppstår ved at hydrogen-protonet i C-H-enheter spaltes av kalles karbanioner. De er ofte veldig sterke baser og nyttige mellomformer i mange organiske reaksjoner.

Oksyderer vi en primær alkohol fullt ut uten å redde unna aldehydene får vi som nevnt den organiske syregruppen COOH, også kalt karboksylgruppen. Denne består av en C=O-gruppe som vi kjenner fra ketonene og aldehydene + en OH-gruppe som vi kjenner fra alkoholene.

At karboksylsyrene er surere enn alkoholene skyldes resonansstabilisering når gruppen avgir et proton, siden konfigurasjonene C(O^-)=O og C(=O)-O^- er likeverdige, og i realiteten fordeler elektronene seg slik at begge oksygenatomene har en "halvannen"-binding til karbonet og hver har en halv negativ elektrisk ladning. Syrene navngis etter nyere regler som aldehydene etter de alkoholene de er oksydert fra, men mange syrer har vært kjent fra lenge før noen internasjonale regler var påtenkt, og har egne navn: maursyre, HCOOH, oksalsyre, (COOH)₂, eddiksyre, CH₃COOH, propionsyre, C₂H₅COOH, smørsyre, C₃H₇COOH, valeriansyre, C₄H₉COOH, kapronsyre, C₅H₁₁COOH, palmitinsyre, C₁₅H₃₁COOH, stearinsyre, C₁₇H₃₅COOH, akrylsyre, C₂H₃COOH, krotonsyre, C₃H₅COOH, oljesyre, C₁₇H₃₃COOH, benzosyre (eller benzoesyre) C₆H₅COOH, ftalsyre, C₆H₄(COOH)₂, sitronsyre, HOC(CH₂COOH)₂COOH, vinsyre, (CHOHCOOH)₂ og mange flere. De enverdige (altså med en karboksylgruppe) syrene uten ringformede grupper kalles med et fellesnavn fettsyrer, og er viktige i biokjemien. Benzosyren er årsaken til at benzenradikalet fikk navnet fenyl og toluenradikalet benzyl, fordi den finnes i naturen, kan utvinnes ved enkle prosesser og derfor ble oppdaget tidlig. Fordi den består av en syregruppe på en benzenring er det rimelig å kalle den benzosyre, faktisk er benzen oppkalt etter benzosyre, som har navnet sitt etter benzoin, en aromatisk harpiks fra asiatiske trær, et ord av arabisk opprinnelse. Men benzosyre kan reduseres til benzaldehyd, som reduseres videre til en alkohol, C₆H₅CH₂OH, også kalt benzylalkohol. Systematikken blir altså her den samme som med de alifatiske alkoholene, aldehydene og syrene, f.eks. skal etter de nevnte nyere reglene C₉H₁₉COOH hete dekansyre selv om radikalet C₉H₁₉- ikke heter dekyl, men nonyl. Et mer systematisk navn for benzylalkohol regnes idag forøvrig å være alfa-hydroksytoluen.

Syrene er ikke særlig flyktige, og har omtrent samme smelte- og kokepunkter som alkoholene av tilsvarende atomvekt, noe som skyldes innvirkninger av hydrogenbindinger mellom OH-gruppene. Særlig for de letteste syrene gjør dette seg sterkt gjeldende, og ren eddiksyre kalles også 'iseddik' - med et smeltepunkt på 17 °C passer den ofte slående til betegnelsen. Siden går smeltepunktet ned, og de mettede fettsyrene er væsker ved romtemperatur t.o.m. pelargonsyre, C₈H₁₇COOH. Fra kaprinsyre, C₉H₁₉COOH og oppover er de faste, voksliknende stoffer, men når det introduseres dobbeltbindinger går smeltepunktet ned igjen, et faktum som har fått overmåte stor betydning i moderne ernæringsteori. De før nevnte palmitin- og stearinsyrene er de vanligste mettede syrene i biologisk fett, og smelter ved h.h.v. 63 og 72 °C, mens umettede fettsyrer som den nevnte oljesyre og den fler-umettede linolensyre, C₁₇H₂₇COOH, har smeltepunkt på h.h.v. 16,3 og -11,3 °C. De aromatiske syrene har forholdsvis høye smeltepunkter, benzosyre smelter ved 122 °C og ftalsyre ved 215.

Syrene har omtrent samme løselighetsforhold som alkoholene, bare de letteste fettsyrene er vannløselige, men flerverdige syrer løses lettere i vann, mens de derimot har en tendens til å være lite løselige eller uløselige i de mest upolare organiske løsningsmidlene som benzen. F.eks. er sitronsyre og vinsyre lett løselig i vann. De letteste fettsyrene har skarp, stikkende lukt, og de som ligger litt over dem har ofte en særdeles ubehagelig lukt. Tre av dem, kapronsyre og kaprinsyre som er nevnt før, samt kaprylsyre, C₇H₁₅COOH, forekommer i visse kjertler hos geiter, og da kan du bare tenke deg... Tydeligvis har naturen funnet grunn til å advare oss mot disse syrene, men advarselen gjelder altså ikke geiter. Også mange av de andre syrene forekommer hyppig i naturen, maursyre brukes som angreps- og forsvarsvåpen av mange maurarter, oksalsyre fins i gaukesyre og rabarbra, smørsyre fins i svette, ekskrementer og harskt smør, samt i Pilestredet i Oslo, valeriansyre fins i vendelrot, salicylsyre, C₆H₄(OH)COOH, i mjødurt, vinsyre i vindruer (ikke i vin), sitronsyre i sitroner, eplesyre, HOOCCH(OH)CH₂COOH, i epler, stikkelsbær, rognebær m.m., melkesyre, CH₃CH(OH)COOH, i vin, agurker, ost, surkål, sur melk og sure lår, benzosyre i tyttebær og visse balsam- og harpiksarter, og listen kunne gjøres mye lengre.

De organiske karboksylsyrene er ikke sterke, syrekonstanten ligger for det meste under 0,00002. Bare med mange sterkt elektronegative atomer i molekylet oppnås en tilnærmet fullstendig dissosiering, og trikloreddiksyre, CCl₃COOH, har en syrekonstant på 0,3. Karboksylsyrer danner salter med de fleste metaller. Navnene på saltene er som på andre salter, med metallnavnet først og deretter et ionenavn som er syrenavnet modifisert med endelsen -at: benzosyre - benzoat, oksalsyre - oksalat. Det er noen avvik som har sammenheng med at det alltid skal bruke latinbaserte navn på ionenavnet, mens noen av syrene har nasjonale eller andre tradisjonelle, usystematiske navn som gjerne foretrekkes, eksempelvis maursyre - formiat, eddiksyre - acetat, smørsyre - butyrat, vinsyre - tartrat, ravsyre - succinat, oljesyre - oleat, eplesyre - malat og sitronsyre - citrat (sitrat brukes også). Mange syrer har navn som slutter på -insyre, og her sløyfes -in- i ionenavnet på norsk, f.eks. stearinsyre - stearat, glutaminsyre - glutamat. Hydrokarbonene propan og butan er oppkalt etter syrene propionsyre og smørsyre (som danner butyrater og heter butyric acid på engelsk).

Som oftest er syrene for svake til at det kan lages salter ved å la syrene virke på metallet, men de saltene som er løselige i vann kan lages ved å koke syrene med hydroksyder eller oksyder av metallene, og de uløselige kan fås ved utfelling når man tilsetter syrene eller vannløselige salter av syrene til vann som inneholder løste ioner av metallene. Alkalisaltene kan fås ved å koke estere, d.v.s. syreforbindelser med organiske stoffer, med alkalihydroksyder, en prosess som ikke sjelden kalles å saponisere. Spesielt kan salter av fettsyrene fås ved å lutkoke en spesiell type estere som kalles fett, og det interessante ved dem er at anionene av de langkjedede fettsyrene i vann danner såkalte miceller, sammenslutninger hvor de ioniske COO-gruppene som vannet liker vender ut mot vannet mens de upolare C-H-kjedene som er upopulære blant vannmolekylene trekker sammen i det indre. Miljøet inne i disse micellene virker ganske godt oppløsende på upolare partikler av forskjellige slag som f.eks. fett og olje som ikke løses i vann, og det er hovedårsaken til at salter av fettsyrer kalles såper.

Alle fettsyresalter kalles såper, også de uten alkali og uten vaskeevne. De forskjellige såpenes egenskaper er avhengig av hvilket metall og hvilken fettsyre de består av. De kortkjedete såpene er som regel krystallinske stoffer med moderat hardhet, mens de langkjedete er myke, fettete, voksaktige. Smeltepunktene ligger betydelig over de til syrene, f.eks. smelter natriumacetat ved 324 °C, 307 grader mer enn eddiksyre, mens natriumpalmitat smelter ved 270 °C, 207 mer enn palmitinsyre. Alle alkalisåpene er løselige i vann, men ellers har kortkjedede såper en tendens til å være betydelig mer vannløselige enn de langkjedede. Alle acetater, deriblant sølv- og blyacetat, er vannløselige, men de langkjedede såpene er med unntak for alkalisåpene tungt løselige eller uløselige i vann. Dette fører til problemer for bruk av såpe i vask hvis vannet inneholder metallioner som kalsium eller jern, noe det ofte gjør f.eks. i strøk med kalkrik berggrunn. Tungt løselige kalsiumsåper felles ut, såpevannet skummer dårlig og har liten vaskeevne.

Saltene av de andre karboksylsyrene skiller seg ikke så mye ut fra såpene. Generelt har de høyere smeltepunkter enn syrene, alkalisaltene er som regel vannløselige og de andre er ofte vannløselige hvis syrene er det. De uløselige saltene er ofte løselige i organiske løsningsmidler, ikke sjelden bedre enn de vannløselige. Oksalatene skiller seg noe ut og oppfører seg kjemisk påfallende likt karbonatene. Oksalatene er også gode kompleksdannere, bedre enn karbonatene, og uløselige oksalater går ofte i løsning igjen med overskudd av alkalioksalat. Epler inneholder syrer som eplesyre, garvesyrer og vinsyre som er sterke nok til å danne salter med jern, og hvis man skjærer i epler med stålkniver som ikke er rustfrie blir eplene derfor mørke i overflaten. Sølvskjeer inneholder som regel kobber og må ikke bli liggende i sure matvarer fordi det dannes giftige kobbersalter av de organiske syrene.

Blander man et syreklorid, f.eks. acetylklorid med en alkohol som butanol, i vannfritt miljø, f.eks. i eterløsning, fås en ester, i dette tilfellet butylacetat: CH₃COCl + C₄H₉OH = CH₃COOC₄H₉ + HCl. Dette er den mest effektive måten å lage estere på. Ellers kan de lages av en blanding av organisk syre og alkohol. Hvis blandingen gjøres sterkt sur oppstår en likevekt: A-COOH + HO-B <> A-COO-B + H₂O. Likevekten kan forskyves over til produktsiden med overskudd av alkohol eller ved å fjerne vannet som dannes, enten ved destillasjon eller ved å bruke svovelsyre til surgjøring. Syrekatalysert esterifisering fungerer ikke med fenoler og går sakte med tertiære alkoholer og med store, forgrenede syremolekyler. Her går det bedre med syreklorider, men siden saltsyre reagerer med tertiære alkoholer må den fjernes, f.eks. ved reaksjon med pyridin. I naturen lages estere av alkoholer og "aktiviserte" syrer som er tilført en fosfatgruppe fra ATP.

Estere navngis med syrenavnet sist i ordet, brukt på samme måte som i saltene, og først i ordet settes alkoholradikalnavnet. Tidligere ble de navngitt med det uendrede syrenavnet først og alkoholradikalet + 'ester' sist, slik at butylacetat blir eddiksyrebutylester. Estere likner etere en del i egenskapene, og inntil dette århundret gikk begge ofte under betegnelsen etere. (Men betegnelsen med innskutt s ble foreslått allerede på midten av 1800-tallet av Leopold Gmelin, siden de i motsetning til eterne var avledet av Syrer). På samme måte som ketoner er isomerer av aldehyder og etere er isomerer av alkoholer med de funksjonelle gruppene flyttet innover i molekylet, er estere isomerer av syrer. De er betraktelig flyktigere enn de tilsvarende syrene, f.eks. har butylacetat smeltepunkt -77,9 °C og kokepunkt 126,5 °C, mens den isomere kapronsyre smelter ved -2 °C og koker ved 205 °C. De har også atskillig dårligere løselighet i vann, mange løses ikke overhodet, men de løses godt i upolare organiske løsningsmidler. I motsetning til syrene har de nesten alle sammen ytterst behagelig lukt, og en mengde forskjellige estere fungerer i planteriket som aromastoffer i blomster og frukter. F.eks. gir det nevnte butylacetatet bananene sin karakteristiske lukt eller aroma. Metylbutyrat, C₃H₇COOCH₃, lukter ananas, pentylbutyrat, C₃H₇COOC₅H₁₁, gir aprikoslukt, benzylacetat, CH₃COOCH₂C₆H₅, lukter fersken og etyl-3-oksobutyrat (også kalt aceteddiksyreetylester eller bare aceteddikester), CH₃COCH₂COOC₂H₅, lukter blåbær. Mange naturlige estere er kompliserte i strukturen, f.eks. sedertreolje, C₁₇H₂₄O₅, som jeg ikke skal prøve å gjengi strukturen på her. Estere kan også lages med flerverdige alkoholer og syrer, og en spesielt interessant type ester er med glyserol og fettsyrer, slike estere kalles også fett, f.eks. er stearin glyseryltristearat, C₁₇H₃₅COOCH(CH₂OOCC₁₇H₃₅)₂. (Men stearinlys er pr. idag oftest laget av rene fettsyrer, f.eks. stearinsyre eller en blanding.) Glyserider er også en betegnelse som er brukt om disse forbindelsene, i dette tilfellet stearinsyreglyserid. Men mer om dette siden.

Estere kan også dannes med alkoholer og uorganiske syrer og på samme grunnleggende måte som med de organiske, ved vannuttrekking med konsentrert svovelsyre. De navngis også tilsvarende, f.eks. er glyseroltrinitrat O₃NCH(CH₂NO₃)₂ og ikke en nitroforbindelse som de mer alminnelig brukte navnene nitroglyserol og nitroglyserin antyder. To- eller flerverdige syrer kan danne to eller flere esterbindinger, gjerne med forskjellige alkoholer. Karbonsyren (kullsyren) har interessante estere, f.eks. dietylkarbonat (C₂H₅)₂CO₃ eller (C₂H₅O)₂CO, en væske som brukes en del som løsningsmiddel. Trimetylfosfatet (CH₃)₃PO₄ eller (CH₃O)₃PO har liknende egenskaper og bruk. Men flerverdige syrer kan også danne estere med bare en eller noen få av de protondonerende gruppene sine og dermed helt eller delvis beholde sin syrestyrke. Fosforsyrens estere med sukkermolekylet ribose er et eksempel som er meget viktig i biokjemien.

Hvis et syreklorid tilsettes den tilsvarende syren dannes et syreanhydrid: CH₃COCl + CH₃COOH = CH₃CO-O-COCH₃ + HCl. Anhydrider reagerer nokså likt med syreklorider og hvis ikke anhydridsyntese er målet i seg selv bruker man heller syrekloridet og unngår den ovennevnte reaksjonen. Men noen toverdige syrer danner lett nyttige ringformede anhydrider ved enkel oppvarming, f.eks. ftalsyre, C₆H₄(COOH)₂, maleinsyre, HOOCCH=CHCOOH og ravsyre, HOOCCH₂CH₂COOH. Eddiksyreanhydrid kan lages ved å oppvarme aceton til 750 °C slik at den spaltes til metan og "keten": (CH₃)₂CO -> CH₂=C=O + CH₄. Ketenet adderer så eddiksyre til eddiksyreanhydrid. Blandede anhydrider reagerer også på samme måte som de enkle. I levende organismer hvor kjemien foregår i et pH-nøytralt miljø kan ikke de drastiske virkemidlene fra laboratoriesyntesene brukes, som syrekatalyse, hydridreduksjon, synteser med syreklorider o.l. I biologiske systemer blir derfor organiske syrer "aktivisert" ved at det dannes et blandet anhydrid med adenosintrifosfat:

Estere, amider e.l. dannes lett ved at fosforsyren avspaltes når det blandede anhydridet kommer nær en alkohol, et amin e.l.

Hvis du tilsetter ammoniumhydrogensulfid til en alkohol- eller eterløsning av kloridet av et hydrokarbon får du et merkaptan eller en tiol, f.eks.: C₄H₉Cl + NH₄SH = C₄H₉SH + NH₄Cl. Merkaptaner er svovel-ekvivalenten av alkoholene og navngis etter nyere regler som dem, men med -tiol som endelse istedetfor -ol. Det er heller ikke uvanlig å kalle dem merkaptan med hydrokarbonradikalet som prefiks, slik at navnet på den eksemplifiserte forbindelsen blir butylmerkaptan eller butantiol. Merkaptaner er klart flyktigere enn de tilsvarende alkoholene, tross at molekylvekten er høyere, f.eks. smelter butantiol ved -115,67 °C og koker ved 98,46 °C, mens butanol smelter ved -89,53 °C og koker ved 117,25 °C, faktisk er de også flyktigere enn hydrokarboner av samme molekylvekt. De løses i mange organiske løsningsmidler, men nesten ikke i vann, selv de letteste, metantiol og etantiol er nokså tungt løselige. Merkaptanene er fargeløse væsker eller hvite krystallinske stoffer og kjennetegnes ved en usedvanlig frastøtende lukt. Ekskrementer og råtnende dyre- og plantedeler inneholder merkaptaner, og det er åpenbart naturens mening å advare oss mot slike ting. Men naturen har alltid et lune på lager, og trår du et lite svart-hvitt nordamerikansk dyr for nære kan du få dressen, håret og generelt de neste 5-10 dagene fulle av butylmerkaptan, som stinkdyret bruker til å redde livet med.

Merkaptanene er atskillig surere enn alkoholene, f.eks. har etantiol en syrekonstant på 2,5x10^-11 mot etanolens 1x10^-16. Saltene de danner med metaller kalles tiolater og har egenskaper som avviker en del fra alkoholatene, bl.a. er tiolatene av mange tungmetaller uløselige i vann. Cystein, NH₂CH(COOH)CH₂SH, er en viktig aminosyre som finnes i nesten alle proteiner og er hovedårsaken til at forråtningsprosesser avgir merkaptaner. SH'ene er aktive grupper i mange av de proteinene som fungerer som enzymer, og de uløselige tiolatene som dannes med tungmetaller gjør derfor disse enzymene virkningsløse og er en hovedårsak til at tungmetallene er så giftige.

I motsetning til alkoholene kan merkaptanene lett oksyderes til disulfider, f.eks. med jod: 2C₄H₉SH + I₂ = C₄H₉SSC₄H₉ + 2HI. Denne reaksjonen utnyttes av cysteinholdige proteiner til å danne disulfidbroer mellom aminosyrekjedene som gir god hjelp til strukturoppbygningen av proteinene. Den dobbelt-aminosyren som er resultatet av sammenbindingen heter cystin: NH₂CH(COOH)CH₂SSCH₂CH(NH₂)COOH. Hår består av proteiner og de enkelte hårstråene henger delvis sammen p.g.a. en svak luftoksydasjon av cysteinene. Dette har blitt utnyttet i permanentbehandling hvor alle disulfidbindingene først brytes med en luktfri merkaptanforbindelse som ammoniumtioglykolat, HSCH₂COONH₄, hvorpå håret omarrangeres i ønsket fasong og deretter oksyderes med f.eks. en hydrogenperoksydløsning for å låses i den fasongen.

Tiolationet er en reaktiv enhet som reagerer raskt med organiske halogenider til sulfider, eksempelvis mellom benzentiol og etylbromid: C₆H₅S^- + C₂H₅Br = C₆H₅SC₂H₅ + Br^-. Slike sulfider er svovelekvivalenten av etere og benevnes på liknende måte, i dette tilfellet fenyletylsulfid. De nevnte disulfidene navngis forøvrig på samme måte. Sulfidene har egenskaper som likner eterne og lukter ikke så vondt som merkaptanene og disulfidene. En viktig egenskap de har er at de reagerer med halogenider til såkalte sulfoniumsalter, med dimetylsulfid og metylbromid fås f.eks. trimetylsulfoniumbromid: (CH₃)₂S + CH₃Br = (CH₃)₃SBr. Fra sulfoniumionet kan så lett en av metylgruppene avgis igjen, en reaksjon som utnyttes i organismene ved hjelp av den viktige aminosyren metionin, NH₂CH(COOH)CH₂CH₂SCH₃. Metionin danner et sulfoniumion med adenosin og kan dermed avgi en metylgruppe i forskjellige syntesereaksjoner som foregår i naturen.

Sulfider kan oksyderes av slike moderate oksydasjonsmidler som hydrogenperoksyd, og danner da sulfoksyder, f.eks. dannes dimetylsulfoksyd, (CH₃)₂SO, av dimetylsulfid, og ved videre oksydasjon, f.eks. med overskudd av peroksyd, dannes sulfoner, i dette tilfellet dimetylsulfon, (CH₃)₂SO₂. Hvis man tenker seg at sulfoner hydrolyseres slik at de avspalter et hydrokarbon og får en OH-gruppe bundet til svovelatomet fås en sulfonsyre. Dimetylsulfon ville i tilfelle gitt metan og metylsulfonsyre, CH₃SO₃H (reaksjonen skjer ikke i virkeligheten). Sulfonsyrer er sterke syrer, på linje med de vanlige mineralsyrene. De består også teknisk sett av et molekyl svovelsyre hvor en av OH-gruppene er forestret med en alkohol (samme forholdet som mellom karbonsyre og karboksylsyrene), og dannes også helst ved å behandle organiske stoffer (fortrinnsvis ikke oksygenholdige) med svovelsyre. I egenskaper likner de karboksylsyrene bortsett fra at de er sterke, og saltene likner også, men har bedre løselighet i vann.

Hvis en eterløsning av et organisk halogenid behandles med et stort overskudd av ammoniakk får man aminer, f.eks. C₅H₁₁Cl + 2NH₃ = C₅H₁₁NH₂ + NH₄Cl. Aminnavnene består av det organiske radikalnavnet + 'amin', slik at det ovenstående blir pentylamin.

Aminer er ikke så flyktige som hydrokarboner, men atskillig flyktigere enn alkoholer, og både metylamin og etylamin er gasser ved romtemperatur, selv om kokepunktet for sistnevnte er oppe på 16,6 °C. Løselighetsforholdene er omtrent de samme som for alkoholene. I motsetning til de oftest fargeløse eller hvite organiske oksygen- og svovelforbindelsene har aminene en tendens til å være farget, særlig de aromatiske. Fargen er vanligvis gul, gjerne ganske blek, men kan forsterkes av andre aktive grupper i molekylet. Fenylamin, C₆H₅NH₂, er en viktig forbindelse som er bedre kjent som anilin. Aminer har en karakteristisk fiskelukt, det avgis også store mengder aminer når fisk råtner.

Hvis ikke fremstillingen av aminer fra klorider gjøres med stort overskudd av ammoniakk, vil kloridene ofte reagere med de nydannede aminene i stedet for ammoniakken. Det man får da er sekundære og tertiære aminer, aminer hvor det ene eller begge hydrogenene på nitrogenet er substituert. I ovennevnte eksempel er resultatene dipentylamin og tripentylamin. De sekundære og tertiære aminene skiller seg lite ut i egenskaper fra de primære. Sekundære aminer kalles ofte iminer. Navngivingen er ellers enkel, f.eks. er (CH₃)₂NH dimetylamin og (CH₃)₃N trimetylamin. Litt mer komplisert blir det hvis gruppene ikke er like. Da betraktes forbindelsen som avledet av det primære aminet til den største gruppen og de andre gruppene kalles med sine radikalnavn med N- foran, f.eks. får CH₃-CH=CH-CH₂-N(CH₃)-C₂H₅ navnet N,N-metyletyl-2-butenylamin.

Aminer reagerer i likhet med ammoniakken klart basisk, og det er aminene som er den organiske kjemiens viktigste baser. Både de primære, sekundære og tærtiære aminene reagerer basisk og alle gjør det på samme måte som ammoniakk, ved å ta opp protoner på den ledige sp³-orbitalen på nitrogenet. De saltene som dannes kalles i likhet med ammoniakksaltene ammoniumsalter, men de organiske molekyldelene må spesifiseres. Men tripentylamin og saltsyre blir det f.eks. tripentylammoniumklorid, (C₅H₁₁)₃NHCl. Det finnes en mengde slike substituerte ammoniumsalter, med interessante egenskaper.

Aminer spiller en stor rolle i biologien, og en interessant type aminer er alkaloidene, som har fått denne betegnelsen (av alkali) fordi de er basiske. De finnes i planter, og mange av dem har medisinsk betydning på grunn av sin virkning på sentralnervesystemet. Mange brukes som legemidler, andre hører til de sterkeste gifter man kjenner. Valmue-, jordrøyk-, søtvier-, soleie-, rose- og erteblomstfamiliene er særlig rike på alkaloider. Som regel er de uløselige eller tungt løselige i vann, men løselige i alkohol og andre organiske løsningsmidler. Som oftest har de ikke lukt, men en bitter smak. Eksempler er de narkotiske stoffene morfin og kokain, det febernedsettende midlet kinin, de dødelige giftstoffene stryknin og atropin, som også har viktig medisinsk betydning i mindre doser, sinapin som finnes i sennep og piperin som finnes i pepper og faktisk er en isomer av morfin, men med svært så forskjellig sammensetning. Molekylene er vanligvis kompliserte, men mange kan likevel lønnsomt syntetiseres og de aktive gruppene kan som regel identifiseres slik at det går an å rendyrke de virkningene man er ute etter og fjerne bivirkningene til naturstoffene. F.eks. er novokain eller 4-amino-benzosyre-2-dietylaminoetylester et bedøvelsesmiddel av samme konstruksjon som kokain, men uten de narkotiske virkningene.

Aldehyder kan reagere med aminer til iminer: -CH=O + H₂N-CH< = -CH=N-CH< + H₂O. Ved hydrolyse bytter aminogruppen plass: -CH=N-CH< + H₂O = -CH₂NH₂ + O=C<. Dette kalles transaminering, og utnyttes i de levende organismene til diverse formål, f.eks. aminosyresyntese, omdanning av aminosyre til aminer (dekarboksylering) og under fordøyelsen for å trekke energi ut av aminosyrer hvis det er noen til overs etter proteinbyggingen.

Sekundære eller tertiære aminer kan gjerne opptre også i ringstrukturer, hvor nitrogenatomet inngår i ringen i stedet for karbon, og siden nitrogenet er treverdig har det tilknyttet ett hydrogenatom mindre enn det karbonatomet som det inngår i stedet for. Slike ringformede forbindelser hvor andre atomer enn karbon går inn i ringen kalles heterosykliske. Foruten nitrogen kan også oksygen og svovel gå inn i ringene, men selvsagt bare med enkeltbindinger på hver side av seg, mens nitrogen også kan opptre i ringer hvor det forekommer dobbeltbindinger, som i benzenringene. Det har også vært fremstilt syntetiske ringforbindelser med fosfor, arsen, selen, tellur, bor og andre mer selsomme ringmedlemmer. Typisk for alle de heterosykliske nitrogenforbindelsene er en klar basekarakter. Noen viktige heterosykliske forbindelser:

Mange av disse heterosykliske forbindelsene er væsker, et par er faste stoffer ved romtemperatur. De er fargeløse eller svakt gullige. Alle unntatt det nitrogenfrie furanet er løselige i vann. Alle disse ringstrukturene danner basis for en mengde forskjellige stoffer med forskjellige grupper påsatt et eller flere steder. Særlig viktige er purinderivatene adenin og guanin og pyrimidinderivatene cytosin, thymin og uracil som utgjør den genetiske koden i nukleinsyrene, byggebeskrivelsene for alt liv. Spesielt interessant er syre/baseegenskapene til de heterocykliske forbindelsene. Nitrogenholdige forbindelser er som regel gode baser, og de oksygenholdige mindre gode. Dette stemmer også for pyridin og pyrimidin, hvor nitrogenet er del av benzenliknende ringer, men i pyrrol hvor det går inn i stedet for det ene sp³-karbonet i syklopentadien og har et hydrogenatom bundet til seg, er det mer surt enn basisk. Det protolyserer ikke basisk i vann slik som de primære aminene. Det opptar protoner fra sterke syrer, men det er heller nabokarbonene enn nitrogenet som tar opp protonene, og det danner salter med sterke baser, som f.eks. kaliumpyrrolat C₄H₄NH + KOH = C₄H₄NK + H₂O. Årsaken til alt dette er at et pyrroloniumion med et ekstra proton på nitrogenet ikke har resonansstabilisering. Hvis protonet tas opp på karbonatomet eksisterer det tre omtrent likeverdige resonansformer, mens det negativt ladde pyrrolationet har hele fem likeverdige resonansformer.

En annen interessant forbindelse er pyran, C₅H₆O. Dette er en nokså sterk base, ettersom den danner en benzenlik elektronstruktur ved opptak av et proton, men ikke har resonansstabilisering i grunnformen.

Heterosykliske forbindelser er vanlige i naturen, og utgjør mange biokjemisk viktige substanser som de nevnte purin- og pyrimidinderivatene i arvestoffet, men også porfyrin, C₂₀H₁₄N₄, et metallbindende derivat av pyrrol som inngår bl.a. i hem, den virksomme bestanddelen av hemoglobin, og i klorofyll. Mange hormoner som serotonin og andre viktige virksomme stoffer er heterosykliske, liksom svært mange alkaloider, viktige virksomme stoffer som kan utvinnes av planter og omfatter farlige gifter som stryknin, narkotika som morfin og nikotin og medisiner som penicillin, atropin, reserpin og kinin. Oksygenholdige heterosykliske forbindelser som cyanidin og quercitin gir farge til mange naturprodukter. Førstnevnte finnes f.eks. i mørke kirsebær. Slike fargestoffer er ofte gode syre-baseindikatorer. Kirsebær er som oftest sure, men prøv å legge et i lut eller en natronløsning og se hva som skjer.

Hvis et molekyl inneholder både aminogruppe og syregruppe kaller vi dem aminosyrer, en uhyre viktig klasse forbindelser, biologisk sett. En aminosyre er kjemisk sett en forbindelse som både er en syre og et amin, uansett hvor på molekylet de aktive gruppene befinner seg, men de som er til livs bruk har alltid aminogruppen på det andre karbonet i kjeden regnet fra (og med) syregruppen. Dette andre karbonet er som regel et såkalt asymmetrisk karbon, det vil i praksis si at ingen av gruppene som er knyttet til det er like: en aminogruppe, en karboksylgruppe, et hydrogen og en funksjonell gruppe som er forskjellig for hver aminosyre. Molekyler med slike asymmetriske karboner er som regel optisk aktive, d.v.s. at hvis man lyser gjennom dem med polarisert lys, dreier de polarisasjonsretningen til lyset. Molekylene kan arrangeres på to forskjellige måter om slike asymmetriske karboner. Hvis vi legger et loddrett plan fra syregruppen gjennom det asymmetriske karbonet og aminogruppen i aminosyrene, kan enten hydrogenet ligge til venstre for planet og den funksjonelle gruppen til høyre eller omvendt. Dette er stereoisomeri. Bindingene og gruppene er de samme og dermed er også de kjemiske og fysiske egenskapene nokså like, de vesentlige forskjellene er det geometriske arrangementet og den optiske aktiviteten. Det er det andre særtrekket ved livets aminosyrer at de alle har den funksjonelle gruppen til venstre for det nylig definerte planet. Og de dreier det polariserte lyset til høyre, d.v.s. med klokkeretningen. Generelt har alle molekyler med asymmetriske karboner stereoisomeri og optisk aktivitet, men det finnes noen som ikke har det og noen optisk aktive molekyler mangler også asymmetriske karboner.

Organiske syrer er altså sure og aminer basiske, men aminosyrer er amfotere. For å ta det enkleste eksempelet, glycin, også kalt glykokoll eller aminoeddiksyre, NH₂CH₂COOH, foreligger den i sur løsning som NH₃⁺CH₂COOH og i basisk som NH₂CH₂COO^-. Den danner salter med uorganiske baser såvel som med syrer, f.eks. NH₃ClCH₂COOH og NH₂CH₂COONa. Alle aminosyrer er faste, krystallinske stoffer med noen uvanlig egenskaper til organiske stoffer å være: høyt smeltepunkt (262 °C for glycin - til sammenlikning 17 °C for eddiksyre) og for det meste god vannløselighet, men meget dårlig løselighet i organiske løsningsmidler. Forklaringen er at syreprotonet har en sterk tendens til å bli overført til aminogruppen slik at aminosyrene vanligvis egentlig foreligger som salter av seg selv: NH₃⁺CH₂COO^-, et selv-ionisert molekyl, også kalt zwitterion. Denne formen, som dominerer i vannløsning mellom pH 4,8 og 6,3, er godt vannløselig, men faktisk ikke like løselig som de to andre formene som opptrer i sur og basisk løsning.

Som kjent kan aminosyrene kobles sammen til noe som vi kaller proteiner, dette skjer ved hjelp av peptidbindinger, bindinger mellom syredelen av den ene aminosyren og basedelen av den neste ved at en COOH avgir OH og en NH₂-enhet en H til et molekyl vann og danner peptidbindingen -CONH-. En kjede av slike sammenbundne NHCHCO-enheter inkludert sidegrenen på CH'et kalles en peptidkjede eller et peptid og kan f.eks. utgjøre et protein, eller en del av et, eller en rest av et. Sidegrenene i kjeden er de kjemisk aktive eller strukturbyggende elementene av aminosyrene. Proteinmolekylene kan bli ganske store og kan godt komme opp i en molekylvekt på flere hundre tusen. Derfor oppgis molekylvekten gjerne med enheten dalton, forkortelse D, identisk med atomvekt-enheten. Et proteinmolekyl sies da å være på 26 kD (kilo-dalton), et annet på 122 kD, et tredje på 408 kD o.s.v. Et viktig element i oppbygningen av proteinene er at det kan dannes hydrogenbindinger mellom NH-gruppene og CO-gruppene i en annen del av kjeden. Dette kan gi opphav til forskjellige typer delstrukturer i proteinene hvorav en av de viktigste og vanligste er dobbeltspiralen, som minner om dobbeltspiralstrukturen i DNA. Når proteinene oppvarmes brytes noen av disse hydrogenbindingene, som ikke er så sterke som de kovalente, og ved avkjøling faller proteinet tilbake til en mer tilfeldig struktur med nye hydrogenbindinger, som kan få radikalt endrede egenskaper og vanligvis ikke er brukelig for livsprosessene. Dette kalles koagulering eller denaturering, og er velkjent bl.a. fra koking av eggehvite. Koker du suppe på kjøtt skal du ikke legge kjøttet i før vannet er i kok, ellers går mye protein ut i vannet før det koker, koagulerer der og må skummes av underveis. Legger du kjøttet i kokende vann koagulerer proteinene i overflaten og slipper ikke ut i vannet. Peptidbindingene brytes og proteinet nedbrytes i sine enkelte aminosyrer ved å kokes ved 110 °C i konsentrert saltsyre i 24 timer. Har man de rette enzymene til stede trengs mindre varme og svakere syre, faktisk kan enhver av oss utføre denne hydrolysen i vår innvendige kjemiske fabrikk. Men mer om dette også senere.

Estere spaltes av ammoniakk til alkoholer og amider, f.eks. med metylbutyrat: C₃H₇COOCH₃ + NH₃ = CH₃OH + C₃H₇CONH₂. Denne reaksjonen er reversibel, og for å gi godt utbytte av amid må den gjøres med et stort overskudd av ammoniakk eller ved å separere amidet fra alkoholet under prosessen. Mer effektivt er det å tilføre ammoniakk til en eterløsning av et syreklorid, som acetylklorid: CH₃COCl + NH₃ = CH₃CONH₂ + HCl. Amidene kalles opp etter syrene de er avledet av, slik at propionsyrens amid f.eks. heter propionamid. I de tilfellene, som f.eks. begge de ovennevnte, hvor syrene har et annet navn som salt eller ester enn som syre, brukes helst det førstnevnte navnet, slik at de to amidene over heter butyramid og acetamid. Men det har også vært vanlig å bruke hele syrenavnet + -amid, som f.eks. smørsyreamid og eddiksyreamid. Alle amidene med unntak for maursyreamidet (formamid), HCONH₂, er faste stoffer ved romtemperatur. De har som regel bedre løselighet i vann enn syrene, men ofte dårligere i de mest upolare organiske løsningsmidlene. De letteste har særlig dårlig løselighet i en del organiske løsningsmidler. Amidene er hverken sure som syrene, basiske som aminene eller amfotere som aminosyrene, men helt nøytrale. Urinstoff eller urea, (NH₂)₂CO, er karbonsyrens (kullsyrens) diamid, også kalt karbamid. Monoamidet av karbonsyre, NH₂COOH, kalles karbamidsyre. Den eksisterer ikke i fri tilstand, bare som salter og estere. Saltene kalles karbamater, men esterne kalles gjerne uretaner, og danner utgangspunkt for flere viktige polymerer.

Hvis syrekloridene ikke tilsettes ammoniakk, men primære eller sekundære aminer, fås substituerte amider, f.eks. CH₃COCl + C₄H₉NH = CH₃CONHC₄H₉ + HCl eller C₆H₅COCl + (C₂H₅)₂NH = C₆H₅CON(C₂H₅)₂. Disse amidene navngis ved å bruke syrenavnene og navnene på gruppene som sitter på nitrogenet og angi at det er disse det dreier seg om med en N. Den førstnevnte forbindelsen heter dermed N-butylacetamid og den andre N,N-dietylbenzoamid. Det sees jo lett at -CONH-gruppene i de enkeltsubstituerte amidene er de samme som i peptidbindingene mellom aminosyrene i peptider, slik at peptider og proteiner gjerne kan sies å være en slags amider i kjede, og de er også langt mer nøytrale i syre-basesammenheng enn de frie aminosyrene, dersom de ikke inneholder mange aktive sure eller basiske grupper.

En tredje måte å fremstille amider på er ved å utsette ammoniumsalter av organiske syrer for sterkt vanntiltrekkende midler, f.eks. konsentrert svovelsyre. F.eks. gir CH₃COONH₄ - H₂O acetamid, CH₃CONH₂.Men som man ser er det rom for å føre denne metoden et skritt videre, og hvis vi fjerner et H₂O til fra acetamidet får vi CH₃CN, eller acetonitril. Her er gruppen til venstre en cyanogruppe, med trippelbinding mellom karbonet og nitrogenet. Nitrilene kalles også opp etter syrene, f.eks. er C₁₁H₂₃CN dodekannitril (eller laurinsyrenitril). En eldre og litt misvisende navngiving er med radikalnavnet og cyanid, slik at acetonitril (også kalt etannitril eller eddiksyrenitril) blir metylcyanid og laurinsyrenitril blir ikke dodekyl, men hendekylcyanid. Nitrilene er nesten like flyktige som hydrokarbonene, vi må helt opp til tetradekannitril for å finne et som er noenlunde fast ved romtemperatur (sm.p. 19,25 °C), og acetonitril har kokepunkt 81,6 °C. Benzonitril, C₆H₅CN, smelter derimot ved -13 °C, hele 82 grader over smeltepunktet til det tilsvarende hydrokarbonet, toluen eller metylbenzen. Løselighetsforholdene er omtrent som for hydrokarbonene og syrene, alle er løselige i organiske løsningsmidler og de letteste er lett løselig i vann, mens smørsyrenitril og valeriansyrenitril er tungt løselige, i likhet med benzonitril, og de fleste andre er uløselige. De fleste nitrilene er fargeløse væsker, de er ikke giftige og brukes en del som løsningsmidler i organisk og uorganisk kjemi. Med svak syre eller base i vannløsning tar de opp vannmolekyler igjen og blir til amider eller ammoniumsalter av syrer. Med passende reduksjonsmidler som litiumaluminiumhydrid tar de opp hydrogen og blir til aminer, f.eks. blir acetonitril til etylamin.

Aldehyder og ketoner reagerer i svakt basisk miljø med blåsyre til cyanhydriner, f.eks. CH₃CHO + HCN = CH₃-CH(OH)-CN. Cyanhydrinene er nyttige i syntesen fordi de lett lar seg omdanne til syrer eller estere med vann eller en alkohol i surt miljø. F.eks. gir benzaldehyd et cyanhydrin som med vann og saltsyre gir mandelsyre, C₆H₅CH(OH)COOH, og acetoncyanhydrin gir med metanol og svovelsyre et metyl-2-hydroksy-2-metylpropionat, CH₃C(OH)(CH₃)COOCH₃, som svovelsyren trekker et vannmolekyl ut av og omdanner til metylmetakrylat, CH₂=C(CH₃)COOCH₃, som kan polymeriseres til pleksiglass.

Hvis et primært aromatisk amin som f.eks. anilin tilsettes natriumnitritt i kald, sur løsning, frigjøres salpetersyrling som reagerer med anilinet: C₆H₅NH + HNO₂ + H⁺ = C₆H₅N=N⁺ + 2 H₂O. Resultatet kalles et diazoniumion. Det danner salter med mange anioner og har mange interessante syntetiske reaksjoner. Særlig viktige er reaksjonene med andre aromatiske aminer eller fenolationer, f.eks.: C₆H₅N=N⁺ + C₆H₄(NH₂)₂ = C₆H₅N=NC₆H₃(NH₂)₂ + H⁺. Gruppen -N=N- kalles azogruppen (fra det franske azote som var et tidlig navn på nitrogen) og forbindelser som inneholder denne gruppen kalles azoforbindelser. Alle er sterkt fargede, og når de inneholder grupper som gjør dem vannløselige, slik som amino- og hydroksylgruppene eller en sulfogruppe, kan de brukes som fargestoffer. Det er kjent en myriade slike azofargestoffer, det som er nevnt over heter krysoidin og farger brunrødt. Ofte foreligger de som salter av alkalimetaller eller klorider. Azogruppen er fargesenteret, men nyansene påvirkes av den øvrige sammensetningen av molekylet. Gule, oransje, røde, brune, svarte og blå varianter forekommer.

Med en blanding av salpetersyre og svovelsyre som kalles nitrersyre kan de fleste organiske forbindelser nitreres, d.v.s. at det innføres en nitrogruppe, -NO₂, og dannes en nitroforbindelse. Når salpetersyre og en organisk hydrogenholdig forbindelse som benzen føres sammen reagerer de ved at et hydrogen fra benzenet forener seg med OH-gruppen på syren til et molekyl vann. Svovelsyren påskynder reaksjonen ved å trekke til seg vannet slik at likevekten forskyves mot produktsiden i reaksjonen. Hvis den organiske forbindelsen inneholder en OH-gruppe og altså er en alkohol, skjer substitusjonen fortrinnsvis på denne gruppen, og det dannes en nitratester i stedet for en nitroforbindelse. Eksempler på nitroforbindelser er 2,4,6-trinitrotoluen (TNT), C₆H₂(NO₂)₃CH₃, N-metyl-N,2,4,6-tetranitroanilin (tetryl), C₆H₂(NO₂)₃N(CH₃)NO₂, trinitrofenol (pikrinsyre), C₆H₂(NO₂)₃OH, heksahydro-1,3,5-trinitro-1,3,5-triazin (hexogen), (-CH₂N[NO₂]-)₃ (en ringformet forbindelse) og heksanitrodifenylamin (hexyl), (C₆H₂[NO₂]₃)₂NH. På omtrent samme måte som i krutt, hvor nitrogen i oksydasjonstrinn +5 i salpeteret er blandet med karbonet i trekullet, sitter femverdig nitrogen her i tett kjemisk forbindelse med karbon i oksydasjonstrinn -4 og avgir oksygenet sitt til det i eksplosive kjedereaksjoner med sterk gassutvikling (opptil 900 liter pr. kg sprengstoff) som gir høyt trykk (opptil 100 tonn/kvadratcm) og høy eksplosjonstemperatur (opptil 5000 °C). Alle de nevnte forbindelsene er velkjente eksplosiver.

Nitrogrupper kan reduseres til aminer med tilstrekkelig sterke reduksjonsmidler. Aromatiske aminer kan bare vanskelig lages ved ammoniakkbehandling av halogenider, og industriell produksjon av anilin (aminobenzen) har i stor utstrekning foregått ved å nitrere benzen og redusere nitrogruppen med tinn og saltsyre eller liknende:
C₆H₅NO₂ + 3Sn + 7HCl = C₆H₅NH₃Cl + 3SnCl₂ + 2H₂O.

Aldehyder og ketoner reagerer under visse betingelser med hydroksylamin, NH₂OH, til oksimer, f.eks. med aceton dannes dimetyloksim: (CH₃)₂CO + NH₂OH = (CH₃)₂C=N-OH + H₂O. Oksimer omarrangeres til amider når de behandles med svovelsyre: (CH₃)₂CNOH -> CH₃CONHCH₃ (såkalt Beckmann-omordning), d.v.s. oksygenatomet flytter over fra nitrogenet til karbonet og den ene metylgruppen flytter fra karbonet til nitrogenet.

Mettede hydrokarboner reagerer med klor og brom under påvirkning av lys eller varme. Benzen og andre aromatiske hydrokarboner uten sidegrupper trenger en katalysator som jern(III)klorid for å reagere. Eksempel: C₈H₁₈ + Cl₂ = C₈H₁₇Cl + HCl. Resultatet kalles halogenider, i dette tilfellet oktylklorid eller etter nyere regler (mono)kloroktan. Antall halogenatomer som substitueres er avhengig av mengden halogen og hydrokarbon, og halogenatomenes plassering på molekylet er fullstendig tilfeldig. Brukes ett mol klor og ett mol oktan i reaksjonen fås en blanding av 1/3 1-kloroktan og 2/9 hver av 2-kloroktan, 3-kloroktan og 4-kloroktan. Trengs bare den ene må den separeres ut, f.eks. ved destillasjon, men det er vanskelig, for forskjellene i egenskaper er små. En annen måte å halogenere på er å addere halogen til hydrokarboner med dobbelt- eller trippelbindinger, f.eks. 2-penten: CH₃-CH=CH-CH₂-CH₃ + Br₂ = CH₃-CHBr-CHBr-CH₂-CH₃. Med klor og brom går denne reaksjonen raskt også i mørke ved romtemperatur, og resultatet er entydig, 2,3-dibrompentan. Like raskt går reaksjonen med hydrogenhalogenider, også hydrogenjodid. Adderes HI til 2-penten fås en blanding av 2- og 3-jodpentan, men her blir det atskillig mer av den sistnevnte. Er hydrokarbonet symmetrisk fås bare ett produkt, f.eks. med acetylen og saltsyre: C₂H₂ + HCl = CH₂:CHCl. Produktet her heter vinylklorid, et uhyre viktig råmateriale i plastindustrien. En annen måte å sette inn et halogenatom i en spesifikk posisjon er å bytte ut hydroksylgrupper med halogen ved å la alkoholer reagere med tionylklorid eller fosfortribromid eller -jodid, f.eks. CH₃CH₂CH(OH)CH₃ + SOCl₂ = CH₃CH₂CHClCH₃ + SO₂ + HCl. Eller: 3 C₆H₅OH + PBr₃ = 3 C₆H₅Br + H₃PO₃.

Disse halogenidene likner hydrokarbonene svært i egenskapene. Alle er uløselige i vann, men løses i diverse organiske løsningsmidler, og et hydrokarbon-halogenid og et hydrokarbon med samme molekylvekt har i prinsippet samme smelte- og kokepunkt. Men de fleste er tyngre enn vann. De er også mindre reaktive, særlig hvis det er mange halogenatomer. Dessuten er de giftige. Kloridene er mest giftige, og som regel giftigere jo flere kloratomer det er i molekylet. Bromidene er mindre giftige enn kloridene og jodidene mindre enn bromidene. Av organiske halogenider er det bare jodidene som har biologisk betydning. Fluoridene er de minst reaktive av halogenidene, og derfor også påfallende mindre giftige enn kloridene. Velkjente giftige klorider er kloroform eller triklormetan, mye brukt til å bedøve med, bl.a. av kidnappere i B-filmer, og av sommerfuglsamlere. Så har vi DDT, som står for diklordifenyltrikloretan, eller mer systematisk 2,2-bis(4-klorfenyl)1,1,1-trikloretan, CCl₃CH(C₆H₄Cl)₂. Halogenider er også viktige i syntese. Primære halogenider reagerer lett med hydroksydioner til alkoholer. De fleste sekundære og alle tertiære spalter heller av et hydrogenhalogenid og gir umettede hydrokarboner: CH₃-C(CH₃)₂-Cl + OH^- = CH₂=C(CH₃)₂ + H₂O + Cl^-. Halogenidene reagerer også med alkoholationer til etere, med ammoniakk til aminer og med cyanid til nitriler. En ekstremt viktig reaksjon er med magnesiummetall i vannfri eter: C₃H₇Br + Mg = C₃H₇MgBr. Slike forbindelser kalles grignardreagenser. De er svært reaktive og brukes i løsning så snart de er laget. Tilføres vann og syre fås det opprinnelige hydrokarbonet tilbake mens magnesiumhydroksydhalogenid går i løsning. Med grignardreagenser blir mulighetene til å bygge opp kompliserte molekyler tilnærmet endeløse. Starter man med n-propylbromid og lager grignardreagens kan f.eks. følgende reaksjoner oppnås ved enkel sammenblanding:

Med formaldehyd fås primære alkoholer:
C₃H₇-MgBr + CH₂O => C₄H₉OH. (Produktet er egentlig C₄H₉OMgBr, tilføres vann og syre fås alkoholen + MgBrOH.)

Med andre aldehyder fås sekundære alkoholer:
C₃H₇MgBr + CH₃CHO => C₃H₇-CH(OH)-CH₃.

Med ketoner fås tertiære alkoholer:
C₃H₇MgBr + CH₃COC₄H₉ => C₃H₇-C(OH)(CH₃)-C₄H₉.

Med estere fås et tertiært og et primært alkohol:
2 C₃H₇MgBr + C₆H₅COOC₂H₅ => C₃H₇-C(OH)(C₃H₇)-C₆H₅ + C₂H₅OH.

Med karbondioksyd fås en syre:

C₃H₇MgBr + CO₂ => C₃H₇COOH.

Som man forstår, grignardreagenser er et av de nyttigste verktøy den organiske syntetikeren har.

Ikke bare hydrokarboner kan halogeneres. Hvis benzenringer har aktive grupper som hydroksyl eller amin, går reaksjonen med halogen lett ved romtemperatur: C₆H₅OH + Br₂ = BrC₆H₄OH + HBr. Resultatet her er alltid para-bromfenol (4-bromfenol). I sur eller basisk løsning kan ketoner lett halogeneres, både med klor, brom og jod. Halogenet vil feste seg på et nabokarbon til ketogruppen, alltid karbonet på den korteste grenen. I sur løsning byttes hydrogenene med halogen ett og ett og reaksjonen kan alltid stoppes når riktig antall halogener er nådd. Men i basisk løsning går den videre til det ene nabokarbonet er mettet med halogen, og hvis man ikke tilfører nok halogen til at alle molekylene mettes får man en blanding av ureagert keton og ketoner med forskjellig antall halogenatomer på nabokarbonet. Hvis en av grenene er en metylgruppe opptar den i basisk løsning raskt tre halogenatomer og spaltes fra med kloroform, CHCl₃, bromoform, CHBr₃ eller jodoform, CHI₃ som resultat. Jodoformreaksjonen brukes som test på metylketoner, siden den er et gult fast stoff som er uløselig i vann og har en karakteristisk lukt.

Freon er en generell betegnelse på klorfluorkarboner (KFK eller CFC), og spesielt difluordiklormetan. De er mye brukt til kjølemedium p.g.a. den kjemiske inertheten og fordampningsegenskapene. Men oppdagelsen av at de med uhyggelig effektivitet spalter oson har vært årsak til stor bekymring over at så store mengder av dem slippes ut i atmosfæren, og mange kjøleanlegg, f.eks. ved kunstisbanen på Valle Hovin i Oslo, har gått over til ammoniakk eller andre kjølemedier.

Når en organisk syre tilføres fosforpentaklorid dannes et syreklorid: C₆H₅COOH + PCl₅ = C₆H₅COCl + HCl + POCl₃. Slike forbindelser navngis med syrenavnet + klorid, her benzosyreklorid, eller med syreradikalnavnet + endelsen -oyl og klorid, i dette tilfellet benzoylklorid. For de syrene som har egne navn brukes ofte den latinske versjonen av navnet + -yl og klorid, som acetylklorid, propionylklorid, butyrylklorid etc, men -oyl brukes ikke sjelden her også. Syrekloridene er atskillig flyktigere enn syrene, vi må opp til stearoylklorid, C₁₇H₃₅COCl for å finne en som smelter ved romtemperatur. De er løselige i upolare organiske løsningsmidler, men reagerer med vann, ammoniakk og alkoholer til h.h.v. syrer, amider og estere. De har skarp, skjærende lukt og er ubehagelige substanser som har vært brukt som tåregasser og helst må arbeides med i avtrekk.

Alle disse klassene av forbindelser kan også inngå i polymerer, kjeder av repeterende identiske eller nesten identiske molekylenheter. Sammensetningen av polymerene kan gi dem vidt forskjellige egenskaper, men de har også mange ting til felles. Som regel har de langt høyere smeltepunkt, viskositet (seighet) og mye lavere løselighet og reaktivitet enn bestanddelene. De som i det hele tatt er løselige i vann eller organiske løsningsmidler gir seige, grøtete løsninger som nærmer seg en glassen, amorf konsistens hvis løsningen gjøres mer konsentrert. Mange polymerer kan slett ikke krystallisere og danner glassaktige masser uten veldefinert smeltepunkt. Også mange helt eller delvis krystallinske polymerer går ved oppvarming bare nesten umerkelig over til seige masser som bare sakte blir mykere.

Disse kjempemolekylene arrangerer seg internt på tre grunnleggende forskjellige måter, som stive "staver" av molekylkjeder, som regelmessige spiraler eller i uregelmessige kveiler. En og samme kjemiske forbindelse kan få bemerkelsesverdig forandrede egenskaper hvis det veksler mellom to av disse arrangementene, f.eks. er polypropylen i kveilformen en seig, ekkel grøt, mens spiral-polypropylen er et fast stoff med høyt smeltepunkt. Mer om polymerer senere.

Analyse:

Kvalitativ påvisning av karbon er sjelden aktuelt, da det idag ofte er opplagt om de angjeldende prøvene er karbonholdige eller ikke. Men hvis materialet er brennbart kan det være en god prøve å lede avgassene ned i en kalsiumklorid- eller bariumhydroksydløsning for å se om vannet blakkes av karbonatutfellinger. Hvis det ikke er brennbart kan man få karbondioksydutvikling ved sterk oppheting med kobber(II)oksyd. En kvantitativ bestemmelse kan fås hvis forbrenningen kan gjøres fullstendig og alle avgassene kan føres gjennom en bariumhydroksydløsning. Bunnfallet sentrifugeres, tørkes godt ved moderat oppvarming (100 °C) og veies. Karbonet er 6,0862 % av den veide massen. En blanding av fast kalsiumoksyd (CaO) og natriumhydroksyd (NaOH) kan også brukes som absorpsjonsmiddel.

En vannløsning av platina(II)klorid brukes til å påvise karbonmonoksyd som reduserer metallionene til metall: Pt²⁺ + H₂O + CO = Pt + CO₂ + 2 H⁺. Mørkfargingen av løsningen på grunn av metallpartiklene gir indikasjonen. Palladium(II)klorid kan også brukes på samme måten.

Påvisning av karbonat kan gjøres ved å dryppe sterk (f.eks. 3 M) svovelsyre på prøven og se om det utvikles gass. Hvis det skjer, bringes gassen i kontakt med en mettet bariumhydroksydløsning som blakkes av karbondioksyd. Slik kontakt kan f.eks. oppnås ved å plassere et lite rør med hydroksydløsning inne i prøverøret og koble til det ytre etter syrepådryppingen.

Påvisning av oksalat gjøres på samme måten. Hvis det ikke utvikles gass når det dryppes på syre kan du prøve å tilsette kaliumpermanganat til syren. Hvis det da utvikles gass som blakker kalkvannet er det påvist oksalat.

Cyanider frigjør blåsyre ved pådrypning av svovelsyre. Blåsyren lukter meget sterkt av bitre mandler og kan registreres også i meget små (ufarlige) mengder. Sørg bare for å ikke pøse på med syre, da kan det gå deg ille... Vær oppmerksom at det ikke er alle som kan oppfatte mandellukten.

Acetat påvises ved å røre ut prøven med noen dråper sterk svovelsyre i en porselensskål. Lukt av eddik påviser acetat. Acetat i løsning gir karakteristisk brunrød farge ved tilsetning av jern(III). Ved innkoking av løsningen fås jern(III)hydroksyacetat, (CH₃COO)₂Fe(OH), som gir kvantitativ bestemmelse ved veiing.

Mange organiske forbindelser har karakteristisk lukt som gir sikker påvisning. F.eks. er aminer kjent for sin fiskelukt. Merkaptaner har sin egen, ubeskrivelige lukt. Middelslange karboksylsyrer som f.eks. smørsyre har også en karakteristisk, ubehagelig lukt. Andre syrer, estere, aldehyder og ketoner har karakteristisk, individuell lukt som det er lett å identifisere. Smelte- og kokepunkter for mange organiske stoffer er bestemt meget nøyaktig og kan brukes til identifikasjon.

Det finnes også en rekke karakteristerende reaksjoner. Umettede hydrokarboner reagerer raskt med brom i karbontetrakloridløsning og hvis man drypper dråper av slik løsning på et hydrokarbon er innholdet av dobbelt- eller trippelbindinger påvist hvis den rødbrune fargen raskt forsvinner. Aromatiske hydrokarboner reagerer som mettede ved denne testen.

Kompliserte molekyler som inneholder dobbeltbindinger kan spaltes i dobbeltbindingen ved såkalt "osonolyse". Oson bobles ned i en løsning av substansen og det oppstår et "osonid" som reduseres med sink og eddiksyre til litt kortere karbonylforbindelser, aldehyder og ketoner som med litt flaks kan identifiseres. Eksempelvis spaltes 2-metyl-2-buten, (CH₃)₂C=CH-CH₃ til aceton, (CH₃)₂CO og acetaldehyd, CH₃CHO.

Oppvarming med kaliumpermanganat spalter også umettede hydrokarboner. I Baeyers test oksyderes hvert av de to karbonene i dobbelt- eller trippelbindingen til karbonyl, og hvis det er bundet et hydrogenatom til dem, oksyderes det til hydroksyl slik at resultatet oftest blir syrer som med litt flaks kan identifiseres. Bayers test baserer seg på at den fiolette fargen av permanganatet forsvinner som tegn på umettethet. Eksempelvis spaltes 3-fenyl-3-heksen, CH₃-CH₂-C(C₆H₅)=CH-CH₂-CH₃ til etyl-fenylketon, CH₃-CH₂-CO-C₆H₅, og propionsyre, CH₃-CH₂-COOH.

Fenoler reagerer med metyljodid i en acetonløsning av kaliumkarbonat til etere. Jodfrigjøring gir en god indikasjon på reaksjonen. Andre alkoholer danner ikke eller nesten ikke etere under slike betingelser.

Den såkalte Tollens test for aldehyder går ut på å behandle det mulige aldehydet med en sølvnitratløsning i ammoniakk. Ag(I)-ioner er dårlige oksydasjonsmidler, men klarer å oksydere aldehyder: C₆H₅CH:CHCHO + 2Ag(NH₃)₃⁺ + 3OH^- = C₆H₅CH:CHCOO^- + 2Ag + 2H₂O + 4NH₃. Det reduserte sølvet avsetter seg på reagensrøret som et vakkert speil og påviser aldehydet.

Jodoformtesten på metylketoner baserer seg på at bare ketoner med minst en metylgruppe avspalter jodoform når de jodiseres i basisk løsning: CH₃CH₂CH₂COCI₃ + OH^- = CH₃CH₂CH₂COO^- + CHI₃. Jodoformen er uløselig i vann og felles som et gult bunnfall med karakteristisk lukt.

Aldehyder og ketoner reagerer med en sur løsning av 2,4-dinitrofenylhydrazin og danner et karakteristisk gult eller oransje bunnfall av 2,4-dinitrofenylhydrazoner (>C=O byttes ut med >C=N-NH-), gjerne med karakteristiske smeltepunkter. Andre karbonylforbindelser, som karboksylsyrer og derivater av dem, reagerer ikke på samme måten.

Det finnes en rekke kromatografiske metoder som brukes i organiske analyser. Kromatografi består prinsipielt i å skille komponenter i en blanding fra hverandre ved å utnytte hvor forskjellig de forskjellige komponentene absorberes i et gitt absorpsjonsmedium. Prøven som skal kromatograferes føres (elueres) gjennom absorpsjonsmediet med et elusjonsmiddel (f.eks. vann eller et organisk løsningsmiddel) som beveger seg i forhold til absorpsjonsmediet, og forholdet mellom tiden de ukjente molekylene tilbringer på absorpsjonsmidlet og i løsningen er forskjellig for hvert stoff, slik at de som absorberes minst føres raskere med elusjonsmidlet enn de andre. Ved hjelp av standarder kan de forskjellige substansene identifiseres. Betegnelsen kromatografi kommer av at man ofte tilfører farge når kromatogrammet er fiksert (bevegelsen stanset) for å se hvor langt de forskjellige substansene har beveget seg. Eksempler er papirkromatografien som er beskrevet under proteinanalysen nedenfor, hvor absorpsjonen skjer i papiret, tynnskiktkromatografi hvor det skjer i et tynt skikt aluminiumoksyd, kvarts, trekull e.l. på en plate og prøven beveger seg oppover p.g.a. hårrørseffekten, samt kolonnekromatografi, hvor absorpsjonsmidlet er pakket i en kolonne som prøven elueres igjennom ovenfra. Gasser kan identifiseres med gasskromatografi i spesialkonstruert apparatur. Høytrykksvæskekromatografi (HPLC) er en annen metode som kjøres i automatisk apparatur.

I moderne organisk analyse brukes en rekke spektroskopiske metoder. Som atomene har molekylene diskrete energinivåer for diverse vibrasjons- og rotasjonsenergier og elektronenergier, og fotoner som har akkurat slik energi som trengs for overgang mellom to slike nivåer blir absorbert, mens andre slipper gjennom. Ultrafiolett stråling kan eksitere pi-elektroner, og molekyler som har dobbeltbindinger kan derfor identifiseres p.g.a. absorpsjonstopper ved bestemte bølgelengder. Systemer med minst to tettsittende dobbeltbindinger absorberer i det nære ultrafiolette, litt enklere frekvenser å ha med å gjøre. Eksempler: butadien, heksatrien, oktatetraen etc.

Vibrasjoner i bindingene mellom atomene har energiforskjeller som gir absorpsjon i infrarødt. Hver bindingstype har sine energinivåer, avhengig av hvilke atomer de går mellom, og de påvirkes lite av de andre atomene i molekylet. Siden energinivåene ligger med større avstand fra hverandre enn for de ultrafiolette, utstyret er billigere og alle forbindelser har tydelig absorpsjon var dette lenge den mest brukte spektroskopimetoden for organikere. Infrarød spektroskopi identifiserer ikke hele strukturen til et molekyl umiddelbart, men viser hvilke grupper som er til stede og substansen kan ofte identifiseres fullstendig ved sammenlikning med tidligere opptatte spektra.

Kjernemagnetisk resonansspektroskopi (nmr) går ut på å finne ut hvor sterkt et eksternt magnetfelt må være for at en atomkjerne skal gå fra en spinntilstand hvor dens eget magnetfelt er motsatt det eksterne til en hvor det virker samme vei. I organisk analyse er det mest hydrogen- og karbonkjernene som er av interesse. Elektronskyene rundt kjernene skjermer dem mot det eksterne magnetfeltet og skjermingen varierer i styrke alt ettersom hvordan elektronskyene er fordelt etter bindingsforholdene i molekylet. Spinnskiftingen til kjernen registreres ved absorpsjon av fotoner i radiobølgeområdet som prøven konstant bestråles med. Som referanse tilsettes f.eks. tetrametylsilan, (CH₃)₄Si, hvor protonene er bedre skjermet enn nesten alle andre protoner, og avviket fra den feltstyrken som trengs for spinnskifte på tetrametylsilan måles og oppgis i milliondeler av feltstyrken (p.p.m.). I den vanligste karbonisotopen 12 er alle kjernepartiklene parede, og spinnene opphever hverandre. Derfor baserer karbon-NMR seg på isotopen 13, som det er 1,1 % av i vanlig karbon. I noen analyser blir det tilsatt ekstra C 13 for å gjøre signalene tydeligere. Som referanse brukes gjerne karbontetraklorid, ¹³CCl₄, hvor karbonet er svært godt skjermet. Siden identifikasjonen av de forskjellige atomgruppene er svært spesifikk har NMR idag overtatt som den viktigste analysemetoden for organikere.

Massespektroskopi går ut på å fordampe molekyler i vakuum, ionisere dem ved elektronbestråling og sende dem gjennom et magnetfelt etter å ha akselerert dem i et elektrisk felt. Ionene beveger seg i krumme baner med radius som avhenger av ioniseringsgraden og massen til ionet samt rimeligvis av feltstyrken. Molekylvekten til en substans kan finnes ved å måle hvor den treffer på en registreringsenhet. Mindre enn et milligram av substansen er nødvendig, og stoffer med mindre enn en promilles forskjell i molekylvekt kan skilles fra hverandre. Et stort poeng ved denne metoden er jo da også at man kan skille ut molekyler av en og samme substans, men med forskjellig isotopsammensetning. Massespektroskopi kan brukes til å fremstille etanol med bare karbon 12, hydrogen 1 og oksygen 16, for eksempel, uten den vanlige tilblandingen av C 13 og 14, H 2 og 3 og O 17 og 18. Slik ren ¹²C₂¹H₅¹⁶O¹H utgjør bare 97,47 % av vanlig etanol.

For proteinanalyse er det viktig å vite hvilke aminosyrer de består av, hvor mye det er av hver og rekkefølgen av dem i proteinkjeden. En enkel måte å bestemme de to første på er ved papirkromatografi. Filterpapir består av ren cellulose med ca. 20 % absorbert vann. Man setter papirstykket skrått ned i en skål med et egnet organisk løsningsmiddel som fenol eller butanol. Løsningsmiddelet begynner å migrere oppover papiret p.g.a. hårrørseffekten. Nederst på papiret drypper man en dråpe av en aminosyreblanding (resultatet av en fullstendig proteinhydrolyse med syrekoking). Aminosyrene vil også begynne å vandre oppover mens de kontinuerlig fordeles mellom det absorberte vannet i papiret og det organiske løsningsmidlet. De mest vannløselige aminosyrene vil tilbringe mer tid i den stasjonære vannfasen og mindre i den migrerende organiske og vil derfor ikke vandre så langt som de mindre vannløselige aminosyrene. Etter en passende tidsperiode tas papiret ut av skålen, tilførselen av organisk løsningsmiddel holder opp og bevegelsen stanser. Ved å spraye papiret lett med en basisk løsning av ninhydrin, en forbindelse som gir en sterk fargevirkning med aminosyrer, ser man hvor langt de forskjellige aminosyrene har vandret og kan identifisere dem ved å sammenlikne med standarder. For best mulig oppløsning er det en fordel å ha papirstrimmelen så lang som mulig. Størrelsen på flekkene sier noe om hvor mye det er av de enkelte aminosyrene. Denne metoden ble brukt av pionerene innen proteinanalyse. Idag analyseres proteiner i automatisk utstyr basert på ionebytterkromatografi.

Å bestemme rekkefølgen av aminosyrene i proteinet er en mer komplisert affære. Det finnes enkelte kjemikalier som 2,4-dinitrofluorbenzen eller 1-dimetylaminonaftalen-5-sulfonylklorid (DANSYL-klorid) som fester seg på amino-enden av peptidkjeden med en binding som ikke påvirkes av senere hydrolyse slik at ende-aminosyren kan bestemmes. Enzymet karboksypeptidase spalter av aminosyrer fra den andre enden, slik at hvis man lar det virke på et protein en tid vil man finne større mengder av aminosyren ved karboksyl-enden enn av de andre. Fenylisotiocyanat fester seg også til aminoenden, og ved behandling med fortynnet saltsyre tar den med seg den siste aminosyren og lar de andre være i fred slik at samme prosedyre kan repeteres med resten av kjeden. (Edman-metoden.) Med automatiserte sekvenatorer er det idag mulig å koble av litt over 100 aminosyrer (hver avkobling tar 2 timer) med denne metoden for separat analyse før feilkildene blir for store. Derfor er det aktuelt å spalte et protein i relativt korte peptider og prøve denne eller andre metoder på dem. Til dette bruk har man f.eks. N-bromsuccinimid, som spalter proteiner ved tyrosin, og en del enzymer som har andre preferanser. De korte peptidene separeres så ved kromatografiske metoder før sekvenseringen begynner.

For en optisk aktiv forbindelse er det ikke nok å bestemme alle de aktive gruppene og i hvilken rekkefølge de sitter på molekylet. Målinger av polarisasjonsdreining skiller klart forskjellige stereoisomerer fra hverandre, men de sier ingenting om hvordan de forskjellige asymmetriske karbonene faktisk er konfigurert. Her gjelder det å bruke sin kløkt og det en hittil har lært av organiske reaksjoner for å finne løsningen. Still opp alle konfigurasjonsalternativene og bruk eliminasjonsmetoden. Hvis et av alternativene kan gi et speilsymmetrisk molekyl etter en viss reaksjon, utfør reaksjonen og se om molekylet fremdeles er optisk aktivt. I såfall er dette alternativet eliminert. Undersøk muligheten for at molekylet kan spaltes og fortsett analysen på smådelene. Arbeidet krever fantasi og kombinasjonsevne og kan være mer spennende enn kriminalromaner for den som har sansen for denslags ting.

Fremstilling:

Tenn et stearinlys, før en porselensskål inn i flammen og det setter av seg et svart lag. Du har fremstilt karbon, i form av sot, en temmelig ren form av karbon. Trekull er også ganske rent karbon som fra gammelt av har vært laget ved å brenne ved med minst mulig lufttilgang i miler hvor veden er dekt til med granbar, jord og sand eller knust trekull. Idag fremstilles trekull helst i lukkede jernretorter som oppvarmes utenfra, gjerne med anordninger slik at man kan ta vare på avgassene og fremstille treeddik og tretjære av dem eller bruke dem til oppvarming av retorten. Koks er også ganske rent karbon som fremstilles ved en liknende behandling av kull. Karbonfiber har interessante materialegenskaper og fremstilles ved en annen liknende prosess hvor forskjellige syntetiske polymerfibre forkulles, f.eks. polyakrylnitril. For å gi best mulig stivhet oppvarmes fibrene i inert atmosfære til opptil 3000 °C.

Kunstig grafitt kan fremstilles på forskjellige måter. Pyrolyttisk grafitt fås ved å spalte lette hydrokarboner (metan, etan, benzen) ved en grafittoverflate under lavt trykk og temperaturer på ca. 2000 °C. Retortegrafitt og glanskarbon er harde, sistnevnte nesten som diamant, men består av små grafittkrystaller. Retortegrafitten fås ved koksbrenning når avgassene fra kullet spaltes ved retorteoverflaten. Den har god elektrisk ledningsevne og brukes i elektroder. Glanskarbon fås ved å la en metan- eller lysgassflamme brenne mot glasert porselen eller en metallflate som er oppvarmet til 800 °C. Her er krystallene ytterst små, bare 20 Å, og danner en sprø, metallglinsende overflate som er hard, nesten som diamant, og kjemisk meget motstandsdyktig.

Kunstige diamanter fremstilles ved å utsette grafitt for meget høyt trykk. Da General Electric i 1955 annonserte at de kunne lage kunstige diamanter steg aksjene på en dag med mer enn 300000000 dollar. Med spesialkonstruerte stempler hvor alt trykket konsentreres i en smal spiss lagde GE små industridiamanter uten smykkesteinskvalitet, men gode nok til urverk og slipeutstyr. GE's stempler var maskinelt drevne, men andre har fremstilt diamanter med stempler som er drevet av eksplosjoner.

Demonstrasjonsforsøk:

En mengde interessante demonstrasjoner kan gjøres med karbon og karbonforbindelser. Prøv f.eks. med denne: Ta en hvit, feilfri diamant og legg den på bunnen av en hvit porselensskål med bunnen opp som du setter under en klokke fylt med oksygen. Under klokken skal det også stå en åpen skål med en mettet løsning av bariumhydroksyd. Med sollys og et brennglass av stor diameter setter du fyr på diamanten. Kjenn den synkende følelsen i maven når den brenner med en blekblå flamme til det ikke er noe igjen av den, ikke så mye som et askespon. (Hvis diamanten ikke er så perfekt vil det danne seg aske.) Se overflaten av bariumhydroksydløsningen bli hvit som følge av at det felles bariumkarbonat, et bevis på at det var karbon i diamanten.
C + O₂ = CO₂. Ba²⁺ + 2 OH^- + CO₂ = BaCO₃ (s) + H₂O.

Lag til en ny bariumhydroksydløsning, ta et sugerør og pust ut gjennom det ned i løsningen. Den samme reaksjonen skjer, et bevis på at det er det samme i deg som i diamanten. Hell opp et glass selters og tøm litt bariumhydroksydløsning oppi den. Hva skjer?

Karbondioksyd er mye tyngre enn luft og kan oppbevares i kortere tid i et beger uten lokk. For laboratorieforsøk kan karbondioksyd lages ved å varme opp natron eller helle saltsyre over natron eller kalkstein eller et annet karbonat. Bariumkarbonatet som dannes ved testene kan filtreres fra løsningen og brukes til å fremstille gassen ved tilsetting av syre. Også naturlig kalkstein er fullt ut god nok til slike forsøk. Fyll f.eks. et litersglass et par cm opp fra bunnen med knust kalkstein og hell saltsyre over til det ikke utvikles mer gass. Nå er glasset fullt av karbondioksyd, som kan helles fra dette glasset til andre glass som om den var en væske, men helt usynlig, og den kan brukes til forskjellige forsøk. Prøv f.eks. følgende:

Bøy til trappetrinn av sinkplate eller snekre dem av tre eller liknende. Fest korte stearinlys på trinnene og sett den ned i et litersglass. Tenn lysene og hell så karbondioksyd ned i glasset. Se lysene slukne ett og ett, nedenfra og oppover. Tenn på et magnesiumspon, slipp det ned i glasset og se det fortsette å brenne. Magnesium er en av de få substanser som kan nyttiggjøre seg oksygenet i karbondioksydet. Hvis du har sadistiske tilbøyeligheter kan du slippe en mus ned i glasset og se den snappe etter pusten og langsomt kveles. (Et mye beskrevet forsøk i eldre kjemi- og biologibøker.) Men hva skjer hvis du har en rimelig stor grønn plante i glasset når du slipper musa oppi?

Stapp et reagensrør fullt av sagflis, tett det med en hullkork og inn i korkhullet stikker du et rør eller en rørkonstruksjon med en utvidelse nedsenket i kaldt vann og en tilspisset åpning mot friluft. Når du varmer reagensrøret med en bunsenflamme begynner sagflisa å forkulles. I den nedsenkede utvidelsen danner det seg væske og fra rørspissen strømmer det ut gass som kan antennes. Væsken skiller seg i to skikt, det nederste ganske mørkt og det øvre lysere. Til slutt er sagflisa omdannet til trekull. Den mørke væsken som fortetter seg i røret er tretjære, hovedsakelig bestående av tunge hydrokarboner, mens den lysere er treeddik, i det vesentligste eddiksyre. Gassen som strømmer ut er lettere hydrokarboner og prosessen kalles tørrdestillasjon. Med litt finere apparatur kan du skille ut en rekke bestanddeler av avgassene fra forkullingen, fra gammelt av en mye brukt industriell prosess, som også er brukt på en del andre karbonholdige substanser, f.eks. steinkull og bein.

Fyll et reagensrør med ammoniakk og sett det opp ned i en skål med kvikksølv. Ta litt ferskt trekull fra det forrige forsøket, la det kjøles ned, men ikke vent til det er helt kaldt. Gi det en oppgløding hvis det ikke er ferskt. Løft opp røret, legg trekullet på kvikksølvet og sett røret over igjen. Merk hvor mye kvikksølvet stiger i røret mens trekullet (aktivt kull) absorberer ammoniakken. Dette demonstrerer hvilken absorpsjonsevne aktivt kull har.

Heksemel (kråkefotsporer) er noe som de fleste apoteker fremdeles selger, (selv om de ikke bruker det til å trille piller i lenger). Det er et uhyre finfordelt stoff og kan brukes til en del interessante forbrenningseksperimenter. Legg f.eks. en liten haug på et metallstykke og tenn på. Den brenner vanlig, som et stykke tre eller et stearinlys. Hell deretter litt over en flamme fra ca. 1/2 meters høyde. Det blander seg med luften og blir omtrent usynlig, til det antennes med et kraftig blaff. Mye brukt til teatereffekter.

Sukker brenner vanligvis ikke. Men strø litt sigarettaske på en sukkerbit og tenn på. Asken virker som katalysator for forbrenningsprosessen.

Mange organiske stoffer er gode syre-baseindikatorer. Plukk noen blåbær og kok litt saft av dem. Tilsett eddik. Hva skjer? Trekk litt sterk te. Tilsett noen dråper eddik. Hva skjer? Tilsett så lut eller natron (nok til å nøytralisere eddiken pluss litt til). Hva skjer nå? Rasp opp ei rå potet og la den ligge i lufta. Hva skjer. Hell litt eddik over den og se hva som skjer nå.

Fenolftalein er en indikator som gir en blodliknende rødfarge ved basisk reaksjon. Dette kan utnyttes til noen iøynefallende forsøk. Hell f.eks. en fenolftaleinløsning på huden og la den tørke. Den gir ikke noen spesiell fargereaksjon. Deretter dypper du en kniv i en svak lutløsning og fører den over det stedet på huden hvor du har den tørkede indikatoren. Det danner seg en illevarslende rød strek. En klut eller bomullsdott som er dyppet i lut gir også en iøynefallende reaksjon når den strykes over den indikatorbelagte huden.

Det er enkelt å lage en rekke velluktende estere ved å blande en alkohol og en syre, tilsette litt konsentrert svovelsyre og varme opp. Esteren kan renses for svovelsyre ved ekstraksjon. Bruk en ekstraksjonsflaske som kan tappes fra bunnen. Tilsett vann og eter (dietyleter) og rist godt. Svovelsyren løser seg best i vannet mens esteren løser seg i den upolare eteren. Tapp ut vannfraksjonen med svovelsyre, tilsett mer rent vann og rist. Gjenta et par ganger til for å få bort alle syrerestene. Esteren renses for eter ved svak oppvarming til all eteren er kokt bort og kan nå brukes som luktstoff eller kunstig tilsetning i mat. Det er forbløffende hvor mye naturlig vellukt som kan imiteres på denne måten.

En annen måter å lage estere på er direkte ved å blande et syreklorid og en alkohol som nevnt tidligere. Det dannes litt ester spontant også når en alkohol og en syre blandes. Siden dette er en likevektsreaksjon kan man få fullstendig omdannelse ved å fjerne den dannede esteren fra blandingen, f.eks. ved ekstraksjon - estere er langt bedre løselig i upolare løsningsmidler som eter enn både syrene og alkoholene. En annen mulighet er destillasjon, hvis esteren har lavere kokepunkt enn reaktantene, noe som forekommer. Dessuten kan reaksjonen som andre likevektsreaksjoner katalyseres, d.v.s. likevekten flyttes i retning av produktet med en katalysator. Sterke syrer virker katalyserende på esterdannelse. Det finnes også enzymer som kan katalysere esterdannelse, og hvis man bruker enzymer imiterer man jo fullstendig den naturlige produksjonsformen, slik at aromastoffet kanskje ikke er så kunstig likevel?

Aldolkondensasjon er en klassisk reaksjon som kan gi artige resultater. Skaff 5 ml fersk acetaldehyd og 50 ml fersk benzaldehyd. Ikke la dem stå og oksydere vekk før du starter forsøket. Lukt på aldehydene og merk hvordan de lukter. Preparer 10 ml 0,1 M NaOH i et 100 ml begerglass, løs acetaldehydet i det og pøs på med benzaldehydet. Legg merke til om lukten forandrer seg noe særlig. Du har fremstilt 2-hydroksy-3-fenylpropanal, C₆H₅CH(OH)CH₂CHO, ved aldolkondensasjon. Hell oppi 10 ml 10 M NaOH, rør litt i blandingen og legg merke til lukten. Produktet spalter av et molekyl vann og resultatet er C₆H₅CH=CHCHO eller kanelaldehyd. Demonstrer reaksjonsgangen med molekylmodeller.

Lag nylon ved å løse adipinsyre, HOOCCH₂CH₂CH₂CH₂COOH, i 1,1,1-trikloretan i et begerglass, løs heksan-1,6-diamin, H₂NCH₂CH₂CH₂CH₂CH₂CH₂NH₂, i vann og hell det forsiktig over adipinsyreløsningen. Mellom de to lagene danner det seg nylon som du kan dra ut til en tråd ved å gripe tak i den med en tang eller liknende.

Kalsiumkarbid kan kjøpes ferdig eller lages ved å oppvarme kalsiummetall med trekull uten at det er noen fuktighet til stede. Av karbidet fås acetylen når det tilsettes vann. Av acetylen og hydrogenklorid (saltsyredamp) kan du fremstille vinylklorid. Lag en oppsats for vinylkloridproduksjon ved å fylle en kolbe med kalsiumkarbid og en med koksalt tilsatt en rikelig mengde konsentrert svovelsyre. Sett en kork med to huller i kalsiumkarbidkolben og en med ett hull i koksaltkolben. Fra hver av disse korkene skal et rør føres gjennom en kork inn i et bredt, horisontalt rør. Gjennom det andre hullet i karbidkolben skal det settes et rør med trakt hvor det dryppes vann slik at det utvikles acetylen. Varm opp koksaltkolben til det utvikles hydrogenklorid. Gassene føres sammen i reaksjonsrøret hvor det er plassert en katalysator slik at de reagerer til vinylklorid. Fra den andre enden av reaksjonsrøret føres vinylkloridet inn i et kjølerør som på forhånd er godt ompakket med tørris, slik at vinylkloridet kondenserer og drypper ned i en oppsamlingsbeholder.

Vinylkloridet har kokepunkt på -14 °C og må oppbevares godt nedkjølt eller i trykkflaske for at det ikke skal dunste vekk. Vinylkloridet polymeriserer til polyvinylklorid (PVC), et av de mest brukte plaststoffene, når det utsettes for trykk under nærvær av en katalysator som natriumperoksyd. Polyvinylkloridet kan støpes og formes i mange fasonger og kan varmes opp til det smelter uten å brenne, en universalplast med ufattelig holdbarhet og vanvittig mange bruksområder. Men polyvinylklorid er giftig og nedbrytes uhyre sakte av naturlige nedbrytningsprosesser, og er derfor også et av de riktig store forurensningsproblemene.

Eter er et nyttig stoff til forskjellige ekstraksjoner av upolare forbindelser i organiske substanser. Ta f.eks. litt havremel og rist i et reagensglass med eter. Filtrer og hell filtratet over i et urglass og la det stå til eteren er dampet bort. Det som er igjen i urglasset er havrefett. Det kan gjøres med andre melsorter også, men havre har mye høyere fettinnhold. Mange interessante eterekstraksjoner kan gjøres med råmaterialer fra planteriket.

En enkel analyse av mel kan gjøres som følger: ta et godt kvantum mel, helst hvete- eller rugmel, og legg det i et klede. Lerret er best, men bruk gjerne et kjøkkenhåndkle eller annet grovmasket stoff. Pakk melet godt inn i kledet og kna det riktig vel og lenge i et kar med rent vann. Et fint pulver tyter ut mellom trådene i tøyet og legger seg i bunnen av karet. Dette er stivelse, som samles opp ved å filtrere vannet. Hvis du koker vannet etter at stivelsen er filtrert bort, skjærer det seg og det flyter opp små osteaktige fnokker. Dette er planteproteiner som koagulerer ved kokingen. Også proteinene kan filtreres ut, gjerne i avkjølt tilstand. Smak på vannet. Du finner at det smaker søtt. Det er også sukker i melet. Og hvis du åpner posen ser du at den inneholder et grålig, seigt stoff som kan trekkes ut i tråder. Dette er såkalt gluten, også kalt kleber, plantelim eller kleim, et stoff som mange har problemer med å fordøye, men som gjør melet elastisk og eltbart med vann.

Trypsin er et enzym som hører til proteasene, de proteinoppløsende enzymene. Det finnes i magesekken og er også å få kjøpt på apoteket. Oppløs litt trypsin i vann og slipp en kjøttbit nedi løsningen. Se hvordan kjøttet gradvis oppløser seg.

Ta en bakteriekultur og oppløs cellemembranene med 1% natriumdodekylsulfat. Tilsett det dobbelte volumet etanol eller isopropanol og vent til det danner seg skinnende, gråhvite tråder: DNA, livets kode, som kan snurres opp på en glasstav og beundres av alle som vil vite svaret på livets gåte.

Noen karbonforbindelser:

Cementitt, et jernkarbid. Grå, kubiske krystaller med tetthet 7,694 g/cm³ og sm.p. 1837 °C. Uløselig i vann, men løses i syrer. Hardt og sprøtt. Opptrer i mange typer stål og støpejern. Kan løse mange andre karbiddannende metaller, f.eks. mangan og nikkel i teknisk stål, men vanskeligere krom og molybden.

Karbondioksyd ("kullsyre"), en fargeløs gass med en svakt stikkende lukt og sur smak. Tetthet 1,977 g/l (0 °C). Smelter ved 56,6 °C i 5,2 atmosfærers trykk. Under vanlig trykk fordamper den ved 78,5 °C uten å smelte (sublimerer). Fast karbondioksyd kalles (derfor) tørris. Løses ganske lett i kaldt vann, tyngre i varmt (3,48 g/liter vann ved 0 °C, bare 0,97 g/l vann ved 40 °C), sett derfor brusflaskene i kjøleskapet hvis du vil unngå søl. Er også løselig i alkohol og aceton. Etanolaminer løser karbondioksyd så godt at de brukes til å vaske gassen bort fra gassblandinger, noe som er viktig i klimapolitisk henseende.

Kalsiumkarbonat eller naturlig kalkspatt. Fargeløse, trigonale krystaller, tetthet 2,710 g/cm³ (18 °C). Smelter ved 1339 °C ved høyt trykk i karbondioksydatmosfære. Dekomponerer ellers ved 898,6 °C. Tungt løselig i vann, 0,00014 mol/l ved 25 °C, 0,00018 ved 75 °C. Løses lett i syre og ammoniumklorid. Vann som er mettet med karbondioksyd blir surt nok til å løse ca. 80 ganger så mye kalsiumkarbonat som rent vann. Hvis man feller karbonat ved å tilføre karbondioksyd vil noe av bunnfallet kunne løses igjen ved tilførsel av mer karbondioksyd. Kalsiumkarbonatet har en overgang til rombisk krystallform ved 520 °C (aragonitt). Kalkspattkrystaller har en karakteristisk dobbeltbrytning. Legger du en av dem over en blyantstrek ser du streken dobbelt gjennom krystallen.

Nikkeltetrakarbonyl. Fargeløs, flyktig, brennbar væske som krystalliserer som fargeløse nåler. Tetthet 1,32 g/cm³ (17 °C). Sm.p. -25 °C, Kok.p. 43 °C. Tungt løselig i vann, 0,0011 mol/l ved 9,8 °C. Løses i kongevann, alkohol, eter, benzen, salpetersyre, uløselig i fortynnede syrer og alkalier.

Bly(II)acetat, et hvitt, krystallinsk stoff med tetthet 3,25 g/cm³ (20 °C) og sm.p. 280 °C. En av de få blyforbindelsene som er lettløselig i vann, 1,37 mol/l ved 20 °C og hele 6,70 mol/l ved 50 °C. Løses også i glyserol, meget tungt løselig i alkohol. Krystalliserer hydratisert fra vannløsning. Trihydratet kalles også blysukker og smaker svært søtt, men med en metallisk ettersmak. OBS! Meget giftig! Reagerer med karbondioksydet i luft til tungtløselig blykarbonat. En blyacetatløsning kan løse store mengder bly(II)oksyd, som ellers er tungt løselig i vann. En slik løsning kalles basisk blyacetat eller blyeddik og er et kompleks av blyacetat og en eller flere enheter blyhydroksyd.

Natriumpalmitat, myke, hvite, voksaktige krystaller. Sm.p. 270 °C. Løses lett i vann, ca. 0,3 mol/l. Forekommer i såpe (bl.a. Palmolive.) Bidrar til å gjøre såpevann til et løsningsmiddel for fett, olje o.a. ting som vann vanligvis ikke løser.

Tetraetylbly, tetraetylplumban eller 3,3-dietyl-3-plumbopentan, en fargeløs væske med tetthet 1,659 g/cm³ (11 °C), sm.p. -136,80 °C og kok.p. 91 °C. Dekomponerer ved 200 °C. Brenner i luft med en oransje flamme med grønn utkant. Uløselig i vann. Løses i benzen, bensin, alkohol og eter. Mye brukt som tilblanding til bilbensin og har derfor gitt oss det verste av alle forurensningsproblemer med tungmetaller.

Metan, en fargeløs, brennbar gass med tetthet 0,5547 g/l (0 °C), 0,466 g/cm³ som væske ved kokepunktet. Sm.p. -182,48 °C, kok.p. -164 °C. Løselig i vann og en rekke organiske løsningsmidler. Brenner i luft med knapt lysende flamme. Eksplosiv i blanding med luft. Finnes i avgassene fra mange vulkaner, er en hovedbestanddel av naturgass fra oljekilder, dannes når mange organiske substanser råtner ved dårlig lufttilgang, bl.a. i myr- og sumpstrøk og i bunnslam i sjøer (sumpgass), og i gasslommer i kulleier (gruvegass) hvor den har forårsaket mange skjebnesvangre eksplosjonsulykker.

Benzen, også kalt bensen, benzol, bensol eller fen. En fargeløs væske som fryser til fargeløse rombiske prismer. Tetthet 0,87865 g/cm³ (20 °C), sm.p. 5,5 °C, kok.p. 80,1 °C. Tungt løselig i vann, løses lett i alkohol, eter, aceton, kloroform og eddiksyre. Har en karakteristisk, ikke ubehagelig lukt. Brenner i luft med sterkt lysende og sotende flamme. Giftig. Molekylstrukturen er en mellomting mellom den som er skissert til venstre her, og en hvor alle dobbeltbindingene mellom karbonene er skiftet ut med enkle og omvendt. Alle karbon-karbonbindingene er egentlig "halvannenbindinger", de deler ikke to elektronpar, men halvannet. Dette gir en spesielt stabil struktur, og benzen reagerer som et mettet hydrokarbon i mange henseende, det tar vanskelig opp hydrogen f.eks. Fenomenet kalles resonansstabilisering, siden strukturen er en mellomting mellom to strukturer man tidligere forestilte seg at den resonansvibrerte imellom.

Etanol, også kalt etylalkohol eller bare alkohol. En fargeløs væske med tetthet 0,7893 g/cm³ (20 °C), fryser ved -117,3 °C og koker ved 78,5 °C. Blandbar i alle forhold med vann, eter og aceton, kloroform og eddiksyre, løselig også i benzen. Sterkt hygroskopisk og umulig å holde vannfri i kontakt med luften hvis den inneholder den minste mengde av fuktighet. Minsker bemerkelsesverdig i volum når den blandes med vann. 52 ml etanol og 48 ml vann gir f.eks. 96,3 ml etanolløsning. Brenner i luft med en blålig flamme. Lukter ikke ubehagelig, men har en sterk, skarp smak. Giftig. Dannes som produkt ved mange gjæringsprosesser, både i naturen og kulturen.

Glyserol eller 1,2,3-propantriol, også kalt glyserin, en fargeløs, tykk, sirupsaktig væske som stivner til rombiske, plateformede krystaller. Tetthet 1,2613 g/cm³ (20 °C). Smeltepunkt 20 °C, kokepunkt 290 °C, spaltes delvis under kokingen. Blandbar i alle forhold med vann og alkohol, tungt løselig i eter, kloroform, karbontetraklorid og karbondisulfid. Smaker søtt. Meget viktig i biokjemien. Alt fett er estere av glyserol og forskjellige fettsyrer. Mange lipider, fettaktige stoffer, inneholder også glyserol, deriblant de viktige lecitinene.

Glukose eller druesukker, et fargeløst, krystallinsk stoff med smeltepunkt 146 °C. Løses lett i vann og alkohol, tungt i aceton. Smaker søtt, men langt fra så søtt som vanlig rørsukker. Det vanligste monosakkaridet i naturen. De to andre er galaktose, som er nokså likt glukose, men har de OH-gruppene som er tegnet ytterst til venstre og høyre på figuren over ringplanet i stedet for under, samt fruktose, som også likner på glukose, men bare har fem atomer i ringen og en hydroksymetylgruppe på begge nabokarbonene til ringoksygenet. Alle tre har lik sammensetning med 6 C 12 H og 6 O. De kan slås sammen til disakkarider som maltose med to enheter glukose, laktose med en glukose og en galaktose og det vanlige rørsukkeret, som helst kalles sukrose, med en glukose og en fruktose. Stivelse er glukose i lange kjeder, som er det vanlige glukoselagringsmediet i planter. I dyr lagres glukose bl.a. i muskelvev som glykogen, kortere og mer forgrenede kjeder. Cellulose er svært lange glukosekjeder som plantene bruker til strukturoppbygning. Vektmessig er det mer cellulose i biosfæren enn av noen annen karbonforbindelse. Glukose har også to stereoisomerer, en høyre- og en venstredreiende. Bare den høyredreiende, som også kalles dekstrose, forekommer i naturen. Ringen kan spaltes ved at hydrogenatomet på OH-gruppen lengst til høyre på figuren overføres til ringoksygenet og karbonet til høyre avslutter kjeden med en aldehydgruppe. Molekylet er fortsatt glukose, men nå i aldoseform, ikke ringform.

Dietyleter, etyleter eller bare eter, en flyktig, meget ildsfarlig fargeløs væske med tetthet 0,71378 g/cm³ (20 °C), sm.p. -116,2 °C, kok.p. 34,51 °C. Blandbar i alle forhold med alkohol, benzen og kloroform, løses lett i aceton, men meget tungt i vann. Løser mange organiske substanser som fett, oljer, harpiks o.l. og er p.g.a. den dårlige blandbarheten med vann mye brukt som ekstraksjonsmiddel. Eterdamper i luftblanding er eksplosive. Danner peroksyder når den utsettes for lys, og disse er også eksplosive og giftige. Virker bedøvende og har vært brukt i medisinen. Eter koker på hånden, og med en fordampningsvarme på 391 J/g føles det iskaldt å dryppe en eterdråpe på huden og la den koke vekk.

Eukalyptol eller cajeputol eller 1,8-cineol, en seig, fargeløs væske med tetthet 0,9267 g/cm³ (20 °C), frysepunkt 1 °C og kokepunkt 176,4 °C. Uløselig i vann, men løses i alkohol, eter og kloroform, samt i fett. Har sterk og behagelig lukt og smak. Et av mange virksomme stoffer i eukalyptusolje som finnes i barken og bladene på trær av eukalyptusfamilien og er anerkjent og mye brukt både i natur- og skolemedisinen, særlig som slimløsende middel ved forkjølelse og bronkitt. Drypp et par dråper i en bolle med varmt vann, legg et håndkle over hodet og rundt bollen og dra inn!

Formaldehyd eller metanal er en fargeløs gass med stikkende lukt. Smeltepunkt -92 °C og kokepunkt -21 °C. Tetthet 0,815 g/cm³ ved kokepunktet. Blandbar i alle forhold med eter, aceton og benzen. Løselig også i vann, alkohol og kloroform. En vanligvis ca. 40 % vannløsning kalles formalin og brukes mye som desinfeksjons- og konserveringsmiddel. Giftig. Kan lett polymeriseres, enten til rader med metoksygrupper avsluttet av en aldehydgruppe, eksempel: CH₃OCH₂OCH₂OCHO, eller i basisk miljø til blandinger av forskjellige karbohydrater. De førstnevnte polymerene kalles også polyoksymetylener og brukes til desinfaksjon ved at de spaltes til formaldehyd ved oppvarming, iallfall hvis kjedene er litt lengre enn den ovennevnte.

2-pentyl-3-fenylpropenal eller 1-fenyl-1-hepten-2-karboksaldehyd eller a -m-amyl-kanelaldehyd eller jasminaldehyd. Oljeaktig, ytterst velluktende væske med tetthet 0,9718 g/cm³ (20 °C) og kokepunkt 174-175 °C. Uløselig i vann, men løses i alkohol og eter. Forekommer i naturen som duftstoff i blomstene til jasminium grandiflorium fra Himalaya og jasminium odoratissimum fra Madeira og Kanariøyene, kan utvinnes i produktet jasminolje og brukes mye i parfymeindustrien.

Smørsyre eller butansyre, en meget ubehagelig luktende væske med tetthet 0,9577 g/cm³ (20 °C), smeltepunkt -4,26 °C, kokepunkt 163,53 °C. Blandbar i alle forhold med vann, alkohol og eter. Finnes i svette, muskelsaft, silofor og ekskrementer og frigjøres også når smør harskner. Estere av smørsyre har påfallende behagelig, fruktliknende aroma, og er mye brukt som essenser. Både estere og salter av smørsyre kalles butyrater. Smørsyrebakterier er naturlige bakterier som omdanner glukose til smørsyre med et utbytte på 37 % og har vært utnyttet i industrien.

Vinsyre eller 2,3-dihydroksybutandisyre. Et hvitt, krystallinsk stoff med tetthet 1,7598 g/cm³, smeltepunkt 171-174 °C. Lett løselig i vann og alkohol, tungt i eter, løselig også i aceton, ikke løselig i benzen. Vinsyre viser også stereoisomeri, dataene over gjelder for den høyredreiende, d-vinsyre, som er den vanligste i naturen. Druesyre er en racemisk, optisk inaktiv blanding av både d- og l-vinsyre, som i sammen med den rene høyredreiende er vanlig i saften av mange planter, særlig druer. Meso-vinsyre er en tredje form som er symmetrisk om et plan og derfor heller ikke er optisk aktiv. Estere og salter av vinsyre kalles tartrater og flere salter har vært kjent fra gammel tid. Alle planter er rike på kalium og siden kaliumhydrogentartrat er lite løselig i en vann-alkoholblanding gir det en utfelling som kalles vinstein når druesaft gjærer. Brekkvinstein er kalium-antimonyltartrat som siden 1600-tallet har vært brukt som brekkmiddel mot forgiftning. Seignettes salt er et natrium-kaliumtartrat og lages ved å behandle vinstein med natronlut.

Benzylacetat eller eddiksyrebenzylester, en fargeløs væske som lukter fersken. Tetthet 1,0550 g/cm³ (20 °C), smeltepunkt -51,5 °C, kokepunkt 215,5 °C. Blandbar i alle forhold med alkohol, løselig også i eter og aceton, tungt løselig i vann. Finnes ikke overraskende i naturen i ferskener og er årsaken til den karakteristiske aromaen.

Østron, follikulin, ketohydroksyøstrin eller 1,3,5-østratrien-3-ol-17-on. Et hvitt, krystallinsk stoff med tetthet 1,236 g/cm³ og smeltepunkt 260-262 °C. Løselig i aceton, dioksan og pyrimidin, tungt løselig i alkohol, eter, benzen og kloroform, uløselig i vann. Forekommer i kvinner (særlig når de er villige) - et hormon som regulerer menstruasjons- og brunstsyklusen for alt hunkjønn i verden. Et av østrogenene, som også omfatter østriol og østradiol, alle kjemisk nært beslektede stoffer som tilhører steroidene, en stor familie kjemikalier med bl.a. hormonelle funksjoner.

Etylmerkaptan, etantiol, også kalt etylhydrosulfid og etyltioalkohol. En fargeløs, flyktig væske med en lukt som ikke lett glemmes. Tetthet 0,8391 g/cm³ (20 °C), smeltepunkt -144,4 °C, kokepunkt 35 °C. Løses i alkohol, eter, aceton og fortynnede baser. Bare tungt løselig i vann.

Anilin, fenylamin eller aminobenzen, en fargeløs, giftig væske med eiendommelig lukt og skarp, brennende smak. Tetthet 1,02173 g/cm³ (20 °C), smeltepunkt -6,3 °C, kokepunkt 184,13 °C. Blandbar i alle forhold med alkohol, eter, aceton og benzen. Løselig også i vann, kloroform og nafta. Blir ofte brunfarget av forurensninger hvis den blir stående. Danner krystallinske salter med syrer, f.eks. anilinklorid, C₆H₅NH₃Cl, også kalt anilinsalt. Utgangspunkt for en mengde industriprodukter, fargestoffer, plaster, medisiner etc.

2,4,6-trinitrotoluen, TNT, også kalt trinitrotoluol, trinol og trotyl. Et lysegult, krystallinsk stoff med tetthet 1,654 g/cm³, som smelter ved 82 °C og eksploderer ved 240 °C. Lett løselig i aceton, benzen, toluen og pyrimidin, løses også i eter og varm alkohol, tungt løselig i kald, uløselig i vann. Det lave smeltepunktet gjør stoffet lettere å støpe og forme enn andre sprengstoffer. TNT er et av de mest ulykksalige kjemiske stoffer, et kraftig sprengstoff som hovedsakelig har hatt militært bruk. Det dominerende sprengstoffet i bomber, miner, torpedoer og granater i begge de to verdenskrigene.

Sarin eller isopropyl-metylfluorofosfonat er en fargeløs og luktløs væske med smeltepunkt -56 °C, kokepunkt 147 °C og tetthet 1,089 g/cm³. Blandbar i alle forhold med vann. Meget giftig. Inaktiverer enzymet acetylcholinesterase, som hindrer blokkering av nerveimpulser. Brukt som nervegass i krig av Irak og i terrorangrep av den japanske sekten Aum Shinrikyo. Oppdaget i Tyskland 1939 og satt i masseproduksjon like før krigens slutt. Forbindelsen pyridin-2-aldoksim-metjodid (PAM) ble utviklet spesielt som motgift mot sarin.

Serin eller 2-amino-3-hydroksypropionsyre. Krystalliserer i heksagonale prismer eller nåler med tetthet ca. 1,6 g/cm³, som dekomponerer ved oppvarming til 228 °C. Løses lett i vann, uløselig i alkohol, eter, benzen og eddiksyre. En aminosyre som har særlig viktige funksjoner i fosfoproteiner hvor fosfatgruppene forestres til OH-gruppene i seriner, og i glykoproteiner hvor karbohydrater bindes til disse OH-gruppene. Inngår også i noen fosfolipider hvor den går med til syntesen av sfingosin, som har flere viktige funksjoner i nervesystemets kjemi.

Pyrimidin, også kalt miazin eller 1,3-diazin. En fargeløs væske eller krystallinsk stoff med en ubehagelig, gjennomtrengende lukt. Smeltepunkt 22 °C, kokepunkt 123,5-124 °C. Blandbar med vann i alle forhold og gir basiske løsninger. Løses også i alkohol. Danner skjelettet til en rekke biologisk og på andre måter viktige stoffer, blant annet uracil eller pyrimidin-2,4-dion, thymin (5-metyluracil) og cytosin (6-aminouracil), som inngår i nukleinsyrer.

Purin eller 7-imidazo[4,5-d]pyrimidin. Et krystallinsk stoff med smeltepunkt 216-217 °C. Løses lett i vann og varm alkohol, løses også i aceton. Tungt løselig i eter og kloroform. Gir basisk reaksjon. Danner skjelettet til en stor mengde særlig biologisk viktige stoffer. Adenin (6-aminopurin) og guanin (6-hydroksy-2-aminopurin) som inngår i nukleinsyrer og noen viktige nukleotider er av særlig betydning, men også urinsyre (2,6-dihydroksypurin-8-on) et nedbrytningsprodukt av nukleinsyrer, xantin (purin-2,6-dion) et mellomstadium i denne nedbrytingen, teobromin (3,7-dimetylxantin) som finnes i kakaobønner, og koffein (1,3,7-trimetylxantin), som finnes i te og kaffe. Sjekk tallene på tegningen og se hvor de forskjellige substituentene sitter i de forskjellige stoffene. Merk at dobbeltbindingen mellom 7 og 8 er flyttet til plassen mellom 8 og 9 i noen av dem slik at det er 7'er-nitrogenet som har plass til en substituent i stedet for 9'eren.

Adenin eller 6-aminopurin krystalliserer i blad eller nåler, sublimerer ved 220 °C og dekomponerer ved 360-365 °C. Lett løselig i syrer og baser og varmt vann. Tungt løselig i kaldt vann og alkohol. Uløselig i eter og kloroform. Reagerer basisk i vann. Viktig del av arvestoffet (nukleinsyrer) og energiomsetningen (ATP). Finnes også fritt i noen planter, teblad, sukkerroer og humle. Kan dannes spontant av blåsyre under visse betingelser.

Adenosintrifosfat, ATP. Formen til venstre eksisterer i basisk løsning. I sur løsning er ikke fosfatenhetene ioniserte og har hydrogenatomer på de markerte oksygenene, mens nitrogenene på adeninringen tar opp hydrogen og opptrer kationisk. Men i nøytral løsning slik som i kroppsvæskene er begge deler ioniserte, med protoner fra fosfatenhetene overført til nitrogenene. På denne måten er ATP selvioniserende, slik som aminosyrene, og det har som dem god vannløselighet. Det kan renfremstilles som en gråhvit, geléaktig masse. ATP er et nukleotid, og er sammensatt av adenosin, en forbindelse av adenin og sukkerarten ribose, pluss tre fosfatenheter. Det spesielle med ATP er at hvis det ytterste leddet av fosfatkjeden hydrolyseres slik at en vanlig ortofosfatgruppe kommer løs, slippes det fri hele 30,5 kJ/mol fri energi. Årsaken til dette er delvis det at fosfatenhetene som nevnt er ioniserte og likt ladet, slik at de frastøter hverandre, og delvis det at en fri ortofosfatenhet har fire likeverdige resonansformer, mens trifosfatet bare har en usannsynlig en i tillegg til den som er tegnet over. Hvis man da har en reaksjon tilgjengelig som kan avgi 30,5 kJ/mol eller mer, har man da en fin mulighet til å lagre energi som en ATP-enhet og transportere den i vannløselig form. Dette benytter da også du og jeg og alle vi levende organismer oss av. ATP er den universelle energi-"valutaen" for alt liv, fra virus til blåhvaler. Hver gang kroppen har behov for at en eller annen reaksjon skal skje, f.eks. de som fører til at muskler trekker seg sammen eller til at celler deler seg, dannes det så mange ATP som trengs ved energilagrene, glykogen, blodsukker eller fett, og transporteres dit det er behov for dem. For alle energikrevende reaksjoner som biokjemikerne har oversikt over kjenner de også "kostnadene" i form av hvor mange enheter ATP som brukes til å få dem til å gå, og de vet også hvor mye ATP som dannes ved de reaksjonene som brukes til energiinnvinning, f.eks. ved fotosyntesen eller fordøyelsen. Arvestoff består også av nukleotider, nokså like ATP i strukturen, og er trolig utviklet fra ATP.

Nikotinamid-adenin-dinukleotid eller blant venner NAD. Også en forbindelse som er beslektet med og sannsynligvis har utviklet seg fra ATP. Spiller en stor rolle i mange stoffskifteprosesser, som hydriddonor. Nikotinamidringen øverst avgir lett det ene av hydrogenatomene til høyre fordi ringen dermed kan resonansstabiliseres, med (billedlig) annenhver dobbelt- og enkeltbinding som i en benzenring. Nitrogenet til venstre i ringen får dermed fire bindinger og blir positivt ladet. Formen som er avbildet her betegnes som NADH, mens den kalles NAD+ etter å ha avgitt et hydrogen. NAD er derfor ikke en syre, som avgir positivt ladde hydrogen og blir negativt selv, her er ladningsforholdene motsatt. NAD er særlig viktig i redoksprosessene i kroppen, hvorav de energigivende respirasjonsprosessene er noen av de viktigste. NADH kan redusere ketoner og aldehyder til alkoholer mens NAD+ oksyderer. Mange giftige og kreftfremkallende stoffer nøytraliseres av NAD i kroppens egne forsvarsmekanismer.

fire bokstaver i alfabetet, en for hver base, A=adenin, C=cytosin, G=guanin, T=thymin. Bokstavene grupperes tre og tre i ord, også kalt kodoner, slik at det kan dannes 4*4*4=64 forskjellige kombinasjoner av baser i kodonene. Som i menneskespråket er det ikke alle de mulige bokstavkombinasjonene i ordene som benyttes. Det er bare 20 aminosyrer, og de fleste av de 44 kodonene som er til overs fungerer som ekstrakodoner for en av de 20. Dermed fås en viss beskyttelse mot mutasjoner, siden det ikke nødvendigvis alltid byttes ut en aminosyre når en base blir forandret. Den korte DNA-sekvensen på tegningen over koder for de to siste aminosyrene i det før beskrevne kveg-insulinet, de to øverste på illustrasjonen. Det er kjeden til høyre på tegningen her som har kodonene. De til venstre kalles antikodoner og fungerer som mal for nye kodoner når dobbeltspiralen splittes opp for å dupliseres ved celledelingen. Det første kodonet er AAA, de tre øverste nukleotidene, alle med basen adenin, og det koder for aminosyren lysin, NH₂CH[(CH₂)₄NH₂]COOH. De tre neste er GCA, som koder for alanin, NH₂CH(CH₃)COOH, mens de tre siste er TAG, som koder for slutt. Insulin er et ganske lite protein, men med sine 51 proteiner trenger det 153 kodoner i genet som det bygges etter. Det gir genet en molekylvekt på drøye 90000. For proteiner av mer gjennomsnittlig størrelse er det tidobbelte ingen umulighet, og et kromosom, som består av en sammenhengende rekke gener kan ha molekylvekter på flere millioner eller en absoluttvekt på over et hundre tusendels picogram for et eneste molekyl. DNA kan renfremstilles som skinnende gråhvite tråder som er løselige i vann, men ikke i alkohol, og kan nøstes opp utfelt fra en alkoholløsning.

BIOLOGI
Karbon er livets essens. Intet liv på denne kloden kan klare seg uten det og trolig heller ikke noe liv på noen andre kloder. Stabiliteten av de kovalente bindingene mellom karbonatomer og hydrogen, nitrogen, oksygen, svovel og ikke minst mellom dem og andre karbonatomer og de enorme variasjoner av forbindelser med enkle og doble bindinger, alifatiske kjeder og aromatiske ringer, karboksylsyrer, aminer og andre aktive grupper gir en rikdom av oppbygningsmuligheter som ingen andre grunnstoffer kan stille opp med.

Karbonkretsløpet i naturen starter med karbondioksyd som frigjøres i vulkanutbrudd eller oksydasjon av uorganiske eller organiske karbonholdige materialer. Gjennom fotosyntesen i alger og grønne landplanter konverteres det til enkle karbohydrater som er energikilde for plantene og utgangspunkt for syntese av andre stoffer. Overskuddsenergien lagres som fett og polysakkarider som spises av dyr, og dyrene omdanner dem videre til andre former. Både dyr og planter forbrenner sukker og andre stoffer ved respirasjonen og returnerer noe av det karbonet de har inntatt som karbondioksyd til lufta igjen. Resten utsondres som avfallsstoffer, og når livet er slutt blir organismen selv et avfallsstoff som spises av insekter og bakterier, men som også kan gå ut av kretsløpet hvis de avleires på steder hvor insektene og bakteriene ikke kan få tak i dem.

Noen av disse avleiringene kan så komme ned i Jordas indre igjen i subduksjonssoner hvor en jordskorpeplate skyves under en annen og flyte rundt i mantelen til karbonet sprøytes ut av en vulkan som karbondioksyd eller karbonatittlava igjen. Andre ganger kan det hende at avleiringer som har vært utenfor kretsløpet i lengre eller kortere tid kommer inn i det igjen ved at en organisme får tak i dem og utnytter dem på en eller annen måte. Dette skjer i stor stil i våre dager.

Hva er små gutter laget av? Inne i hver eneste av cellene til lille Emil ligger svaret, for i cellekjernene er arbeidstegningene som forteller hvordan små gutter skal bygges. Lille Emil er ikke laget av drops, sjokolade og salte peanøtter, nei. For de samme arbeidstegningene forteller også hvordan drops, sjokolade, salte peanøtter, potetgull, kakaomelk, pølser med lompe, Urge og andre godterier skal forvandles til det som lille Emil er laget av.

I en eukaryotisk organisme som Emil er cellene omgitt av en membran, og de inneholder også en kjerne som er omgitt av samme type membran. Det er inne i denne kjernen at arbeidstegningene befinner seg, kromosomene. Kromosomene varierer i form og antall fra livsform til livsform. Emil har 46 stykker av dem. I kromosomene er nukleinsyre (latin nucleus = kjerne), DNA (deoksyribonukleinsyre), viklet opp på basiske proteiner som kalles histoner og har holdt seg forbløffende uforandret gjennom livets utviklingshistorie, en av de 5 histontypene i erter skiller seg fra det samme histonet i kveg på bare 2 av de 102 aminosyrene. Nukleinsyren og histonet sammen kalles kromatin, og fordeler seg i klumper som kalles nukleosomer. Nukleosomene er igjen stablet til kromosomer på en måte som ikke er helt godt kjent, muligens som en spiral rundt en sentral proteinkjerne. Dette arrangementet brukes av alle kjente kjerneceller.

Nukleinsyrer består av lange kjeder av nukleotider. Et nukleotid består av en sukkerart, ribose eller deoksyribose, koblet sammen med en fosfatgruppe forestret i 5-posisjonene, og med en heterosyklisk nitrogenbase koblet til posisjon 1. En sammensetning av bare base og sukker kalles nukleosid. Når nukleotidene kobles sammen til nukleinsyrer forestres OH-gruppen i 3-posisjonen i sukkeret med fosfatgruppen i det neste nukleotidet. Kjeden har altså to forskjellige ender, en hvor det sitter en fosfatgruppe på et sukker i 5-posisjonen og en hvor en OH-gruppe i 3-posisjonen til et sukker er fri.

Det er basene som er det variable og informasjonsbærende elementet i nukleinsyrene. I DNA er det bare fire forskjellige, to purinliknende, adenin og guanin, og to pyrimidinliknende, thymin og cytosin. RNA er en annen slags nukleinsyre (ribonukleinsyre), som inneholder ribose i stedet for deoksyribose og bruker uracil i stedet for thymin. I hver base er det det nederste hydrogenet på tegningen som er koblet til sukkermolekylet. Nukleosider som er bygd opp av base og ribose heter adenosin, guanidin, thymidin, cytidin og uridin, og navnet på nukleotidene som også inneholder fosfat fås bare ved å legge til leddet -fosfat, adenosinfosfat, guanidinfosfat o.s.v. I DNA er nukleosidene sammensatt av base og dekosyribose og heter deoksyadenosin, deoksyguanosin, deoksythymidin og deoksycytidin, og de fosforylerte nukleotidene heter deoksyadenosinfosfat, deoksyguanosinfosfat o.s.v. Men når nukleotidene er koblet sammen til nukleinsyrer betegner man dem gjerne med forbokstavene til basene, A, G, T og C i DNA og A, G, U og C i RNA. I en nukleinsyrekjede er endepunktene forskjellige. Når man regner opp en sekvens av nukleotider i en nukleinsyre begynner man alltid fra fosfatenden av nukleinsyrekjeden, fordi det er denne retningen DNA bygges opp i under celledelingen og den samme retningen bygges proteinene opp i under proteinsyntesen.

I et deoksynukleotid er det bare en OH-gruppe på deoksyribosen som er ledig for sammenkobling, siden 1-eren er opptatt med basen og 5-eren er opptatt med nukleotidets egen fosfatgruppe. Men i ribose er det ledige OH-grupper i både 2- og 3-posisjonen, med større risiko for feil, og man kan spekulere om det er derfor DNA er brukt i stedet for RNA til informasjonslagring i de fleste organismer. En fri OH-gruppe kan også være utsatt for kjemiske angrep, og derfor kan også RNA sies å være en anelse mindre stabil enn DNA, noe som kan bety mye i årmillionenes løp. Det er bare noen virus som bruker RNA i stedet for DNA. Årsaken til at DNA bruker thymin (5-metyluracil) i stedet for uracil har også med stabiliteten å gjøre. Cytosin er litt ustabil og kan spontant miste aminogruppen og forvandles til uracil. Denne skaden kunne ikke oppdages hvis uracil hørte naturlig hjemme i DNA. Men siden DNA bruker thymin i stedet blir uracilet avslørt av det naturlige DNA-politiet og byttet ut med cytosin igjen.

Med dette alfabetet på bare fire bokstaver er altså hele konstruksjons- og funksjonsbeskrivelsen til menneskekroppen og alle andre mulige og umulige kropper bygd opp. Det skjer ved at disse fire bokstavene kombineres i grupper eller ord på tre bokstaver, et kodon. Og disse kodonene, som det er 64 mulige av, koder for 20 forskjellige aminosyrer som kan settes sammen til proteiner på et uendelig antall forskjellige måter. Disse proteinene blir dermed utrolig fleksible og brukes både til byggemateriale og som verktøy til å utføre alle mulige funksjoner i livet.

I kromosomene ligger DNAet alltid sammenkoblet i en dobbeltspiral med en annen streng DNA som har en komplementær sekvens av nukleotider, der hvor det ene DNAet har A, G, T og C, har det andre henholdsvis T, C, A og G. Derfor passer de nøyaktig inn i hverandre og kan fungere som mal og støttepunkt for hverandre. To av disse komplementære basene som passer inn i hverandre på hver sin komplementære DNA-streng kalles et basepar. I dobbeltspiralen er de to enkeltstrengene koblet motsatt vei, d.v.s. at i begge endepunktene slutter den ene med en OH-gruppe i 3-posisjonen på deoksyribosen mens den andre slutter med en fosfatgruppe på 5-karbonet i deoksyribosen.

Når en celle deler seg trenger begge dattercellene en kopi av DNAet, og derfor vikles det opp under celledelingen, de to strengene skilles fra hverandre og et enzymkompleks syntetiserer to nye DNA-strenger som er komplementære med hver av de to andre. Polymerisering av DNA skjer automatisk i en vannløsning som inneholder en enkel DNA-streng, et DNA-polymerase-enzym og et godt utvalg frie nukleotider. Disse råvarenukleotidene er trifosfater, og energien som fås ved å spalte av to fosfatgrupper fungerer som drivkraft for reaksjonen.

I tarmbakterien Escherichia Coli styres DNA-kopieringen eller replikasjonen av 8 proteiner. Det såkalte rep-proteinet eller helikasen splitter opp dobbeltspiralen mens DNA-gyrase løser opp de spenningene som oppstår i dobbeltspiralen når den vikles opp ved å kutte av DNAet på egnede steder og skjøte det sammen igjen etter at det har dreid seg rundt en omdreining. Gyrasen kan visstnok også hjelpe til med oppsplittingen ved å kutte og dreie på DNAet slik at det oppstår nye spenninger som får det til å vikle seg opp før det skjøtes sammen igjen. Når DNAet er splittet, binder det såkalte SS-bindende proteinet seg til enkelttrådene slik at de blir mer stabile. Fordi DNA-polymeraser er bygd for å sjekke det DNA-et de har laget og derfor ikke kan starte fra ingenting lager en primase et stykke RNA etter modell av DNA-tråden på signal fra det såkalte dnaB-proteinet. DNA-polymerase III syntetiserer nytt DNA med RNA-sekvensen som startpunkt ved å koble til et nukleotid som passer til modellen der det befinner seg. Deretter sjekker det om det har gjort feil, og i såfall kobler det fra det gale nukleotider og prøver igjen. DNA-polymerase I fjerner RNA-sekvensen når det ikke er bruk for den lenger og fyller igjen de åpningene som blir igjen etter den. Fordi de to DNA-strengene i dobbeltspiralen er koblet motsatt og DNA-polymerase III bare kan lage DNA i 3 til 5-retningen kan det ikke lage DNA kontinuerlig i den strengen som er koblet motsatt, men lager korte strenger i 3-5-retningen etterhvert som spiralen splittes opp. Disse korte strengene blir så skjøtt sammen av enzymet DNA-ligase.

E. Coli er en bakterie som vokser og formerer seg raskt og egner seg glimrende for biokjemiske studier. Replikasjonssystemet dens er bedre kjent enn for noen andre organismer, men i grunntrekkene ser det ut til at det er påfallende likt for samtlige.

E. Coli har også en DNA-polymerase II, som det ennå ikke er helt klart hvordan den bruker, men den trer i aktivitet når DNAet blir skadet, og har sikkert noe med reparasjoner å gjøre. DNA-skader oppstår temmelig ofte, og derfor må organismene ha noe å fikse dem med. Diverse kjemiske substanser, ioniserende stråling og ultrafiolett lys kan skade DNA, basene kan bli endret eller ødelagt, esterkjeden i ryggraden kan brytes og det kan oppstå kovalente bindinger mellom de to DNA-trådene i dobbeltspiralen. Når du soler deg treffer de ultrafiolette strålene fra Sola thyminbaser som sitter ved siden av hverandre mange steder i DNAet i huden din og adderer dem til hverandre over dobbeltbindingen i ringen. Basene sitter vanligvis pent i parallelle plan på tvers av lengdeaksen av DNA, men når to av dem bindes til hverandre blir det uorden i dette, og DNAet blir ubrukelig på dette punktet. Da vil en spesifikk endonuklease som har en affinitet til slike thymin-dimerer binde seg til det skadde punktet og bryte fosfatesterkjeden et par baser fra skaden, slik at den skadde delen spriker ut fra dobbeltspiralen. En DNA-polymerase erstatter så det skadde stykket og kobler det helt av der hvor det begynner å sprike. Til slutt blir det nye DNA-stykket koblet sammen med resten av DNA-ligase.

Det finnes endonukleaser som kan finne og starte reparasjon av mange typer skader. Så lenge bare den ene strengen av DNA er skadd er det enkelt å reparere på grunnlag av den andre. Men hvis begge basene i et basepar ødelegges er det verre, for en celle kan ikke gå inn i en annen celle og hente informasjon fra det uskadde DNAet der. Det kan også hende at skadene er så omfattende at de vanlige reparasjonsmekanismene bare fungerer så noenlunde. Heldigvis har DNAet mange ikke-kodende sekvenser som kan skades uten at det gjør noe. Koden er dessuten slik at flere liknende koder står for den samme aminosyren, så et basepar kan forandres uten at det nødvendigvis betyr noe for proteinsyntesen. Hvis et gen likevel skulle bli ødelagt betyr det ikke noe for de andre genene, for alle er markert med sine egne start- og stoppkoder. Endelig fungerer mange av aminosyrene i de fleste proteiner bare som fyllmateriale, så hvis en enkelt aminosyre byttes ut, betyr det ikke nødvendigvis noe for funksjonene til proteinet, og hvis det betyr noe likevel, fører det ikke nødvendigvis til at proteinet fungerer noe særlig dårligere. Det kan til og med føre til at det fungerer bedre.

Hvis et av proteinene som er livsviktig for cellen blir ødelagt, kan cellen dø, slik at det ikke betyr noe for resten av kroppen. Hvis et av proteinene som ligger i cellens overflate blir forandret kan det hende at den oppfattes som fremmed av immunsystemet, slik at det dreper den. Hvis cellen blir mindre funksjonsdyktig av forandringen kan det hende at den blir ødelagt av de belastningene kroppen utsettes for. Hvis ikke noe av dette hjelper, har kroppen fått en genetisk skade som kanskje gjør den merkbart mindre funksjonsdyktig, kanskje ikke. Det skal mye til om en enkelt celle kan gjøre noe for kroppsfunksjonene som helhet. Ved ekstrem uflaks kan det hende at de proteinene som styrer cellens innordning i kroppssystemet skades, slik at den kommer ut av kontroll. Da kan den begynne å dele seg ukontrollert, slik at det oppstår en svulst, som kan være god- eller ondartet. Kroppen vil kunne registrere den som fremmed og forsøke å innkapsle den slik at den blir ufarlig, og klarer kanskje å uskadeliggjøre eller drepe den. Men hvis ikke, kan det føre til at hele kroppen går til grunne.

For hvert av proteinene som kroppen trenger er det et gen i kromosomene som forteller hvordan det skal settes sammen, aminosyre for aminosyre. Signalet til produksjonen kan gis på forskjellige måter, f.eks. kan et hormon eller et stoff som det trengs et protein for å behandle binde seg til et bestemt reguleringsprotein som er laget for å skjerme startsekvensen til genet og løsne det fra genet, en signalsubstans som produseres ved visse kjemiske forhold i cellen kan bindes til en såkalt promotorsekvens som begunstiger proteinproduksjonen, eller et produkt som det nye proteinet lager kan binde seg til regulatorproteinet og få det til å skjerme startsekvensen. Produksjonen av enkelte aminosyrer reguleres ganske finurlig ved at genene for de enzymene som produserer dem har en attenuatorsekvens som består av flere kopier av koden for den aminosyren, og bare når det er så lite av denne aminosyren at produksjonen av denne sekvensen går i stå, fortsetter produksjonen med resten av genet.

Det er RNA som spiller hovedrollen i proteinbyggingen. Denne jobben fordeles på tre typer RNA som kalles budbærer-RNA, overførings-RNA og ribosomer. Et stort enzym som kalles RNA-polymerase og er oppdelt i flere smådeler med forskjellige funksjoner finner fram til den DNA-sekvensen som markerer starten på genet, vikler opp DNAet i en lengde av ca. 10 basepar og begynner å produsere en RNA-kopi av genet. Denne kopien kalles budbærer-RNA. Den kopieres i retning fra OH-enden til fosfatenden av DNA-tråden, men resultatet er koblet motsatt, RNAet begynner med en fosfatende og slutter med en OH-ende. Helt i begynnelsen har den et G- eller A-nukleotid med tre fosfatgrupper (altså et guanidintrifosfat eller adenosintrifosfat), som fungerer som startpunkt for syntesen. Syntesen avsluttes når polymerasen treffer på et stoppsignal på DNAet. RNA-polymerase trenger Mg²⁺- eller til nød Mn²⁺-ioner for å fungere.

Denne genmodellen fraktes vanligvis ut av cellekjernen (hvis cellen har en kjerne), gjerne i mer eller mindre sterkt modifisert tilstand. Her bygges proteinene ved hjelp av minst 20 forskjellige molekyler av overførings-RNA. Alle er på 73 til 93 nukleotider og har fire komplementaritets-sekvenser slik at de kan krølles sammen til dobbeltspiraler i fire sekvenser med tre åpne løkker mellom sekvensene. I sammenkrøllet stand likner molekylet på en L, hvor de to løse endene ligger i den ene enden, den midterste løkka ligger i den andre og de to andre møtes i vinkelen. Molekylet inneholder en rekke modfiserte baser, dihydrouracil, thymin, pseudouracil, metylguanin, dimetylguanin og metylinosin. I den midterste løkka står det ut tre baser som er spesielle for hver av variantene av overførings-RNA. Dette er kodeordet som skal passe til et tilsvarende kodeord på budbærer-RNAet. De tre basene på overførings-RNAet kalles antikodonet mens de tre på budbærer-RNAet kalles kodonet. Hvis kodonet f.eks. er UAC er antikodonet AUG. I motsatt ende stikker en løs ende ut som består av sekvensen CCA, og den siste ribosen (som altså er bundet til adenin) har forestret en aminosyre i 3-posisjonen, nemlig den som det aktuelle antikodonet koder for. Den tredje basen i antikodonet er ofte inosin, et modifisert adenin hvor aminogruppen er oksydert og det sitter et karbonyl der i stedet. Inosinet kan danne basepar med både cytosin, adenin og uracil, derfor er bare de to første baseparene helt spesifikke for mange av aminosyrene.

Noen ganger fører en mutasjon i genmaterialet til at proteinene som produseres ikke blir funksjonsdyktige. Som et forsvar mot slike mutasjoner blir noen ganger overførings-RNAene mutert selv, f.eks. hvis det kommer en stoppkode midt i et gen, kan det dannes et overførings-RNA som leser stoppkoden som en kode for aminosyren tyrosin, og den kommer i tillegg til det vanlige tyrosin-RNAet. Hvis et kodon forandres slik at det koder for en annen aminosyre kan det oppstå et overførings-RNA som leser den gamle aminosyren for det nye kodonet, i tillegg til de overførings-RNAene som leser det nye kodonet på vanlig måte. Hvis det kommer inn et nytt basepar i genet kan det oppstå et overførings-RNA som har et firebasers antikodon. Dette kan skape problemer fordi de nye overførings-RNAene konkurrerer med de gamle om de samme kodonene, men hvis tapet er mindre enn gevinsten ved det at det opprettholdes en viss produksjon av det egentlig bortmuterte proteinet overlever organismen og kan i sjeldne tilfelle overføre RNA-tendensene sine til etterkommerne.

En gruppe på minst 20 enzymer som kalles aktiveringsenzymer kobler riktig aminosyre til det riktige overførings-RNAet. Når to aminosyrer er ganske like, som valin og isoleucin (se under) kan enzymet koble feil opptil 1 av bare rundt 3000 ganger, men det sjekker adenylatet for feilkoblinger og kan finne på å bruke særegenheter ved det spesifikke overførings-RNAet til å spalte adenylatet igjen. Mange av aktiveringsenzymene har både syntese- og hydrolysepunkter, i syntesepunktene får bare de aminosyrene som ikke er for store plass, mens i hydrolysepunktene, hvor en adenylatbinding kan brytes, er det bare plass til de aminosyrene som er for små. Når enzymet har lagd et adenylat i syntesepunktet blir det ført inn i hydrolysepunktet for sjekking. Hvis det er for stort til å komme inn der klarer det seg unna hydrolysen og blir ført videre til overførings-RNAet.

Selve proteinbyggingen skjer i ribosomene, som selv består av ca. 55 forskjellige proteiner og 3-4 ganske store RNA-molekyler, som utgjør hoveddelen av massen. Både dette og overførings-RNAet produseres etter modell av DNA-gener på andre stadier av prosessen. Både ribosomgenene og genene til histonene som brukes til å pakke sammen kromosomer er naturlig nok noen av de viktigste genene og befinner seg i spesialiserte regioner på kromosomet hvor de blir gjentatt opptil hundre ganger. I celler med kjerne produseres de også av sine egne RNA-polymeraser.

Ribosomene er satt sammen av to ulike store halvkuler. De to halvkulene kan skilles fra hverandre, men ribosomene har den merkelige egenskap at de selv om de deles opp i enkeltmolekylene de består av, setter de seg sammen igjen på riktig måte hvis delene føres sammen igjen. Det er den minste halvdelen av ribosomet som først kobler seg til startsekvensen på budbærer-RNAet, som kan være så mye som 25 baser fra enden som lesingen starter fra, den enden hvor fosfatet er bundet i 5-posisjonen på ribosen, og består av en kodonsekvens som danner basepar med en sekvens RNA i ribosomet, samt kodonet AUG, eller sjeldnere GUG. Ribosomet har to hulrom hvor et overførings-RNA får plass, og i starten får et spesielt initiator-RNA plass i det ene hulrommet, P-(peptidyl-)punktet. Initiator-RNAet har antikodonet UAC, som danner basepar med startkodonet. Det har med seg en modifisert aminosyre, formylmethionin, HCONHCH(CH₂CH₂SCH₃)COOH. Nå kommer resten av ribosomet på plass, og i det andre hulrommet på ribosomet, A-(aminoacyl-)punktet, er det plass til et overførings-RNA som passer til den neste koden på budbærer-RNAet. Et protein som kalles "forlengelsesfaktor-Tu" leverer den rette kandidaten til ribosomet. Aminosyrene som henger på overførings-RNAene stikker ut av ribosomet i motsatt ende av budbærer-RNAet, og et enzym som kalles peptidyl-transferase og finnes i ribosomet danner en peptidbinding mellom aminogruppen til den sist ankomne aminosyren og syregruppen til molekylet som er festet i P-punktet og løsner det fra RNAet som er festet der. Et annet protein som kalles forlengelsesfaktor G forskyver ribosomet til det neste ledige kodonet på budbærer-RNAet samtidig som det avkoblede RNA-molekylet forskyves ut av P-punktet og det sist ankomne overførings-RNAet, som er tilkoblet den hittil syntetiserte peptidkjeden, flyttes fra A-punktet til P-punktet. Dermed kan neste runde begynne. Syntesen slutter når ribosomet kommer til en stoppkode som kan være UAA, UGA eller UAG. Normale celler har ikke overførings-RNA som passer til disse kodonene, i stedet er det visse proteiner, frigjøringsfaktorene som binder seg til stoppkodene og frigjør den ferdige peptidkjeden.

For at peptidkjeden skal bli til et protein eller et virksomt peptid, trengs som oftest, iallfall i kjerneceller, en god del etterbehandling. Det er de færreste proteiner og peptider som folder seg sammen i riktig konfigurasjon av seg selv og ikke trenger noen kjemiske modifikasjoner av noen slag. Først må formylmetioninet som syntesen startet med fjernes, gjerne sammen med noen overflødige aminosyrer i aminoenden. Tverrforbindelser mellom ulike deler av kjeden kan lages ved å oksydere cystein for å danne disulfidbroer. Noen aminosyrer kan modifiseres for å få fram egenskaper som man ikke får med standardaminosyrene, eller det kan kobles på sukker slik at man får glykoproteiner eller fosfatgrupper slik at man får fosfoproteiner. Mange proteiner må ha et annet molekyl, en prostetisk gruppe bundet til seg for at det skal fungere. Noen proteiner eller peptider må spaltes et eller flere steder for å kunne fungere. F.eks. produseres insulin som en sammenhengende streng som bindes til seg selv med tre disulfidbroer, deretter spaltes det av en løkke slik at det blir to parallelle strenger med disulfidbroer mellom.

Skrapesyke hos sau, kugalskap hos kveg og Creutzfeld-Jacob-syndrom hos mennesker kommer av feilfolding av proteiner. Noen sterkt modifiserte proteiner kan opptre i former som er kjemisk mer stabile enn de som er korrekt foldet. Det antas at hvis et feil foldet protein møter et korrekt, men mindre stabilt av samme slag, kan det syke proteinet påvirke det friske til å omfolde seg slik at det ikke fungerer riktig lenger. På denne måten kan proteinet fungere som en ny type smittestoff som kalles prioner, og spre sykdommen fra dyr til dyr.

Vår verden har vært utsatt for en lang rekke store katastrofer gjennom tidene, og derfor er nesten alle livsformer uhyre opptatt av å skaffe seg så mye genetisk variasjon som mulig for at noen av slekten kanskje skal bli utstyrt for å overleve katastrofen. Selv de enkleste bakterier møtes når de føler for det og har det sikkert godt når de strekker et rør mellom hverandre som de utveksler DNA igjennom. Bakterier har jo det siste århundret vært utsatt for en rekke katastrofer som vi kaller antibiotika, men er visstnok i ferd med å løse problemet. Standardmetoden for flercellede vesener er kjønnet formering, hvor enkeltkromosomer fra det ene individet møter enkeltkromosomer fra det andre og kombineres til et fullt sett kromosompar med egenskaper fra begge foreldrene. Noen livsformer sparer all den energien som går med til dette og bruker den i stedet til å produsere uhorvelig mange kloner av seg selv, for eksempel løvetannplanten, men har til gjengjeld ofte en mekanisme for å produsere uvanlig mange mutanter. Alt dette er basert på rekombinasjon av DNA, som foregår ved at to DNA-kjeder som inneholder tilsvarende (homologe) gener føres sammen, en av strengene i hver kjede kuttes, krysses over og spleises med tilsvarende streng på den andre DNA-kjeden, eller begge strengene kan krysses over. Hvis du f.eks. har arvet gener for gult hår, blå øyne, krokete nese, utholdende muskulatur og blodtype A fra den ene av foreldrene dine og brunt hår, grønne øyne, klumpete nese, rask muskulatur og blodtype B fra den andre, vil kjønnscellene dine gjerne komme til å inneholde anlegg for blå øyne, brunt hår, klumpete nese, utholdende muskulatur og blodtype A eller blå øyne, gult hår, krokete nese, utholdende muskulatur og blodtype B, for eksempel. I dag har vitenskapen lært å ape etter denne teknikken, og bytter gener mellom de forskjelligste organismer etter forgodtbefinnende så snart de mener at de har funnet ut hvordan genet fungerer og hvordan de kan utnytte det. Mer om dette senere.

Løse nukleotider er ikke bare råstoff for DNA- og RNA-produksjon. Som nevnt spiller adenosintrifosfat (ATP) en nøkkelrolle i energiomsetningen ved at difosfatversjonen av molekylet tar opp energi fra energiproduserende prosesser ved å binde et tredje fosfatgruppe (fosforylering) og blir tilgjengelig for å avlevere energien igjen ved hydrolyse (defosforylering) hvis det er behov for den der molekylet tilfeldigvis befinner seg. Men mange andre løse nukleotider spiller også viktige roller i kroppskjemien, alle er ribonukleotider og ikke deoksyribonukleotider. Guanosintrifosfat (GTP) dannes ved fosforylering under sukkerforbrenningen i ett av trinnene i sitronsyresyklusen, det forbrukes på tilsvarende måte under nyproduksjon av sukker, glukoneogenese, samt ved sammenkoblingen av de to delene av ribosomene under proteinsyntesen og brukes til signalforsterking ved synsprosessen. Uridintrifosfat (UTP) brukes til aktivering av molekyler som skal bindes til andre molekyler i diverse synteser. Cytidintrifosfat (CTP) brukes til samme formål under syntese av fosfolipider, hovedbestanddelen av celleveggene.

Syklisk adenosinmonofosfat (cAMP) er et interessant modifisert nukleotid som brukes til en rekke viktige funksjoner i kroppen. En av de viktigste er som forsterkning av signalene fra hormoner som ikke trenger inn i cellene. Disse hormonene fester seg til en hormonreseptor som sitter i cellemembranen og stimulerer enzymet adenylatsyklase som sitter på innsiden av membranen slik at det dannes cAMP inne i cellen. For hvert hormonmolekyl dannes det mange cAMP, slik at effekten forsterkes. cAMP virker generelt ved at det binder seg til spesielle enzymer som er inaktive hvis de ikke er bundet til cAMP. Stimuleringen av adenylatsyklasen skjer når et tredje membranprotein får tilført et molekyl guanosintrifosfat, som så sakte hydrolyseres til difosfatet slik at stimuleringen opphører hvis det ikke kommer et nytt hormonmolekyl til reseptorproteinet. Alkaloidene koffein og theofyllin, som finnes i kaffe og te, virker stimulerende fordi de hemmer fosfodiesterasen, slik at cAMP brytes ned saktere og hormonvirkningene forlenges. Kolerabakterier inneholder et giftstoff som setter GTP-bindingsproteinet ut av funksjon slik at det ikke kan hydrolysere GTP. Dermed opphører ikke stimuleringen av adenylatsyklasen i det hele tatt og det produseres store mengder cAMP i cellen, og slimhinnenecellene i tarmen, som har ionetransport som en av sine oppgaver, slipper ut store mengder natriumioner og vann, slik at kroppen raskt uttørkes.

cAMP finnes også i bakterier, og har tydeligvis en flere milliarder år lang forhistorie som reguleringsmolekyl. Bakteriene lager cAMP når de har brukt opp glukosen sin og må stimulere syntesen av visse proteiner for å utnytte andre energikilder. Den er altså opprinnelig et sultsignal, og brukes også til å stimulere nedbrytning av lagrede polysakkarider i flercellede organismer (f.eks. glykogen i muskler og lever) når hormoner som glukagon og adrenalin melder at det er behov for energi.

cAMP hører til en liten gruppe substanser som brukes til kommunikasjon inne i cellene. Virkningen av mange hormoner og andre stoffer som brukes til kommunikasjon mellom cellene bygger på at de binder seg til et protein på utsiden som fungerer som reseptor. Reseptorproteiner setter så i gang prosesser på innsiden, og hvis den delen av cellen som skal påvirkes ikke er direkte tilgjengelig startes det produksjon av kommunikasjonsstoffer som cAMP. Slike kommunikasjonsmidler kan fungere på to grunnleggende måter, enten ved at de binder seg til mottakerproteinet og endrer form på det, som i muskelceller når kalsium binder seg til troponin C-proteinet slik at de fibrene som det ligger mellom forskyver seg i forhold til hverandre, eller (mer vanlig) ved at de aktiviserer et proteinkinase-enzym, som fosforylerer et protein slik at det endrer form (og dermed funksjon).

Et tilsvarende nukleotid, syklisk guanosinmonofosfat (cGMP), ser ut til å ha liknende funksjoner i synsprosessene. Et par andre slike kommunikasjonsstoffer er inositoltrifosfat og diacylglyseroler, som dannes ved å spalte visse fosfolipider i cellemembranen, og dessuten forskjellige ioner. Inositoltrifosfatet er spesialist på å frigjøre lagret kalsium fra cellenes endoplasmiske nettverk, noe som kan gi opphav til diverse reaksjoner, f.eks. spyttsekresjon, frigjøring av glukose fra leveren eller dannelse av det overflatelaget på eggceller som beskytter egget mot flere sædceller etter befruktningen. Inositoltrifosfatet virker sammen med diacylglyserolet, som holder seg i cellemembranen og aktiviserer enzymet C-kinase, som i sin tur aktiviserer andre proteiner.

Proteiner består som nevnt av kjeder av aminosyrer. Generelt sett er det bare 20 aminosyrer å velge mellom, hver med sine trebokstavers koder i DNA. Illustrasjonen til venstre viser strukturen, navnet, de tre- og enbokstavskodene som er konvensjonelle å bruke når man skal beskrive lengre sekvenser av aminosyrer i proteiner og peptider, samt DNA-kodene. I tillegg til de 61 DNA-kodene på tegningene kommer tre stoppkoder, TAA, TAG og TGA. Dessuten brukes Asx og B som konvensjonell bokstavkode for asparaginsyre eller asparagin når man ikke vil spesifisere akkurat hvilken, og det samme gjelder Glx og Z for glutaminsyre eller glutamin.

Mye av vitsen med aminosyrene er at sidegrenene har forskjellige egenskaper som er avgjørende for oppbygningen og funksjonene til proteinene de er bestanddeler av. De upolare aminosyrene glycin, alanin, valin, leucin, isoleucin, prolin og fenylalanin gjør proteinet vannfrastøtende og fettiltrekkende der hvor de forekommer på overflaten, og har stor betydning for formen og den tredimensjonale oppbygningen av proteinet. Glycin utgjør 1/3 av aminosyrene i kollagen, et seigt bindevevsprotein, og er den eneste som får plass inne i de stramme kveilene det er bygd opp av. Fritt glycin er også et av utgangspunktene for produksjon av porfyriner, det metallbindende molekylet i hemoglobin og klorofyll. Størstedelen av resten av kollagenet består av prolin og hydroksylert prolin.

De andre aminosyrene har polare grupper på sidegrenene og virker vanntiltrekkende og fettavstøtende hvis de forekommer på overflaten, noe de vanligvis gjør. Serin og treonin har alkoholgrupper på sidegrenene og tyrosin har en fenolgruppe. Serinet har særlig viktige funksjoner i fosfoproteiner hvor fosfatgruppene forestres til OH-gruppene i serinet, og i glykoproteiner hvor karbohydrater bindes til disse OH-gruppene. Inngår også i noen fosfolipider hvor den går med til syntesen av sfingosin, som har flere viktige funksjoner i nervesystemets kjemi. Treonin binder også gjerne karbohydrater i glykoproteiner. Som serin foreligger den ofte fosforylert i andre proteiner. Tyrosin er som fri aminosyre utgangspunkt for produksjon av en rekke viktige substanser, bl.a. flere av de viktigste nevrotransmitterne og pigmentstoffet melanin. Albinisme skyldes at kroppen mangler enzymet tyrosinase som omdanner tyrosin til melanin. De tre aromatiske aminosyrene er fenylalanin, tyrosin og tryptofan. Sistnevnte har en purinliknende struktur i sidegrenen og gir den fra seg når det skal lages forbindelser med slik struktur.

De fleste aminosyrer er uladde, men de basiske lysin, arginin og histidin er positivt ladet og de sure asparaginsyre og glutaminsyre er negativt ladet ved normal pH i kroppsvæsker. Denne ladningen spiller en viktig rolle i mange biokjemiske prosesser. Lysin brukes i likhet med cystein til å danne tverrforbindelser mellom peptidkjeder for å strukturere proteinet og gi det styrke. I elastin, et elastisk protein som bygger mange viktige strukturer i kroppen, kobles 4 lysiner i fire forskjellige kjeder sammen til desmosin eller isodesmosin. Den lange sidekjeden i lysin er også nyttig for å koble til aktive grupper i noen enzymer, de aktive grupper har gjerne en karboksylgruppe, gjerne også på en lang sidekjede, den bindes med en amidbinding til aminogruppen i lysinet og enzymet får en lang aktiv (prostetisk) gruppe med god bevegelighet og rekkevidde. Arginin avgir gruppen -NH-C(:NH)-NH₂ når det skal lages urinstoff. Den heterosykliske ringen i histidin kan avgis for produksjon av flere viktige stoffer, og ved dekarboksylering kan den frie aminosyren omdannes til histamin, som spiller en viktig rolle når kroppen reagerer på skader, men også er aktivt i forbindelse med allergier.

Som fri aminosyre er asparaginsyre utgangspunkt for produksjon av pyrimidinbasene thymin, cytosin og uracil, og er med på å gjendanne arginin når den er brukt til å produsere urinstoff. Glutaminsyre finnes i muskelvev og bidrar til å gi kjøttet den karakteristiske smaken. Natriumsaltet utnyttes også som smaksforsterker. Som fri aminosyre brukes den til produksjon av flere forskjellige andre aminosyrer, samt nevrotransmitteren g-aminobutyrat (GABA) eller 4-aminosmørsyre. Asparagin binder karbohydrater i noen glykoproteiner og finnes i store mengder i noen planter, bl.a. asparges. Glutamin kan avgi aminogrupper i biokjemiske synteser og lager tverrforbindelser med lysin i proteinet fibrin når blodet skal klumpe seg.

Cystein har som hovedoppgave å lage tverrforbindelser. Disse er ikke så sterke som de til lysin og glutamin, men har stor betydningen for den tredimensjonale strukturen til proteinet, den er også mye mindre krevende å lage og bryte med en enkel redoksprosess. Metionin har som hovedoppgave å avgi metylgrupper i syntesen. Den frie aminosyren brukes også av mange organismer som startpunkt i proteinsyntesen.

Alle proteiner som lille Emil spiser blir nedbrutt i sine enkelte aminosyrer for bruk til oppbygningen av hans egne proteiner. Men hvis han spiser mer protein enn han trenger, blir aminosyrene brukt i forbrenningen, de kan verken lagres eller utskilles slik de er. Mesteparten av aminogruppene blir omdannet til urinstoff og skilt ut i urinen, mens karbonkjedene blir omdannet slik at de kan gå inn i forbrenningsprosessene. Også fettsyrer og glukose kan lages av aminosyrer.

Nedbrytningen skjer først og fremst i leveren. Aminosyrene mister vanligvis a -aminogruppen sin, den som brukes til å danne peptidbindinger, ved at den overføres til a -ketoglutarat, ^-OOC-CO-CH₂-CH₂-COO^- som er et av mellomproduktene av forbrenningen, og derfor finnes i store mengder. Resultatet er glutamat, ^-OOC-C(NH₂)-CH₂-CH₂-COO^-, og en a -keto-aminosyre. Glutamatet blir så oksydert til a -ketoglutarat igjen og et ammoniumion.

Ammoniumionet kan brukes i organisk syntese, men hvis det ikke er bruk for det blir det omdannet til et stoff som kan skilles ut i urinen. Landpattedyr omdanner det til urinstoff. Fugler og krypdyr som lever på land omdanner det til urinsyre, mens mange vanndyr skiller ut ammonium direkte. Urinstoffproduksjonen skjer i urinstoffsyklusen, et biokjemisk kretsløp hvor urinstoff dannes ved hydrolyse av arginin slik at det dannes ornitin, NH₂CH(CH₂CH₂CH₂NH₂)COOH. Ammonium og karbondioksyd omdannes til karbamoylfosfat, NH₂COPO₄^2- ved hjelp av ATP, og resten av syklusen går ut på å bygge opp arginin av ornitin og karbamoylfosfat. Underveis omdannes også asparaginsyre, NH₂CH(CH₂COOH)COOH til fumarsyre HOOCCH:CHCOOH for å tilføre den tredje aminogruppen i argininet. Fumarsyre omdannes til oksaloeddiksyre, HOOCCOCH₂COOH, i sitronsyresyklusen, der oksygenforbrenningen foregår, og oksaloacetatet blir til asparaginsyre igjen ved å bytte til seg en a -aminogruppe fra en annen aminosyre som skal nedbrytes.

Alle de deaminerte a -ketosyrene omdannes til et produkt som kan gå inn i denne sitronsyresyklusen for at de skal kunne forbrennes. Denne prosessen er et viktig bidrag til effektiviteten av syklusen, siden tilførselen av aminosyrer sikrer at det alltid er rikelig tilgang til mellomproduktene. Av alle mellomproduktene er det faktisk bare sitronsyren selv som ikke kan lages mer eller mindre direkte av en aminosyre. Leucin, lysin, fenylalanin, tyrosin og tryptofan kan gi opphav til aceteddiksyre, CH₃COCH₂COOH, som bundet til koenzym A lett omdannes til to enheter acetyl-koenzym A, som fungerer som den vanlige brennstofftilførselen til syklusen. Isoleucin, leucin og tryptofan kan gi opphav til acetyl-koenzym A direkte. Alanin, glycin, cystein, serin og treonin kan gi pyrodruesyre, CH₃COCOOH, som er det vanligste forstadiet til acetyl-koenzym A. Glutaminsyre, glutamin, histidin, prolin og arginin kan gi a -ketoglutarat, isoleucin, metionin, treonin og valin kan gi ravsyre, HOOCCH₂CH₂COOH, tyrosin, fenylalanin og asparaginsyre kan gi fumarsyre og asparagin og asparaginsyre oksaloeddiksyre, alle bestanddeler av selve syklusen. Flere av aminosyrene opptrer flere steder her fordi de deles opp under omdannelsesprosessen.

Det er karakteristisk for proteiner at de har en veldefinert tredimensjonal struktur. En utstrukket eller tilfeldig sammenfoldet peptidkjede har ingen biologisk funksjon. En fundamental struktur er a-spiralen, med 3,6 aminosyrer pr. omdreining og en avstand på 1,5 Å langs spiralaksen mellom hver aminosyre. Den stabiliseres av hydrogenbindinger mellom NH- og CO-gruppene i peptidbindingene. En slik a-spiral kan danne fibre alene eller flettes sammen i kabler, og den er også et svært vanlig strukturelement i proteiner med mindre regelmessig struktur. Den fungerer bare hvis alle aminosyrene er enten høyre- eller venstredreiende. En annen vanlig periodisk struktur er b -skiktet, hvor aminosyrekjeden er nesten helt rettet ut, med 3,5 Å mellom hver aminosyre, og det kan dannes skikt av slike kjeder som stabiliseres av hydrogenbindinger mellom NH-grupper i en streng og CO-grupper i neste. Her vender annenhver aminosyre NH- og CO-gruppene sine mot en av nabostrengene og annenhver aminosyre mot den andre. Det finnes enkelte proteiner som så å si bare består av ark på ark av slike b -skikt, men viktigere er det at skikt på 2-3 strenger eller deromkring er et hyppig strukturelement i mange proteiner med komplisert struktur. De kan også være koblet til a -spiraler. Som nevnt er disulfidbroer mellom cysteiner viktig for strukturen av proteinet, liksom de sterke koblingene mellom lysin og glutamin. De sistnevnte dannes bare når proteinet allerede stort sett er ferdig konfigurert, men disulfidbroene dannes tidlig og er viktige for selve konfigureringsprosessen. Vanligvis er det den termodynamisk mest stabile konfigurasjonen som er den biologisk aktive, slik at det egentlig er aminosyrerekkefølgen som bestemmer konfigurasjonen og den stort sett dannes av seg selv etter proteinsyntesen. Men det finnes unntak, som nevnt.

En tredje viktig periodisk struktur er kollagenspiralen. Alle flercellede organismer inneholder bindevevsproteinet kollagen, som i pattedyr utgjør mer enn en fjerdedel av alt protein. Kollagenet er den viktigste fiberstrukturen i hud, bein, brusk, sener, blodårer og tenner. Det bidrar også til å dirigere cellene i veksten og holde dem sammen i atskilte enheter og finnes i nesten alle organer. Det er uløselig i vann og danner fibre med høy strekkfasthet. Karakteristisk er også innholdet av noen modifiserte aminosyrer, hydroksyprolin og hydroksylysin. Hydroksylysinet binder karbohydrater i OH-gruppen, ofte disakkaridet laktose.

Alle varianter av kollagen er bygd opp av spiraler uten interne hydrogenbindinger som dannes spontant av kjeder av aminosyrer med store sidegrener, som f.eks. prolin, som det er mye av i kollagen, fordi de store sidegrenene ellers er i veien for hverandre. Her er det nøyaktig 3 aminosyrer pr. omdreining, og 3,12 Å mellom hver aminosyre. Tre slike spiraler kobles sammen til kabler, og disse kablene er også snodd, med nesten 3,3 aminosyrer pr. omdreining og 2,9 Å mellom hver aminosyre. Inne i denne kabelen er det nokså dårlig plass, og for at det skal være mulig å lage den i det hele tatt, har hver av kjedene glycin, den minste av aminosyren, i den posisjonen som vender inn mot de andre kjedene. Alle kollagenvarianter inneholder omtrent 33 % glycin. Strukturen er stabilisert med hydrogenbindinger mellom NH på glycinet og CO på de andre kjedene.

En kollagenstruktur bygges ved at disse kablene legges på rekke med et mellomrom mellom seg, og andre kabler ligger inntil i liknende rekker, men litt forskjøvet slik at de akkurat overlapper mellomrommene i naborekken. Disse mellomrommene danner utgangspunktet når brusk omdannes til bein ved at det krystalliseres ut kalsiumfosfat. Både i bein og andre strukturer blir kollagenet seigere og hardere med tiden ved at det dannes tverrforbindelser. Aminogruppene i lysin oksyderes til aldehyder som så begår aldolkondensasjon med hverandre. Noen ganger kan disse aldolene også reagere med histidin fra andre nabogreiner. Prosessen tar noen tid, og unge individer av de fleste dyr er merkbart mykere og mindre seige enn eldre i konsistensen.

Kollagen er svært motstandsdyktig mot enzymangrep, men enkelte bakterier inneholder enzymer, kollagenaser, som spalter kollagen i småstykker og hjelper dem til å trenge dypt inn i det infiserte vevet. Noen mikroparasitter bruker også slike enzymer til å trenge inn gjennom huden, mens rumpetroll, insektlarver og andre organismer som ødelegger sitt eget vev under utviklingen produserer svært spesialiserte kollagenaser.

Elastin er et annet fiberprotein som utgjør hovedbestanddelen av kroppens elastiske fibre. Det kan strekkes til flere ganger sin opprinnelige lengde og vender raskt tilbake til utgangstilstanden når det slippes igjen. Mesteparten av alt bindevev inneholder elastin sammen med kollagen og polysakkarider. Store mengder er det i blodårer, særlig i aorta like ved hjertet, og i leddbåndene. Gressetere har leddbånd i nakken som er spesielt rike på elastin. Som kollagen har elastin en spiralstruktur med glycin i 1/3 av aminosyreposisjonene og prolin som en tallrik bestanddel. Men elastin inneholder enda færre polare aminosyrer og mange upolare, alifatiske som alanin, valin, leucin og isoleucin. Det er ikke noe hydroksylysin og bare få proliner er modifisert til hydroksyprolin. Strukturen er litt mer komplisert enn i kollagenet. Det finnes lange sekvenser hvor hver femte aminosyre er prolin og andre sekvenser som bare inneholder lysin og alanin. I disse sekvensene dannes det tverrforbindelser mellom to eller fire lysingrener i nabospiraler, trolig bidrar dette til at elastinet mer effektivt vender tilbake til opprinnelig struktur når det er strukket.

Muskler består av parallelle fibre, noen smale og noen brede. De brede består for det meste av proteinet myosin, de smale av proteinene aktin, tropomyosin og troponin. Den ene enden av aktinfibrene er festet til vegger av alfa-aktinin og fibrene strekker seg ut i to retninger fra veggene mens myosinfibrene ligger fritt mellom aktinfibrene. Det er når de myosinfibrene glir inn mellom aktinfibrene at muskelen trekker seg sammen. Myosinet har enzymvirkning og fungerer som en ATPase, d.v.s. de hydrolyserer ATP slik at energien frigjøres. Det er bygd opp som en lang alfa-dobbeltspiral med et hode i enden på hver av enkeltspiralene. Til hvert av hodene er det festet to mindre kjeder. Enzymaktiviteten sitter i hodene og det er også de som binder seg til aktinet i de smale fibrene. I fibrene ligger myosinmolekylene tvunnet i en spiralstruktur slik at det ligger en spiral av myosinhoder ut mot endene mens alfaspiralendene ligger tvunnet rundt hverandre i et "hodeløst" område på 1500 Å i midten. Aktinet består av små kuler på ca. 42 kD, som ligger etter hverandre som perler på en snor, to slike perlekjeder er snodd rundt hverandre i en dobbelt spiralstruktur som gjør en hel omdreining hvert 720. Å. Myosinhodene binder seg spontant til aktin, men sterkere til ATP, så hvis det er ATP til stede skiller de seg fra hverandre. Når myosinhodet har bundet ATP ligger det skrått i forhold til aktinkjeden. Men etter hydrolysen har det skiftet retning og står vinkelrett på aktinkjeden. Hydrolyseproduktene (ADP og fosfat), er fremdeles festet til hodet, men hindrer ikke at det bindes til aktin lenger. Når myosinhodet er bundet til aktinkjeden igjen, frigjøres produktene, og hydrolyseenergien som har vært lagret i myosinet gjør hodet istand til å vri seg på skrå igjen slik at myosinfiberen trekkes inn mellom aktinkjedene, og så kan et nytt ATP bindes og det begynner igjen. Noen av myosinhodene befinner seg utenfor aktinkjedene når muskelen er helt utstrakt, og muskelen blir derfor sterkere når den trekker seg sammen inntil alle er innenfor og kraften ikke kan øke lenger. Hver gang et ATP forbrukes blir kjedene forskjøvet ca. 50 Å i forhold til hverandre. En myosinfiber har ett til flere hundre hoder og en vanlig sammentrekning bruker 40 eller flere slike ATP-hydrolysesykluser, så en eneste fiber forbruker minst 4000 ATP på en eneste sammentrekning. Muskelbruk er den mest energikrevende av alle biologiske prosesser, og et menneske som er i hardt fysisk arbeid bruker mer enn 80 % av sine energiressurser til muskelsammentrekningene. Alle andre livsprosesser må nøye seg med de øvrige knappe 20.

Myosinet trenger magnesiumioner for å gjennomføre denne hydrolysesyklusen. Men for å regulere hele muskelsystemet trengs kalsiumioner. Tropomyosin er et dobbelt alfaspiralsnodd protein som når muskelen er avslappet ligger rundt aktinkjedene og er kjemisk bundet til aktin-myosinbindingspunktene. Hver tropomyosintråd er ca. 385 Å lang og de enkelte trådene bindes sammen av et troponin-kompleks, som består av tre globulære proteiner. Når et av disse proteinene (troponin C) opptar et kalsiumion trekker komplekset seg sammen slik at tropomyosintrådene strammes, trekkes bort fra bindingspunktene og inn i furene mellom de to spiralsnodde perlekjedene av aktin, slik at aktinet igjen kan bindes til myosin. I hvilende muskler ligger kalsiumet gjemt i det sarkoplasmiske nettverket, som omgir fiberbuntene. Ved hjelp av en pumpe som drives av ATP (også hvilende muskler bruker energi) senkes Ca-konsentrasjonen til 0,000001 M utenfor nettverket, mens den heves til 0,001 M der inne. Kalsiumionene bindes til et surt protein som kalles kalsekvestrin og kan binde opptil 40 kalsiumioner. Vanligvis er det en spenningsforskjell på 75 mV mellom ytter- og innersiden av yttermembranen til en muskelcelle. Men når det kommer en nerveimpuls til muskelen blir yttermembranen avpolarisert, og dette forplanter seg gjennom rør som går tvers gjennom det sarkoplasmiske nettverket og slipper fri kalsiumionene slik at de kan trekke bort troponinet og myosinet begynner på hydrolysesyklusen, binde, vri, slippe, binde, vri, slippe...

ATP-innholdet i muskler holder bare til en brøkdel av et sekunds arbeid. Derfor inneholder musklene til virveldyr et reservoar av fosfokreatin, hvor fosfatbindingen er enda mer energirik enn i ATP og fosfatgruppen kan overføres til det ADP som er igjen etter ATPene av enzymet kreatinkinase. Noen virvelløse dyr bruker den liknende forbindelsen fosfoarginin i stedet. Dermed kan man arbeide intenst i et 20-talls sekunder eller mer. Ikke få sprintere og mellomdistanseløpere spiser kreatin, selv om det ikke er bevist at det hjelper noe. Men når fosfokreatinet er i ferd med å brukes opp synker ATP-konsentrasjonen og konsentrasjonen av ADP og AMP (adenosinmonofosfat, som dannes når to ADP slås sammen og gir ett ATP og ett AMP) samt fritt fosfat stiger. Dette er et signal til å starte opp sukkerforbrenningen og øke oksygeninntaket. Rødt kjøtt er farget av myoglobin, som binder oksygen, og cytokrom, som katalyserer oksydasjonen, og er mer aerobt enn det hvite kjøttet, som inneholder mindre av disse proteinene.

Også andre celler med bevegelige strukturer som f.eks. hvite blodlegemer, flimmerhåret i tarmene og fosterceller på vandring til sine bestemmelsessteder bruker aktin og myosin. Aktinet i primitive encellede dyr som slimsopper er også forbløffende likt muskelaktinet hos virveldyrene, så dette proteinet er tydeligvis svært motstandsdyktig mot evolusjon. Denne bevegelsesmekanismen må ha oppstått tidlig og blitt det universelle midlet til bevegelse for eukaryotiske dyr og bare blitt videreutviklet og vokst seg større med de voksende dyrene. Den finstemte og følsomme muskelmekanikken til pattedyr og fugler bygger på de samme reaksjonene mellom aktin og myosin som de eldste soppdyrene og ormene brukte for 2 milliarder år siden. Aktinet utgjør en vesentlig andel av proteinet i alle dyreceller og spiller en viktig rolle for strukturstabiliteten foruten at de gjør cellen i stand til å utføre bevegelser, enten ved hjelp av myosin eller ved at aktintråder festes til yttermembranene og andre strukturer i cellen og løsnes igjen i en syklus. Planter har ikke muskler, men de bruker aktin til å forme celler i vekst. Prokaryotene, de kjerneløse cellene, har ikke aktin eller myosin.

En annen type tråder som spiller en liknende rolle er såkalte mikrotubuler, som består av proteinene alfa- og beta-tubulin. De har en diameter på ca. 240 Å, betydelig mer enn aktintrådene (70 Å). De er også hule, og er bygd opp som en tett spiral av avvekslende alfa- og betaenheter. Mikrotubuler er viktige for celledelingen, siden de brukes til å dra de kopierte kromosomene fra hverandre, men også i andre tilfelle der indre bestanddeler av cellen trenger å flyttes brukes mikrotubuler, f.eks. ved en del kjemiske produksjonsprosesser der det først lages en sekk kjemikalier som så skal slippes ut i omgivelsene. Mikrotubuler er også hovedbestanddelen av cilier og flageller hos kjerneceller, hårliknende utvekster som brukes av mange celler til diverse formål. Ciliene er en slags årer som beveger en væskestrøm forbi en celle og bl.a. vifter urenheter ut av lungene. Flageller brukes av frie celler som spermier og protozoer til fremdriftsmiddel. Cilier og flageller har identisk indre struktur hos alle levende vesener med kjerner i cellene. De består av et sentralt par mikrotubuler omgitt av 9 par sammenvokste tubuler, hvor den ene, subfiber A, har et helt rundt tverrsnitt mens den andre (B) sitter utenpå på den ene siden av A. På den andre siden sitter det et enzym, en ATPase, som spalter ATP og får fibrene til å forskyve seg i forhold til hverandre, slik at strukturen bøyes.

Membranproteiner ligger nedsenket i cellevegger og andre membraner i cellene. De er globulære proteiner og konstruert slik at når de er riktig sammenfoldet vil den delen som er inne i membranen ha en stor del upolare, vannavstøtende aminosyrer på overflaten, mens den delen som skal stikke ut, enten på den ene eller begge sider av membranen, vil ha en stor del polare, vanntiltrekkende aminosyrer. Hvis proteinet kommer ut av stilling og får litt av den vannavstøtende delen ut i vannet eller omvendt, vil den på grunn av frastøtingen automatisk regulere seg på plass igjen. Membranproteiner kan danne åpning mot omverdenen, kan pumpe molekyler eller ioner ut og inn av cellen, kan reagere på fysiske impulser eller bestemte molekyler i omgivelsene, kan overføre energi eller ha enzymfunksjon. Mange av dem er glykoproteiner, hvor aminosyrene serin, treonin eller asparagin er bundet til et eller flere sukkermolekyler, vanligvis glykosidene N-acetylglukosamin eller N-acetylgalaktosamin. Sukkermolekylene befinner seg alltid på den ytre overflaten og hjelper proteinene til å holde seg på plass med sin sterke tiltrekning til vannet i omgivelsene. De spiller også sannsynligvis en viss rolle for immunsystemets gjenkjennelsesfunksjoner ettersom det er mulig å oppnå vide variasjoner i sammensetningen av sukkerkjedene.

En av de viktigste oppgavene for membranproteinene er transport av en del substanser ut og inn av cellene. Det foregår mye slik transport, også uten hjelp av membranproteinene. Transportprosessene regulerer cellevolumet og den indre surhetsgraden og ionesammensetningen til et gunstig nivå for enzymaktiviteten, de trekker inn brennstoff og byggesteiner fra omgivelsene og kaster ut uønskede, giftige substanser, de setter opp potensialforskjeller som gjør nerve- og muskelceller følsomme for impulser. De fleste dyreceller inneholder mer kalium og mindre natrium enn omgivelsene. Denne ionegradienten settes opp av et aktivt pumpesystem som drives ved hydrolyse av ATP. Gradienten er svært viktig for livsfunksjonene, den regulerer cellevolumet, gjør nerve- og muskelceller følsomme for elektriske impulser og er viktige for transporten av sukker og aminosyrer inn og ut av cellene. Av ATP-forbruket til et hvilende dyr (eller menneske) går faktisk mer enn en 1/3 til denne pumpefunksjonen. Pumpemekanismen består av proteiner som ligger i membranen og stikker ut på begge sider av den, og den virker ved at proteinet binder ATP i en bestemt asparaginsyre på utsiden i nærvær av magnesium og tre natriumioner. Proteinet har enzymatisk hydrolytisk virkning på ATP og bruker trolig energien som frigjøres ved hydrolysen til å forandre form slik at det lukker seg om ionene og åpner seg igjen på innsiden av membranen. Den avhydrolyserte fosfatgruppen er fremdeles bundet til proteinet, men avspaltes i nærvær av to kaliumioner, og energigevinsten ved denne hydrolysen får proteinet til å lukke seg om kaliumionene og ta tilbake sin opprinnelige form med åpning på utsiden. Det virker hemmende på mekanismen hvis det er femverdig vanadium i form av vanadat inne i cellen, fordi vanadatet konkurrerer ut fosfatet som det likner i fasongen, men er vanskeligere å spalte av. Visse steroider som finnes i planteverdenen har en umettet fematomers karbon-oksygenring som er avledet av krotonsyre, CH₃CH:CHCOOH, og hemmer pumpen når de binder seg til utsiden. Flere av dem, som bl.a. omfatter digitalis-gruppen, brukes til hjertemedisin, når pumpen hemmes øker natriumkonsentrasjonen i cellene og kalsium følger etter, slik at alle muskler virker kraftigere, sterkere hjerteslag er den vesentlige fordelen for pasientene. Musklenes kalsiumlager (det sarkoplasmiske nettverket) pumper inn kalsiumioner med en ATP-drevet pumpe som fungerer etter samme prinsipp som Na-K-pumpen.

En slik Na-K-pumpe brukes ved transport av glukose og aminosyrer inn i dyreceller. Den pumper ut natriumioner slik at det oppstår et osmotisk trykk og nye natriumioner slipper inn gjennom spesialiserte porter andre steder på cellen i følge med sukkeret eller aminosyrene. En liknende mekanisme pumper kloridioner i tynntarmen. Bakterier bruker et liknende system for å pumpe inn sukker og andre nyttige molekyler gjennom membranen. Her er vanligvis pumpemekanismen en "protonpumpe", som ved hjelp av elektrontransporten i åndingssystemet er i stand til å pumpe ut protoner eller riktigere hydroniumioner (H₃O⁺), slik at pH inne i cellen faller og den får en indre negativ ladning. Dette trekker hydroniumioner inn igjen gjennom spesialiserte proteiner som samtidig tar inn sukkermolekyler og gjerne fosforylerer dem for å hindre at de slipper ut gjennom cellemembranen igjen.

Membranproteiner brukes også til å formidle kommunikasjon mellom celler. Noen bakterier og også mitokondrier og kloroplaster i flercellede dyr og planter har kanaler gjennom membranen laget av proteinet porin, som slipper molekyler med diameter mindre enn 10 Å igjennom. Mange celler står i forbindelse med naboceller gjennom porter som er laget av 6 proteinbunter og kan åpnes og lukker ved at de vris i forhold til hverandre. Tydeligvis kan de lukkes ved å binde kalsiumioner, for de er åpne når kalsiumkonsentrasjonen er under 0,0000001 M og helt lukket når den er over 0,00005 M. Gjennom slike kanaler kan ioner og polare molekyler på under ca. 1 kD ferdes fritt mellom cellene, mens proteiner, nukleinsyrer og polysakkarider er for store. Slike porter er viktige i celler som skal arbeide synkront, f.eks. i hjertemuskulaturen, og for ernæringen av celler som ikke har en blodåre i nærheten, som f.eks. i knokkelvev og øyelinser.

En type celler som kommuniserer på en mer indirekte måte er nervecellene. De leder elektriske signaler gjennom nevronene sine og overfører signalet gjennom synapser med andre nerveceller i endene av nevronene, eller til andre celler, f.eks. muskelceller, eller de kan motta signaler fra sanseceller. Nevronene eller nerveutløperne er beskyttet og isolert fra omverdenen av membranskikt som kalles myelin og er tvunnet rundt nevronet i flerfoldige lag. En nerveimpuls starter når membranen til en nervecelle blir avpolarisert på et mottakersted, som kan være en synapse eller en kobling til en sansecelle. Denne elektriske begivenheten føres videre langs nevronet ved hjelp av Na-K-pumper, som i hviletilstanden er langt mer åpne for K⁺-ioner enn for Na⁺-ioner og holder potensialet over membranen rundt -60 mV, som er nær verdien på -75 mV som hadde vært potensialet hvis membranen bare hadde vært åpen for K⁺, mens en membran som bare er åpen for Na⁺ har et potensiale på +30 mV. Potensialendringen fra den første avpolariseringen forplanter seg av seg selv til nærmeste Na-K-pumpe, og når potensialet der har gått ned til -40 mV reagerer den ved å å