Lösungen, Stoffmengen und Konzentrationen

12 Lösungen, Stoffmengen und Konzentrationen Lösungen sind homogene Mischungen reiner Stoffe, aber umgekehrt sind nicht alle homogenen Mischungen echte Lösungen. Echte Lösungen weisen nur zum Teil die Kennzeichen ihrer Bestandteile auf, zum anderen aber auch völlig neue, emergente Eigenschaften. Löst man zum Beispiel pulverfein gemahlenen Gips CaSO 4 2 H 2 O in Wasser, dann geht die pulverförmige Beschaffenheit und der feste Aggregatzustand des Gipses verloren. Auch erscheint er nicht mehr weiß. Das Wasser als Lösemittel erhält ebenfalls neue Eigenschaften. Dichte, Wasserhärte, Leitfähigkeit, Siede- und Gefrierpunkt sowie osmotischer Wert, und damit ändert sich auch seine Verträglichkeit für Pflanzen. Salz-Ionen und polare organische Verbindungen bilden beim Lösen mit den Dipol-Molekülen des Wassers Hydrathüllen. Beim Lösen von Ammoniumchlorid NH 4 Cl oder Soda Na 2 CO 3 10 H 2 O in Wasser ändert sich auch der ph-wert deutlich. Beim Lösen eines Salzes kann sich auch die Temperatur des Wassers ändern. Löst man wasserfreies farbloses Kupfersulfat CuSO 4 in Wasser, dann steigt die Temperatur, löst man aber blaues hydratisiertes Kupfersulfathydrat CuSO 4 5 H 2 O in Wasser, dann sinkt sie. Daraus ist ersichtlich, dass mit dem Lösungsvorgang auch chemischphysikalische Vorgänge und Veränderungen wie die Hydratbildung einhergehen können. Salze sind nicht in beliebigen Mengen in Wasser löslich. So kann man beispielsweise Gips nicht unbegrenzt in Wasser lösen. Die Löslichkeit liegt bei etwa 2,6 g L 1. Magnesiumsulfat MgSO 4 ist etwa 90 mal besser in Wasser löslich als Gips. Gips geht in Wasser jedoch rund 100 mal besser in Lösung als Carbonatkalk (Calciumcarbonat) CaCO 3. 12.1 Kolligative Eigenschaften Die physikochemischen Eigenschaften einer Lösung bezeichnet man als kolligativ (von lat. colligare = verbinden). Dazu gehören Dampfdruck, osmotischer Druck, die Gefrierpunkterniedrigung und die Siedepunkterhöhung. Diese Eigenschaften sind nur von der Teilchenzahl, nicht aber von der Art der Teilchen abhängt. Für die kolligativen Eigenschaften ist nicht

126 12 Lösungen, Stoffmengen und Konzentrationen entscheidend, ob die gelösten Stoffe eine oder mehrere Ladungen tragen oder als organische Stoffe insgesamt überhaupt nicht geladen sind. Wichtig ist im Falle des idealen Verhaltens einer Substanz in einer Lösung der van t Hoff-Faktor und dass die gelösten Substanzen das chemische Potenzial des Lösungsmittels verringern. In der Physikalischen Chemie bezeichnet der van t Hoff-Faktor i das Verhältnis der Stoffmenge eines gelösten Stoffes (= Soluts) in einer wässrigen Lösung zur Stoffmenge des ursprünglich zugegebenen festen Ausgangsstoffs. Der Faktor ist damit ein Maß für die Löslichkeit und somit dafür, wie gut oder vollständig sich ein Stoff in Wasser löst, und insbesondere dafür, wie viele Teilchen sich danach in Lösung befinden. 12.2 Solvatation Unter Solvatation versteht man die Anlagerung von Lösemittel-Molekülen an gelöste Stoffe. Metall-Ionen bilden dabei Komplex-Ionen, die man Hydratkomplexe nennt. Mitunter gehen mit der Bildung von Hydratkomplexen markante Farbwechsel einher: Nur das hydratisierte Kupfer-Ion Cu 2+ ist blau, nur das hydratisierte Eisen-Ion Fe 3+ gelb gefärbt. Die Empfängerflüssigkeit ist das Lösemittel (Solvens, früher üblicherweise Lösungsmittel genannt), der hierin gelöste Stoff ist das Solut. Das fertige Gemisch wird als Lösung bezeichnet. Der gesamte Lösevorgang wird Solvatation (Solvatierung) genannt (vgl. Abb. 12-1). Das Lösemittel ist immer diejenige Substanz, die in größerer Menge vorliegt. Zwischen dem Lösemittel und dem Solut kommt es im Allgemeinen nicht zu einer chemischen Reaktion. Die einzelnen Komponenten des Gemisches lassen sich daher durch physikalische oder chemische Verfahren in ihre ursprüngliche Form zurückführen. Durch Verdampfung kann man beispielsweise aus einer Lösung sowohl das Wasser als auch das gelöste Salz zurückgewinnen (vgl. Kapitel 14). Allerdings kann im kristallin anfallenden (= auskristallisierten) Salz ein definierter Rest des Wassers als Kristallwasser in Form der entsprechenden Hydrate erhalten bleiben wie bei CuSO 4 5 H 2 O oder bei CaCl 2 6 H 2 O. Beim Ansetzen von Lösungen muss dieses in der Substanz gegebenenfalls vorhandene Kristallwasser auf jeden Fall berücksichtigt werden. So müssen demnach nicht nur 110 g CaCl 2, sondern 110 g CaCl 2 + 108 g H 2 O = 218 g CaCl 2 6 H 2 O abgewogen und in 1 L Wasser gelöst werden, wenn man eine Lösung der Stoffmengenkonzentration c(cacl 2 6 H 2 O) = 1 mol L 1 ansetzen will.

12.3 Lösemittelklassen 127 + Solut Lösemittel Lösung Solut Solvatation Lösemittel Lösung Abb. 12-1. Komponenten einer Lösung 12.3 Lösemittelklassen Schon die Alltagserfahrung zeigt, dass sich Stoffe nicht in jeder beliebigen Substanz lösen lassen. Das erklärt unter anderem die schwimmenden Fettaugen auf der Suppe oder die Tatsache, dass man Benzin nicht mit Wasser verdünnen kann. So gibt es Lösemittel für Fette und andere für Zucker oder Salze. Die Verbindung aus Solut und Lösemittel ergibt immer ein homogenes stabiles Gemisch. Die Kenntnis der bei der Solvatation wirkenden zwischenmolekularen physikalischen Anziehungskräfte ist für das Verständnis der Lösungen unerlässlich. Es handelt sich dabei um elektromagnetische Kräfte, die sich mit der Wirkung kleinster Magneten vergleichen lassen. Hervorgerufen werden diese Kräfte durch bewegte Elektronen. Die Wirkung ist analog derjenigen von Elektromagneten. Ein Molekül ist nichts anderes als ein Teilchen, das aus zwei oder mehreren zusammenhängenden Atomen besteht.

128 12 Lösungen, Stoffmengen und Konzentrationen Aus praktischen Gründen unterscheidet man zwischen anorganischen (Wasser, Säuren, Laugen) und organischen Lösemitteln (Aceton, Chloroform, Ethanol, Tetrachlorkohlenstoff, Benzol), die sich jeweils in ihrer Polarität erheblich voneinander unterscheiden (vgl. Tabelle 12-1). Apolare Lösemittel Ein Wasserstoffmolekül H 2 oder ein Kohlenwasserstoffmolekül vom Typ des n-hexans wird von solchen intramolekularen Kräften zusammengehalten. Hexan kann jedoch Fett lösen. Das heißt, es bilden sich intermolekulare Kräfte zwischen Hexan und Fett aus, die allerdings viel schwächer sind als die intramolekularen Kräfte, die das Molekül zusammenhalten. H H H H I H I H I I C I C I C H H C I C I C I I H I H I H H H H Abb. 12-2. Komplette und vereinfachte Strukturformel von n-hexan Abbildung 12-2 zeigt die Strukturformel von n-hexan (n steht für normal, d.h. linear und nicht verzweigt) mit seinen 6 Kohlenstoff- und 14 Wasserstoffatomen. Die Formel kann auch in Form einer abgeflachten Zickzacklinie dargestellt werden, wobei sich die Kohlenstoffatome an den jeweiligen Umkehrpunkten befinden. Stellt man das Molekül in Form eines Kalottenmodells dar (Abb. 12-3), lässt sich eine auffallend homogene Verteilung der Elektronen als elektrische Ladungsträger entlang des Moleküls verstehen. Ein solches Molekül bezeichnet man als apolar oder unpolar (vgl. Tabelle 12-1). Abb. 12-3. Kalottenmodell von n-hexan (links) und eines längerkettigen Kohlenwasserstoffs (rechts) Diese besondere Struktur einer Kohlenwasserstoffkette ist mit derjenigen anderer Ketten und insbesondere mit dem molekularen Aufbau von Ölen und Fetten direkt vergleichbar. Die Viskosität steigt jeweils mit zunehmender Länge der Kohlenwasserstoffkette.

13 Stoffe trennen In der Natur kommen die Stoffe selten als Reinsubstanzen vor. Vielmehr bilden sie durch Vermischung homogene oder heterogene Systeme. Substanzen, die man mit physikalischen Trennmethoden wieder in ihre Ausgangsstoffe (Komponenten) trennen kann, nennt man Gemische (Tabelle 13-1). Sie können homogen (einphasig) oder heterogen (mehrphasig) sein: Tabelle 13-1. Stoffmischungen verschiedener Aggregatzustände System Komponenten Zustand Typ Beispiel fest flüssig gasförmig fest/fest flüssig/fest homogen Legierung Glas heterogen Gemenge Gartenerde homogen Gel Trenngel heterogen Teig Paste gasförmig/fest heterogen Hartschaum Siedestein flüssig/fest flüssig/flüssig gasförmig/flüssig homogen Lösung Honig heterogen Suspension Schlamm homogen Lösung Ethanol in Wasser heterogen Emulsion Milch homogen Lösung Salzsäure heterogen Schaum Sahne fest/gasförmig heterogen Aerosol Rauch flüssig/gasförmig heterogen Aerosol Nebel gasförmig/gasförmig homogen Gasgemisch Luft Bei homogenen Gemischen lassen sich die Bestandteile auch bei mikroskopischer Analyse nicht erkennen. Heterogene Gemische sind dagegen fallweise schon mit dem bloßen Auge als solche erkennbar. Sofern eine Stofftrennung mit physikalischen Methoden nicht möglich ist, spricht man von reinen Stoffen, die grundsätzlich einphasig sind.

148 13 Stoffe trennen Die schon lange tradierte lateinische Sentenz Corpora non agunt nisi soluta (die Stoffe reagieren nur, wenn sie gelöst sind) gilt streng genommen nur im physiologisch-biochemischen Kontext. Im Labor und in der Natur sind chemische Reaktionen beispielsweise auch zwischen Feststoffen, zwischen Feststoffen und zwischen Gasen untereinander möglich. Zu den Routineaufgaben im Labor gehört es, Stoffe aus Gemengen und/oder Gemischen für analytische oder präparative Zwecke zu entfernen oder in hochreiner Form zu isolieren. Für solche Stofftrennungen sind zahlreiche Verfahren entwickelt worden, von denen dieses Kapitel nur einige Basistechniken auswahlweise vorstellen kann. Einen orientierenden Überblick über die verschiedenen Verfahren bietet die nachfolgende Tabelle 13-2: Tabelle 13-2. Trennverfahren in Chemie und Biochemie (Auswahl) Ausgangsgemisch optionales Trennverfahren behandelt in gelöste Feststoffe (fraktionierte) Fällung Abschnitt 13.1 Abdampfen / Einengen Abschnitt 13.1 Gel-Filtration Chromatographie Kapitel 15 Elektrophorese Kapitel 15 suspendierte Feststoffe Lösemittelgemische Vakuumdestillation Abschnitt 13.3 Gefriertrocknung Abschnitt 13.1 Kristallisieren Filtration Abschnitt 13.2 Zentrifugation Kapitel 14 (fraktionierte) Destillation Abschnitt 13.3 Ausschütteln Abschnitt 13.4 Ausfrieren

13.1 Fällung 149 13.1 Fällung Die Fällung, fallweise auch Ausfällung, Ausflockung, Koagulation oder Präzipitation genannt, hat die Überführung eines gelösten Stoffes in eine möglichst schwerlösliche Verbindung zum Ziel: Die Lösung wird dabei mit einer geeigneten Reagenzlösung (Fällungsreagenz) im leichten Überschuss so versetzt, dass eine quantitative Entfernung der zu gewinnenden Substanz aus der Lösung erfolgt. Die ausgefällte Substanz nennt man Niederschlag oder Präzipitat. Fällungsreaktionen gelingen nicht mit allen Stoffen. Sie sind im Allgemeinen möglich mit Ionen, die neben leicht- auch schwerlösliche Verbindungen eingehen. Ein Beispiel ist die Fällung von Sulfat-Ionen SO 4 2 aus einer Lösung von Natriumsulfat Na 2 SO 4 mithilfe von Bariumchlorid BaCl 2 : 2 Na + + SO 4 2 + Ba 2+ + 2 Cl BaSO 4 + [2 NaCl] [Gl. 13-1] Mit dem senkrecht nach unten weisenden Pfeil in Gleichung 13-1 deutet man in Reaktionsgleichungen an, dass die so markierte Verbindung den Niederschlag bzw. das Präzipitat liefert, während die übrigen aufgeführten Komponenten in Lösung bleiben. Für anschließende quantitative Bestimmungen wird der Niederschlag durch Filtration (Abschnitt 13.2) oder Zentrifugation (vgl. Kapitel 14) von der Lösung abgetrennt. Soll aus dieser Lösung das Natriumchlorid NaCl zurückgewonnen werden, führt der Weg nicht über eine erneute Fällung, da im vorliegenden Beispiel schwerlösliche Na-Salze fehlen, sondern wie in allen ähnlichen Fällen über das Abdampfen des Lösemittels Wasser. Auch gelöste Makromoleküle lassen sich durch Fällung anreichern. Proteine bleiben so lange in Lösung, wie ihre geladenen Oberflächen mit den Molekülen des Lösemittels in Wechselwirkung stehen und beispielsweise Hydrathüllen ausbilden können. Unterbindet man diese Wechselwirkung, reagieren die Proteinmoleküle untereinander oder zumindest intramolekular und bilden große, unlösliche Aggregate mit stark veränderter Raumstruktur (Konformation). Zur Proteinfällung kann man daher alle Verfahren einsetzen, welche die Hydrathülle angreifen, beispielsweise anorganische Salze oder bestimmte organische Lösemittel wie Ethanol. In biochemischen Anwendungen werden Enzymproteine aus Rohextrakten meist durch Zugabe von Ammoniumsulfat (NH 4 ) 2 SO 4 ausgefällt bzw. ausgesalzen, wobei Menge und Geschwindigkeit der Salzzugabe vom jeweiligen Protein abhängt und eigens ausgetestet werden muss. Nur bei schonender, schrittweise erfolgender (fraktionierter) (NH 4 ) 2 SO 4 -Zugabe wird eine irreversible Denaturierung mit komplettem Funktionsverlust verhindert.

150 13 Stoffe trennen Eine in der Biochemie häufig eingesetzte Methode zur Entfernung von Salzen oder anderer Komponenten relativ niederer Molekularmassen aus einer Protein-Lösung ist die Dialyse. Dazu wird die Protein-Lösung in einen Dialysierschlauch gefüllt, der in ein großes Volumen einer kalten Puffer-Lösung mit geringer Ionenstärke eintaucht. Das Schlauchmaterial ist semipermeabel (semiselektiv) und lässt nur Moleküle oder Ionen niedriger Molekularmasse, nicht jedoch die Proteinmoleküle passieren. Bei der bereits oben erwähnten Methode des Abdampfens wird das Lösemittel aus einer Lösung entfernt, wobei der gelöste Stoff eventuell in kristalliner (kristallisierter) Form anfällt. Mehrfaches Auflösen und erneutes Rekristallisieren lässt sich auch dann einsetzen, wenn ein bestimmter Stoff in besonders reiner Form gewonnen werden soll. Da die Verdampfung eines Lösemittels zwar durch Temperatur beschleunigt werden kann, aber eine stärkere Erwärmung bei thermolabilen Biomolekülen eventuell schädigend wirkt, bietet sich als Alternative die weitaus schonendere Gefriertrocknung oder Lyophilisation an: Die eingefrorene Lösung wird in kleinen Rundkolben oder anderen geeigneten Glasgefäßen an eine Vakuumpumpe angeschlossen. Unter Vakuumbedingungen geht das gefrorene Wasser aus der Probe durch Sublimation direkt in den gasförmigen Zustand über und wird aus dem Probenraum durch die Pumpe abgeführt. Die Gefriertrocknung biologischer Materialien setzt man auch bei der Probenaufbereitung für die Elektronenmikroskopie ein. Das Gegenteil einer Osmose ist die Umkehrosmose. Hierbei wird das Lösemittel (Solvens, vgl. Kapitel 12.2) durch eine semipermeable (semiselektive) Membran unter stark erhöhtem Druck von seinem gelösten Stoff (Solut) getrennt: Die Lösemittelmoleküle passieren druckabhängig die Membranzwischenräume, während das Solut gleichzeitig aufkonzentriert wird. Die aufzuwendenden Drucke betragen meist das Doppelte des osmotischen Druckes in der Ausgangslösung. Bei der Meerwasserentsalzung arbeitet man gewöhnlich bei 60 80 bar. Ein weiteres wichtiges Anwendungsgebiet ist die Gewinnung von Reinstwasser für medizinische Zwecke oder die Aufkonzentrierung von Traubenmost bei der Weinbereitung. 13.2 Filtration Bei der Filtration durchläuft ein Stoffgemisch einen Filter, dessen Porengröße im Allgemeinen kleiner ist als die Partikeln, die er zurückhalten soll. Ein häufig verwendetes Filtermaterial beim Filtrieren unter Normaldruck sind Papierfilter. Schwarzbandfilter zeichnen sich durch eine relativ große

17 Photometrieren Die Spektroskopie, auch Spektralphotometrie, Spektrophotometrie oder einfach nur Photometrie genannt, umfasst eine Anzahl experimenteller Messverfahren, die generell die Wechselwirkung elektromagnetischer Strahlung mit Materie nutzen. Diese quantifizierenden Verfahren haben eine überragende Bedeutung nicht nur in der naturwissenschaftlichen Forschung, sondern auch in der täglichen Praxis von Kontrolllabors. Sie gestatten nämlich einerseits die Identifizierung von Stoffen in einer Lösung anhand von charakteristischen Absorptionsspektren, ermöglichen aber auch eine exakte Bestimmung der Konzentration eines gelösten Stoffes. Bei der Spektroskopie wird das Licht einer definierten Lichtquelle in ein Spektrum zerlegt (Farbzerlegung). Stoffe, die spektral untersucht werden sollen, setzt man einer bestimmten Lichtqualität (= Farbe, d.h. einer bestimmten Wellenlänge λ aus. Aus dem Absorptions- bzw. Extinktionsverhalten lassen sich wichtige Rückschlüsse auf die Qualität oder die Quantität bestimmter zu untersuchender Stoffe ziehen. Spektroskopische Methoden sind wichtige Analyseverfahren der Physik, Chemie und Biochemie. Sie finden zudem in der Astronomie Anwendung, weil das Licht von Himmelskörpern bemerkenswerte Rückschlüsse auf die Eigenschaften von Lichtemittenten im Weltall erlaubt. Spektroskopische Untersuchungen waren auch entscheidend wichtig für die Aufklärung des Schalenaufbaus der Atome und die Entwicklung der Quantenmechanik. Pioniere der Spektroskopie waren Gustav Kirchhoff (1824 1887) und Robert Bunsen (1811 1899), die 1859 in Heidelberg entdeckten, dass verschiedene chemische Elemente die Flamme eines Gasbrenners in charakteristischer Weise färben. Joseph von Fraunhofer (1787 1826) hatte bereits 1814 im Spektrum des Sonnenlichtes zahlreiche dunkle Linien entdeckt, die man später nach ihm als Fraunhofer sche Linien bezeichnete. Er konnte dieses Phänomen aber nicht genauer erklären, weil die notwendigen Kenntnisse des Atombaus und der Vorgänge bei der Absorption und Emission von Licht noch nicht verfügbar waren. Bei der Wechselwirkung von Strahlung und Materie unterscheidet man unter anderem die folgenden Möglichkeiten:

190 17 Photometrieren Elastische Streuung: Man beobachtet nur eine Impulsänderung der Photonen. Beispiele sind die Beugung von Röntgen-, Elektronen- und Neutronenstrahlung. Inelastische Streuung: Resonante Absorption und Emission von Photonen bzw. Lichtquanten. 17.1 Spektroskopie und Photometrie Im Allgemeinen verwendet man die Bezeichnung Spektroskopie auch für die Messung der Energieverteilung von Gamma-Strahlen oder Strahlung von Teilchen wie Alpha- und Beta-Strahlen oder von freien Neutronen. Spektroskopie bzw. Photometrie im engeren Sinn bezieht sich dagegen überwiegend auf die Untersuchung, bei welchen Frequenzen bzw. Wellenlängen eine bestimmte Substanz Energie in Form von Lichtquanten bzw. elektromagnetischen Wellen aufnehmen (absorbieren) oder abgeben (emittieren) kann. Die Energie eines Lichtquants oder die entsprechende Frequenz einer elektromagnetischen Welle lässt sich mit der Energiedifferenz zweier quantenmechanischer Zustände der zu untersuchenden Substanz wiedergeben: E = h v [Gl. 17-1] Darin bedeuten h die Planck sche Konstante, ν die Frequenz des Lichts und E die Energiedifferenz. Diese Beziehung ist die Grundgleichung der Spektroskopie. Die Energiedifferenzen quantenmechanischer Zustände sind von der stofflichen Zusammensetzung einer Probe und von ihrer atomaren bzw. molekularen Struktur abhängig. Die von den Stoffen ausgehende Strahlung enthält daher wichtige Informationen. Mithilfe der Spektroskopie lassen sich somit aus dem gemessenen Spektrum wichtige Rückschlüsse auf den strahlenden Körper ziehen, beispielswiese auf seine Struktur, Temperatur und Bewegung (Doppler-Effekt). Die Spektroskopie umfasst einen großen Teil des elektromagnetischen Spektrums einschließlich des sichtbaren Lichtes und reicht von der kurzwelligen Gamma-Strahlung bis zu langwelligen Radiowellen. Die Präzisionsspektroskopie ermöglicht es, aus der genauen Lage oder der Stärke von Spektrallinien physikalische Größen, zum Beispiel bestimmte Naturkonstanten zu bestimmen. Die wellenlängengenaue Untersuchung der Lichtemission und -absorption von Molekülen und Atomen mithilfe von Gitter- und Prismenspektrometern sind die am längsten eingesetzten spektroskopischen Verfahren. Das Element Helium wurde zuerst durch spektro-

17.1 Spektroskopie und Photometrie 191 skopische Untersuchungen des Sonnenlichtes erkannt. Besondere Erfolge der astronomischen Spektralanalyse und Spektroskopie sind die als Doppler-Effekt gedeutete Rotverschiebung des Lichtes von Sternen bzw. Galaxien, die Quantifizierung der Wirkung von Magnetfeldern auf die Sonne und helle Sterne (Zeeman-Effekt) sowie vor allem die Bestimmung von Sterntemperaturen und ihrer Zugehörigkeit zu bestimmten Spektralklassen des Hertzsprung-Russel-Diagramms. Wellenlänge (nm): 3 10-8 3 3 10 2 3 10 3 3 10 5 3 10 12 γ- und Röntgen UV IR Mikrowellen/ Radiostrahlung Strahlung Licht Frequenz (Hz): 10 22 10 16 10 14 10 12 10 5 Kernübergänge Übergänge Spin-Orientierung Übergänge Valenzelektronen ESR NMR innerer Elektronen Molekülschwingung Molekülrotation Abb. 17-1. Einteilung des elektromagnetischen Spektrums Bei der Molekülspektroskopie untersucht man die Wechselwirkung von Molekülen mit elektromagnetischen Feldern. Dies ermöglicht die Charakterisierung molekularer Eigenschaften wie beispielsweise die Bindungslängen und -stärken, aber auch die Identifizierung der atomaren Bestandteile. Die beobachteten Molekülspektren unterscheiden sich von den Atomspektren durch deutlich mehr und meist überlappende Linien, die Banden. Der Grund dafür ist, dass die Moleküle nicht nur durch Elektronenübergänge, sondern auch bei Schwingungen der Atome gegeneinander und durch Rotationen des Moleküls um eine seiner Achsen Energie absorbieren oder emittieren (vgl. Abb. 17-1). Zur Messung der Absorptions- oder Emissionseigenschaften einer Substanz im UV- oder sichtbaren Bereich des Spektrums (UV/VIS-Photometrie) verwendet man ein Spektralphotometer (Abb. 17-2). Darin wird das von einer Lichtquelle emittierte Licht mit Hilfe eines Monochromators spektral zerlegt. Über besondere Filterteinrichtungen (Kanten-, Interferenzoder andere Filter) wählt man aus dem Lampenspektrum möglichst engbandig eine bestimmte Wellenlänge aus, in der die zu photometrierende Verbindung besonders gut absorbiert, beispielsweise die Wellenlänge λ = 340 nm für die Messung des Übergangs von reduziertem Nicotinsäureamid-adenin-dinucleotid (NADH) in seine oxiderte Form NAD +. Bei der

192 17 Photometrieren Aufnahme eines Absorptionsspektrums wählt man den interessierenden Spektralbereich aus und lässt vom Spektralphotometer sukzessive dessen Wellenlängen auf die Messprobe einstrahlen. Der Detektor (Photomultiplier) bzw. die damit gekoppelte Messelektronik vergleicht die Intensität des absorbierten oder des emittierten Lichtes in Abhängigkeit von der Wellenlänge. Mess- und Ausgabegröße sind entweder die Transmission (= Prozentanteil des nicht absorbierten Lichtes) oder die Extinktion (Absorption, Optische Dichte), die keine Einheit hat und Werte zwischen 0 und 1 annimmt. Für jede das Licht absorbierende Substanz ist der molare Extinktionskoeffizient ε bekannt oder zu ermitteln. Er gibt die Absorption einer reinen Verbindung in einer Lösung mit der Stoffmengenkonzentration c = 1 mol L 1 an. Lichtquelle Monochromator Filter Messkammer Detektor Anzeige (Küvette) (Photomultiplier) Abb. 17-2. Schema zum Aufbau eines Spektralphotometers Ein praktisches Laborbeispiel für die Anwendung der Spektroskopie ist die photometrische Konzentrationsbestimmung eines Stoffes in Lösung. Manche Substanzen erscheinen uns deswegen farbig, weil sie Licht einer bestimmten Wellenlänge absorbieren. Meist liegt das Absorptionsmaximum (λ max ) in einem sehr engen Wellenlängenbereich des sichtbaren Spektrums (ca. 400 700 nm). In diesem Bereich lässt eine Lösung der farbigen Substanz das eingestrahlte Licht infolge der Absorption nur teilweise durch. Der Logarithmus des Verhältnisses von eingestrahlter (I 0 ) zu durchgelassener Lichtmenge (I) wird als Extinktion (E) bezeichnet. Dabei gilt folgende Beziehung: E = lg I 0 / I [Gl. 17-1] Die Extinktion ist in einem weiten Bereich, in dem gemessen werden kann, der Konzentration des gelösten Stoffes proportional (Lambert-Beer sches Gesetz): E = ε d c [Gl. 17-2] Darin bedeuten ε: molarer Extinktionskoeffizient d: Schichtdicke c: Konzentration