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Über dieses Buch

Theorie und Praxis klaffen im Studium von Biologie, Chemie, Medizin oder Pharmazie vor allem im Hinblick auf die Einarbeitung in die Labor-Routine zunächst weit auseinander. Dieser Leitfaden bietet eine praxisnahe und erprobte Anleitung zum sicheren Beherrschen grundlegender Methoden und Techniken im Labor. Einen besonderen Schwerpunkt bildet das Thema „Sicherheit am Arbeitsplatz“. Behandelt werden u.a. folgende Inhalte:

Wie setzt man exakt eingestellte Lösungen an?Was bedeutet Gefäßjustierung?Wie berechnet man den pH-Wert einer schwachen Säure?Was ist bei Hochdruckgasen und Reduzierventilen zu beachten?Wie funktionieren Chromatographie und Elektrophorese?

Die Leser bekommen eine kompakte Einstiegshilfe in die Soft Skills der praktischen Laborarbeit mit Material- und Gerätekunde sowie Schritt-für-Schritt-Anleitungen an die Hand.

Diese stark bearbeitete Neuauflage enthält zusätzlich zwei kleine Kapitel zur Planung von Experimenten sowie zur statistischen Behandlung von Messergebnissen.

Inhaltsverzeichnis

Frontmatter

Basiskompetenzen

Frontmatter

1. Bevor es losgeht: Sicherheit und Umsicht

Bereits im experimentellen Schulunterricht, dann aber vor allem in der Berufsausbildung beispielsweise von Laborantinnen und Laboranten bzw. von technischen Assistentinnen und Assistenten (BTA, CTA, MTA, PTA u. a.) sowie erst recht im Studium der naturwissenschaftlichen Fächer sind jeweils Arbeiten im Labor (= Kurzform von Laboratorium; korrekter Plural die Labore, aber zulässig auch die Labors) unter Aufsicht einer verantwortlichen Lehrperson vorgesehen. Ebenso erfordern Seminar- und Examensarbeiten für die verschiedenen Abschlüsse (Praxisprüfung im Laboranten-, ferner Bachelor-, Master-, Diplom-Examen sowie Promotion) bereits im Labor eigenständiges und eigenverantwortliches Handeln sowie ein methodisch qualifiziertes Vorgehen in Einzel‑ oder Teamarbeit.
Die Motivation für das Arbeiten im Labor darf nicht nur in der Ableistung eines Pflichtprogramms bestehen. Vielmehr sollen Forscherdrang, wissenschaftliche Neugier, das Interesse an der Beantwortung von interessanten Fragestellungen oder besonderen Problemlösungen oder die Suche nach empirischen Ergebnissen bzw. neuen Erkenntnissen immer im Vordergrund stehen. Allerdings zeigt die Erfahrung oft genug, dass es allein mit Begeisterung und Engagement durchaus nicht getan ist.
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

2. Chemikalien: Stoffe, Elemente, Verbindungen

Alle Dinge, die uns umgeben, bestehen aus Materie. Sie nehmen einen bestimmten Raum ein, haben Masse und besitzen unter dem Einfluss des irdischen Gravitationsfeldes ein bestimmtes Gewicht. Die konkrete Ausdehnung, Form und Gestalt der Materie bezeichnet man als Körper. Diese sind, soweit es sich um ihre äußeren Zustände handelt, Gegenstand der Physik, aber auch der Chemie, die sich vor allem mit der genaueren Zusammensetzung der Körper und deren Veränderungen befasst und demnach Stoffe analysiert. Die Details des stofflichen Geschehens stehen insofern notwendigerweise auch bei der genaueren Analyse der Lebensvorgänge im Vordergrund. Insofern sind physiko-chemische Erkenntnisse ein integraler Bestandteil auch der Biologie sowie ihrer affinen Disziplinen Medizin, Pharmazie und Biotechnologie.
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

3. Werkstoffe, Geräte, Apparaturen

Das praktische Arbeiten im Labor hat neben der wissenschaftlich-explorativen Seite, die eine bestimmte Fragestellung an die Natur in ein konkret geplantes und durchgeführtes Experiment umsetzt, auch viele handwerklich-technische Facetten. Um Eigenschaften und Verhalten von Stoffen unter bestimmten Bedingungen zu analysieren, benötigt man außer Waage und Thermometer eine Vielzahl nützlicher Hilfsmittel und spezieller Geräte, die in gewissem Maße standardisiert und so in vielen Labors weltweit im Einsatz sind. In diesem Kapitel stehen daher einige Basisinformationen zu den wichtigsten im Labor verwendeten Werkstoffen und den am häufigsten verwendeten Gerätetypen im Vordergrund. Weitere Hinweise sind in den Kapiteln zu den Themenfeldern Masse, Volumen und Temperatur (Kap. 6, 7 und 8) enthalten.
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

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4. Einheiten, Maße und Zahlen

Die Vorteile eines global gültigen und unabhängig von Sprachen und Kulturen anwendbaren Einheitensystems liegen auf der Hand: Außer Wissenschaft und Technik profitieren davon auch Wirtschaft und Verwaltung und Verkehrswesen. Nachdem über die Jahrhunderte hinweg zahlreiche nur regional oder sogar lokal gültige und eher ausnahmsweise exakt konvertierbare Maße und Gewichte in Gebrauch waren, zeigte sich bereits im frühen 19. Jahrhundert die Notwendigkeit einer Standardisierung. Der geniale Carl Friedrich Gauß (1777–1855) schlug erstmals 1832 ein Absolutsystem für Masse, Länge und Zeit vor. Aber erst 20 Jahre später stellte er zusammen mit dem kongenialen Physiker und Mathematiker Wilhelm Eduard Weber (1804–1891), übrigens einer der wenigen liberal gesinnten und deswegen als aufmüpfig geahndeten „Göttinger Sieben“, eine Anzahl von Einheiten zusammen, die auf Millimeter, Milligramm und Sekunde basierten.
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

5. Experimente planen, durchführen und dokumentieren

Experimente (vom lateinischen experiri = erfahren) sind gezielte Fragen an die Natur. Im praktisch arbeitenden naturwissenschaftlichen Umfeld erfordern sie im Allgemeinen den kompetenten Umgang mit speziellen technischen Hilfsmitteln wie Apparaturen, Chemikalien und Messinstrumenten, denn reine Gedankenexperimente sind in diesem Wissenschaftsbereich eher ungewöhnlich. Erstaunlicherweise reicht die Tradition des heute weitgehend etablierten Experimentierens allenfalls bis zum Beginn der Neuzeit zurück. Als einer der ersten Experimentatoren gilt Galileo Galilei (1564–1642), der sich von den schwankenden Lampen im Dom zu Pisa zu gezielten Pendelversuchen veranlasst sah und von konkreten Experimenten am berühmten Schiefen Turm daselbst seine Fallgesetze ableitete. Aber schon geraume Zeit zuvor hatte der bemerkenswerte englische Naturforscher Roger Bacon (ca. 1214–1292) das Experimentieren als unverzichtbare Methodik und wesentliches Element zur empirisch‐kausalen Gewinnung objektiver Erkenntnis bezeichnet. Dieser Einschätzung kann man sich auch heute vorbehaltlos anschließen.
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

Quantifizieren

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6. Stoffe wägen

Zum quantitativen Arbeiten im Labor gehört selbstverständlich auch das genaue Abmessen von Massen – sicherlich keine der besonders schwierigen Aufgaben, aber gewiss ein Tätigkeitsbereich, den man kompetent erledigen muss. Das Abmessen oder Bestimmen der Masse einer Substanz bezeichnet man generell als Wägung, den Vorgang der Wägung dagegen als Abwiegen. Die verbindliche SI-Einheit der Masse ist das Kilogramm (kg; vgl. Kap. 4). Die Schwerkraft (Gravitation) der Erde zieht jede Masse in Richtung zum Erdmittelpunkt an. Dadurch übt ein Körper auf seine Unterlage oder seinen Aufhängungspunkt eine Kraft aus, die man als Gewichtskraft definiert. Sie wird in der Einheit Newton (N) abgegeben. Um eine Masse von 1 kg anzuheben, muss man eine Kraft von 9,81 N aufwenden. Die Schwer- bzw. Gewichtskraft ist wegen der Geoidgestalt der Erde allerdings breitenabhängig. Sie beträgt an den Polen 9,84 N und am Äquator 9,78 N. Der oben angegebene Wert von 9,81 N gilt demnach nur für mittlere Breiten.
Bei einer Wägung vergleicht man die unbekannte Masse eines abzuwiegenden Körpers mit einer genau bekannten Masse beispielsweise mithilfe einer Balken- oder Hebelwaage. Die unbekannte Masse gilt als bestimmt, wenn sich nach dem Hebelgesetz der Last- und der Kraftarm im Gleichgewicht befinden und die Drehmomente auf beiden Seiten gleich groß sind (Abb. 6.1). Nach diesem Prinzip des Masse-Masse-Vergleichs arbeiten die meisten mechanischen Laborwaagen.
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

7. Volumina bemessen

Eine bestimmte Flüssigkeits- oder auch Gasmenge genau abzumessen gehört zu den häufigsten Aufgaben beim praktischen Arbeiten im Labor. Mal mag es sich um die definierte Menge einer Lösung von vorgegebener Stoffmengenkonzentration (vgl. Kap. 12) handeln, die möglichst exakt bemessen sein soll, mal sind es auch genau einzuhaltende Volumina von Lösungen mit Reaktanden, die bei einem Experiment zu einem bestimmten Effekt führen sollen. Beim Umgang mit Flüssigkeiten bzw. Lösungen spielen neben dem Aspekt der größtmöglichen Genauigkeit der einzusetzenden Volumina auch die besonderen Belange der Laborsicherheit eine Rolle (vgl. Kap. 1).
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

8. Temperatur und Temperieren

Der bürgerliche Sprachgebrauch unterscheidet nach meist subjektivem Befund zwischen Frost, Kälte, Wärme und Hitze. Physikalisch bzw. thermodynamisch lassen sich alle diese Eigenschaften von Festkörpern, Flüssigkeiten oder Gasen unter den Wärmebegriff fassen. Die makrophysikalisch wahrnehmbare Wärme eines Körpers ist mikrophysikalisch nichts anderes als die Bewegungsenergie seiner Atome und Moleküle. Je rascher sich diese Teilchen energetisch bedingt bewegen, umso wärmer fühlt sich der betreffende Körper an. Den aktuell vorliegenden und messbaren Wärmezustand der Materie bezeichnet man als Temperatur. Während die Wärme demnach den Charakter einer Energieform aufweist, drückt die Temperatur jeweils deren Zustandsgröße aus. Umgangssprachlich und auch in den Nachrichtenmedien werden diese beiden Begriffe nicht selten verwechselt. Die Einheit der Wärmemenge ist das Joule (Einheitenzeichen J), früher auch die Kalorie (Einheitenzeichen cal). Beide Einheiten lassen sich direkt und sehr einfach ineinander umrechnen:
$$ \begin{aligned}\mathrm{1\,J = 0{,}239\,cal} \\ \mathrm{1\,cal = 4{,}187\,J}.\end{aligned}$$
(8.1)
Die Temperatur ist eine der sieben Basisgrößen des SI-Einheitensystems (vgl. Kap. 4). Ihre Einheit ist das Kelvin mit dem Einheitenzeichen K. Ein Temperaturintervall von 1 K (immer ohne das °-Zeichen zu schreiben!) ist der 273,16te Teil der thermodynamischen Temperaturskala, die durch den absoluten Nullpunkt (0 K) und den Tripelpunkt des Wassers (definiert als 273,16 K; hier befinden sich Eis, flüssiges Wasser und Wasserdampf im Gleichgewicht) festgelegt ist.
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

9. pH-Wert und Titrimetrie

Der pH-Wert ist ein Maß für die Wasserstoffionen-Konzentration c(H+) in Wasser und in allen wässrigen Lösungen. Er ist als der negative dekadische Logarithmus der molaren Wasserstoffionen-Konzentration festgelegt (von lat. potentia hydrogenii = Macht des Wasserstoffs) und wurde 1909 von dem dänischen Chemiker Søren Peter Lauritz Sørensen (1868–1939) eingeführt. Der pH-Wert gibt also die aktuelle Azidität einer Lösung an:
$$ \mathrm{pH} = -\lg c(\text{H}^+).$$
(9.1)
Er spielt vor allem in Chemie, Biologie und Medizin eine große Rolle. Lebensprozesse und insbesondere Enzymaktivitäten sind vom pH-Wert abhängig.
Untersucht man reines Wasser auf seine Leitfähigkeit für elektrischen Strom, so zeigt sich, dass diese zwar äußerst gering, aber doch vorhanden ist. Wasser muss folglich zu einem geringen Teil in Ionen dissoziiert sein:
$$ \mathrm{H_2O \to H^+ + OH^-\ oder\ 2\ H_2O \to H_3O^+ + OH^-}.$$
(9.2)
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

10. Dichte und Konzentration bestimmen

Materie mit einer Masse m nimmt immer einen gewissen Raum ein und ist insofern grundsätzlich mit einem bestimmten Volumen V verknüpft. Je nach dem eingenommenen Volumen ist die Materie unterschiedlich dicht gepackt. Die nach dem griechischen Buchstaben ρ (rho) bezeichnete Dichte definiert man daher als
$$ \rho = m/V$$
(10.1)
und gibt sie für feste und flüssige Körper in der SI-Einheit Kilogramm pro Kubikmeter (kg m−3) an, fallweise aber auch in Gramm pro Kubikzentimeter (g cm−3) oder Kilogramm pro Kubikdezimeter (kg dm−3). Bei Gasen drückt man sie in g L−1 aus. Gewöhnlich nimmt die Dichte mit steigender Temperatur linear ab, da sich die Körper temperaturabhängig ausdehnen. Wasser weist in dieser Hinsicht jedoch eine bemerkenswerte Anomalie auf, denn seine maximale Dichte von 1 g cm−3 erreicht es bei 3,98 °C. Es dehnt sich auch bei Abkühlung auf 0 °C aus und wird weniger dicht, weshalb Eis auf Wasser schwimmt. Die Dichte eines Körpers entscheidet generell darüber, ob er in Wasser schwimmt. Im Unterschied zu den praktisch imkompressiblen Feststoffen und Flüssigkeiten ist die Dichte eines Gases außer von der Temperatur auch vom Druck abhängig. Die Dichte eines Stoffes unter Normalbedingungen ist eine substanztypische Kenngröße. Nicht zu verwechseln ist sie mit dem spezifischen Gewicht γ (= Wichte) eines Stoffes. Darunter versteht man die Gewichtskraft FG je Volumeneinheit V, die man in der Einheit N m−3 (früher kp m−3) ausdrückt:
$$ \gamma = F_{\text{G}}/V = m \cdot g/V.$$
(10.2)
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

11. Mit Gasen arbeiten

Bei vielen Laborversuchen, Analysen ebenso wie Synthesen, spielen neben Feststoffen und Flüssigkeiten auch Gase eine bedeutende Rolle. Gase entstehen bei bestimmten Reaktionen oder werden als Reaktionspartner eingesetzt. Außerdem sind sie im Labor üblicherweise wichtige Primärenergieträger für Brenner (vgl. Kap. 8). Da viele Gase die Gesundheit schädigen, korrodierend wirken, die Umwelt belasten oder mit Luft(sauerstoff) explosive Gemische bilden und sich zudem im gesamten Raum ausbreiten, muss man sie mit geeigneten technischen Maßnahmen unter Kontrolle halten. Auch außerhalb chemischer Labors sind Gase eventuell wichtige Hilfsmittel. Abgesehen von den Atemgasen für den medizinischen Bedarf werden bestimmte Gase für besondere experimentelle Zwecke eingesetzt, Methan oder häufiger Buten beispielsweise beim Betrieb von Geiger-Müller-Zählrohren spezieller Bauart, Stickstoff als Referenzgas für O2-Bestimmungen mit Sauerstoffelektroden oder Kohlenstoffdioxid als Kältemittel für Gefriermikrotome.
Nach dem Boyle-Mariotte’schen Gesetz ist bei einer eingeschlossenen Gasmenge das Produkt aus Volumen (V) und Druck (p) bei gleicher Temperatur (T) konstant. Daher gilt
$$ V \cdot p=\text{konstant}\quad \text{bzw.}\quad V_1 \cdot p_1 = V_2 \cdot p_2.$$
(11.1)
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

Lösen, Mischen, Trennen

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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 CaSO4 · 2 H2O 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 der osmotische Wert ändern sich. Damit ändert sich auch seine Verträglichkeit für Organismen.
Ionen und polare organische Verbindungen bilden beim Lösen im Lösemittel Wasser mit dessen Dipol-Molekülen Hydrathüllen. Beim Lösen von Ammoniumchlorid NH4Cl oder Soda Na2CO3 · 10 H2O in Wasser ändert sich auch der pH-Wert deutlich. Beim Lösen eines Salzes kann sich auch die Temperatur des Wassers ändern. Löst man beispielsweise wasserfreies farbloses Kupfersulfat CuSO4 in Wasser, dann steigt die Temperatur, löst man aber blaues hydratisiertes Kupfersulfathydrat CuSO4 · 5 H2O in Wasser, dann sinkt sie. Daraus ist ersichtlich, dass mit dem Lösungsvorgang auch chemisch-physikalische Vorgänge und Veränderungen wie die Hydratbildung einhergehen können.
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

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 (Tab. 13.1). Sie können homogen (einphasig) oder heterogen (mehrphasig) sein.
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.
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 und 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 Tab. 13.2.
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

14. Zentrifugieren

Jedes Objekt, das mit konstanter Winkelgeschwindigkeit kreisförmig bewegt wird, erfährt eine nach außen gerichtete Beschleunigung. Diese Tatsache nutzt man beim Zentrifugieren aus, wobei man Zellen (Bakterien, Protisten, Gewebekulturen), Organellen (Mitochondrien, Plastiden, Lysosomen u. a.) und Kleinstpartikeln wie Makromoleküle (Viren) aus einer Lösung präparativ abtrennt bzw. anreichert. Vor allem in biochemisch-physiologisch arbeitenden Labors gehört der Einsatz der (Hochgeschwindigkeits-)Zentrifugation zu den wichtigsten Routinetrennmethoden. Ein erheblicher Teil der heute gewaltig angewachsenen Detailkenntnisse über Zellaufbau und Zellfunktionen konnte sich nur entwickeln, weil erst die ausgefeilten Zentrifugationstechniken die notwendigen Voraussetzungen für eingehendere Feinanalysen sauber präparierter Zellfraktionen boten.
Wichtigste Kenngröße einer Zentrifugation ist die relative Zentrifugalbeschleunigung (RZB, auch RFC = relative centrifugal force), die ein Teilchen beim Zentrifugenlauf erfährt. Den RZB-Wert gibt man meist in Vielfachen der Erdbeschleunigung g (g = 9,81 m s−2) an. Der genaue Wert hängt vom Radius des jeweils verwendeten Zentrifugenrotors und von der Umdrehungszahl (upm = Umdrehungen pro Minute oder rpm = revolutions per minute) ab. Die Umdrehungszahl und die Beschleunigung g lassen sich über die folgende Beziehung leicht ineinander umrechnen, wobei der Rotorradius r in mm anzugeben ist:
$$ g = 1{,}12 \times 10^{-6} \times r \times \text{upm}^2.$$
(14.1)
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

15. Chromatographie und Elektrophorese

Die heute zu hohem technischem Standard ausgereiften chromatographischen Trennmethoden stammen ursprünglich aus der Farbstoffchemie. Auf der Grundlage der eher zufällig entdeckten Trennung pflanzlicher Pigmente an besonders saugfähigem Papier, seinerzeit Kapillaranalyse genannt, entwickelte man bereits zu Beginn des 20. Jahrhunderts leistungsfähige Verfahren zur Isolierung und Kennzeichnung der Komponenten gefärbter Naturstoffgemische.
Generell nutzen die chromatographischen Verfahren zur Stofftrennung Wechselwirkungen der chromatographierten Substanzen zwischen der stationären und der mobilen Phase aus. Die verschiedenen Verfahren lassen sich nach verschiedenen technischen Aspekten einteilen. Üblich ist die Unterscheidung nach den zugrundeliegenden Trennprinzipien (Tab. 15.1) oder nach den verwendeten Phasen (Tab. 15.2).
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

Weitere Basistechniken

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16. Mikroskopieren

Auch wenn sich heute mit besonderen Elektronenmikroskopen (Rastertunnelmikroskopie) sogar einzelne Atome darstellen lassen, ist die Lichtmikroskopie in Forschung und Lehre nach wie vor völlig unentbehrlich. Die Zuständigkeit der Mikroskopie erstreckt sich über mehrere Größenordnungen. Die mit dem Lichtmikroskop zugänglichen Strukturen beginnen bei den Bakterien und damit etwa bei einem Mikrometer (µm, früher auch Mikron genannt). Die Umrechnung auf bekannte Streckenlängen ergibt für 1 µm = 10−3 mm = 10−6 m. Eine durchschnittliche pflanzliche oder tierische Zelle ist etwa 10–50 µm groß. In der daran anschließenden elektronenmikroskopischen Dimension ist selbst das Mikron noch eine zu grobe Messlatte. Daher misst man in der Feinstrukturforschung üblicherweise in Nanometer (1 nm = 10−3 µm, 1 µm = 103 nm). Gelegentlich findet sich in der Literatur die veraltete und im SI-Einheitensystem nicht mehr zulässige, nach dem schwedischen Physiker Anders Jonas Ångström (1814–1874) benannte Einheit Ångström; 1 Å entspricht 0,1 nm. Eine lichtmikroskopisch gerade noch erkennbare Bakterienzelle von 1 µm Länge ist daher 10 000 Å groß.
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

17. Photo- und Spektrometrieren

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.
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

18. Proben trocknen

Die in chemischen, biochemischen oder biologischen Labors verwendeten Stoffe oder Proben müssen gewöhnlich weitgehend wasserfrei sein. Einerseits finden in trockenen Proben kaum (noch) stoffliche Umsetzungen statt – die schon einmal erwähnte und bereits von den Alchimisten tradierte lateinische Sentenz „Corpora non agunt, nisi soluta“ (freie Übersetzung: Die Stoffe reagieren und interagieren nur im gelösten Zustand in wässrigen Systemen) gilt auch hier nahezu ausnahmslos. Ein zu hoher Wassergehalt verfälscht unter anderem auch Wägungen oder beeinflusst in unerwünschter Weise chemische Reaktionen. Die effektive und möglichst schonende Trocknung von Probenmaterial gehört daher zu den grundlegenden Labormethoden. Die wichtigsten und gängigen Verfahren stellt dieses Kapitel vor.
Sollten im Zusammenhang mit der Trocknung Arbeiten im Vakuum oder unter reduziertem Druck durchgeführt werden, so sind grundsätzlich die unter 11.4 bereits erwähnten Sicherheitsbestimmungen zu beachten.
Die verschiedenen Trocknungsverfahren kann man mithilfe des Phasendiagramms des Lösemittels Wasser einteilen (Abb. 18.1). Das Phasendiagramm – exakter Druck-Temperatur-Phasendiagramm – beschreibt die von diesen Parametern abhängigen Aggregatzustände bzw. mit den Phasengrenzlinien die jeweiligen thermodynamischen Gleichgewichte.
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

19. Sterilisation und steriles Arbeiten

Verlässliche Wissenschaft, die objektive und reproduzierbare Ergebnisse anstrebt, erfordert nicht nur korrektes, sondern auch absolut sauberes Arbeiten durchaus im Wortsinn. Wichtigster Grundsatz ist dabei die ausschließliche Verwendung von Reaktionsgefäßen bzw. Apparaturen(teilen) ohne anhaftende (an)organische oder biologische Materialspuren vorangegangener Arbeitsschritte, die in nachfolgende Analyse- oder Präparationsabschnitte verschleppt werden könnten. Das gilt insbesondere für das hier nicht näher erörterte radiochemische Arbeiten. Die überaus gründliche Reinigung aller verwendeten Materialien ist demnach eine Selbstverständlichkeit, die man aber dennoch nicht oft genug betonen kann. Wichtige Empfehlungen für die Reinigung von Laborgeräten (insbesondere Laborgläsern) sind in Kap. 4 und Abschn. 7.7 enthalten.
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

20. Tabellen, Farbtafeln und Übersichten

Einige R-Sätze kann man miteinander kombinieren, um bei einer Kennzeichnung mit weniger Text auszukommen, beispielsweise R14/15, R15/29, R20/21, R20/22, R20/21/22, R23/25, R23/24/25, R24/25, R26/27, R48/20, R48/21, R48/22, R48/20/22, R48/21/22, R48/20/21/22, R48/23, R52/53, R68/20, R68/21, R68/22, R68/21/22 oder R68/20/21/22. Die Kennzeichnung R48/23/24 bedeutet demnach: „Giftig: Gefahr ernster Gesundheitsschäden bei längerer Exposition durch Einatmen und durch Berührung mit der Haut“.
Manche S-Sätze kann man ähnlich wie im Fall der R-Sätze miteinander kombinieren, um bei ausführlichen Kennzeichnungen von Gefahrstoffen fallweise mit weniger Text auskommen zu können: S1/2, S3/7, S3/9/14, S3/9/14/49, S3/9/49, S3/14, S7/8, S7/9, S7/47, S20/21, S24/25, S27/28, S29/35, S29/56, S36/37, S36/37/39, S36/39, S37/39 sowie S47/49. Die Kombination S36/37/39 steht demnach für den Sicherheitshinweis „Bei der Arbeit geeignete Schutzkleidung, Schutzhandschuhe und Schutzbrille/Gesichtsschutz tragen“.
Nur für das Gebiet der EU hat die fallweise strengere EU-Gesetzgebung zusätzliche EUH-Sätze (ergänzende Gefahrenmerkmale und Kennzeichnungselemente) für die Gefährdung eingeführt, die über das GHS hinausgehen. Sie sind nach den H- und P-Sätzen anzuführen.
Die Kombination mehrerer P-Sätze ist erforderlich oder möglich (beispielsweise P301 + P310, P302 + P350, P303 + P361 + P353, P403 + P233, P411 + P235), da einzelne Sätze für sich allein nicht sinnvoll sind.
Bruno P. Kremer, Horst Bannwarth

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