Laser (=Light Amplification by Stimulated Emission of Radiation)

Albert Einstein war um 1925 der erste, der erläuterte, daß es möglich sei, eine Substanz so anzuregen, daß sie Photonen des selben Energiezustandes und in die selbe Richtung aussendet. 1954 wurde dann von Townes, Basov und Prokhorov die ersten Mikrowellenlaser konstruiert; sie erhielten für Ihre Arbeiten 1964 den Nobel-Preis.

Animation des Rubinlasers von Townes

Bei einem Rubin-Laser regt Licht aus einer Blitzlampe (Quecksilberdampflampe) (=optisches Pumpen) die Atome eines Rubinstabes an. Diese geben Photonen ab und bewegen sich zwischen 2 Spiegeln solange hin und her und regen weitere Rubinatome zur Emission an (Kettenreaktion), bis aus der Öffnung kohärentes dunkelrotes Licht austritt. Alle Lichtwellen besitzen denselben Energiezustand.

Heute gibt es verschieden Lasertypen:

Bose-Einstein-Kondensat

2001 wurde der Nobelpreis für Physik u.a. an W. Ketterle für die Erforschung des Bose-Einstein-Kondensats vergeben (= besonderer Zustand der Atome am absoluten Nullpunkt), wo man mit Hilfe von Laserkühlung Atome fast bis an den absoluten Nullpunkt heruntergekühlt und dadurch u.a. einen Atomlaser erzeugt hat.

Die Kühlung wurde dadurch erreicht, daß Atome durch Laserstrahlen in ihrer Bewegung extrem stark verlangsamt wurden. Durch geschickte Anordnung konnte man sogar einzelne Atome einfangen.

Daneben ist es auch möglich Antimaterie zu produzieren.

Erkenntnisse der Thermodynamik

Der Teil der Chemie, der sich mit Energieumsätzen beschäftigt ist die physikalische Chemie und darin der Bereich Thermodynamik. In den letzten 200 Jahren hat man viele grundlegende Zusammenhänge erkannt und die wichtigsten in sogenannten Hauptsätzen der Thermodynamik formuliert. Ludwig Boltzmann hat bahnbrechendes dazu geleistet.

Der 1. Hauptsatz der Thermodynamik entspricht dem Energieerhaltungssatz und lautet vereinfacht (geschlossenes System):

Energie läßt sich weder erschaffen noch vernichten sondern nur ineinander umwandeln (transformieren).

Die Gesamtenergie eines Systems U ist die Summe aller kinetischen und potentiellen Energien seiner Teilchen.

DU = Q + W
(U = innere Energie = f(T,V,n); Q = Wärme; W = Arbeit = -pdV)

Q ist die Energie, die bei einem System als Wärme ausgetauscht wird.
W ist die Arbeit die ein System verrichten kann.

Man unterscheidet folgende thermodynamischen Systeme:

Dabei gibt es Systeme, Energie und Materie mit der Umgebung austauschen (= offene Systeme), andere Systeme tauschen nur Energie mit der Umgebung aus (= geschlossene Systeme) und solche Systeme, die weder Energie noch Materie austauschen (= isolierte Systeme = abgeschlossene Systeme).

Beispiele für thermodynamische Systeme:

• offene Systeme: Turbine, Pumpe, Auspuff, Zellen
• geschlossenes System: geschlossene Sprudelflasche, Batterie
• abgeschlossene Systeme:

Ein solches System wird durch seine Zustandsgrößen definiert:

Masse, Volumen, Druck,Temperatur, Konzentration usw.

Energie kann als die Ursache der Bewegung von Materie aufgefaßt werden oder als die Fähigkeit Arbeit zu leisten.

Kinetische Energie = Bewegungsenergie; potentielle Energie = Energie aufgrund der Zusammensetzung oder Position eines Teilchens

(1) E_System = (E_K)_System + (E_P)_System

Die Gesamtenergie (E_System) kann man nicht bestimmen, jedoch die Änderung der Energie ist messbar. Für die Chemie bedeutet das:

(2) DE = E_Produkte - E_Edukte.

(DE ist die Änderung der inneren Energie des Systems)

In der Chemie wird die Größe H für Energieänderungen verwendet. DH eines Systems = die Energieabgabe (q) bei konstantem Druck (J) und wird Enthalpie genannt.. (Wir betrachten ja normalerweise alle chemischen Reaktionen bei atmosphärischem Druck 1bar) : DH = q bei konstantem Druck.

Gleichung 2 können wird deshalb wie folgt schreiben:

DH=H_Produkt - H_{Edukt oder} DH=DH_Produkt - DH_Edukt.

Enthalpieangaben in Tabellen sind üblicherweise in DH gemacht.

Wir wollen also in Zukunft Energieänderungen auch in dieser Form angeben, d.h. für unser Beispiele oben gilt:

H₂ +1/2 O₂ ---> H₂O DH = - 286 kJ/Mol

und

2 Mg + O₂ ---> 2MgO DH= - 601 kJ/Mol

1 Mol eines Stoffes sind 6,02 x 10²³ Teilchen.

Der 2. Hauptsatz kann ebenfalls einfach formuliert werden:

Energie geht von selbst immer von einem wärmeren auf einen kälteren Körper über. Es wird ein Zustand größter Unordnung angestrebt.

Betrachten Sie die 2 Metallblöcke oben (z.B. Kupfer) Die Wärme geht von selbst (freiwillig) immer vom wärmeren (T2) auf den kälteren (T1) über, nie umgekehrt. (T= absolute Temperatur).

Neben dem eben beschriebenen Wärmetransfer, der spontan in eine Richtung geht gibt es aber auch noch andere Vorgänge, die ebenfalls spontan ablaufen, z.B. die Dissoziation von Ammoniumnitrat:

NH₄NO₃ (s) ----> NH₄⁺(aq) + NO₃^-(aq) DH = + 28.1 KJ/mol

Wie man sieht, ist der Vorgang endotherm (das Reagenzglas, indem man den Versuch macht kühlt sich ab). Offensichtlich gibt es noch eine Energiekomponente, die diesen spontanen Vorgang, obwohl energieverbrauchend, möglich macht. Die treibende Kraft dabei ist das Erreichen eines Zustands größerer Unordnung im Gegensatz zum höchst geordneten Kristallsystem. Man beschreibt den Ordnungzustand eines Systems mit der Größe S = Entropie.
Feststoffe sind geordneter als Flüssigkeiten. Gase haben einen Zustand noch größerer Unordnung.

S_fest < S_flüssig < S_gas

Man muß also die Entropie berücksichtigen, wenn man voraussagen will, ob eine Reaktion freiwillig abläuft oder nicht. Demnach besteht die Enthalpie (= die Menge Energie (Wärme oder Arbeit), die ausgetauscht wird, wenn eine Reaktion abläuft) aus 2 Komponenten, einer Wärmekomponente und einer Entropiekomponente:

DH =DG + TDS.

DG ist der Teil der Enthalpie, der bei einer freiwillig ablaufenden Reaktion frei wird. Deshalb wird DG als
freie Enthalpie bezeichnet (KJ/Mol). (T = absolute Temperatur; DS = Entropieänderung). Nach DG aufgelöst ergibt sich:

DG = DH - TDS ( Gibbs - Helmholtz -Gleichung)

Eine Reaktion läuft spontan ab, wenn DG negativ ist. Wird dann auch noch Energie freigesetzt wird sie als exergonisch bezeichnet. Reaktionen, die noch spontan ablaufen und keine Energie freisetzen sind endergonische Reaktionen (DG > 0). Reaktionen mit DG = O sind im Gleichgewicht. Für die Dissoziation von Ammoniumnitrat beträgt DGo = -4.0 kJ/mol.
Bei Energieumsätzen in Zellen (Biochemie) wird meist die freie Enthalpie (DG) verwendet, um den Energietransfer zu beschreiben, z.B. bei der Photosynthese:

6 CO₂ + 6 H₂O----> 6 O₂ + C₆H₁₂O₆ DG = + 2882 KJ/Mol (endergonisch)

Überlegen wir nochmals, wie die Verbrennung von Magnesium bei Normalbedingungen ( 1 bar Druck und Standardtemperatur, 25°C) abläuft.
Space Um die Reaktion in Gang zu setzen muß man das Magnesiumband kurz in die Flamme eines Bunsenbrenners halten (ca. 600°C). Magnesium entzündet sich und gibt Energie in Form einer extrem hellen und heißen Flamme (ca. 2000°C) in Form als Licht und Wärme ab. D.h. die freiwerdene Energie ist größer als die Anregungsenergie (=Aktivierungsenergie). Die Energie kann nur aus den Atomen (Molekülen) der beteiligten Stoffe kommen. Demnach liegt hier eine Umwandlung von chemischer Energie in Licht und Wärme vor.

Diesen Vorgang kann man in einem Energiediagramm darstellen:

Abb.1.41

Rubinlaser

Abb.1.45

2. Hauptsatz der Thermodynamik