Sehr geehrter Herr Professor Gräslund, meine Damen und Herren,
es ist mir eine große Ehre, als Erster auf diesem herausragenden Symposium sprechen zu dürfen.
Vor 100 Jahren wurde nicht nur Graf Lennart Bernadotte geboren, sondern auch Wilhelm Ostwald,
dem Gründer der physikalischen Chemie, der Nobelpreis für Chemie verliehen.
Er erhielt den Preis für die Entdeckung des Katalyseprinzips.
Über das Wesen der 1835 eingeführten Katalyse wurde während des gesamten 19. Jahrhunderts heftig debattiert.
Ostwald fand heraus, dass Katalyse etwas mit der Kinetik einer chemischen Reaktion zu tun hat.
Ein Katalysator ist eine Substanz, die die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen beeinflusst,
ohne selbst Teil der Endprodukte zu sein.
Ostwald hatte vor allem die heterogene Katalyse im Sinn, bei der der Katalysator ein Festkörper ist,
der mit Teilchen aus der Gasphase in Wechselwirkung tritt, wodurch sich ein neuer Reaktionsweg ergibt.
Die Teilchen aus der Gasphase werden absorbiert und an die Oberflächen gebunden,
da die Oberflächenatome freie Valenzen aufweisen.
Auf diese Weise können über die Oberflächen wandernde Teilchen miteinander reagieren und wieder in die Gasphase zurückkehren.
Die Abfolge all dieser Reaktionsschritte ermöglicht einen Reaktionsweg
mit einer höheren Reaktionsgeschwindigkeit als ohne den Katalysator.
Katalyse ist aber auch bei Substanzen in ein- und derselben Phase möglich, man spricht dann von homogener Katalyse.
Im Verlauf des Symposiums können Sie weitere Vorträge über homogene Katalyse hören,
ich möchte jedoch über den auf festen Oberflächen stattfindenden Prozess sprechen.
Die Chemie steht heutzutage in den Bereichen Energie, Klima und Umwelt großen Herausforderungen gegenüber,
bei deren Lösung auch die heterogene Katalyse zur Anwendung kommt.
Vor 100 Jahren gab es eine andere Herausforderung:
Die natürlichen Stickstoffdüngervorräte gingen zur Neige,was für die gesamte Menschheit eine ernste Gefahr bedeutete.
Man musste einen Prozess entwickeln, mit dem sich Stickstoff binden ließ.
Stickstoffmoleküle spalten sich in eine andere Komponente auf;
von dort kann die Reaktion erfolgen.
Diese Herausforderung wurde von Fritz Haber gemeistert, der 1918 den Nobelpreis erhielt.
Vor 100 Jahren gelang es Haber mit dieser Vorrichtung, aus Stickstoff und Wasserstoff Ammoniak herzustellen.
Das war am 2. Juli 1909, also vor ziemlich genau 100 Jahren.
Unmittelbar nach dieser Entdeckung, die auch Leute von BASF beobachtet hatten,
übernahm der große Wirtschaftschemiker Carl Bosch die Aufgabe,
aus diesem bislang nur im Labormaßstab durchgeführten Prozess den Haber-Bosch-Prozess zu entwickeln,
in dem Ammoniak im Industriemaßstab erzeugt werden konnte.
Dies hier ist eine der modernen Anlagen, in denen Ammoniak produziert wird.
Wenn wir uns die Entwicklung der Weltbevölkerung und die Ammoniakproduktion anschauen,
wird deutlich, dass unsere Welt recht anders aussähe, wenn man nicht auf diese Weise Ammoniak,
d.h. Stickstoffdünger herstellen könnte.
Ohne diese Reaktion würde einer Schätzung zufolge etwa ein Drittel der Weltbevölkerung hungern.
BASF begann 1913 als erstes Unternehmen mit der Ammoniakproduktion.
Dennoch dauerte es noch etwa 70 Jahre, bis man den eigentlichen Mechanismus dieser Reaktion entschlüsselt hatte.
Grund dafür war die an diesem Prozess beteiligte Oberflächenchemie, die recht kompliziert ist.
Wenn wir uns den bei BASF von Alwin Mittasch entwickelten Katalysator anschauen,
wird deutlich, warum die Sache so kompliziert ist.
Hier sehen Sie eine elektronenmikroskopische Aufnahme des 100 Nanometer großen Ammoniakkatalysators.
Diese Teilchen hier sind die katalytisch aktiven Stellen auf der Oberfläche.
Die Zusammensetzung des Katalysators entspricht der Größenordnung 3 oder 4,
unter Reaktionsbedingungen werden diese Teilchen jedoch kleiner.
Die katalytisch aktiven Stellen bestehen im Wesentlichen aus metallischem Eisen,
das mit einer dünnen Monoschicht, Submonoschicht aus Kalium plus Sauerstoff bedeckt ist.
Die Reaktion findet auf der Eisenoberfläche statt, doch Kalium und Sauerstoff fungieren als sogenannte elektronische Promoter,
die den geschwindigkeitsbegrenzenden Schritt der Stickstoffdissoziation erleichtern.
Während die anderen Promoter – Aluminium und Kalzium – ein Gerüst bilden,
das ein Verbrennen der kleinen Eisenpartikel verhindert, handelt es sich bei ihnen um Strukturpromoter.
Das Ganze sieht also ziemlich kompliziert aus, was der Grund dafür ist,
dass die Entdeckung des Reaktionsmechanismus relativ lange dauerte.
Der Mechanismus ist hier noch einmal zusammengefasst:
Man beginnt mit Stickstoff und Wasserstoff und erhält Ammoniak.
Das ist die gesamte Reaktionsenthalpie.
Ohne den Katalysator müssten wir zunächst das Stickstoffmolekül und die Wasserstoffmoleküle dissoziieren,
was sehr viel Energie benötigen würde.
Sobald wir die Atome hätten, müssten wir sie schrittweise wieder verknüpfen.
Die dafür erforderliche Energie ist jedoch prohibitiv.
Deshalb bietet der Katalysator einen alternativen Reaktionsweg,
indem er die Stickstoffmoleküle in Molekülform absorbiert und die Moleküle anschließend zu Atomen dissoziieren.
Hierbei handelt es sich um einen die Geschwindigkeit der Gesamtreaktion begrenzenden Schritt.
Wasserstoff dissoziiert ebenfalls;
wir befinden uns hier am tiefsten Punkt dieser Energiewelle,
dann findet ein erneuter schrittweiser Zusammenschluss von Stickstoff und Wasserstoff zu NH, NH2 und NH3 statt,
die schließlich desorbieren.
Diese Abfolge der Reaktionsschritte kennzeichnet den gesamten Reaktionsmechanismus.
Das Ganze sieht kompliziert aus, deshalb werde ich auf eine weitere Diskussion dieses Mechanismus verzichten
und mich einer erheblich einfacheren Reaktion zuwenden,
die für die Umwelt ebenfalls von einer gewissen Bedeutung ist, nämlich die Kohlenmonoxid-Oxidation im Katalysator Ihres Autos.
Autoabgase enthalten toxische Gase wie Stickoxide, unverbrannte Kohlenwasserstoffe und Kohlenmonoxid.
Die Auspuffgase strömen durch diesen mit winzigen Platinmetallteilchen bedeckten Keramik-Washcoat.
Die Kristallebenen dieser kleinen Partikel sind den aus der Gasphase hereinströmenden Molekülen ausgesetzt.
Kohlenmonoxid wird durch das Kohlenstoffatom auf der Oberfläche absorbiert, Sauerstoff wird dissoziativ absorbiert,
dann verbinden sich die beiden auf der Oberfläche zu CO2, das wieder in die Gasphase zurückströmt.
Die Aufklärung dieser Reaktionsschritte wird dadurch verkompliziert,
dass dieser Katalysator verschiedene Kristallebenen exponiert.
Die Partikel sind für gewöhnlich sehr klein.
Auf dieser elektronenmikroskopischen Aufnahme sehen Sie eine solche katalytisch aktive Substanz,
in diesem Fall kleine Rutheniumteilchen, und einen Oxidträger.
Hier haben wir eine hochauflösende Aufnahme, die die einzelnen Atome der Rutheniumpartikel und sogar Kristalldefekte zeigt.
Stellt man ein Modell mit diesen kleinen Partikeln her, mit verschiedenen,
hier und hier exponierten Kristallebenen und Defektzonen,
haben all diese unterschiedlichen Konfigurationen verschiedene Reaktivitäten.
Aus diesem Grund setzt sich die Gesamtreaktivität aus den verschiedenen Beiträgen zusammen,
und das macht die Situation so kompliziert.
Man löst dieses Problem, indem man ausschließlich genau definierte Einkristalloberflächen verwendet
und sich die einzelnen Schritte gesondert anschaut.
Mit einer solchen Einkristalloberfläche 111 lassen sich zum Beispiel die elementaren Vorgänge untersuchen.
Einer der entscheidenden Schritte ist offensichtlich die Moleküldissoziation.
Wie bei der Ammoniaksynthese und Kohlenmonoxid-Oxidation muss das Sauerstoffmolekül dissoziieren.
Der Mechanismus dieser Dissoziation lässt sich anhand dieser Abbildung hier nachvollziehen.
Sie stellt die Energieänderung dar, die eintritt, wenn sich ein zweiatomiges Molekül einer Oberfläche nähert
und mit ihr eine schwache Bindung eingeht,
wobei diese Bindung mit der Oberfläche die Bindung zwischen den beiden Atomen bereits schwächt.
Diese Graphik stellt eine zweidimensionale Energiekurve dar,
mit der Energie als Funktion der Trennung X des Moleküls von der Oberfläche und der Trennung Y zwischen den beiden Atomen.
Nähert sich also das Molekül der Oberfläche, entsteht ein schwaches Minimum der molekularen Absorption.
Durch Überwindung einer Aktivierungsbarriere kann das Molekül dissoziieren und die beiden Atome fliegen auseinander.
Dies hier ist eine eindimensionale Kurve nach Leonard Jones.
Nun, das Geheimnis der Katalyse besteht darin, dass diese Barriere möglichst niedrig sein sollte,
damit die Wahrscheinlichkeit einer dissoziativen Absorption hoch ist.
Andererseits sollte die Bindung an die Oberfläche nicht zu stark sein, da diese Teilchen weiter reagieren müssen.
Schlussendlich bestimmt also immer ein Kompromiss zwischen diesen energetischen Erwägungen
die Wahl eines geeigneten Katalysators.
Wir können ein solches Experiment mit einer Einkristalloberfläche durchführen.
Diese wird einer kleinen Menge Sauerstoffmolekülen ausgesetzt
und die Oberfläche anschließend im Rastertunnelmikroskop (STM) mit atomarer Auflösung untersucht.
Die oberste Schicht der Oberfläche besteht aus Platinatomen;
setzt man die Oberfläche einer kleinen Menge Sauerstoff bei 165 Kelvin aus,
sehen wir anschießend diese neuen Strukturen: jeweils zwei von dunklen Bereichen umgebene helle Punkte.
Dabei handelt es sich um die Sauerstoffatome, die bei der Dissoziation des Sauerstoffmoleküls entstehen.
Hier kommen verschiedene Aspekte ins Spiel.
Zunächst einmal befinden sich die jeweiligen Atompaare nie direkt nebeneinander,
sondern haben stets einen Abstand von etwa 5 bis 8 Å.
Der Grund hierfür ist, dass die während des Dissoziationsvorganges freigesetzte Energie
auf den Feststoff übertragen werden muss, was einige Zeit dauert.
Schätzungsweise beträgt die Zeit unter Berücksichtigung der Trennung
und der freigesetzten Energie etwa 3x10 hoch -13 Sekunden, also 0,3 Pikosekunden.
Diese Zeitskala ist typisch für die Energierelaxation beim Austausch von Energie zwischen Molekülen und Oberflächen.
Diese Vorgänge lassen sich mittels moderner Verfahren der Femtosekunden-Laserspektroskopie separat untersuchen.
Zweitens sehen wir, dass diese hellen Punkte von dunklen Bereichen umgeben sind,
da in diesem Arbeitsmodus des Rastertunnelmikroskops nicht nur die Topographie,
sondern auch die lokale elektronische Struktur erfasst wird.
Da Sauerstoffatome elektronegativ sind, wird die elektronische Ladung von dem Substrat abgezogen
und so die elektronische Ladung um das Sauerstoffatom herum reduziert.
Die Folge ist, dass die lokale elektronische Struktur des Substrats beeinträchtigt wird,
was zu Wechselwirkungen zwischen absorbierten Teilchen und der Oberfläche durch das Substrat führt.
Weiterhin befinden sich diese Sauerstoffatome bei 165 Kelvin stets an einer dreifach koordinierten Stelle,
nämlich der Absorptionsstelle, wo sie sich nicht bewegen, sondern fixiert sind.
Bei höheren Temperaturen beginnen sie sich zu bewegen,
da sie nun die Aktivierungsbarriere für die Oberflächendiffusion überwinden können.
Nähern wir ein Teilchen, ein Atom der Oberfläche an, ändert sich die Energie dergestalt, dass Absorptionsenergie entsteht.
Die Lebenszeit eines Partikels auf der Oberfläche wird durch die Absorptionsenergie und die Temperatur bestimmt.
Bewegt man nun ein Teilchen über die Oberfläche von einer Seite zur anderen,
schwankt die Energie periodisch und die Aktivierungsbarriere ist erheblich niedriger als die Absorptionsenergie,
also die Aktivierungsenergie für die Oberflächendiffusion.
Aus diesem Grund ist die Verweildauer an einer bestimmten Stelle erheblich kürzer,
das Teilchen springt von einer Stelle zur anderen und desorbiert erst nach sehr vielen Sprüngen wieder zurück in die Gasphase.
Je höher die Temperaturen, umso kürzer wird diese Lebenszeit.
Auf diesem Schnappschuss sehen Sie Sauerstoffatome auf einer Rutheniumoberfläche bei Raumtemperatur.
Diese Aufnahme wurde in weniger als einer Zehntelsekunde gemacht.
Das Rastertunnelmikroskop ist in diesem Fall so schnell,
dass wir die Bewegung des absorbierten Teilchens auf der Oberfläche tatsächlich in Echtzeit nachverfolgen können.
In dieser zweidimensionalen Brownschen Bewegung springen die Atome wahllos auf der Oberfläche herum.
Bei näherem Hinsehen beträgt die mittlere Verweildauer eines solchen Atoms an einer bestimmten Stelle etwa 60 Millisekunden.
Doch sobald sich zwei Atome einander annähern, bleiben sie ein bisschen länger zusammen,
weil eine durch diese elektronische Interaktion durch das Substrat ausgelöste schwache wechselseitige Anziehung besteht.
Das hat Folgen: Bei höheren Bedeckungsgraden ist die Verteilung der absorbierten Partikel
nicht mehr wahllos wie in diesem Fall hier, sondern es kommt infolge dieser wechselseitigen Anziehung zu einer Phasentrennung.
Wir haben nun zwei Phasen, eine zweidimensionale Gasphase
und eine zweidimensionale Feststoffphase mit einer Fernordnungskonfiguration der absorbierten Atome auf der Oberfläche.
Hierbei handelt es sich um ein echtes Gleichgewicht,
denn die Partikel kondensieren und verdampfen kontinuierlich aus der Gasphase auf den Feststoff.
Die aus der dreidimensionalen Chemie bekannten Defekte bzw. Lücken bestehen hier ebenfalls,
und wir haben eine kontinuierliche Keimbildung und -auflösung.
Diese Fernordnung der absorbierten Teilchen ist eher die Regel als die Ausnahme,
und wir können die tatsächliche Struktur der absorbierten Deckschichten auch mittels Diffraktionstechniken bestimmen.
Wenn wir zu unserem Problem der Kohlenmonoxid-Oxidation zurückkehren
und uns die aus Sauerstoff und Kohlenmonoxid gebildeten Strukturen anschauen,
sehen wir, dass die Sauerstoffatome die dreifach koordinierten Stellen gegenüber relativ offenen Einheitszellen bevorzugen.
Diese Sättigung kann bei Raumtemperatur erreicht werden.
Das Kohlenmonoxid dagegen wird entweder ganz oben oder an Brückenpositionen wie in Kohlenstoffverbindungen absorbiert
und bildet eine relativ dicht gepackte Deckschicht.
Die Folge ist, dass es im Falle einer Kohlenmonoxid-Exposition einer solchen Oberfläche
unter Umständen zu einer Absorption in der Einheit kommen kann, so dass diese gemischte Phase entsteht,
während andererseits diese Deckschicht aus Kohlenmonoxid die Sauerstoffabsorption verhindert.
Schaut man sich den Reaktionsmechanismus an – er ist hier nochmals dargestellt –
bildet Kohlenmonoxid eine relativ dicht gepackte Schicht.
Übersteigt ihr Bedeckungsgrad einen bestimmten kritischen Wert, kann Sauerstoff nicht länger absorbiert werden,
Kohlenmonoxid ist giftig.
Das ist ein Grund, warum Ihr Katalysator im Auto nicht funktioniert, wenn es kalt ist.
Es sind höhere Temperaturen notwendig, damit ein Teil des Kohlenmonoxids desorbiert wird,
so dass der Sauerstoff dissoziativ absorbiert und anschließend das CO zwischen den Sauerstoffatomen absorbiert werden kann.
Aus dieser Konfiguration kann CO2 entstehen.
Hier haben wir die Abfolge der Schritte: Kohlenmonoxid wird absorbiert,
Sauerstoff absorbiert dissoziativ durch den molekularen Zustand und anschließend verbinden sich Sauerstoff und CO zu CO2.
So sieht die Energetik aus.
CO und Sauerstoff, das ist die gesamte Reaktionsenthalpie.
Der Großteil davon wird durch Absorption der Teilchen gewonnen.
Befinden sich beide auf der Oberfläche,
können sie sich durch Überwindung einer relativ niedrigen Aktivierungsbarriere zusammenschließen.
Das CO2 ist so schwach gebunden, dass es unmittelbar in die Gasphase freigesetzt wird.
Wenn wir also einen Reaktor mit einem solchen Katalysator wie zuvor dargestellt befüllen
und sich die reagierenden Moleküle in einem Steady-State-Strom befinden,
sind die Partialdrücke sowie die Temperatur in diesem unbeweglichen Katalysator konstant
und wir erhalten eine Steady-State-Reaktionsgeschwindigkeit.
Alles ist konstant, inklusive Produktabfluss.
So funktionieren auch katalytische Reaktoren in der Industrie.
Natürlich finden sich in der Natur zahlreiche andere Reaktoren, und lebende Systeme verhalten sich anders.
Doch obwohl bei uns freie Energie in Form von Nahrung und Luft stetig strömt,
ist die Reaktion eines lebenden Systems keine Steady-State-Reaktionsgeschwindigkeit;
lebende Systeme weisen eine Struktur auf, eine zeitliche und auch eine räumliche.
Die Frage ist: Gibt es dort vielleicht einen Unterschied, den wir bei unseren anorganischen Systemen nicht nachweisen können?
Nun, die Antwort lautet: Bei näherer Betrachtung finden sich ähnliche Effekte
wie bei den einfachen Reaktionen in anorganischen Systemen.
Schauen wir uns noch einmal unsere Reaktion an:
Kohlenmonoxid und Sauerstoff auf einer Platinoberfläche 110, das ist die Struktur der Oberfläche,
und wir halten alles konstant, Temperatur, CO-Druck.
An diesem Punkt ändern wir den Sauerstoffdruck von 2 auf 2,7x10 hoch -4 Millibar und sehen, dass die Reaktionsgeschwindigkeit,
die Bildung von CO2 kontinuierlich zunimmt und dann zu oszillieren beginnt.
Sie oszilliert mit dieser großen Amplitude über Stunden.
Es existiert also eine zeitliche Selbstorganisation unseres Systems;
trotz der Tatsache, dass wir es bei einer konstanten Temperatur einem konstanten Strom von Reaktionspartnern aussetzen,
ist die Reaktion nicht konstant.
Das widerspricht der Intuition.
Ein thermodynamisches System versucht stets, den Zustand maximaler Entropie zu erreichen.
Der Punkt ist, dass es sich in diesem Fall nicht um ein geschlossenes System handelt,
sondern um ein offenes, das sich keinesfalls im Gleichgewicht befindet.
Solche Effekte, die man auf ganz unterschiedlichen Gebieten findet, können bei diesen Systemen auftreten.
Hier haben wir ein berühmtes Beispiel:
die Anzahl der an die Hudson’s Bay Company gelieferten Felle von Hasen und Luchsen als Funktion der Zeit.
Die Anzahl war nicht konstant, sondern unterlag periodischen Schwankungen.
Immer wenn die Hasen in großer Zahl auftreten, sinkt die Zahl der Hasenfelle und die der Luchsfelle steigt etwas schneller.
Dann geht es rauf und runter.
Die Erklärung ist ganz einfach:
Es gibt eine Reaktion zwischen Hasen und Luchsen wie zwischen Kohlenmonoxid und Sauerstoff.
Sind genügend Hasen da, wächst die Luchspopulation.
Die Luchse fressen immer mehr Hasen, so dass die Geburtenrate der Hasen nicht genügend Nachschub liefern kann
und die Hasen langsam aussterben.
Mit einer gewissen Verzögerung steht auch den Luchsen nicht mehr genügend Beute zur Verfügung,
so dass auch ihre Population abnimmt und sich die Hasen wieder erholen können.
Dieses einfache System aus der Populationsdynamik verhält sich also ganz ähnlich wie unsere Reaktion.
Bereits in der 20er Jahren versuchten Mathematiker diesen Effekt anhand einer Reihe von Differentialgleichungen zu erklären.
In der Sprache der chemischen Kinetik verändert sich die Anzahl der Hasen
proportional zu ihrer Geburtenrate abzüglich des Aufeinandertreffens von Hasen und Luchsen;
es handelt sich also um einen Übergangszustand.
Die Zahl der Luchse verändert sich mit der Zeit proportional zur Hasenpopulation;
hier handelt es sich um eine natürliche Sterberate.
Sie sehen hier zwei miteinander verknüpfte gewöhnliche Differentialgleichungen, die hier und hier nicht-linear sind.
Werden diese Gleichungen für bestimmte Parameter – alpha und beta – gelöst, sind die Ergebnisse,
die Lösungen tatsächlich vom Typ her oszillatorisch, Hasen und Luchse, rauf und runter.
Das Geheimnis ist also der nicht-lineare Korrektor dieser Gleichungen,
weshalb dieses gesamte Gebiet auch als nicht-lineare Dynamik bezeichnet wird.
Das ist natürlich nicht die ganze Erklärung, denn die Gleichungen,
gewöhnliche Differentialgleichungen, die Variablen X und Y hängen hier nur von der Zeit ab.
Bei einer größeren Oberfläche mit Hasen und Luchsen muss es eine gewisse Kommunikation, einen Abgleich geben,
damit das ganze System nicht gleichzeitig rauf und runter geht.
Man benötigt also eine Kopplung der Variablen auf der Oberfläche.
Damit kommen wir zur allgemeinen Formulierung dieser Probleme:
In offenen Systemen, die sich nicht im Gleichgewicht befinden, erfolgt eine räumliche und zeitliche Selbstorganisation.
Die laterale Veränderung der Zustandsvariablen oder Oberflächenkonzentrationen
lässt sich durch Kopplung verschiedener Teilchen mittels Oberflächendiffusion oder Wärmeleitung
oder ganz andersgearteter Effekte erreichen.
Im Falle einer Diffusion sehen die Gleichungen so aus, partielle Differentialgleichungen.
Das ist die Kinetik und das die Diffusion der Partikel auf einer Oberfläche;
wenn die Konzentration hier höher ist als dort, findet eine Diffusion statt.
Diese Kopplung von Reaktion und Diffusion hat die räumlich-zeitliche Selbstorganisation zur Folge.
Zum Beispiel die Wärmeleitung;
die entscheidende Komponente ist hier dargestellt, eine der oszillatorischen Kinetik unterliegende,
nur 200 Nanometer dicke Platinplatte über einer 5 Millimeter großen Öffnung.
Wächst die Reaktionsgeschwindigkeit, nimmt auch die freigesetzte Wärme zu und die Temperatur steigt.
In diesem Fall kann sich die Temperatur durch die periodische Schwankung der Reaktionsgeschwindigkeit
um bis zu 30 Grad ändern, was zu einer Wärmeausdehnung des Platins und damit einer Verformung führt.
Der Fortschritt der Reaktion lässt sich also anhand der Verformung dieser Folie tatsächlich verfolgen.
Es handelt sich um eine periodische Verformung, und die Ausbreitung dieser Wärmewellen durch Wärmeleitung
stellt einen Synchronisationsmechanismus dar, den wir als Herzschläge bezeichnen.
Zwar ist über diese Reaktion alles bekannt, dennoch ist das Gesamtverhalten dilatorisch.
Unter alpha-thermalen Bedingungen, d.h. konstant gehaltener Temperatur erscheinen Konzentrationsmuster.
In der Literatur findet sich ein ganz berühmtes Beispiel für diese Art von Konzentrationsmustern,
nämlich die Belousov-Zhabotinsky-Reaktion.
Bei dieser in der Petrischale durchgeführten,
äußerst komplizierten Reaktion spiegeln die verschiedenen Farben
die unterschiedlichen Konzentrationen der Reaktionsteilnehmer wider.
Längenskala 5 cm;
sie liegt nicht mehr im Atombereich, sondern wird durch die Kopplung von Reaktion und Diffusion vorgegeben.
Doch nun zurück zu unserer Oberflächenreaktion.
Wir müssen eine Technik anwenden, mit deren Hilfe sich die laterale Verteilung der absorbierten Teilchen auf der Oberfläche
– Sauerstoff und Kohlenmonoxid – darstellen lassen.
Diese elektronenmikroskopische Aufnahme basiert auf den unterschiedlichen Dipolmomenten der absorbierten Partikel.
In diesem Fall sind die dunklen Bereiche vorwiegend mit Sauerstoff bedeckt, die hellen hauptsächlich mit Kohlenmonoxid.
Sie sehen, es handelt sich nicht mehr um kreisförmige Wellen wie in der Belousov-Zhabotinsky-Reaktion, sondern um elliptische.
Infolge der nicht isotropen Oberflächenstruktur erfolgt die Diffusion in diese Richtung schneller als in diese,
was zu diesen elliptischen Wellenmustern führt.
Wir können nun auch die Ausbreitung dieser Wellen in Echtzeit mit Hilfe des Mikroskops nachverfolgen.
Wir sehen, wie sich diese Wellen ausbreiten und die gesamte Struktur
zwischen hauptsächlich Kohlenmonoxid-bedeckten hellen und vorwiegend Sauerstoff-bedeckten dunklen Bereichen wechselt.
Diese Art Targetmuster treten bei diesen Systemen sehr häufig auf.
Auch der Künstler Paul Klee hatte eine Vision von diesen Targetmustern und betonte ihren wechselhaften Charakter.
Selbst wenn die Reaktionsgeschwindigkeit nicht oszilliert, können wir Teilmuster auf der Oberfläche erkennen,
mit Hilfe der PEEM-Technik, Durchmesser 500 Mikrometer,
die Längenskala wird wieder durch die Kopplung von Diffusion und Reaktion vorgegeben.
Eines der am häufigsten absorbierten Muster sind Spiralen, Spiralwellen.
Wenn wir die sich ausbreitenden Spiralwellen betrachten, sehen wir, wie sie sich ausdehnen.
Es gibt verschiedene Wellenlängen,
da der Kern einer solchen Spirale für gewöhnlich durch die lokale Defektstruktur bestimmt wird.
Sie breiten sich mit einer Geschwindigkeit von mehreren Mikrometern pro Sekunde aus,
wohingegen diese dunklen Bereiche hauptsächlich von Sauerstoff bedeckt sind.
Hier katalysiert jede Stelle etwa 10 Mal pro Sekunde die Reaktion zu CO2.
Es handelt sich also um ganz unterschiedliche Zeitskalen.
Die Kopplung von Reaktion und Diffusion an die räumliche Ordnung
und die Reaktion selbst an diesen teilweise mit Sauerstoff versehenen Bereichen.
Bei der Kollision von Spiralen entstehen charakteristische Muster.
Spiralen werden natürlich in ganz unterschiedlichen Bereichen beobachtet;
das größte Objekt in der Natur, die Galaxien, sind Spiralen, und auch beim Wetter kommt es häufig zur Spiralbildung.
Die älteste Darstellung einer Spirale, die ich finden konnte, stammt von der kleinen Insel Malta.
Es handelt sich um einen mehr als 4000 Jahre alten Stein,
auf dem Spiralen und all die Dinge, die ich Ihnen heute gezeigt habe, abgebildet sind.
Sehr merkwürdig.
Über unsere Reaktion – eine sehr einfache Reaktion zwischen Kohlenmonoxid und Sauerstoff – wissen wir alles;
wir kennen die Reaktionsgeschwindigkeiten und die Diffusionskoeffizienten.
Wir können also die für die Bildung dieser Muster geltenden partiellen Differentialgleichungen formulieren,
sie mit Hilfe des Computers lösen und schauen, welche Musterbildung die Theorie vorhersagt.
Wir beginnen mit einer Zufallsverteilung von Sauerstoff und Kohlenmonoxid auf der Oberfläche
und lassen das System nun auf dem Computer laufen.
Wie Sie sehen, entstehen diese letztendlich Spiralen bildenden Strukturen.
Dies wird durch die anderen Parameter sehr sensibel bewerkstelligt.
Wenn wir die Parameter nur leicht abändern, bilden sich zwar Spiralen, diese brechen aber auseinander und geraten in Unordnung.
Dann besteht ein Stadium der Turbulenz bzw. ein räumlich-zeitliches Chaos.
Das ist alles hochkomplex und hat natürlich mit Atomen nichts mehr zu tun, aber man bewegt sich von den Atomen zur Komplexität.
Das Ganze ist mehr als die Summe seiner Bestandteile.
Vincent Van Gogh schrieb einmal an seinen Bruder, dass Großes nie aus einem reinen Impuls heraus entsteht,
sondern indem man viele Kleinigkeiten zu einem neuen Ganzen formt.
Seine Vision der Welt spiegelt sich hier in seinen Spiralen wieder:
wir sehen die Muster, wir sehen das Turbulenzstadium, es ist alles da.
Ich bedanke mich herzlich.
(Applaus).