Optisch meten op weefsel Samenvatting
HC1
Rode bloedcellen bevatten hemoglobine eiwitten, deze bevatten heem moleculen
- Hemoglobine (Hb) voor zuurstof respiratie
- Chlorofyl voor fotosynthese
Ze bevatten ringen van stikstof, koolstof met in het middel een metaal ion porfyrinen
- Met Fe2+ heem
- Met Mg2+ chlorophyl
Heem (met Fe2+) bindt reversibel en zwak met zuurstof. Er is zuurstofuitwisseling door diffusie van
hoge naar lage concentratie. De meeste zuurstof in het bloed is gebonden aan hemoglobine.
Kleur van het bloed:
- Fel rood = uit arterie
- Donker rood = uit ader
Fotonen:
Licht vertoont deeltjes- als golfgedrag
Fotonen bevatten een intrinsieke energie:
E=hv
E = energie (J)
h = constante van Planck (6.63*10^-34 Js)
v = frequentie (Hz)
λv=c
λ= golflengte (m)
v = frequentie (Hz)
c = snelheid (licht: 3*10^8)
, hc
E=
λ
Golflengtes licht:
- Vacuüm UV = 10-200 nm
- UV = 200-400 nm
- Zichtbaar licht = 400-700 nm
- Bijna IF = 800-2500 nm
- IF > 2500 nm
1 nm = 1*10^-9 meter
Soorten lichtbronnen:
- Incandescent sources
- Gas-discharge and fluorescent sources
- Flashlamps and Arc lamps
- LED’s
- Lasers
Bohn atoommodel (1913) elektronen bewegen in cirkelbanen rond de kern. De banen hebben
gekwantiseerde afstanden tot de kern en energieniveaus. Bij elektrontransities komt energie vrij.
- Eerste Balmer transitie: elektron springt van n=3 naar n=2, dit produceert een 1.89 eV foton
(λ=656 nm) met H-atoom
Volgens het Bohr atoommodel kunnen elektronen geen EM-golven uitzenden, maar volgens
elektrodynamica zouden ze dat wel moeten doen. Het Bohr model is vervangen door een quantum
mechanical model, maar wordt nog wel gebruikt.
The Schrodinger equation wordt gebruikt om de energie van een elektron in een bepaalde schil
van een bepaald atoom te bepalen
2 4
−1 Z e m
E ( Z , n )= (J )
8 n2 h2 ε 20
Voor een H-atoom met Z=1
1
E ( n ) =−13.6 2
(eV )
n
Z = atoomnummer
n = principle quantum number
m = rustmassa van het elekron
e = elementaire lading
ε 0= permitivity of free space (constante)
h = constante van Planck
c = snelheid van licht
Energie absorptie/emissie in het Bohr Model:
, hc
- λ= bij absorptie/verval is de energietransactie gelijk aan het energieverschil van de 2
ΔE
energystates
- Het verschil in energie: ΔE = E2 – E1
Atomic transitions:
- Absorptie/Emissie E2-E1 = h*v
- Stimulated emision 1 foton geabsorbeerd & 2 fotonen uitgezonden (met dezelfde richting
en fase)
Een normale populatie van atomen bijna alle elektronen zitten in de grondtoestand, de kans op
stimulated emission is klein
Boltzmann’s principle = geeft de waarschijnlijkheid dat atomen zich in een bepaalde toestand
bevinden (i), vergeleken met de grondtoestand
Ei −E1
−( )
K BT
Pi=P1 e
Pi= waarschijnlijkheid dat atomen in toestand i zijn
K B= Boltzman constante = 1.38 * 10^-23 J/K
P1 >> Pi het systeem absorbeert netto (en straalt niet
netto uit)
Populatie inversie bestaat uit een 4-level systeem.
Elektronen worden vanuit de grondtoestand door een
‘pumping process’ naar een hoger energieniveau gebracht. Ze
vallen terug en blijven relatief lang in E3
- De relaxatietijd van E3 naar E2 is langer dan van E2
naar E1, hierdoor zijn ze relatief lang in E3
HC1
Rode bloedcellen bevatten hemoglobine eiwitten, deze bevatten heem moleculen
- Hemoglobine (Hb) voor zuurstof respiratie
- Chlorofyl voor fotosynthese
Ze bevatten ringen van stikstof, koolstof met in het middel een metaal ion porfyrinen
- Met Fe2+ heem
- Met Mg2+ chlorophyl
Heem (met Fe2+) bindt reversibel en zwak met zuurstof. Er is zuurstofuitwisseling door diffusie van
hoge naar lage concentratie. De meeste zuurstof in het bloed is gebonden aan hemoglobine.
Kleur van het bloed:
- Fel rood = uit arterie
- Donker rood = uit ader
Fotonen:
Licht vertoont deeltjes- als golfgedrag
Fotonen bevatten een intrinsieke energie:
E=hv
E = energie (J)
h = constante van Planck (6.63*10^-34 Js)
v = frequentie (Hz)
λv=c
λ= golflengte (m)
v = frequentie (Hz)
c = snelheid (licht: 3*10^8)
, hc
E=
λ
Golflengtes licht:
- Vacuüm UV = 10-200 nm
- UV = 200-400 nm
- Zichtbaar licht = 400-700 nm
- Bijna IF = 800-2500 nm
- IF > 2500 nm
1 nm = 1*10^-9 meter
Soorten lichtbronnen:
- Incandescent sources
- Gas-discharge and fluorescent sources
- Flashlamps and Arc lamps
- LED’s
- Lasers
Bohn atoommodel (1913) elektronen bewegen in cirkelbanen rond de kern. De banen hebben
gekwantiseerde afstanden tot de kern en energieniveaus. Bij elektrontransities komt energie vrij.
- Eerste Balmer transitie: elektron springt van n=3 naar n=2, dit produceert een 1.89 eV foton
(λ=656 nm) met H-atoom
Volgens het Bohr atoommodel kunnen elektronen geen EM-golven uitzenden, maar volgens
elektrodynamica zouden ze dat wel moeten doen. Het Bohr model is vervangen door een quantum
mechanical model, maar wordt nog wel gebruikt.
The Schrodinger equation wordt gebruikt om de energie van een elektron in een bepaalde schil
van een bepaald atoom te bepalen
2 4
−1 Z e m
E ( Z , n )= (J )
8 n2 h2 ε 20
Voor een H-atoom met Z=1
1
E ( n ) =−13.6 2
(eV )
n
Z = atoomnummer
n = principle quantum number
m = rustmassa van het elekron
e = elementaire lading
ε 0= permitivity of free space (constante)
h = constante van Planck
c = snelheid van licht
Energie absorptie/emissie in het Bohr Model:
, hc
- λ= bij absorptie/verval is de energietransactie gelijk aan het energieverschil van de 2
ΔE
energystates
- Het verschil in energie: ΔE = E2 – E1
Atomic transitions:
- Absorptie/Emissie E2-E1 = h*v
- Stimulated emision 1 foton geabsorbeerd & 2 fotonen uitgezonden (met dezelfde richting
en fase)
Een normale populatie van atomen bijna alle elektronen zitten in de grondtoestand, de kans op
stimulated emission is klein
Boltzmann’s principle = geeft de waarschijnlijkheid dat atomen zich in een bepaalde toestand
bevinden (i), vergeleken met de grondtoestand
Ei −E1
−( )
K BT
Pi=P1 e
Pi= waarschijnlijkheid dat atomen in toestand i zijn
K B= Boltzman constante = 1.38 * 10^-23 J/K
P1 >> Pi het systeem absorbeert netto (en straalt niet
netto uit)
Populatie inversie bestaat uit een 4-level systeem.
Elektronen worden vanuit de grondtoestand door een
‘pumping process’ naar een hoger energieniveau gebracht. Ze
vallen terug en blijven relatief lang in E3
- De relaxatietijd van E3 naar E2 is langer dan van E2
naar E1, hierdoor zijn ze relatief lang in E3
