Farbiges Licht

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Farbiges Licht

Nutzung von Modellen zum VerstÀndnis der Farbigkeit von Licht

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UrsprĂŒnglich gab es Leuchtdioden, wie sie zum Beispiel in LED-Streifen vorkommen, nur in Rot und Gelb. Heute sind LEDs fast in allen Farben erhĂ€ltlich und ersetzen in vielen Bereichen herkömmliche Technologien, wie zum Beispiel GlĂŒhlampen. In einem LED-Display kann jeder Farbeindruck erzeugt werden, indem man die Farbanteile von nur einigen wenigen LED-Farben mischt.

LED-Streifen
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Urheber: Zishan Khan

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Auch weißes Licht (z. B. Sonnenlicht) kann in seine Spektralfarben aufgespalten werden. Im Alltag lĂ€sst sich das beispielsweise an einem Regenbogen beobachten; in Versuchen lĂ€sst sich der Effekt durch die Verwendung eines Glasprismas erzeugen.

Farbiges Licht hast du bestimmt auch schon in Leuchtstoffröhren und in Flammen gesehen. Physikalisch gesehen lassen sich all diese Farberscheinungen mit elektronischen AnregungsvorgÀngen in den Atomen erklÀren.

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Urheber: Albrecht Fietz

Pixabay License Freie kommerzielle Nutzung Kein Bildnachweis nötig

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FlammenfĂ€rbung – Emission von farbigem Licht

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Farbiges Licht kennt man auch von bunten Silvesterraketen. Die Farben entstehen durch ZusÀtze in den Raketen, die bei der Explosion durch das Schwarzpulver Licht in verschiedenen WellenlÀngen, also Farben, ausstrahlen. Im Labor kann man diese Lichterscheinungen auch experimentell nachstellen. Man bringt dazu verschiedene Verbindungen (Metallsalze) in eine Flamme. Das geschieht, indem die Verbindung auf einem MagnesiastÀbchen aufgenommen und dann in die farblose Flamme eines Gasbrenners gehalten wird. Eine weitere Möglichkeit, farbiges Licht zu erzeugen, siehst du im folgenden Bild.

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Urheber: Hegelrast

https://en.m.wikipedia.org/wiki/File:Coloured_flames_of_methanol_solutions_of_metal_salts_and_compounds.jpg

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Farbige Flammen. Verschiedene Verbindungen (vorwiegend Metallsalze) werden auf Watte aufgetragen, die zuvor in Methanol getrĂ€nkt wurde. Danach wird das Methanol entzĂŒndet.

Von links nach rechts: Lithiumchlorid, Strontiumchlorid, Calciumchlorid, Natriumchlorid, Bariumchlorid, Trimethylborat, Kupferchlorid, CĂ€siumchlorid und Kaliumchlorid. Die in diesen Verbindungen enthaltenen Atome werden thermisch angeregt und senden ein charakteristisches Licht aus (Emission elektromagnetischer Strahlung in sichtbarem Bereich).

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Urheber: https://www.nist.gov/pml/handbook-basic-atomic-spectroscopic-data

https://www.itp.uni-hannover.de/fileadmin/itp/emeritus/zawischa/static_html/atome.html

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Linienspektrum von Calcium

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Das so erzeugte Licht kann mithilfe eines Prisma „zerlegt“ werden. So stellt man fest, dass im Gegensatz zum weißen Licht kein vollstĂ€ndiges Farbspektrum sichtbar wird. Stattdessen sieht man ein ganz besonderes, charakteristisches Spektrum des ausgestrahlten (emittierten) farbigen Lichts. Dieses Emissionsspektrum weist viele einzelne Farblinien auf. Dort, wo keine Linien auftauchen, bleibt das Spektrum ganz schwarz. Ein solches Emissionsspektrum nennt man auch Linienspektrum. 

Es gibt auch Lichtquellen, deren Linienspektrum ein vollstÀndiges Farbspektrum bilden. Zum Beispiel die Kohlebogenlampe. 

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Urheber: shutterstock

https://www.shutterstock.com/de/image-vector/continuous-spectrum-that-shows-no-interruptions-2238827379

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Die Kohlebogenlampe erzeugt einen Lichtbogen zwischen zwei Graphitelektroden. Dieses Licht enthĂ€lt alle Farben von Rot bis Violett, wobei die Farben lĂŒckenlos aufeinander folgen. Die Kohlenbogenlampe erzeugt also ein kontinuierliches Spektrum.

Das Licht der Sonne zeigt ein beinahe kontinuierliches Spektrum. Bei genauer Untersuchung kann man jedoch feststellen, dass einige WellenlÀngen fehlen und das ansonsten kontinuierliche Spektrum durch schwarze Linien unterbrochen wird. Diese Linien sind als Fraunhofersche Linien bekannt (nach dem Wissenschaftler Joseph Fraunhofer).

Diese KupferĂ€tzung wurde von Fraunhofer selbst einschließlich der Farbgebung mit einem experimentellen Druckverfahren hergestellt. Es zeigt das gesamte sichtbare Spektrum einschließlich der berĂŒhmten Fraunhofer-Linien, von denen einige mit Buchstaben benannt sind. Oben sehen Sie die Kurve der spektralen Reaktion des Auges auf Tageslichtbeleuchtung. Auch zuerst gemessen von Fraunhoher
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Urheber: Deutsches Museum, Archiv, BN 43952

https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Fraunhofer_Spektrum_Medium.jpg

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Das Spektrum des Sonnenlichts, unterbrochen durch die schwarzen „Fraunhoferschen Linien“.

Das BOHRsche Atommodell

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In einer heißen Flamme erhalten die Atome thermische Energie, die ihrer kinetischen Energie entspricht. Je höher die Temperatur, desto schneller bewegen sich die Atome und haben somit eine höhere kinetische Energie. Diese Bewegung der Atome kann auch zu ZusammenstĂ¶ĂŸen zwischen ihnen fĂŒhren, bei denen Energie von einem Atom auf ein anderes ĂŒbertragen wird. Dabei kann es passieren, dass Elektronen diese Energie aufnehmen und angeregt werden. Wie man sich diese thermische Anregung vorstellen kann, erlĂ€utert das Schalenmodell nach NIELS BOHR (BOHRsches Atommodell). 

In der folgenden Abbildung ist ein Atom im BOHRschen Atommodell dargestellt. In der Mitte befindet sich der Atomkern, und darin die Neutronen und die positiv geladenen Protonen.  Abbildungen dieser Art vereinfachen oft den Kern durch eine Kugel. Die Elektronen werden auf Schalen dargestellt, die hier nummeriert sind. Die Besetzung der Schalen erfolgt von innen nach außen, beginnend mit Schale 1.

In dem hier dargestellten Atom gibt es nur ein Elektron.

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Absorption und Emission im Modell

  • Ziehe den Schieber im Bild nach links (Energiezufuhr) bzw. wieder nach rechts (Energieabgabe).
  • Beobachte und erklĂ€re, was bei Energiezufuhr (Absorption von Energie) bzw. der Energieabgabe (Emission von Energie) in einem Atom passiert.

Die BOHRschen Postulate

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Das BOHRsche Atommodell, das hier verwendet wird, ersetzte das RUTHERFORDsche Atommodell im Jahr 1913. NIELS BOHR konnte in seinem Modell durch die EinfĂŒhrung von drei Postulaten zwei Probleme lösen, die mit dem Modell nach Rutherford nicht erklĂ€rt werden konnten:

  1. Die StabilitĂ€t der Atome konnte zuvor nicht beantwortet werden. Aus klassischer Sicht fĂŒhren die kreisenden Elektronen eine beschleunigte Bewegung aus. Beschleunigte Ladungen sollten elektromagnetische Energie abstrahlen und als Folge wĂŒrden die Elektronen abgebremst und in den Kern fallen.
  2. Forschungen wie die BALMER-Serie und der FRANCK-HERTZ-Versuch zeigten, dass Energie von Atomen in festgelegten (quantenhaften) Mengen abgegeben oder aufgenommen wird, was komisch war. Man schloss daraus, dass Atome nur bestimmte (diskrete) Energiestufen haben können. Im Atommodell von RUTHERFORD waren jedoch alle möglichen Radien der Elektronenbahnen und somit auch Elektronengeschwindigkeiten erlaubt. Somit konnte die Gesamtenergie eines Elektrons, die sich aus kinetischer und potenzieller Energie zusammensetzt, keine diskreten Werte annehmen. Das stellte einen Widerspruch zu den experimentellen Befunden dar.
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Darstellung der Emission und Absorption in Energieniveauschemata

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Anstelle der Darstellung im BOHRschen Atommodell werden Emissions- und AbsorptionsvorgÀnge meistens in Energieniveauschemata dargestellt.

Man kann sich das so vorstellen, dass man die einzelnen Schalen des zweidimensionalen Atommodells als Linien darstellt. Jede Linie entspricht der Energie eines spezifischen elektronischen Zustands. Die elektronischen ZustÀnde werden von den Quantenzahlen bestimmt. 

Eine Anregung erfolgt, wenn das Elektron Energie absorbiert, die genau der Energiedifferenz zwischen den beiden ZustĂ€nden entspricht. Bei der Emission von elektromagnetischer Strahlung fĂ€llt das Elektron aus diesem angeregten Zustand zurĂŒck. Dabei wird die Energiemenge in Form von elektromagnetischer Strahlung freigesetzt, die der Energiedifferenz zwischen den ZustĂ€nden entspricht.

Den Zusammenhang zwischen den Darstellungsformen, siehst du in der folgenden Animation.

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Aufgabe

Energieniveauschema fĂŒr Wasserstoff

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Viele Elemente können im gasförmigen Zustand durch Energiezufuhr zum Leuchten angeregt werden. Dieses Prinzip wird beispielsweise in Spektralröhren oder Leuchtröhren genutzt, um Licht in einem bestimmten WellenlĂ€ngenbereich zu erzeugen. FĂŒr analytische Zwecke (spektroskopische Analyse) kann die Anregung eines Gasgemisches auch genutzt werden. Ein charakteristisches Licht wird bei der Anregung jedes chemischen Elements emittiert. Dieses Licht kann mithilfe eines Gitters in seine verschiedenen Farben zerlegt werden, wodurch ein charakteristisches Linienspektrum entsteht. Am Beispiel des Wasserstoffs und seines zugehörigen Energieniveauschemas kann dies erlĂ€utert werden.

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WellenlÀngen bei EmissionsvorgÀngen im Wasserstoffatom

  • Ermittle aus dem Energieniveauschema des Wasserstoffatoms die Energiedifferenz E = E(n) - E(m) fĂŒr den Übergang von n = 4 der Lyman-Serie.
  • Berechne mit der PLANCKschen Formel die WellenlĂ€nge der emittierten Strahlung.
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Die Abbildung zeigt die verschiedenen möglichen Wechselwirkungen der Elektronen im Wasserstoffatom gemĂ€ĂŸ dem BOHRschen Atommodell

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Wie bereits erwĂ€hnt, sind im Wasserstoffatom eine Vielzahl von elektronischen Anregungen möglich. Dies wird auch durch die alternative modellhafte Abbildung der möglichen ÜbergĂ€nge deutlich. In AbhĂ€ngigkeit dazu, welche Elektronenbahn die „Heimatbahn“ ist, wurden auch hier die ÜbergĂ€nge zu den jeweiligen Serien zusammengefasst. Nur wenige dieser ÜbergĂ€nge fĂŒhren zu sichtbaren Leuchterscheinungen bei der Emission. Dies lĂ€sst sich dadurch erklĂ€ren, dass nur bei der BALMER-Serie die Energiedifferenzen zwischen der Heimatbahn m = 2 und den verschiedenen Sprungbahnen n = 3, 4, 5 ... einer Energie und somit WellenlĂ€nge entspricht, die im sichtbaren Bereich liegt. Diese sichtbare Emission kann beispielsweise in einer BALMER-Lampe beobachtet werden. Alle anderen Emissionen liegen im ultravioletten oder infraroten Bereich des Spektrums und sind fĂŒr das bloße Auge unsichtbar.

Eine BALMER-Lampe ist eine Kapillarröhre, die mit Wasserdampf gefĂŒllt ist. Durch elektrische Entladungen entsteht in der Röhre atomarer Wasserstoff. Das von der Röhre emittierte Licht erscheint pink. Dieser entsteht durch die fĂŒr Wasserstoff charakteristische Emission. Die Linien im Emissionsspektrum der BALMER-Serie, benannt nach ihrem Entdecker Johann Jakob Balmer, liegen im sichtbaren Bereich des Spektrums.

In einem Emissionsspektrum werden die IntensitÀten der Emissionen in AbhÀngigkeit von der WellenlÀnge dargestellt. Die Emissionen des Wasserstoffs manifestieren sich als scharf begrenzte Linien, was bedeutet, dass nach einer Anregung nur Licht bestimmter WellenlÀngen und somit spezifischer Energien abgestrahlt wird.



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BALMER-Lampe

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https://de.wikibooks.org/wiki/Datei:Spektrum.Balmer-Serie.png#/media/Datei:Spektrum.Balmer-Serie.png

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Emissionsspektrum einer BALMER-Lampe

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Aufgabe

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Aufgabe

Skizziere einen beliebigen Absorptionsvorgang der Paschen-Serie

  1. im BOHRschen Atommodell und 
  2. in einem Energieniveauschema
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Das bunte Leuchten von LEDs, wie zu Beginn des Moduls erwĂ€hnt, basiert ebenfalls auf Emissionen im sichtbaren Bereich des Lichtspektrums. Hier wird ebenfalls beim Übergang von einem energetisch höheren Energieniveau auf ein niedrigeres Niveau Energie in Form von Licht abgestrahlt.

Durch gezielte Fortschritte in der Entwicklung von Halbleitermaterialien, die in LEDs verwendet werden, wurde das Spektrum der verfĂŒgbaren LED-Farben erweitert. Heutzutage können nicht nur rote LEDs, sondern auch gelbe, grĂŒne und blaue LEDs hergestellt werden. Um jedoch vollstĂ€ndig zu verstehen, wie LEDs funktionieren und wie wie durch die Synthese neuartiger Halbleitermaterialien die Energieniveaus verĂ€ndert und so die Farbe des emittierten Lichts beeinflusst wird, bedarf es weiterer Kenntnisse ĂŒber physikalische VorgĂ€nge in Halbleitermaterialien.