Hast du dich schon mal gefragt, warum manche Objekte unter UV-Licht leuchten? Bei diesem Prozess nehmen Atome Energie auf und geben sie als für uns sichtbares Licht wieder ab.
Energiestufenmodell des Atoms
Um zu verstehen, wie Atome Energie aufnehmen oder abgeben können, müssen wir zunächst wissen, wie ein Atom aufgebaut ist. Dazu schaust du dir am besten unseren Artikel zum Thema Atomaufbau und zu den verschiedenen Atommodellen an.
Um den atomaren Energieaustausch zu verstehen, eignet sich ein sehr vereinfachtes Atommodell. Der Atomkern besteht aus positiv geladenen Protonen und neutral geladenen Neutronen. Um den Kern kreisen die negativ geladenen Elektronen auf festgelegten Bahnen um den Atomkern.
Die Bahnen auf welchen die Elektronen um den Atomkern kreisen, bezeichnest du auch als Schalen oder Orbitale des Atoms. Jede dieser Bahnen entspricht einem diskreten Energieniveau (auch Energiestufe genannt). Das bedeutet, dass die Elektronen auf jeder Schale eine gewisse Energie besitzen, mit der sie an das Atom gebunden sind. Diese Energie ist größer, je weiter sich das Elektron vom Atomkern entfernt befindet.
Die Elektronen können sich nur auf und nicht zwischen den Bahnen befinden. Sie können allerdings durch die Absorption oder Emission von Photonen die Bahn wechseln. Dieses Phänomen wird auch als Quantensprung bezeichnet.
Auf der folgenden Abbildung siehst du ein vereinfachtes Modell eines Atoms:
Abb. 1 - Bohrsches Atommodell
Da dieses Modell der diskreten Energieniveaus etwas abstrakt ist, hilft dir vielleicht der folgende Vergleich, um das Prinzip besser zu verstehen.
Die Schalen um den Kern kannst du dir wie ein Hochhaus vorstellen: Jedes Stockwerk entspricht dann einem Energieniveau. Je höher du kommst, desto mehr Energie musst dafür du aufwenden. Du kannst allerdings immer nur auf einer Etage aufhalten und nicht zwischen diesen schweben.
Genau wie du allerdings das Stockwerk (zum Beispiel mit einem Aufzug) wechseln kannst, genauso können auch Elektronen unter bestimmten Voraussetzungen die Schale wechseln.
Beachte, dass dies nur eine Metapher ist, die Elektronen wechseln nicht wirklich ihren Aufenthaltsort, sondern lediglich ihren Energiezustand.
Genau wie du Energie aufwenden musst, um die Etage des Hochhauses zu wechseln, müssen auch Elektronen Energie aufnehmen um auf ein höheres Energieniveau zu kommen.
Atomarer Energieaustausch: Atomare Energieaufnahme
Je weiter entfernt sich die Schale von dem Atomkern befindet, desto höher ist das Energieniveau des Elektrons. Um auf eine höhere Schale zu wechseln, muss ein Elektron also mehr Energie aufnehmen. Diese Energie muss exakt der Differenz zwischen der Energie der höheren Schale und dem derzeitigen Energielevel des Elektrons betragen.
Die folgende Formel zeigt dir, wie du die Energiedifferenz zwischen zwei Schalen berechnen kannst.
Dabei ziehst du die höhere Energie von der niedrigeren Energie ab und erhältst somit den Energieunterschied zwischen den beiden Schalen.
Woher bekommt ein Elektron nun diese Energie? Das kann auf unterschiedliche Weise geschehen, die häufigste Methode ist jedoch die Absorption von Photonen.
Absorption von Photonen
Trifft ein Photon mit einer bestimmten Wellenlänge auf ein Elektron, überträgt es dem Elektron seine Energie und wird dabei absorbiert. Das Elektron wechselt anschließend zu einem höheren Energieniveau, es befindet sich in einem angeregten Zustand.
Photonen werden jedoch nur dann aufgenommen, wenn ihre Energie exakt der Energie entspricht, die das Elektron braucht, um auf eine höhere Schale zu gelangen. Entspricht die Energie nicht der Differenz, wird das Photon auch nicht absorbiert. Falls du mehr dazu wissen möchtest, kannst du dir unseren Artikel zum Thema Absorption von Photonen anschauen. Auf dem folgenden Bild siehst du diesen Prozess vereinfacht dargestellt:
Abb. 2 - Absorption eines Photons
Je nach Farbe des sichtbaren Lichts können Photonen unterschiedliche Energien besitzen. Die höchste Energie besitzen Photonen am Ende des violetten Bereichs, die niedrigste Energie besitzen Photonen aus dem roten Bereich. Darüber hinaus gibt es auch noch Photonen außerhalb des sichtbaren Spektrums.
Energieaufnahme durch Stöße
Neben der Absorption von Photonen können auch Zusammenstöße zwischen Teilchen zur Anregung eines Atoms oder Moleküls führen. Dabei bezeichnest du das angeregte Atom oder Molekül als Target und das anregenden Teilchen als Projektil. Zum Beispiel kann ein Elektron mit einem Atom zusammenstoßen und seine Energie übertragen. Das bezeichnest du als Elektronenstoßanregung.
Einen wichtigen Versuch zur Stoßanregung ist der Frank-Hertz-Versuch. Alles, was du dazu wissen musst, findest du in unserem Artikel zu diesem Thema.
Wenn ein Elektron einen bestimmten Energiebetrag aufnimmt, kann es sein Atom auch verlassen. Dieser muss größer als die Bindungsenergie sein. Also die Energie, die die Elektronen an das Atom bindet. Den Energiebetrag bezeichnest du auch als Ionisierungsenergie, da durch diesen Prozess Ionen entstehen.
Ionen sind positiv oder negativ geladene Atome. Normalerweise ist nämlich die Anzahl der positiven Protonen und die der negativen Elektronen gleich, sodass sich die Ladungen ausgleichen.
Verlässt ein Elektron das Atom, gibt es ein Proton zu viel und die Ladungen gleichen sich nicht mehr aus. Das Atom wird zu einem positiven Ion, einem Anion (ein negatives heißt übrigens Kation). Die Ionisierungsenergie wird mit jedem Elektron größer, das den Atomkern verlässt.
Atomarer Energieaustausch: Atomare Energieabgabe
Wechselt ein Elektron nun auf einem höheren Energieniveau, befindet es sich in einem instabilen Zustand. In diesem bleibt das Elektron meist nur einen Bruchteil einer Sekunde, bevor es in einen energetisch niedrigeren Zustand zurückfällt. Dabei sendet (emittiert) es die Energiedifferenz zwischen den Schalen in Form eines Photons aus. Dies siehst du auch auf folgender Abbildung:
Abb. 3 - Emission eines Photons
Auch zu diesem Thema haben wir einen Artikel, der dir das Thema nochmal näher erklärt.
Die Energie des emittierten Photons entspricht wieder der Energiedifferenz zwischen den zwei Schalen auf denen das Elektron wechselt. Du kannst sie also ähnlich wie vorhin berechnen und dadurch auch einige andere Eigenschaften des Photons bestimmen.
Zur Berechnung der Energie des Photons berechnest du analog zu vorhin die Differenz aus der Energie der beiden Energieniveaus, indem du sie voneinander abziehst.
Die Energie lässt sich allerdings auch anders darstellen, nämlich aus dem Produkt der Planck-Konstante und der Frequenz des Photons
Da du die Energie bereits kennst, kannst die Formel auch nach der Frequenz des Photons umstellen, indem du durch die Planck-Konstante dividierst.
Aus der Energiedifferenz lässt sich auch die Wellenlänge eines Photons berechnen. Dafür musst du nur folgende Formel anwenden:
Zuletzt wandelst du die Wellenlänge von Metern in Nanometer um:
Jetzt kannst du die Wellenlänge des Photons berechnen, damit weißt du auch, welche Farbe das emittierte Photon hat, wenn du es mit dem elektromagnetischen Spektrum vergleichst.
Kommt für die Wellenlänge zum Beispiel 500 Nanometer (nm) heraus, erscheint das emittierte Photon für uns in grüner Farbe.
Den Prozess der Photonenemission spielt in vielen verschiedenen Prozessen eine Rolle: von Sonnenlicht über Leuchtstoffröhren und Laser bis hin zu kleinen Glühwürmchen.
Fluoreszenz
Sendet ein Atom Licht aus, nachdem es zuvor selbst durch Photonen angeregt wurde, nennst du das stimulierte Emission. In der Natur kommt es manchmal auch zu spontaner Emission ohne vorherige Anregung. Dieser Prozess ist nicht vorhersehbar und gehört in den Bereich der Quantenmechanik.
Diese stimulierte Emission bringt teilweise spektakuläre Phänomene in der Natur hervor. Einige Tiere nutzen diesen Vorgang, den du auch Fluoreszenz nennst, um im dunkeln zu leuchten. Damit können sie Beute oder Partner anlocken. Zu diesen Tieren gehören Glühwürmchen genauso wie Tiefseefische. Auch unbelebte Objekte wie einige Minerale können fluoreszieren.
Die Emission von Licht nach Anregung eines Objekts durch elektromagnetische Strahlung bezeichnest du auch als Fluoreszenz. Es gibt verschiedene Arten der Fluoreszenz, zum Beispiel Autofluoreszenz (Objekt strahlt von sich aus) und Biolumineszenz (Licht wird von einem Lebewesen emittiert).
Abbildung 4: Fluoreszentes Mineral(Quelle: i.pinimg.com)
Bestrahle Tonic Water im Dunkeln mit Schwarzlicht bzw. einer UV-Lampe. Damit kannst du den Effekt von Fluoreszenz selbst beobachten. In Tonic Water befindet sich nämlich Chinin, ein chemisches Element, welches fluoresziert. Unter UV-Licht strahlt es in hellem blau.
Atome stehen also durch Absorption oder Emission im konstanten Energieaustausch mit ihrer Umgebung. Diese Energieänderung innerhalb eines Atoms lässt sich durch Energieniveauschemata graphisch darstellen.
Energieniveauschema
In der Physik wird der Wechsel von Elektronen zwischen den Energiezuständen oft mithilfe eines Energieniveauschemas (auch Termschema) veranschaulicht. So ein Schema siehst du im folgenden Bild.
Die vertikale Achse zeigt dir die Energie der Elektronen. Jede horizontale Linie entspricht einem Energieniveaus und ist mit n = 1, 2, 3 (...) gekennzeichnet, der sogenannten Hauptquantenzahl. Die unterste Linie ist der niedrigste Energiezustand des Elektrons, der sogenannte Grundzustand. Alle Energieniveaus zusammen nennst du auch Energiespektrum eines Atoms.
Abb. 5 - Energieniveauschema
Das Energieniveauschema eines jeden Elements sieht anders aus. Die Energien der Elektronen in den unterschiedlichen Atomen unterscheiden sich also. Daran kannst du ein Element identifizieren – ein bisschen wie einen Menschen durch seinen individuellen Fingerabdruck. Im Folgenden wollen wir uns beispielhaft das Energieniveauschema von Wasserstoff anschauen.
Energieniveauschema des Wasserstoff-Atoms
Da sich die Energieniveaus der Elemente unterscheiden, lassen diese sich auch durch unterschiedliche Formeln berechnen.
Die Energie der zugehörigen Energieniveaus von Wasserstoff kannst du mit folgender Formel berechnen:
Für n setzt du einfach die Hauptquantenzahl des Energieniveaus ein. Das Elektron auf der innersten Bahn n = 1 die besitzt niedrigste Energie. Die Energie wird immer mit negativem Vorzeichen und in der Einheit Elektronenvolt (eV) angegeben.
Mit 13,6 eV wird auch die sogenannte Rydberg-Energie bezeichnet. Das Vorzeichen ist negativ, da sich das Elektron noch im gebundenen Zustand im Atom befindet.
Nun können wir also die Energieniveaus des Wasserstoffatoms berechnen, für Helium bräuchten wir allerdings eine andere Formel. Aber keine Sorge, es wird nicht von dir erwartet, dass du zu jedem Element die Formel kennst!
Wenn wir nun die berechneten Energien in ein Termschema eintragen, erhalten wir folgende Abbildung:
Abb. 6 - Energieniveaus des Wasserstoffs
Bei Wasserstoff kann ein Wechsel von einem höheren zu einem niedrigeren Energieniveau sogar einer Serie zugeordnet werden. Sie wurden nach ihren Entdeckern benannt. Auch hier gilt, diese Serien sind nur auf das Wasserstoffatom anwendbar.
| Name | Lynman-Serie | Balmer-Serie | Paschen-Serie |
| Energieniveau | Wechsel von oder zum Grundzustand | Wechsel von oder zum zweiten Energieniveau | Wechsel von oder zum dritten Energieniveau |
| Hauptquantenzahl n | n = 1 | n = 2 | n = 3 |
| Energie von n | – 13,6 | – 3,4 | – 1,5 |
Jetzt kannst du dich selbst mal an einer typischen Aufgabe zum Thema Energieniveaus versuchen.
Aufgabe
Berechne die Energie eines Elektrons in einem Wasserstoffatom nach einem Wechsel vom Grundzustand auf das zweiten Energieniveau und gib die Energie des Photons an, das dazu absorbiert werden muss. Nutze dazu die eben gelernte Formel. Anschließend fällt das Elektron in den Grundzustand zurück und emittiert ein Photon. Ordne den Wechsel einer Serie zu und gib an, in welchem Bereich des elektromagnetischen Spektrums sich das Photon befindet.
Lösung
Zuerst setzen wir die Hauptquantenzahl ein. Da das Elektron auf das zweite Energieniveau wechselt, ist n = 2. Jetzt kannst du mit deinem Taschenrechner die Energie der zweiten Schale berechnen. Diese ist -3,4 und du gibst das Ergebnis in eV (Elektronenvolt an). Jetzt kennst du die Energie des Elektrons:
Jetzt berechnen wir noch die Energie auf dem Grundzustand für n = 1. Dann wissen wir, welche Energie das Elektron zuvor hatte.
Die Energie des absorbierten Photons berechnest du aus der Differenz der beiden Energien. Das ist nämlich die Energie, die das Elektron noch braucht, um von seinem Grundzustand auf das zweite Energieniveau zu kommen.
Die Energie des Photons wird im Gegensatz zu der des Elektrons positiv angegeben, schließlich ist es nicht an ein Atom gebunden.
Nun kommen wir zu Teil 2 der Aufgabe. Die Energie des abgegebenen Photons entspricht exakt der Energie des aufgenommenen Photons.
Aus dieser Energie können wir nun die Wellenlänge des Photons berechnen. Auch dazu nutzen wir eine Formel, die du in diesem Artikel bereits kennen gelernt hast.
Jetzt musst du das Ergebnis noch in Nanometer umwandeln, anschließend kannst du es mit den Wellenlängen des elektromagnetischen Spektrums vergleichen, um den Bereich zu identifizieren.
Das Photon befindet sich also im Bereich der UV-Strahlung im elektromagnetischen Spektrum.
Wie man den Prozess auf Teilchenebene darstellt, haben wir ja bereits mit dem Termschema gelernt. Aus der Optik gibt es jedoch noch einen weiteren Weg, um die Emission oder Absorption von Photonen aus dem sichtbaren Bereich darzustellen.
Atomarer Energieaustausch: Energiespektren
Wenn Atome Energie aufnehmen oder abgeben, entstehen dabei verschiedene Spektren. Das sind Abbildungen der jeweiligen Wellenlänge der Photonen im Bereich zwischen Infrarot- und Ultraviolettstrahlung – also dem Bereich des für uns sichtbaren Lichts. Du unterscheidest dabei zwischen Absorptionsspektren und Emissionsspektren.
Absorptionsspektrum
Wenn weißes Licht durch ein Atom passiert, kann es sein, dass nur Photonen einzelner Wellenlängen absorbiert werden. Nämlich genau jene, welche den exakten Energiebetrag liefern, damit Elektronen auf ein höheres Energieniveau wechseln. Diese Photonen fehlen dann im kontinuierlichen Spektrum, das erkennst du an den schwarzen Linien in Abbildung 7. Man nennt dies auch diskretes Absorptionsspektrum.
Vielleicht kennst du das Phänomen von einem Prisma: Das Sonnenlicht setzt sich aus allen Farben des sichtbaren elektromagnetischen Spektrums zusammen. Diese Überlagern sich und erscheinen uns als weißes Licht. Mit einem Prisma oder einer alten CD können wir jedoch das Licht brechen und die bunten Farben sichtbar machen.
Joseph von Fraunhof entdeckte, dass das kontinuierliche Spektrum der Sonne und der Sterne einige dunkle Linien besitzt. Diese entstehen, wenn das Licht aus dem Inneren der Sonne die Sonnenatmosphäre aus kühleren Gasen durchqueren. Die Atome dieser Gase absorbieren Photonen bestimmter Wellenlänge. Diese fehlen folglich im Spektrum der Sonne. Auf Abbildung 7 siehst du das Sonnenspektrum mit den Fraunhoferlinien.
Abb. 7 - Frauenhoferlinien
Auch bei der Emission von Photonen entstehen Spektren, die sogenannten Emissionsspektren.
Emissionsspektrum
Wechselt ein Elektron auf ein niedrigeres Energieniveau, sendet es ein Photon mit einer bestimmten Wellenlänge aus. Diese Wellenlänge ist abhängig von der Energiedifferenz zwischen den Energieniveaus. Die ausgesandten Photonen siehst du im diskreten Emissionsspektrum (auch Linienspektrum) als einzelne farbige Linien. Das diskrete Emissionsspektrum entsteht vor allem durch Atome und Moleküle in verdünnten Gasen.
Abb. 8 - Linienspektrum von Natrium
In Abbildung 8 siehst du das Linienspektrum von Natrium. Es besitzt nur zwei parallele gelb-orange Linien. Natrium emittiert also nur Photonen mit einer Wellenlänge von ungefähr 590 Nanometern (nm). Andere Elemente haben Linien in anderen Bereichen, zum Beispiel im blauen oder roten Bereich. Natürlich kann das Emissionsspektrum eines Elements auch mehrere Linien in verschiedenen Wellenlängen besitzen. Jedoch gleichen sich keine zwei Spektren verschiedener Elemente.
Neben dem Emissionsspektrum gibt es noch das sogenannte kontinuierliche Spektrum, auf diesem sind alle Farben des sichtbaren Bereichs abgebildet. Beim kontinuierlichen Spektrum gehen die Farben fließend ineinander über und erinnern an einen Regenbogen. Es bildet also alle Wellenlängen des Lichts ab. Das Spektrum von Sternen, glühenden Gegenständen oder Lava sind kontinuierlich. Ein Beispiel für ein kontinuierliches Spektrum siehst du in Abbildung 9.
Abb. 9 - Kontinuierliches Spektrum
Diese Spektren werden in der Spektralanalyse eingesetzt – ein wichtiges Mittel zum Beispiel in der Astrophysik oder in der Optik.
Die Spektralanalyse
In jedem Element unterscheiden sich die Energieniveaus, deshalb sendet auch jedes Element ein ganz spezielles Spektrum aus. Dieses Spektrum bezeichnest du auch als charakteristisch.
Somit kannst du aus dem Spektrum einer Lichtquelle auf dessen Zusammensetzung schließen. Die Spektralanalyse wird mit Hilfe von Prismen oder Gitterspektroskopen durchgeführt, die das Licht in seine Bestandteile zerlegen.
Zum Beispiel kannst du das Spektrum eines Gases untersuchen und so auf seine Bestandteile schließen, indem du es mit den Spektren einzelner Elemente vergleichst. Besonders in der Astrophysik findet dieses Verfahren häufig Verwendung. Astrophysiker analysieren das Spektrum von Sternennebeln und können somit auf deren chemische Zusammensetzung schließen.
Abbildung 10: Sternennebel
(wikipedia.org)
Atomarer Energieaustausch – Das Wichtigste
- Atome können Energie aufnehmen und wieder abgeben.
- Die Aufnahme, auch Absorption, von Energie kann durch Photonen oder Stöße mit anderen Teilchen erfolgen.
- Bei der Absorption wechseln Elektronen auf ein höheres Energieniveau. Die absorbierte Energie muss exakt der Energiedifferenz zwischen den Schalen entsprechen.
- Bei der Emission wechseln Elektronen zurück auf ein niedrigeres Energieniveau und geben die Energiedifferenz in Form von Photonen ab.
- Die Wellenlänge eines Photons berechnest du folgendermaßen:
- Als Ionisierungsenergie bezeichnest du die Energie, die benötigt wird, damit ein Elektron den Atomkern verlassen kann.
- Bei Emission und Absorption von Energie können Spektren entstehen, du unterscheidest zwischen kontinuierlichen und diskreten Energiespektren.
- Die Energiedifferenz zwischen zwei Schalen berechnest du mit der Formel:
- Die Energieniveaus eines Wasserstoffatoms kannst du folgendermaßen berechnen:
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