Untertitel: Die Natur macht Sprünge
Die Elektronen in einem Atom können nur ganz bestimmte Energiezustände einnehmen. Wenn sie die niedrigstmögliche Energie besitzen, spricht man vom Grundzustand (folgende Abb. a). Durch Stöße anderer Teilchen, Wärme- oder Lichtstrahlung können die Elektronen auf ein höheres Energieniveau gehoben werden. Man spricht dann von einem angeregten Zustand. Die zugeführte Energie wird vom Elektron aber nur extrem kurz gespeichert. Dann „springt„ es wieder auf das Grundniveau zurück (c) und gibt die vorher gespeicherte Energie in Form von eines Photons ab. Licht ist entstanden!
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Jede Änderung des Energiezustandes eines Quants - also egal ob hinauf oder hinunter - nennt man einen Quantensprung. Dieser Ausdruck ist noch auf die Zeit des Bohr'schen. Atommodells zurückzuführen /*(Kap. 27.1)*/. Wenn man ihn heute verwendet, dann sollte man sich über zwei Dinge im Klaren sein: Erstens springt das Elektron nicht von einer Stelle an eine andere, sondern von einem Energieniveau auf das andere. Das Elektron macht also einen Energie- und keinen Orts-Sprung. Zweitens hat diese Veränderung des Orbitals eher etwas von einer Schwingung als von einem Sprung.
Ein Elektron in einem isolierten Atom kann nicht beliebige Mengen Energie aufnehmen (absorbieren) und wieder abgeben (emittieren), sondern nur ganz bestimmte. Die Energiemenge `\Delta E` ist quantisiert und hängt von den Differenzen der möglichen Energieniveaus der Elektronen ab.
Der Zusammenhang zwischen der abgegebenen Energie des Photons und seiner Frequenz ergibt sich durch jene Gleichung, die Einstein bereits 1905 für die Erklärung des Fotoeffekts benutzt hat (F3). Photonen transportieren jene Energie, die beim „Sprung„ eines Elektrons auf ein tieferes Energieniveau frei wird. Licht ist der Transport von Energie! Je größer diese abgegebene Energie ist, desto größer ist die Frequenz des Photons.
| Energie-Differenz = Photonen-Energie: $\Delta E = h\cdot f$ | |
|---|---|
| $\Delta E$ | Differenz der Energieniveaus |
| $E$ | Photonenenergie, $[E]$ = 1J |
| $h$ | Planck'sches Wirkungsquantum wobei $h = 6,63\cdot 10^{-34}$, $[h]$ = 1Js |
| $f$ | Frequenz des Lichts, `[f] = 1/s` |
Der Unterschied der Energieniveaus macht klar, warum Gase beim Leuchten nur ganz bestimmte Farben und nicht das ganze Spektrum aussenden: Jedes Atom ermöglicht seinen Elektronen nur ganz bestimme Quantensprünge (F2). In folgender Abb. ist das am Beispiel des Wasserstoffs dargestellt. Ein Linienspektrum ist eine Art „Fingerabdruck“ eines Elements. Die Energie zwischen den Niveaus wird, wie fast immer in der Quantenmechanik, in Elektronvolt und nicht in Joule angegeben. Um zum Beispiel das Wasserstoff-Elektron vom Kern abzulösen, sind 13,6 eV notwendig.
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