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Baustein 7.1 Emissionsspektren und Energiestufen

Baustein 7.1 Emissionsspektren und Energiestufen

Das Experiment Flammenfärbung zeigt dir ein Phänomen, welches bereits für die Naturwissenschaftler im gesamten 19. Jahrhundert eine unerklärte Erscheinung war: Die Atome eines Elements geben, wenn sie angeregt werden, Licht in ganz bestimmten Wellenlängen ab. Auch wenn wir nur eine bestimmte Farbe sehen, diese Farbe ist eine Mischung unterschiedlicher Farben mit ganz bestimmten Wellenlängen.

Die Anregung der Atome geschieht durch Zufuhr von Energie. Bei der Flammenfärbung passiert das durch die Wärmeenergie des Gasbrenners. Bei Feuerwerkskörpern wird das Leuchten auch durch Wärmeenergie ausgelöst, in Leuchtröhren durch elektrische Energie. Durch das Handspektroskop sind die sogenannten Emissionsspektren der Elemente sichtbar. Die folgenden Abbildungen zeigen dir nochmals die Emissionsspektren einiger Elemente.

Diese Spektren sind etwas ganz besonderes. Die Linien, die ein Element im Emissionsspektrum zeigt, sind immer gleich und zwei Elemente haben niemals das gleiche Spektrum.

Wenn diese Spektren also für jedes Element einzigartig sind, bedeutet das: Die Ursache dieses Phänomens muss im Aufbau der Atome des Elements liegen! Alle Atome eines Elements müssen eine Gemeinsamkeit haben, die sie von den Atomen anderer Elemente unterscheidet.

Aufgabe

Zum Nachdenken:

Fasse nochmal zusammen: Was weißt du schon über den Aufbau der Atome und die Atome eines Elements.

Welcher Teil der Atome könnte für die Entstehung der einzigartigen Farbspektren verantwortlich sein?


Wir werden diese Frage im Verlauf dieses Bausteins gemeinsam erarbeiten.

Tipp

  • Rutherford hatte herausgefunden, dass ein Atom aus einem Kern und einer Hülle besteht.
    • In Baustein 6 (Station 3) hast du gelernt, dass nicht jeder Atomkern eines Elements gleich ist. Es gibt Isotope.
    • In der Hülle des Atoms befinden sich die Elektronen. Wie die Hülle genau aufgebaut ist beantwortet das Rutherford Modell nicht.

 

Um die Entstehung der Emissionsspektren erklären zu können, musst du noch etwas mehr über Licht und Energie erfahren:

Die Atome eines Elements werden erst durch die Zufuhr von Energie zum Aussenden von Licht gebracht. Albert Einstein konnte im Jahr 1905 durch theoretische Überlegungen und experimentelle Ergebnisse zeigen, dass die Energie des Lichtes abhängig von seiner Wellenlänge ist. Außerdem kann diese Energie auch nur in definierten „Portionen“, sogenannten Energiequanten, aufgenommen und abgegeben werden. Das bedeutet: Das Licht, welches die Elemente aussenden, hat genau die Energie, die vorher durch das Atom aufgenommen wurde.

Für die Erklärung der einzigartigen Emissionsspektren ist das sehr wichtig: Jede Linie eines Spektrums steht für eine ganz bestimmte Energie. Und weil jedes Element ein einzigartiges Spektrum hat, bedeutet das: Jedes Atom eines bestimmten Elements kann auch nur ganz bestimmte Energiebeträge aufnehmen und abgeben.

Wir können also sagen: Die Atome eines Elements haben Energiestufen.

Aufgabe

Zum Nachdenken:

Ein Atom kann immer nur eine bestimmte Energiemenge aufnehmen und in Form von Licht wieder abgeben. Bei der Betrachtung der Emissionsspektren sind aber immer alle Linien gleichzeitig sichtbar.

Überlege dir mögliche Erklärungen, wie es dazu kommt, dass immer alle Linien sichtbar sind und nicht nur eine zur Zeit.

Die Erklärung der Emissionsspektren.

Unser bisheriges Modell über den Aufbau eines Atoms beinhaltet den Atomkern, der aus Protonen und Neutronen zusammengesetzt ist. Er ist sehr klein im Vergleich zur Größe des ganzen Atoms. Der Atomkern macht den Großteil der Atommasse aus. In der Atomhülle befinden sich die Elektronen. Wir stellen uns das Atom als Kugel vor.

Alle Atome eines Elements besitzen die gleiche Anzahl an Protonen im Kern und die gleiche Anzahl an Elektronen in der Hülle.

Das ist es, was alle Atome eines Elements gemeinsam haben.

Welche Teilchen der Atome sind nun in der Lage Energie aufzunehmen und die Energiestufen zu besetzen?

Die Protonen sind fest im Atomkern gebunden. Die Verteilung der Elektronen in der Atomhülle ist uns noch nicht bekannt, aber sie sind dort nicht so fest gebunden wie die Protonen im Kern und können daher leicht Energie aufnehmen und abgeben und zwischen Energiestufen "hin und her springen".


Nun stellt sich die Frage: Wie können wir uns diese Energiestufen vorstellen und wie verteilen sich die Elektronen eigentlich?

Mit dieser Frage wirst du dich im nächsten Abschnitt befassen.


Für Interessierte

Von besonderem Interesse für die Wissenschaftler war das Emissionsspektrum von Wasserstoff, da es das Element ist, dessen Atome den einfachsten Aufbau haben. Sie hofften daher, dass sie die Ursache und die Gesetze der Lichtemission anhand des Wasserstoffspektrums erklären könnten. Das Emissionsspektrum von Wasserstoff kann mithilfe einer Leuchtröhre, die mit Wasserstoffgas gefüllt ist, erzeugt werden. Das Spektrum von Wasserstoff besteht aus 4 Linien im sichtbaren Bereich. Ihre Wellenlängen sind von links nach rechts: 410, 434, 486 und 656 nm.

Die folgende Abbildung zeigt dir das Emissionsspektrum von Wasserstoff.

Experimentelle Aufnahme von Emissionsspektren

Die folgenden Bilder zeigen beispielhaft einen Versuchsaufbau zur Aufnahme des Emissionsspektrums von Wasserstoff und das endgültige Ergebnis. Dafür wurde eine Wasserstofflampe, ein optischer Spalt, ein optisches Gitter sowie ein einfacher Schirm mit gebleichtem Papier verwendet. Beachte, dass aufgrund der Versuchsanordnung das langwelligere rote Licht links auf dem Schirm erscheint und nicht, wie oben, rechts. Außerdem sind die Abstände der Linien nicht, wie oben, maßstabsgetreu auf einer Skala anzuordnen.

Zur Aufnahme des Spektrums empfiehlt es sich den Raum komplett abzudunkeln und eine Kamera mit automatischer Einstellung der Belichtungszeit zu verwenden. Moderne Smartphones eignen sich dafür auch.


Das Max-Planck-Institut für Plasmaphysik stellt auf seiner Seite eine Bauanleitung für ein Handyspektrometer zur Verfügung.

Handyspektrometer

Berechnung der Energie von Licht

Einstein konnte eine Formel herleiten, die den Zusammenhang zwischen Wellenlänge und Energie beschreibt. Für diese Arbeit erhielt er 1921 den Nobelpreis für Physik. Die Formel siehst du hier:

\(E= \frac{\left(h\cdot c\right)}{\lambda}\)

mit der Planck-Konstante h = 6,626 • 10-34 J • s

der Lichtgeschwindigkeit im Vakuum c = 299.792.458 \({m \over s}\)

und der Wellenlänge λ in Metern

Mit dieser Formel können wir also die Energie berechnen, die das Licht einer bestimmten Linie eines Emissionsspektrums definiert ist.

Für die 4 Linien des Wasserstoffspektrums ergeben sich die folgenden Energiebeträge:

Wellenlänge [nm]

Energie des Lichts [eV]

656

1,89

486

2,55

434

2,86

410

3,02

Hinweis: Die Einheit Elektronvolt [eV] ist die „handliche“ Einheit der Energie, wenn es darum geht sehr kleine Energiebeträge anzugeben. 1 eV entspricht 1,602 · 10-19 J • s

Senden Wasserstoffatome rotes Licht mit der Wellenlänge 656 nm aus, so geben sie eine Energiemenge von 1,89 eV ab. Senden sie blaues Licht mit der Wellenlänge 434 nm aus, geben sie 2,86 eV Energie ab. Diese Energie müssen die Atome vorher aufgenommen haben.

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