1 Die Farbigkeit von Licht

Leuchtdioden, wie sie z. B. in LED-Streifen vorkommen, gab es ursprünglich nur in rot und gelb. Heutzutage sind LEDs in nahezu allen Farben erhältlich und lösen in verschiedensten Bereichen die herkömmlichen Technologien wie z. B. die Glühlampen ab. In einem LED-Display lässt sich durch Mischen der Farbanteile von nur wenigen LED-Farben jeder Farbeindruck erzeugen.

Experimente und Alltagssituationen zeigen, dass auch weißes Licht (z. B. Sonnenlicht) in seine Spektralfarben aufgespalten werden kann, wie z. B. bei einem Regenbogen oder wenn Sonnenlicht auf ein Glasprisma fällt.

Farbiges Licht kennt man aber auch von Leuchtstoffröhren und als Flammenerscheinungen. Physikalisch gesehen lassen sich all diese Farberscheinungen mit elektronischen Anregungsvorgängen in den Atomen erklären.

Man kennt farbiges Licht auch von den bunten Silvesterraketen. Die Färbungen werden durch Zusätze in den Raketen erzeugt, die bei der Explosion der Rakete durch das Schwarzpulver verschiedenfarbiges Licht ausstrahlen. Im Labor kann man diese Lichterscheinungen durch ein Modellexperiment nachstellen. Dazu werden verschiedene Verbindungen (Metallsalze) in eine Flamme gebracht, indem man z. B. die Verbindung auf einem Magnesiastäbchen aufnimmt und in die nicht leuchtende (farblose) Flamme eines Gasbrenners hält. Eine weitere Variante sehen Sie in dem folgenden Bild.

Wird nun das so erzeugte Licht beispielsweise mit einem Prisma zerlegt, so stellt man fest, dass kein vollständiges Farbspektrum sichtbar wird. Man erhält von dem ausgestrahlten (emittierten), farbigen Licht ein ganz besonderes, charakteristisches Spektrum. Dieses Emissionsspektrum weist viele einzelne Farblinien auf, dazwischen ist es schwarz. Ein solches Emissionsspektrum wird als Linienspektrum bezeichnet, um es von dem vollständigen Farbspektrum zu unterscheiden. Bei dem Spektrum einer Kohlebogenlampe handelt es sich um ein solches vollständiges Spektrum. 

Eine Kohlebogenlampe erzeugt einen Lichtbogen zwischen zwei Graphitelektroden. Dieses Licht enthält alle Farben von Rot bis Violett, wobei alle Farben lückenlos aneinandergereiht sind. Ein solches Spektrum bezeichnet man als kontinuierliches Spektrum.
Das Licht der Sonne ist ein nahezu kontinuierliches Spektrum: Bei genauerer Analyse sieht man, dass einige Wellenlängen fehlen und als schwarze Linien das sonst kontinuierliche Spektrum unterbrechen (Fraunhofersche Linien).

In der heißen Flamme erhalten die Atome thermische Energie, die der kinetischen Energie der Atome entspricht. Je höher die Temperatur, desto schneller bewegen sich Atome und haben entsprechend eine höhere kinetische Energie. Bei der Bewegung der Atome kann es auch zu Zusammenstößen kommen. Bei einem Stoß wird Energie von einem Atom auf ein anderes übertragen. Dabei kann es passieren, dass Elektronen diese Energie aufnehmen und angeregt werden. Wie man sich diese thermische Anregung vorstellen kann, soll zunächst mithilfe des Schalenmodells nach NIELS BOHR (BOHRsches Atommodell) erläutert werden. 

In der folgenden Abbildung ist ein Atom im BOHRschen Atommodell dargestellt: In der Mitte befindet sich der Atomkern, der die Neutronen und die positiv geladenen Protonen enthält. In Abbildungen dieser Art wird der Kern häufig vereinfacht durch eine Kugel dargestellt. Die Elektronen befinden sich auf Schalen, die hier durchnummeriert wurden. Die Schalen werden von innen heraus, also mit Schale 1 beginnend, mit Elektronen besetzt.

Das hier dargestellte Atom besitzt nur ein Elektron. 

Das hier verwendete BOHRsche Atommodell löste im Jahre 1913 das Modell von RUTHERFORD ab. NIELS BOHR konnte in seinem Modell durch die Einführung von drei Postulaten folgende Probleme lösen, die mit dem Modell nach Rutherford nicht erklärt werden konnten:

1. Die Stabilität der Atome konnte nicht erklärt werden. Aus klassischer Sicht führen die kreisenden Elektronen eine beschleunigte Bewegung aus. Beschleunigte Ladungen sollten elektromagnetische Energie abstrahlen und in Folge davon würden die Elektronen abgebremst und in den Kern stürzen.
2. Die quantenhafte Emission und Absorption von Energie durch die Atome konnte nicht erklärt werden. Experimente (z. B. BALMER-Serie; Umkehr der Na-Linie; FRANCK-HERTZ-Versuch) ließen nur einen Schluss zu: Man muss diskrete Energiezustände im Atom annehmen.
   Im Atommodell von RUTHERFORD waren jedoch alle möglichen Radien der Elektronenbahnen und somit auch Elektronengeschwindigkeiten erlaubt. Daher konnte die Gesamtenergie eines Elektrons, die sich aus kinetischer und potenzieller Energie zusammensetzt, keine diskreten Werte annehmen, was einen Widerspruch zu den experimentellen Befunden darstellte.

Anstelle der Darstellung im BOHRschen Atommodell werden Emissions- und Absorptionsvorgänge in der Regel in Energieniveauschemata dargestellt.

Dazu kann man sich vorstellen, dass man die einzelnen Schalen des zweidimensionalen Atommodells als Linien darstellt. Jede Linie entspricht der Energie eines bestimmten elektronischen Zustands. Diese elektronischen Zustände werden durch die Quantenzahlen determiniert. 

Eine Anregung erfolgt durch Absorption von Energie, die genau der Energiedifferenz zwischen den zwei Zuständen entspricht. Bei der Emission von elektromagnetischer Strahlung fällt das Elektron dann aus diesem angeregten Zustand zurück. Dabei wird die Energiemenge in Form von elektromagnetischer Strahlung frei, die der Energiedifferenz zwischen den Zuständen entspricht.
Der Zusammenhang zwischen den Darstellungsformen wird nachfolgend in einem Videoclip gezeigt.

Viele Elemente können im gasförmigen Zustand durch Energiezufuhr zum Leuchten angeregt werden. Dies nutzt man z. B. in Spektralröhren oder Leuchtröhren aus, um so Licht eines bestimmten Wellenlängenbereiches zu erzeugen. Andererseits kann die Anregung eines Gasgemisches für analytische Zwecke genutzt werden (spektroskopische Analyse). Jedes chemische Element sendet bei Anregung ein charakteristisches Licht aus, das mithilfe eines Gitters zerlegt werden kann. Man erhält so ein charakteristisches Linienspektrum. Dies soll am Beispiel des Wasserstoffs und dem zugehörigen Energieniveauschema erläutert werden.

Wie oben bereits beschrieben, sind im Wasserstoffatom eine Vielzahl von elektronischen Anregungen möglich. Dies zeigt auch die alternative modellhafte Abbildung der möglichen Übergänge. Abhängig davon, welche Elektronenbahn die „Heimatbahn“ ist, wurden auch hier die Übergänge zu den jeweiligen Serien zusammengefasst. Nur wenige der möglichen Übergänge führen bei der Emission zu einer sichtbaren Leuchterscheinung. Dies liegt daran, dass nur bei der BALMER-Serie die Energiedifferenzen zwischen der Heimatbahn m = 2 und den verschiedenen Sprungbahnen n = 3, 4, 5 ... einer Energie und damit Wellenlänge entspricht, die im sichtbaren Bereich liegt. Diese sichtbare Emission kann z. B. in einer BALMER-Lampe beobachtet werden. Alle anderen Emissionen liegen im ultravioletten bzw. im infraroten Bereich des elektromagnetischen Spektrums und können daher mit bloßem Auge nicht beobachtet werden.
Eine BALMER-Lampe ist eine mit Wasserdampf gefüllte Kapillarröhre. Durch elektrische Entladungen entsteht in der Röhre atomarer Wasserstoff. Das bei Betrieb der Röhre emittierte Licht erzeugt einen pinken Farbeindruck. Dieser kommt durch die für Wasserstoff charakteristische Emission zustande. Die Linien des Emissionsspektrums der BALMER-Serie, die nach ihrem Entdecker JOHANN JAKOB BALMER so bezeichnet werden, liegen somit im sichtbaren Bereich.
In einem Emissionsspektrum wird die Intensität der Emissionen in Abhängigkeit von der Wellenlänge dargestellt. Die Emissionen des Wasserstoffs stellen hier scharf begrenzte Linien dar. Das bedeutet, dass nach einer Anregung nur Licht definierter Wellenlängen und somit bestimmter Energie abgestrahlt wird.

Die Leuchterscheinungen der bunten LEDs, die zu Beginn des Moduls genannt wurden, beruhen ebenfalls auf Emissionen im sichtbaren Bereich. Auch hier wird beim Übergang von einem energetisch höheren Energieniveau auf ein niedrigeres Niveau Energie in Form von Licht abgestrahlt. 
Durch gezielte Weiterentwicklung der in LEDs genutzten Halbleitermaterialien konnte das Farbangebot von LEDs erweitert werden. So wurde erreicht, dass heute nicht nur rote, sondern auch gelbe, grüne oder blaue LEDs konstruiert und serienmäßig produziert werden können. Zum tieferen Verständnis, wie eine LED funktioniert und wie durch die Synthese neuartiger Halbleitermaterialien die Energieniveaus verändert und so die Farbe des emittierten Lichts beeinflusst wird, bedarf es jedoch weiterer Kenntnisse über physikalische Vorgänge in Halbleitermaterialien.