Farben (?)

Da oft von einer "energetischen Anregung" eines Moleküls gesprochen wird, hast du dich vielleicht schon gefragt, wie die Energie $E$ mit der Wellenlänge $\lambda$ zusammenhängt. Für ein einzelnes Photon der Wellenlänge $\lambda$ gilt folgender Zusammenhang:

$E_{phot}=\ h\cdot\frac{c}{\lambda}$

Hierbei beschreibt h das Planck'sche Wirkungsquantum, $h\approx 6{,}63\cdot 10^{-34}Js$, und c die Lichtgeschwindigkeit, $c\approx 2{,}998\cdot 10^8 \frac{m}{s}$. Die Energie wird in der Einheit Joule $[J]$angegeben.

Falls für das Photon eine Frequenz $\nu$ (oder f) $[\frac{1}{s}]$ angegeben ist, so kann man über den Zusammenhang $\nu = \frac{c}{\lambda}$ die Energie berechnen via

$E_{phot}=h\nu$

ABSORPTION und EMISSION

Je nach Struktur eines chemischen Moleküls $M$ kann es vorkommen, dass dieses einfallende Strahlung absorbiert. Dabei erhöht sich die Gesamtenergie des Moleküls um $E_{phot}$. Das Photon ist danach nicht mehr vorhanden. Als Formel könnte man dies schreiben als

$M\ +\ h\nu\rightarrow M$*

Dabei bezeichnet $M$* das energetisch angeregte Molekül. Bei der Absorption können jedoch nicht Photonen beliebiger Energien aufgenommen werden. #ERGÄNZEN

Andersherum kann es vorkommen, dass ein bereits angeregtes Molekül ein Photon aussendet (= emittiert) um in einen energetisch günstigeren Zustand $M\ '$überzugehen. Das Molekül im Zustand $M\ '$ muss jedoch nicht im Grundzustand sein! Man schreibt auch:

$M$* $\rightarrow M\ '\ +\ h\nu$

Bei der Emission werden jedoch nur Photonen bestimmter Energien ausgesandt, wobei diese genau der Energiedifferenz zwischen den zwei Zuständen $M$* und $M\ '$ entspricht.