Erklärungen zur Phosphorenszenz und Fluoreszenz HENDRIK G.

Stundenprotokoll vom 27.02.2007
CHEM
1. Fragen zum Molekülorbitalmodell
a. Den Schülern wurde die Möglichkeit gegeben, Fragen zum Molekülorbitalmodell zu
stellen. Dabei wurden keine bemerkenswerten Fragen gestellt sodass die
Hausaufgaben vorgestellt wurden.
2. Zusammenfassung der letzten Stunde durch vorherige Protokollantin Sandra Gollasch
3. Vorstellung der Hausaufgaben
a. Aufgabe: Stellen Sie sowohl zwei Neon-Atome, wie auch ein Stickstoff-Molekül in
Molekülorbitalschreibeweise dar:
o Jannik Breiter stellt seine Hausaufgabe vor:
10𝑁𝑒
↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓
2p
2s
↑↓
1s



= 1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6
∗
↑↓ ↑↓ ↑↓ 𝜋2𝑝
∗
↑↓
𝜎2𝑠
↑↓ ↑↓ ↑↓ 𝜋2𝑝
↑↓
𝜎2𝑝
∗
↑↓
𝜎1𝑠
↑↓
𝜎1𝑠
Bei der Besprechung sind wir zu folgenden
Erkenntnissen gekommen:
Das Molekülorbitalmodell ist NUR ein
Überprüfungsmuster für mögliche Vorhersagungen
der Verbindungsverhältnisse
Das Molekülorbitalmodell (MO) sagt also aus, wie
voraussichtliche Bindungen aussehen werden
Dient als wahrscheinliche Voraussagung für die
Strukturen, die man noch nicht kennt.
↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓
2p
2s
↑↓
1s
Xenon-Verbindungen:
Xenon(II)-chlorid (Xenondichlorid) XeCl2
Xenon(IV)-chlorid (Xenontetrachlorid) XeCl4
Xenon(II)-fluorid (Xenondifluorid) XeF2
Xenon(IV)-fluorid (Xenontetrafluorid) XeF4
Xenon(VI)-fluorid (Xenonhexafluorid) XeF6
Xenonfluoridoxide
RESULT: Martin T. fragte, ob alle Edelgase komplett unreaktiv
seien  dies stimmt nicht, da es beispielsweise XenonVerbindungen gibt (siehe rechts).
Xenon(VI)-oxid (Xenontrioxid) XeO3
Xenon(VIII)-oxid (Xenontetroxid) XeO4
Natriumperxenat Na4XeO6
o
Dennes stellt seine Hausaufgabe vor:
7𝑁
Verwendung: z.B. Autoscheinwerfer
(gekennzeichnet durch helles, grelles,
weißes Licht)
= 1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝3
∗
𝜋2𝑝
∗
𝜎2𝑠
↑ ↑
↑
2p
↑↓
2s
↑↓
1s
↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓ 𝜋2𝑝
↑↓
𝜎2𝑝
∗
↑↓
𝜎1𝑠
↑↓
𝜎1𝑠
↑
↑
↑
2p
↑↓
2s
↑↓
1s
© Hendrik-Jörn Günther
1
Stundenprotokoll vom 27.02.2007
CHEM
Das MO kann zwei Atome miteinander in Bezug setzen. Da es bei polyatomaren Verbindungen für
den Chemieunterricht zu komplex würde, hat Herr Beckmann sich dazu entschlossen, es dabei zu
belassen und sich wieder dem Thema Farben zu widmen.
Übung und Anwendung der Farbenlehre mit Hilfe des Orbitalmodells
Herr Beckmann hat 3 Versuche durchgeführt, die zur Verdeutlichung und als Einstiegsbeispiel in die
Farbenlehre dienen soll.
1. Ein normales, handelsübliches Blatt Papier wird in einem nicht gänzlich abgedunkelten Raum
untersucht:
a. Ohne Licht: Das Blatt Papier sieht gräulich pal aus.
b. Mit gelben Licht: Das Blatt Papier sieht gelblich aus
c. Mit UV-Licht (Schwarzlicht): Das Blatt Papier hat einen sie dunkelblau aus.
2. So genanntes Leuchtpulver wird unter den selben Gegebenheiten betrachtet:
a. Ohne Licht: Das Pulver sieht gräulich-gelb aus
b. Mit gelben Licht: Das Pulver leuchtet nach, wenn es aus dem Lichtkegel genommen
wird
c. Mit UV-Licht: Das Pulver sieht schon in dem Licht „neon-grün“ aus und leuchtet in
der selben Farbe mit nur langsam abnehmender Intensität ab
3. Eine Box, in der sich verschiedene, auf Licht reagierende Stäbchen befanden, wurden unter
den selben Gegebenheiten betrachtet:
a. Ohne Licht: Alle Stäbchen sahen gelblich-grau aus
b. Mit gelben Licht: Die Stäbchen sahen alle Stäbchen gelb aus. Bei Entfernung des
Lichtes leuchteten die Stäbchen in unterschiedlichen Farben nach (siehe Abb. 2)
c. Mit UV-Licht: Die Stäbchen leuchteten sofort in ihrer eigentlichen Farbe sehr intensiv
auf und behielten ihre Farbe lange bei.
Abb.1 kein Licht
Abb.2 gelbes Licht
Abb. 3 UV-Licht
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Stundenprotokoll vom 27.02.2007
CHEM
Anschließend folgte eine Diskussion über die Emission von Licht. Dabei wurde unter Anderem kurz
angeschnitten, was Licht ist und es kamen Stimmen auf, das Licht als unendlich kleiner Stoff zu
behnadeln ist (Stichwort: Newtonsche Korpuskeltheorie). Als Resultat dieser kleinen Diskussion lässt
sich sagen, dass das Licht, welches emittiert wird, nicht das Licht ist, mit dem der Stoff beleuchtet
worden ist. Als weitere Zielfrage wollten wir den Unterschied zwischen Fluoreszenz und
Phosphoreszenz erläutern und erklären.
Absorption und Emission im Vergleich
Folgendes ist sowohl Unterrichtsprotokoll wie auch Hausaufgabe. Dabei sind die Elemente der
Hausaufgabe in kursiv gedruckt.
Zunächst einmal muss der Unterschied zwischen Fluoreszenz und Phosphoreszenz erklärt werden.
1. Unter Phosphoreszenz versteht man eine Desaktivierung, also den Vorgang, bei der ein
Molekül seine überschüssige Energie an die Umgebung abgibt. Dabei wandert ein Elektron
aus einem erhobenen Zustand in ein Orbital von geringerer Energiedichte. Die
Energiedifferenz wird in Form eines Photons emittiert. Diese emittierte Strahlung hat eine
spezifische Wellenlänge. Wenn also nun ein Stoff mit Licht beleuchtet wird, so wird Energie
hinzugefügt und die Elektronen innerhalb des Stoffes absorbieren diese Energie. Die
Elektronen absolvieren einen Quantensprung in die nächst höhere Energiestufe (Orbital).
Normalerweise können diese wieder in ihren Ursprungszustand zurückkehren, wenn das
Molekül mit anderen Molekülen kollidiert und ihre Energie somit partiell verteilen. Sollte dies
nicht vollständig gelingen, so wird die Energie als z.B. ein Photon wieder abgegeben.
Allerdings kommt bei der Phosphoreszenz hinzu, dass nach einem Zeitraum von ca. 10−8 𝑠 das
Elektron einen weiteren Quantensprung vornimmt und zwar in ein metastabiles Orbital.
Dabei wird der Spin des Elektrons geändert, was wiederum intersys. crossing genannt wird.
Das Molekül verweilt für einige Zeit in dieser Form und da eine Spinumkehr nicht wieder
möglich ist, gibt das Molekül langsam seine Energie in Form von Strahlung ab, was das
Nachleuchten entstehen lässt.
2. Unter Fluoreszenz versteht man die spontane Emission von Licht und endet innerhalb
kürzester Zeit nach der Beleuchtung mit Licht. Wird ein fluoreszierender Stoff beleuchtet,
dann absorbieren die Elektronen die Energie der Photonen.Die Elektronen absolvieren ähnlich
wie bei der Phosphoreszenz einen Quantensprung. Allerdings wird hierbei keine
Spinumkehrung absolviert, sodass nach dem Verweilen in dem angeregten Zustand das
Elektron wieder in den höchsten, vorher erreichten Zustand zurückwechselt. Bei diesem
Vorgang kann Strahlung emittiert werden, was zur Fluoreszenz führt. Dabei ist die
Anregungsenergie gleich der Emittierten Energie, wobei nach der Stokesschen Regel gilt, dass
die Wellenlänge des emittierten Photons nie kleiner sein kann, als die des absorbierten
Photons. Sollte dies jedoch der Fall sein (emittierte = absorbierte), so spricht man von einer
Resonanzfluoreszenz. Der Name Fluoreszenz kommt vom Mineral Fluorit (Flussspat) CaF2, da
dieses fluoreszierend ist.
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Stundenprotokoll vom 27.02.2007
CHEM
Herr Beckmann hat einen Graphen skizziert, in dem er den Vorgang der Fluoreszenz darstellen
wollte:
Elektron
Absorption
Licht
Niedrigstes, unbesetztes Orbital
Emission
Höchstes, noch besetztes Orbital
Die Energie E einer elektromagnetischen Strahlung mit einer gegebenen Frequenz 𝜈 kann nur in
bestimmten Portionen absorbiert und emittiert werden. Somit kann sich die Energie eines Feldes (in
diesem Falle des Orbitalbereiches) nur folgendermaßen ändern:
𝐸 =ℎ∗𝜈 =ℎ∗𝑓
Dabei ist h das Plancksche Wirkungsquantum ( Naturkonstante 6,626006*10-34 Js; also Energie * Zeit
= {Wirkung}). Aufgrund von anderen Theorien (Stichwort Gastheorie) hat Planck herausgefunden,
dass Strahlung nur in Energiepaketen der obigen Größe absorbiert und emittiert werden können.
Somit ist das Wirkungsquantum nur ein Proportionalitätsfaktor.
Im obigen Diagramm absorbiert ein Elektron Licht (Photon) das in der Form von
𝐸 =ℎ∗𝜈 =ℎ∗𝑓
Auftreffen muss, damit das Elektron einen Quantensprung (Sprung in das nächste, unbesetzte
Orbital) vollführt. Bei der Fluoreszenz (siehe Definitionen Seite 3) springt dieses Elektron wieder
zurück in das Ursprungsorbital allerdings mit veränderter Wellenlänge.
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