From coloured flames and lazy electrons / Über gefärbte Flammen und faule Elektronen

Hi guys!

Today I write my first (popular) scientific post. I hope that you like the topic and my way to explain it. Please let me know your suggestions and wishes for topics.

So, do you remember your schooldays? Maybe you heard about the phenomenon of flame colouration? But why should it bother you at all? Well, perhaps because you’re curious? Or to improve your knowledge about the world around you? In this case, maybe because it is a simple principle to which one may have contact in different (everyday) situations.

But let’s start from scratch. First, we need to know that our matter is made from atoms – so it is the chair you’re sitting on, your desk, your meal, you yourself and everything else. A commercially available atom has a diameter of about 0.0000000001 m. That is rather small, I would say. And because this number is so small, we call it 1 Ångstrøm (1 Å), then it is handier. Not every atom has the same size but they are in this range. At this days, atoms can be made visible but this is not part of this post.
So, how we can imagine an atom? There are different more or less complicated models and for today we chose a simple one, namely the model of Niels Bohr. According to this model we can imagine an atom like an onion. That onion has a small solid core and shells with growing radii around it. For our topic here, the core can be ignored and we concentrate on the shells. There stay small elementary particles which are called electrons. These electrons move around the core (like the planets around the sun) but they keep staying inside a shell. They must decide for one shell and cannot go to the room between two shells.
The electrons in the innermost shell near to the core have the smallest energy. They have little room in which they can move because their shell is the smallest. Electrons in each shell that has a larger radius have more energy. If an electron wants to jump to an outer shell it must pick up some energy. If it wants to jump to an inner shell it must give the energy. Because electrons are lazy by nature (like most of the human beings) they want to stay always near to the core.

So, which kind of energy can we offer an electron for jumping around? The easiest is to offer some heat. If there is no heat, the electron may also settle for light which can also have quite a lot of energy (those of you who had a sunburn know what I mean). Thus, it can happen that our electron gets a poke from the outside, jumps one or two shells up and cruises there for a while (it is called „excitation“). But after a brief time, it remembers to be lazy and so it jumps back to his own shell. The energy it has left over now will be given off usually as light. And in many cases this light is visible – sometimes it may be UV or infrared light.
The colour of the light is a typical property of different elements. For example, sodium will give a yellow colour, lithium red and copper green-blue. So, we’re back in our everyday life: The principle of flame colouring can be used to identify elements or to determine how much of an element is present (think for instance about mineral water with low sodium content). The function of a neon tube is also based on this phenomenon. And so, the different colours are created that many people like to watch at fireworks.

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Hallo Leute,

dies wird mein erster (populär)wissenschaftlicher Post. Ich hoffe, euch gefällt das Thema und wie ich es aufarbeite. Lasst mich eure Anregungen und Themenwünsche gerne wissen.

Erinnert ihr euch an eure Schulzeit? Und habt ihr dort schon einmal was vom Phänomen der Flammenfärbung gehört? Warum sollte euch das überhaupt interessieren? Nun ja, vielleicht einfach, weil ihr neugierig seid. Oder um die Welt um euch besser zu verstehen. In diesem Fall vielleicht auch, weil es ein einfaches Prinzip ist, zu dem man in verschiedenen (auch alltäglichen) Situationen Kontakt hat.

Aber fangen wir vorne an. Zunächst müssen wir wissen, dass unsere Materie aus Atomen aufgebaut ist – also der Stuhl, auf dem ihr gerade sitzt, euer Schreibtisch, euer Essen, auch ihr selbst und alles andere auch. Ein handelsübliches Atom ist ungefähr 0,0000000001 m groß. Oder eher klein. Weil diese Zahl so klein ist nennen wir sie auch 1 Ångstrøm (1 Å), dann wird es etwas handlicher. Nicht alle Atome sind gleich groß, aber sie bewegen sich etwa in dieser Richtung. Heutzutage kann man Atome auch direkt sichtbar machen, das soll aber heute nicht Teil des Posts sein.
Wie kann man sich ein solches Atom nun vorstellen? Dazu gibt es verschiedene, mehr oder weniger komplizierte Modelle und für heute möchte ich ein Einfaches verwenden, nämlich das von Niels Bohr. Nach diesem Modell können wir uns ein Atom wie eine Zwiebel vorstellen, die in der Mitte einen kleinen festen Kern hat und darum Schalen, die immer größer werden. Für das heutige Thema interessiert uns der Kern erstmal nicht, wichtiger sind die Schalen. Dort halten sich Elementarteilchen, die Elektronen auf. Diese Elektronen bewegen sich um den Kern (wie die Planeten um die Sonne) und zwar immer nur innerhalb einer Schale. Dabei müssen sie sich immer für eine Schale entscheiden denn im Zwischenraum können sie sich nicht aufhalten.
Die Elektronen, die sich ganz innen auf der Schale um den Kern befinden haben die geringste Energie, sie haben ja auch nur wenig Platz, weil ihre Schale so klein ist. Mit jeder Schale weiter außen steigt die Energie an. Wenn ein Elektron eine Schale nach außen hüpfen möchte, muss es dazu Energie aufnehmen. Wenn es weiter nach innen hüpft, gibt es die Energie ab. Da Elektronen (genau wie viele Menschen) von Natur aus faul sind, versuchen sie aber immer, sich möglichst nah am Kern aufzuhalten.

Welche Energie kann man einem Elektron nun zuführen, damit es ein bisschen rumhüpft? Am Einfachsten ist es, wenn man ihm Wärme anbietet. Zur Not gibt es sich aber auch mit Licht zufrieden, das kann auch ganz schön viel Energie haben (wer schon einmal einen Sonnenbrand hatte, wird ein Lied davon singen können). So kann es also sein, dass ein Elektron mit einem Schubs von außen eine oder zwei Schalen hochhüpft und dort seine Bahnen zieht (man nennt das „Anregung“). Nach kurzer Zeit erinnert es sich aber daran, dass es ja eigentlich faul ist und hüpft wieder auf seine alte Bahn zurück. Die Energie, die es dann zu viel hat, wird meistens als Licht abgegeben. Und in vielen Fällen kann man dieses Licht sehen – manchmal kann es aber auch UV- oder Infrarotlicht sein.
Welche Farbe das Licht hat, ist eine typische Eigenschaft von verschiedenen Elementen. Natrium färbt eine Flamme beispielsweise gelb, Lithium rot und Kupfer grün-blau. Und damit sind wir auch schon bei unserem Alltag: Man kann das Prinzip der Flammenfärbung benutzen, um Elemente zu identifizieren oder auch zu sagen, wie viel eines Elementes vorhanden ist (denkt beispielsweise an natriumarmes Mineralwasser). Die Funktion einer Leuchtstoffröhre beruht auf diesem Phänomen. Oder auch die verschiedenen Farben, die viele Menschen so gerne bei Feuerwerken bestaunen, werden so erzeugt.