thema: organische farbstoffe im schulunterricht · organische farbstoffe im schulunterricht 3 1...

Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der Ersten Staatsprüfung für das Lehramt

an Gymnasien im Fach Chemie,

eingereicht dem Landesschulamt - Prüfungsstelle Marburg.

Thema: Organische Farbstoffe im Schulunterricht

Verfasserin: Maren Elisabeth Caroline Weigand

Gutachter: Herr Dr. Philipp Reiß

Abgabedatum: 27. November 2013

Quelle: www.chids.de

„Es ist heilsam, sich mit farbigen Dingen zu umgeben. Was das Auge freut, erfrischt

den Geist, und was den Geist erfrischt, erfrischt den Körper.“1

Prentice Mulford (1834 - 1891)

Journalist, Erzieher, Goldgräber

Danksagung

Auf diesem Wege möchte ich mich bei Herrn Jonas Hühn und Herrn Andreas Schrimpf für die

Bereitstellung der von Ihnen selbst gedrehten Videoversuche zum Thema Organische Farbstoffe

bedanken. Weiterhin möchte ich meinen Dank an Herrn Dr. Reiß aussprechen, der mir diese Arbeit

überhaupt erst ermöglicht hat.

Mein besonderer Dank geht an meine Familie, die mich immer unterstützt, und an meine Freunde

und Kommilitonen, die meine Studienzeit in Marburg bereichert und die anstrengenden Laborzeiten

versüßt haben!

I Organische Farbstoffe im Schulunterricht

Inhalt

1 Einleitung ......................................................................................................................................... 3

1.1 Vorwort ................................................................................................................................... 3

1.2 Lehrplanbezug und Schulrelevanz ........................................................................................... 4

1.3 Einführung im Schulunterricht ................................................................................................ 5

2 Grundlagen – eine interdisziplinäre Behandlung ............................................................................ 6

2.1 Licht ......................................................................................................................................... 6

2.1.1 Elektromagnetische Strahlung ........................................................................................ 6

2.1.2 Sichtbares Spektrum ....................................................................................................... 8

2.1.3 Welle-Teilchen-Dualismus ............................................................................................. 12

2.2 Farbmischungen .................................................................................................................... 24

2.2.1 Additive Farbmischung .................................................................................................. 24

2.2.2 Subtraktive Farbmischung ............................................................................................. 34

2.3 Farbentstehung ..................................................................................................................... 41

2.3.1 Absorption ..................................................................................................................... 41

2.3.2 Emission......................................................................................................................... 64

3 Farbstoffklassen ............................................................................................................................ 73

3.1 Triphenylmethanfarbstoffe ................................................................................................... 73

3.2 Azofarbstoffe ......................................................................................................................... 82

3.3 Polymethinfarbstoffe ............................................................................................................ 87

3.4 Anthocyane ........................................................................................................................... 94

4 Farben in Technik, Labor und Alltag .............................................................................................. 97

4.1 Funktionelle Farbstoffe ......................................................................................................... 97

4.1.1 Indikatoren und Nachweise .......................................................................................... 97

4.1.2 Farbstoff-Marker ......................................................................................................... 104

4.1.3 Solvatochromie und Thermochromie ......................................................................... 105

4.1.4 Funktionelle Farbstoffe in Organismen ....................................................................... 108

4.2 Färbungen ........................................................................................................................... 109

II Organische Farbstoffe im Schulunterricht

4.2.1 Textilfärbung ............................................................................................................... 110

4.2.2 Farbfotografie.............................................................................................................. 114

5 Zusammenfassung ....................................................................................................................... 115

6 Anhang ........................................................................................................................................ 117

7 Literaturverzeichnis ..................................................................................................................... 127

8 Abbildungsverzeichnis ................................................................................................................. 132

9 Tabellenverzeichnis ..................................................................................................................... 134

10 Eidesstattliche Erklärung ......................................................................................................... 135

3 Organische Farbstoffe im Schulunterricht

1 Einleitung

1.1 Vorwort

Rot, grün, gelb, blau, lila, rosa, türkis, braun, orange, pink, magenta – der Himmel, der Regenbogen,

das Meer, Gras, Laub, Blumen, Pflanzen, Schmetterlinge, Fische, Vögel, Autos, Möbel, Kleidung,

Kunststoffe, Lebensmittel… Farben sind jederzeit allgegenwärtig und aus dem menschlichen Leben

gar nicht wegzudenken. Was wäre die Welt ohne ihre bunten, leuchtenden und schillernden Farben?

Dass sich das Sehvermögen des Menschen schrittweise nach der Geburt entwickelt und Säuglinge

deshalb erst nach einigen Monaten Farben wahrnehmen können, ist für den Menschen eigentlich gar

nicht vorstellbar.

Farben bieten einen besonderen Alltags- und Lebensbezug – für den Chemieunterricht vergleichbar

mit dem Unterrichtsthema „Kunststoffe“ – und eignen sich deshalb fantastisch für den

Schulunterricht. Erfahrungsgemäß werden Farben und Farbstoffe allerdings nicht sehr häufig und

intensiv im Chemieunterricht behandelt. Vielfach findet eine didaktische Reduzierung auf

Synthesemöglichkeiten verschiedener Farbstoffe und Textilfärbung statt. Das kann einerseits daran

liegen, dass der Lehrplan nicht viel zeitlichen Raum dafür ermöglicht. Andererseits kann ein

mögliches, persönliches Empfinden des Lehrers1, die thematischen Grundlagen und die Theorie der

Farbstoffe sei zu komplex für den Schulunterricht, eine Rolle dabei spielen. Aus dieser Vermutung

heraus hat die folgende Arbeit den Anspruch, thematisch in die Welt der organischen Farbstoffe

einzuleiten, indem vor allem eine interdisziplinäre Betrachtung vollzogen und grundlegende

Kenntnisse über die Farbentstehung und die chemischen Besonderheiten von Farbstoffen vermittelt

werden sollen.

Umsetzungsbeispiele und inhaltliche Bezüge zum Schulunterricht sollen dabei nicht vernachlässigt

werden. Deshalb sind didaktische und methodische Tipps in blau hinterlegten Feldern dem Text

eingegliedert. Übungsaufgaben für Schüler befinden sich in grün hinterlegten und inhaltliche

Ergänzungen in grau hinterlegten Feldern. Diese können auch als interessante Zusatzinformationen

in den Schulunterricht eingebettet werden. Zusätzlich werden an geeigneten Stellen Hinweise auf

Videoversuche gegeben, die dieser Arbeit als DVD beigefügt sind.

Insgesamt besteht die Absicht, dass das allgemeine Interesse an Farbstoffen geweckt, die Theorie der

Farbentstehung verstanden, das Thema als Unterrichtsinhalt geschätzt und dessen Potential für

interessanten Unterricht erkannt wird.

1 Ohne Bevorzugung auf eines der Geschlechter wird im Folgenden die Bezeichnung ‚Lehrerinnen und Lehrer‘ mit der maskulinen Form ‚Lehrer‘ abgekürzt; das gleiche gilt für ‚Schülerinnen und Schüler‘.


Lehrplan Hessen G8 2010 (vgl. Hessisches Kultusministerium 2010)

LK in Q2-Phase Farbstoffe (fakultativer Unterrichtsinhalt)

Natürliche und synthetische Farbstoffe

Struktur und Lichtabsorption

Mesomerie-Modell

Textilfärbung; Färbeverfahren GK/LK in Q4-Phase Farbstoffe (Wahlthema: Angewandte Chemie)

Licht und Farbe

Theorien der Farbigkeit

Einteilung der Farbstoffe nach Farbstoffklassen

Synthese von Farbstoffen

Färbetechniken

pH-Indikatoren

Lebensmittelfarbstoffe

Farbfotografie

Natürliche Farbstoffe und Pigmente

1.2 Lehrplanbezug und Schulrelevanz

Hinweis: Das Wahlthema Angewandte Chemie beinhaltet weitere Unterrichtsinhalte wie

großtechnische Verfahren, Werkstoffe, Waschmittel, Nahrungsmittel, Umweltchemie und umfasst

insgesamt 24 Schulstunden im GK und 43 Schulstunden im LK. Deshalb können die Farbstoffe

schätzungsweise maximal 4 Schulstunden im GK und 8 Schulstunden im LK unterrichtet werden.

Dies stellt eine zeitlich unzureichende Rahmenbedingung für die Durchführung eines so

vielschichtigen Themas dar. Andererseits muss nicht zwangsläufig eine allumfassende

Unterrichtseinheit geplant und durchgeführt werden. Durch die weitreichenden und auf andere

chemischen Schulinhalte übertragbaren thematischen Inhalte können die Farbstoffe auch in anderen

Unterrichteinheiten teilweise eingegliedert und dadurch sukzessiv unterrichtet werden. Weiterhin

kann ebenso eine Projektarbeit entwickelt werden, sodass die chemische Farbenwelt beispielsweise

innerhalb einer Woche beleuchtet wird.

Farben und Farbstoffe im Unterricht zu behandeln ist in jedem Falle lohnenswert, da sie den

schönsten, farbigsten und damit wahrscheinlich interessantesten Alltagsbezug für Schüler bieten.


1.3 Einführung im Schulunterricht

Als Einführung des Unterrichtsthemas „Organische Farbstoffe“ eignet sich hervorragend ein für

Schüler interessanter und beeindruckender Versuch wie beispielsweise „Rot leuchtender Tee“.

Hierzu kann der erste Videoversuch („Rot leuchtender Tee“) angeschaut werden. Ein

Pfefferminzbeutel wird in einem abgedunkelten Raum zum Leuchten gebracht. Dazu wird er in eine

transparente Lösung aus Ethylacetat, Wasserstoffperoxid und DNPO – für Schüler handelt es sich

scheinbar um Wasser – getaucht. Das Bewegen des Teebeutels in der Lösung führt zu roter

Chemolumineszenz. Dieser Effekt müsste unter den Schülern allgemeines Erstaunen und Verblüffen

hervorrufen. Auf den Versuch aufbauend, können Überlegungen zu Licht und Farbe angestellt

werden. Die Aufklärung über die chemischen Abläufe dieses Versuches muss nicht an dieser Stelle,

sondern kann als abschließender Rahmen am Ende der Unterrichtseinheit erfolgen.

Eine andere Möglichkeit das Unterrichtsthema „Organische Farbstoffe“ einzuleiten, besteht darin,

den Schülern den Lebensbezug von Farben zu vergegenwärtigen. Dazu können anregende und

provozierende Fragen in den Raum geworfen werden, die scheinbar so banal sind, dass sie noch nie

gestellt wurden; Fragen, die sich ständig im Alltag ergeben würden.

Warum ist der Himmel blau und wie entsteht ein Regenbogen?

Warum schimmern Seifenblasen so schön?

Warum sind die Blätter grün und warum verfärbt sich das Laub im Herbst?

Welche Farben stecken in den so vielfältigen bunten Blüten?

Weshalb haben Radieschen eine rote Schale und warum sind Karotten gesund?

Warum sind Gummibärchen so bunt und wie kommen Lebensmittel zu ihrer Farbe?

Warum werden die Haare meiner Omas blau?

Wieso ist die Jeans blau und was bedeutet ‚used look‘?

Warum leuchtet weiße Kleidung im Diskolicht und schwarze nicht? Was sind Neonfarben?

Wie funktionieren Knicklichter?


2 Grundlagen – eine interdisziplinäre Behandlung

Die Thematik der organischen Farbstoffe ist durch ihre relativ komplizierte Theorie, ihre zahlreichen

Farbstoffe und die daraus resultierenden mannigfaltigen Anwendungsbereiche sehr vielschichtig. Um

sich die Lehre der Farbstoffe in der Summe vollends erschließen zu können, werden fundamentale

Kenntnisse über die physikalische Betrachtungsweise von Licht, die Farbwahrnehmung im

menschlichen Auge und ein anschauliches Wissen über quantenmechanische Grundsätze der

Farbentstehung vorausgesetzt. Aus diesem Grund sollen die Grundlagen interdisziplinär –

physikalisch, biologisch, chemisch – betrachtet und ausführlich dargelegt werden.

2.1 Licht

Ohne Licht würden wir nicht nur in vollkommender Dunkelheit leben; alles Leben auf unserer Erde

würde erst gar nicht existieren. Licht ist primäre Energie- und Wärmequelle unseres Planeten. Um

sich die alltägliche Bedeutung von Licht zu verdeutlichen, sollte man am besten auf einen Gipfel eines

Gletschers steigen und die Augen schließen. Beim Öffnen der Augen würde man schlagartig vom

Licht geblendet werden, denn das Licht ist „sofort da“! Wie schnell ist also Licht? Licht entsteht in der

Sonne und braucht für die Strecke bis zu unserer Erde (ca. 149.600.000 km) rund 8 Minuten. Die

Entfernung zwischen Mond und Erde (ca. 384.400 km) legt das Licht ungefähr innerhalb 1,3

Sekunden zurück. Licht bewegt sich folglich mit der Lichtgeschwindigkeit von c ≈ 2,99∙108 m/s fort

(vgl. Erbrecht 2008: 122). Bereits im 17. Jahrhundert gab es erste Versuche die Lichtgeschwindigkeit

zu ermitteln. Erst um 1850 gelang dem französischen Physiker Leon Foucault die erste Methode – die

sogenannte Drehspiegelmethode – eine genauere Berechnung der Lichtgeschwindigkeit zu

entwickeln (vgl. Hilscher 1992).

2.1.1 Elektromagnetische Strahlung

Licht, wie wir es nennen, zählt zu elektromagnetischer Strahlung. Dabei handelt es sich um sich

ausbreitende Schwingungen eines elektromagnetischen Feldes. Elektrisches und magnetisches Feld

sind miteinander gekoppelt und stehen bei linear polarisierten Wellen senkrecht aufeinander.

Elektromagnetische Schwingungen werden als Sinuswellen dargestellt, die sich transversal

fortbewegen.


Folgende Abbildung stellt das kontinuierliche Spektrum elektromagnetischer Strahlung :

Abbildung 1: Spektrum elektromagnetischer Strahlung (vgl. Atkins 2006: 244).

Darstellungen des Spektrums orientieren sich generell an den Wellenlängen der Strahlungen. So

nimmt die Wellenlänge in dem hier dargestellten Spektrum von links nach rechts ab. Strahlungen

ähnlicher Wellenlängen und ähnlicher Eigenschaften sind gruppiert und klassifiziert (vgl. Atkins 2006:

244):

Radiowellen gehören zur langwelligen Strahlung im Wellenlängenbereich von Kilometer bis

Meter. Radiowellen werden beispielsweise für Hörfunk, Fernseher, Radar und MRT

(Magnetresonanztomographie) verwendet.

Mikrowellen sind Strahlen im Meter- bis Millimeter-Bereich und finden Verwendung für

Mobilfunknetze, WLAN, Bluetooth, GPS, Satellitenrundfunk und Haushaltsmikrowellen.

Infrarotstrahlung umfasst Strahlen von 1 mm bis 780 nm und wird in der

Infrarotspektroskopie angewandt.

Der Wellenlängenbereich 780 nm – 380 nm (vgl. Erbrecht 2008: 122) wird sichtbares Licht

genannt.

UV-Strahlung (380 nm – 1 nm) ist auch als Blacklight bekannt und findet unter anderem

Anwendung zur Banknotenprüfung und zur Desinfektion.

Röntgenstrahlung reicht bis 1 pm und wird in der medizinischen Diagnostik verwendet.

Gammastrahlung besitzt eine kleinere Wellenlänge als 1 pm und ist die energiereichste

Strahlung. Sie wird ebenfalls in der medizinischen Diagnostik angewandt. Natürliche

Gammastrahlung aus dem Weltall wird vollständig von der Atmosphäre absorbiert (vgl.

Haas).

Je kurzwelliger eine Strahlung, desto energiereicher ist sie (Verweis auf 2.1.2)!


Ergänzung: Ist Handystrahlung wirklich so gefährlich?

Sowohl bei deutschen Mobilfunknetzwerken als auch bei WLAN handelt es sich um

Mikrowellen, deren Energie wesentlich geringer ist als das natürliche Farbspektrum des

Sonnenlichts. Besonders dessen UV-Anteil kann durch dessen hohe Energie eine

photoinduzierte Thymidin-Dimerbildung in der DNA hervorrufen, was schwerwiegende,

negative Konsequenzen für die Zellteilung und für das Ablesen der auf der DNA

verborgenen Erbinformation hat. UV-Strahlung – und nicht etwa Mobilfunkstrahlung – kann

deshalb als krebserregend eingestuft werden (vgl. ChemgaPedia (2013).

2.1.2 Sichtbares Spektrum

Der vom Menschen optisch wahrgenommene Bereich der elektromagnetischen Strahlung wird als

sichtbares Licht bezeichnet.

Sichtbares Licht – ob natürliches von der Sonne oder künstliches aus der Glühbirne – erscheint

„weiß“.

Der englische Mathematiker und Physiker Sir Isaac Newton (1643-1727) führte bereits 1666

Prismenversuche mit Licht durch. In einem abgedunkelten Raum lenkte er einen schmalen Lichtstrahl

durch ein Prisma (vgl. Welsch 2012: 295). Auf einer dahinterliegenden Wand erschienen die Farben

des Regenbogens.

Abbildung 2: Newtons Prismenversuche (vgl. Welsch 2012: 294).


Tipp für die Schule:

Obwohl Prismenversuche eher in den Physikunterricht gehören, sind sie jedoch auch ganz

einfach im Chemieunterricht durchzuführen und sehr eindrucksvoll für Schüler!


Fragen für Schüler: Wann sind Regenbogen am Himmel sichtbar? Aus welchem Blickfeld ist

der Regenbogen sichtbar? Welche Farben hat der Regenbogen? Sind es immer dieselben

Farben? In welcher Reihenfolge tauchen sie am Himmel auf? Und warum ist das so?

Die Newtonschen Prismenversuche zeigen auf, dass in weißem Licht alle Farben des Regenbogens

enthalten sind. Weißes Licht setzt sich aus allen Spektralfarben zusammen. Bei schrägem Einfall in

optisch dichteres Material, wie beispielsweise ein Prisma, wird Licht abhängig seiner Wellenlänge

unterschiedlich stark gebrochen. Dies wird als Dispersion bezeichnet. Kurzwelliges blaues Licht wird

stärker gebrochen als langwelliges rotes Licht (hängt mit der wellenlängenabhängigen

Phasengeschwindigkeit zusammen). Da das aufgetrennte Licht beim Austritt aus dem Prisma in

einem anderen Winkel auf die Grenzfläche fällt, wird die Divergenz der farbigen Lichtstrahlen beim

Übergang in das optisch dünnere Material (Luft) nicht wieder kompensiert (vgl. Welsch 2012: 300).

In folgender Abbildung ist das kontinuierliche Spektrum im sichtbaren Wellenlängenbereich

aufgezeigt, welches alle Spektralfarben enthält:

Abbildung 3: Kontinuierliches Spektrum sichtbaren Lichts (vgl. Universität Düsseldorf 2013).


Ergänzung: Beobachtungen am Himmel I

- Bei strahlendem Sonnenschein erscheint ein Blatt Papier im Freien weiß, die Sonne selbst

jedoch fast gelb. Das gesamte Tageslicht stammt von der Sonne. Daraus ist zu schließen,

dass es sich um rein weißes Licht handeln muss.

Die Gelberscheinung der Sonne hängt mit der Atmosphäre zusammen. Meist erscheint die

Sonne nur aus diesem Grund weiß, da sie durch ihre Helligkeit eine völlige Überbelichtung

im Auge verursacht und dabei alle Rezeptoren maximal angeregt werden.

Bei den Spektralfarben violett, blau, grün, gelb, orange und rot handelt es sich jeweils um

monochromatisches Licht (aus dem Griechischen, bedeutet einfarbig). In nachfolgender Tabelle sind

sie nach ihren Wellenlängen aufgetrennt.

Da es sich um ein kontinuierliches Farbspektrum handelt, sind die Farbübergänge fließend. Ferner ist

der individuelle Farbeindruck im Detail auch immer vom Wahrnehmungsvermögen des Auges

abhängig, unterscheidet sich jedoch zwischenmenschlich nur in Nuancen. Aus der Summe der

monochromatischen Strahlen ergibt sich polychromatisches Licht (aus dem Griechischen, bedeutet

vielfarbig), welches in der Summe weiß erscheint (vgl. Meier 1963).

Tabelle 1: Monochromatisches Licht und deren Wellenlängen.

polychromatisches, weißes Licht


Ergänzung: Beobachtungen am Himmel II

- Vom Mond aus betrachtet erscheint der Tageshimmel schwarz und die Sterne sind immer

zu sehen. Die Sonne erscheint bis zu ihrem Verschwinden am Horizont unverändert weiß.

Im Gegensatz zu Sonnenaufgängen/-untergängen, die von der Erde aus beobachtet werden:

Sonnenstrahlen wechselwirken mit den Luftmolekülen und werden gestreut. Höher

frequentes blaues Licht wird dabei sehr viel stärker gestreut als niedrig frequentes rotes

Licht. Rotes Licht ist „linientreuer“. Je weiter der Weg des Lichts durch die Atmosphäre ist,

desto mehr blaues Licht wird gestreut. Die verbliebenen Rotanteile lassen die Sonne beim

Auf- und Untergang in orange-roten Farben erscheinen.

Resultierend aus den Ergebnissen der Prismenversuche stellte Newton 1669 die Korpuskeltheorie

des Lichts auf, nach welcher Licht aus kleinsten Teilchen oder Korpuskeln (aus dem Lateinischen,

bedeutet Körperchen) besteht. Im Widerspruch zu dieser Theorie stand die von Christiaan Huygens

(1629-1695) im Jahre 1677 formulierte Wellentheorie des Lichts. Diese konnte erst 1802 durch

Lichtversuche am Doppelspalt, die von Thomas Young (1773-1829) durchgeführt wurden, und deren

Deutung der sich bildenden Interferenzmuster verifiziert werden. Im weiteren Verlauf wurde sowohl

die Polarisierbarkeit als auch der Elektromagnetismus des Lichts von Michael Faraday (1791-1867)

entdeckt. James Clerk Maxwell (1831-1879) stellte im Jahre 1871 die elektromagnetische

Lichttheorie – die im obigen Abschnitt beschrieben wurde – auf, welche einige Jahre später

experimentell durch Heinrich Hertz (1857-1894) bestätigt wurde (vgl. Wedler 2004).


Übungsaufgabe 1:

Triphenylmethanfarbstoffe werden vor allem zum Färben von Papier, zur Herstellung

von Tinten, Kohlepapier, Farbbändern und als Kosmetik-, Lebensmittel- und

Mikroskopierfarben eingesetzt. Der Farbstoff Thymolphthalein liegt je nach pH-Wert

entweder in der Lactonform (farblos) oder in der Chinoidform (farbig) vor.

Lactonform Chinoidform

Ordnen Sie den beiden Kurven die jeweilige Thymolphthalein-Struktur (Lactonform

bzw. chinoide Form) zu, begründen Sie Ihre Aussage und leiten Sie mithilfe der

angegebenen Tabelle die Farbe der beiden Thymolphthalein-Formen ab!

2.1.3 Welle-Teilchen-Dualismus

Wellencharakter des Lichts

Licht als elektromagnetische Welle wird allgemein als Sinusfunktion dargestellt und wird anhand der

Wellenlänge, der Frequenz, der Amplitude und der Phase charakterisiert. Sie pflanzt sich transversal

fort.


Periode y

Abbildung 4: Wellenbeschreibung.

Die Wellenlänge λ (Lambda) stellt den kleinsten Abstand zweier Punkte gleicher Phase dar. Zwei

Punkte haben die gleiche Phase, wenn sie im zeitlichen Verlauf die gleiche Auslenkung und die

gleiche Bewegungsrichtung haben. Die Wellenlänge wird meist in nm (Nanometer) angegeben (vgl.

Lichtscheidl 2013).

Die Frequenz f gibt die Anzahl der Schwingungen (=Periode) pro Zeiteinheit (Sekunde) wieder. Sie

wird in der Einheit Hertz Hz = [1/s] gemessen; benannt nach dem deutschen Physiker Heinrich Hertz.

Wellenlänge und Frequenz stehen in direktem Zusammenhang (vgl. Meier 1963):

(1)

Dabei gilt: c: Lichtgeschwindigkeit (Naturkonstante im Vakuum; c ≈ 2,99∙108 m/s)

λ: Wellenlänge in nm

f: Frequenz in Hz

Die Wellenlänge ist umgekehrt proportional zur Frequenz. Das bedeutet, je kleiner die Wellenlänge

ist, desto größer ist die Frequenz (Verweis auf 2.1.1).

Die Amplitude y stellt die maximale Auslenkung einer Schwingung dar, welche direkt mit der

Intensität, also der Helligkeit des Lichts, einhergeht: je größer die Amplitude, desto heller ist das

Licht.

Der höchste Punkt / das Maximum einer Schwingung wird als Wellenberg; der niedrigste Punkt / das

Minimum als Wellental bezeichnet.


Interferenz

Treffen zwei Wellen aufeinander, entsteht eine so genannte Interferenz. Interferenz beschreibt die

Überlagerung von mindestens zwei Wellen. Das entstehende Muster wird als Interferenzmuster

bezeichnet.

Für ein stabiles Interferenzmuster müssen die aufeinandertreffenden Wellen kohärent sein. Das

bedeutet, sie müssen die gleiche Frequenz aufweisen und es muss zwischen ihnen eine zeitlich

konstante Phasenbeziehung bestehen. Dann entsteht aus der Summe der beiden aufeinander

treffenden Wellen eine neue Welle. Formal wird zwischen konstruktiver und destruktiver Interferenz

unterschieden, wobei zwangsläufig auch Mischformen auftreten können (vgl. Meier 1963).

Konstruktive Interferenz

Ist der Gangunterschied der beiden Wellen ein Vielfaches ihrer Wellenlänge, so treffen immer zwei

Wellenberge und zwei Wellentäler aufeinander. Haben beide Wellen dieselbe Amplitude, verdoppelt

sich diese (vgl. Lichtscheidl 2013).

Interferenzmuster

Welle 1:

Welle 2:

konstruktive Interferenz

y = a

y = 2a

y = a

Abbildung 5: Konstruktive Interferenz.

Destruktive Interferenz

Ist der Gangunterschied ein Vielfaches der halben Wellenlänge, sind die Wellen gegeneinander

verschoben. Deshalb trifft immer ein Wellenberg auf ein Wellental. Dies kann – bei gleicher

Amplitude – zur vollständigen Auslöschung der beiden ursprünglichen Wellen führen (vgl. Lichtscheidl

2013).


Interferenzmuster

Welle 1:

Welle 2:

destruktive Interferenz

y = a

y = a

y = 0

Abbildung 6: Destruktive Interferenz.

Das Phänomen der Interferenz ist sowohl bei Wasserwellen als auch bei Lichtwellen zu beobachten.

Beim Betrachten einer Wasserwelle, die auf ein Hindernis wie beispielsweise einen Spalt trifft, sind

zum einen Wellenberge und -täler deutlich mit dem Auge sichtbar; zum anderen entsteht ein für

Wellen typisches Beugungsmuster. Dabei bildet sich neue so genannte Elementarwelle:

Abbildung 7: Beugung von Wasserwellen am Einzelspalt (vgl. Grössing).

Trifft eine Wellenfront auf ein Hindernis mit einem Doppelspalt, entstehen – ebenso wie am

Einzelspalt durch Beugung – zwei neue Elementarwellen. Diese überlagern sich, sodass es zur

Interferenz der beiden Elementarwellen kommt.

ankommende

Wellenfront

Spalt Wellenberg

Wellental



Im Schulunterricht können Beugungs- und Interferenzmuster ganz leicht in einer

transparenten, mit Wasser gefüllten Schale und einem Impulsgeber, der Wasserwellen

erzeugt, über den Overhead-Projektor gezeigt werden.

Alternativ kann die Entstehung von Interferenz am Doppelspalt mit einem Zirkel auf einem

Blatt Papier einfach gezeichnet werden. Die Überschneidung der farbigen, sich

abwechselnden Wellenberge und -täler ergibt das Interferenzmuster.

Abbildung 8: Beugung und Interferenzmuster am Doppelspalt (vgl. Grössing).

Soll dieser Versuch mit Licht anstelle von Wasser durchgeführt werden, wird monochromatisches

Licht (beispielsweise ein Laser) in einem abgedunkelten Raum auf einen Doppelspalt geschickt. Die

Interferenzen sind im Raum nicht sichtbar, allerdings kann das Interferenzmuster an einer hinter dem

Doppelspalt angebrachten Wand visualisiert werden. Mit diesem Versuch konnte Young im Jahre

1802 die bereits 1677 von Huygens aufgestellte Wellentheorie des Lichts scheinbar bestätigen.

ankommende

Wellenfront

Doppelspalt



Demonstrationen des Doppelspalt-Versuches gibt es in einer Vielzahl auf YouTube zu finden.

Das auftretende Interferenzmuster sieht wie folgt aus:

Die Abbildung zeigt eine fotografische Aufnahme eines Interferenzmusters durch einen Helium-

Neon-Laser, der rotes Licht aussendet. Es handelt sich um ein scharfes Spaltbild, das durch

Lichtbanden verschiedener Breite und Intensität gekennzeichnet ist. Die grafische Auftragung zeigt

die Intensitätsverteilung in Abhängigkeit des einfallenden Lichtwinkels. Hier wird deutlich, dass das

Licht mit der höchsten Intensität direkt hinter dem Abstandhalter der zwei Spalten auftritt (maximale

konstruktive Interferenz). Dies ist das Lichtmaximum 0. Ordnung. Die beiden nächst größeren Peaks

rechts und links davon stellen die Lichtmaxima 1. Ordnung dar usw. Die Zwischenräume sind dunkel

und durch destruktive Interferenz entstanden (überlappende Wellen löschen sich aus). Je größer der

einfallende Winkel wird, desto schwächer, schmaler und weiter voneinander entfernt liegen die

Lichtbanden .

Eine Veränderung des Abstand der beiden Spalten beeinflusst die Beugungsmaxima und -minima. Die

Spaltbreite hingegen bestimmt die Breite der Hüllkurve (als grüne Funktion in der Abbildung grafisch

dargestellt), den Bereich höchster Intensität (vgl. Burggräf 2010).

Intensität

roter Laser

Abbildung 9: Interferenzmuster eines Lasers am Doppelspalt (vgl. Universität Oldenburg).


Mit der klassischen Wellentheorie des Lichts können die vorgestellten Eigenschaften von Licht wie

Ausbreitung, Interferenz, Beugung und weitere wie Polarisation, Reflexion und Brechung modellhaft

erklärt werden. Über Jahrhunderte galt die Annahme Licht sei eine Welle.

Teilchencharakter des Lichts

Die schon 1666 von Newton aufgestellte Korpuskeltheorie des Lichts wurde aufgrund der vielen

begründeten Annahmen, Licht sei eine Welle, Jahrhunderte lang vernachlässigt. Anfang des 20.

Jahrhunderts wurden photoelektrische Versuche durchgeführt, die allgemeines Staunen und

Verwirrung verursachten. Es wurden Beobachtungen gemacht, mit denen niemand rechnete und die

zunächst nicht erklärt werden konnten.

Photoelektrischer Effekt

Beim photoelektrischen Versuch wird allgemein eine Metall- oder Halbleiteroberfläche bestrahlt.

Dabei werden Elektronen heraus gelöst (emittiert), welche anhand eines elektrischen Stroms

gemessen werden können.

Damit Elektronen aus dem Metall heraus gelöst werden, muss Energie vom Licht auf das bestrahlte

Material übertragen werden. Aufgrund der Annahme Licht sei eine Welle, sollte eine Lichtwelle einen

ihrer Intensität (Amplitude y) proportionalen Impuls besitzen und diesen auf die Elektronen

übertragen können. Das bedeutet für die Praxis: je intensiver, also heller das Licht ist, desto mehr

Elektronen werden aus dem Metall heraus gelöst.

Tatsächliche Beobachtungen:

Praktisch wurde jedoch beobachtet, dass die Intensität des einfallenden Lichts – ob poly- oder

monochromatisch – keine Auswirkung auf das Herauslösen der Elektronen hat.

Werden durch orangefarbenes Licht (600 - 640 nm) keine Elektronen aus dem Metall heraus

gelöst, dann kommt es durch eine Erhöhung der Intensität und eine damit verbundene Erhöhung der

Helligkeit auch zu keiner Veränderung (siehe nächste Abbildung).

Im Gegensatz zur Bestrahlung mit orangefarbenem Licht wird ein Photoelektrischer Effekt

schon bei Bestrahlung mit blauem Licht geringster Intensität (460 - 490 nm) beobachtet.


Dies stellt folgende Abbildung dar:

Der Photoelektrische Effekt steht folglich in direktem Zusammenhang mit der Frequenz des

einstrahlenden Lichts.

De facto ist die kleinste benötigte Frequenz von einem vom Metall abhängigen energetischen

Schwellenwert abhängig. Dieser Schwellenwert muss höher als die Bindungsenergie der Elektronen

im Metall sein. Selbst bei einer geringen Intensität werden dann Elektronen sofort heraus gelöst. Die

Intensität wirkt sich nur auf die Stärke des Elektronenstroms aus, das heißt auf die Zahl der pro

Zeiteinheit emittierten Elektronen.

Die kinetische Energie der emittierten Elektronen (von Einstein als Photoelektronen bezeichnet)

nimmt dabei linear mit der Frequenz zu. Dies ist in folgender Abbildung dargestellt:

Abbildung 11: Grafische Darstellung des photoelektrischen Effekts (vgl. Atkins 2006: 251).

Metall

herausgelöstes Elektron

Abbildung 10: Photoelektrischer Effekt beim Bestrahlen eines Metalls mit blauem Licht - schematische Darstellung.


Beim Vergleich verschiedener Metalle (Rubidium, Kalium, Natrium) wird deutlich, dass sich die

Funktionen lediglich parallel verschieben und nicht beispielsweise in ihrer Steigung ändern. Das

bedeutet in diesem Fall, dass Licht einer Wellenlänge von 593 nm, also einer Frequenz von

5,02∙1014Hz – das entspricht gelbem Licht – notwendig ist, um Elektronen aus Rubidium heraus zu

lösen. Dementsprechend sind Frequenzen von 5,41∙1014 Hz bzw. 5,53∙1014 Hz nötig um einen

Elektronstrom bei der Bestrahlung von Kalium bzw. Natrium hervorzurufen. Dabei steigt ebenfalls die

kinetische Energie der Photoelektronen linear mit der Frequenz (vgl. Atkins 2006: 250 f.).

Diese Beobachtungen waren unvereinbar mit der Wellentheorie des Lichts, da Energie nicht

kontinuierlich in Wellenform, sondern vielmehr in Portionen transportiert werden müsste. Dies warf

zu Beginn des 20. Jahrhunderts viele Fragen auf.

Max Planck (1858-1947) stellte 1900 seine Quantentheorie auf; Albert Einstein (1879-1955) konnte

1905 in Erweiterung dieser Theorie den Photoelektrischen Effekt erklären und erhielt dafür 1921 den

Nobelpreis:

Demnach breitet sich Licht in Form einzelner Lichtportionen oder Lichtteilchen aus. Diese werden

Quanten genannt. Sie besitzen eine Energie, die im Zusammenhang mit der Frequenz des Lichts und

einer Naturkonstanten steht (vgl. Meier 1963):

(2)

Dabei gilt: E: Energie der Quanten

h: Plancksches Wirkungsquantum (Naturkonstante h ≈ 6,626∙10-34 J∙s)

ν: Frequenz bzw. Geschwindigkeit (gilt z.B. für Elektronen)

Aus dieser Formel (2) ist zu schließen, dass die Energie der Quanten immer ein Vielfaches von h ist.

Das bedeutet, Licht kann nur bestimmte (=diskrete) Energien besitzen:

ein Quant besitzt die Energie h∙ν, zwei Quanten: 2∙h∙ν, drei Quanten: 3∙h ν usw.

Folglich Licht ist gequantelt und keine kontinuierliche Welle!

Die Beziehung E = h ν impliziert ebenfalls, dass mit einer Erhöhung der Frequenz die Energie der

Quanten proportional steigt (vgl. Atkins 2006).

Nach Einstein werden diese Quanten Photonen genannt und bewegen sich mit der

Lichtgeschwindigkeit c (siehe Formel (1)) (vgl. Wedler 2004).



Die Vorstellung, dass Licht gleichzeitig Welle und Teilchen sein kann, ist für Schüler schwer zu

begreifen. Folgendes Bild kann dabei helfen: Eine Wasserwelle im Meer wird weit weg vom

Land erzeugt und pflanzt sich an der Wasseroberfläche kilometerlang fort bis sie den Strand

erreicht, dort bricht und sich in eine Gischt von unendlich vielen Wasserpartikeln auflöst.


Generell muss bei den physikalischen Grundlagen damit gerechnet werden, dass nicht alle

Schüler über ein fundiertes Fachwissen in Physik verfügen. Deshalb muss besonderes

Augenmerk auf eine für Schüler nachvollziehbare Einführung dieser Grundlagen gelegt

werden.

Der Photoelektrische Effekt ist das absolute Paradebeispiel für den Teilchencharakter von Licht. Er

hatte nicht nur fundamentale Auswirkungen auf die allgemeine Vorstellung von Licht, sondern

bewirkte ebenso die Entwicklung und heutige Nutzung von Solarzellen und Nachtsichtgeräten, die

auf diesem Effekt beruhen.

Welle-Teilchen-Dualismus

Die Tatsache, dass Licht einerseits als Wellen- und andererseits als Teilchenstrahlung beschrieben

werden kann, wird als Welle-Teilchen-Dualismus des Lichts bezeichnet.

Dabei ist nicht die Natur des Lichts dualistisch, sondern nur die modellhafte Beschreibung. Modelle

haben zum einen erkenntnistheoretischen und zum anderen didaktischen Anspruch. Sie sollen

Naturphänomene, Gesetzmäßigkeiten oder Eigenschaften beschreiben und erklären, müssen jedoch

komplexe Sachverhalte reduziert und vereinfacht darstellen. Modelle versuchen die Natur

wiederzugeben, um reproduzierbare Voraussagen machen zu können. Deshalb ist das Modell des

Welle-Teilchen-Dualismus in sich kein Widerspruch.

Jede Wellenstrahlung hat Teilchencharakter. Deshalb ist davon auszugehen, dass jede Strahlung

beliebiger Teilchen ebenfalls umgekehrt als Wellenstrahlung aufgefasst werden kann.


Impuls p = m∙v Einheit:

𝑘𝑔∙𝑚

𝑠

Die Wellenbeschreibung beliebiger Teilchen geht auf Louis de Broglie (1892-1987) zurück (vgl.

Erbrecht 2008: 97):

(3)

Dabei gilt: λ: Wellenlänge eines bewegten Teilchens

h: Plancksches Wirkungsquantum (Naturkonstante h ≈ 6,626∙10-34 J∙s)

m: Masse des bewegten Teilchens

ν: Geschwindigkeit des bewegten Teilchens

Diese 1924 aufgestellte Gleichung stellt den Zusammenhang zwischen dem Impuls eines Teilchens

und seiner Wellenlänge dar und erlaubt die Berechnung der Wellenlänge eines Teilchens abhängig

von dessen Impuls p.

Kurz nach Veröffentlichung dieser Hypothese wurde sie durch Clinton Davisson (1881-1958) und

Lester Germer (1896-1971) experimentell bestätigt: Es konnten Beugungsmuster von

Elektronenstrahlen – ebenso wie bei Röntgenstrahlen – beim Durchgang eines Nickelkristalls

beobachtet werden (vgl. Wedler 2004). Dies war der erste Versuch, der die Wellennatur von

Elektronen aufzeigte.

Merke:

Der Welle-Teilchen-Dualismus besagt, dass Licht sowohl Wellencharakter als auch Teilchencharakter

besitzt.

Ein beispielhafter Versuch für die Welleneigenschaft von Licht ist der Versuch am Doppelspalt,

derjenige für die Teilcheneigenschaft von Licht ist der Photoelektrische Effekt.


Stärkeres Licht kann einerseits eine Steigerung der Intensität und andererseits eine Erhöhung der

Energie bedeutet. Es kommt immer auf die Betrachtungsweise an:

Abbildung 12: Unterschied intensiveres/energiereicheres Licht.


2.2 Farbmischungen

Farben hatten schon immer eine anziehende Wirkung auf den Menschen. So beschäftigten sich über

die Jahrtausende viele Forscher, Gelehrte und Wissenschaftler sowohl mit der Entstehung von Farbe

als auch mit deren Farbsymboliken, ihrem Effekt und den Auswirkungen auf den Menschen. Deshalb

gab es vor allem in den letzten Jahrhunderten verschiedenste Farbmodelle und Farblehren. Newton

stellte ebenso die Lehre der Newtonschen Spektralfarben auf, auf welcher die Dreifarbentheorie von

Young und Helmholtz basiert. Diese soll im nächsten Abschnitt dargestellt und anhand der additiven

Farbmischung beschrieben werden (vgl. Welsch 2012: 129).

2.2.1 Additive Farbmischung

Die Dreifarbentheorie nach Young und Helmholtz – oder auch als Trichromatische Theorie bezeichnet

– besagt grundsätzlich, dass aus farbigem Licht dreier Primärfarben jede beliebige andere Farbe

gemischt werden kann.

Unter der additiven Farbmischung wird eine Farbmischung von Lichtfarben verstanden und

unterscheidet sich grundlegend von Farbmischungen mit Körperfarben.

Bei den Farben des Regenbogens handelt es sich um Lichtfarben. Sie können ebenfalls durch

Projektion an Farbfiltern entstehen. Die additive Farbmischung kann folglich nur durch Lichtquellen

dargestellt werden (vgl. Welsch 2012: 130).

Die Primärfarben der additiven Farbmischungen können nicht aus anderen Lichtfarben entstehen.

Tabelle 2: Primärfarben additiver Farbmischung.

Primärfarben

additiver Farbmischung

rot

grün

blau


Folgende Fotoreihe zeigt die Entstehung von Mischfarben (Sekundärfarben) durch eine Überlagerung

von Primärfarben aus projizierten Lichtquellen:

Abbildung 13: Additive Farbmischung (vgl. Welsch 2012: 130).

Tabelle 3: Sekundärfarben additiver Farbmischung.

Überlagerung der Primärfarben resultierende Mischfarbe

grün + blau cyan

rot + blau magenta

grün + rot yellow (gelb)

grün + rot + blau weiß


Da sich die Lichtintensitäten der einzelnen Lichtquellen addieren, sind die Sekundärfarben cyan,

yellow und magenta gegenüber den Primärfarben wesentlich heller. Beim Überlagern aller drei

Primärfarben in voller Sättigung entsteht das hellste „unbunte“ Licht, nämlich weißes (vgl. Welsch

2012: 130).

Die Mischung der drei Primärfarben und deren Beziehung zueinander sind in folgendem Schaubild

nochmals dargestellt:

Abbildung 14: Schaubild additiver Farbmischung (vgl. Weckner).

Aus dem Schaubild sind weitere Beziehungen zu entnehmen: Weißes Licht entsteht sowohl bei der

Überlagerung zweier der drei Sekundärfarben (cyan, yellow, magenta) als auch bei der Überlagerung

zweier Komplementärfarben.

Unter Komplementärfarben wird hier ein Farbenpaar bestehend aus einer Primärfarbe und deren

diametral gegenüber liegenden Sekundärfarbe verstanden.

Tabelle 4: Tertiärfarben additiver Farbmischung.

Überlagerung der

Komplementärfarben

resultierende Mischfarbe

(Tertiärfarbe)

rot + cyan weiß

blau + yellow weiß

grün + magenta weiß



Mithilfe einer Lupe können Schüler die drei Farbpunkte an Farbfernseher oder Farbmonitoren

mit eigenen Augen sehen.

Additive Farbmischung erfolgt bei

rotierendem Kreisel: wenn eine abwechselnde Farbfolge mit so hoher Wechselfrequenz

dreht, dass das Auge die Farben durch die zeitliche Abfolge nicht mehr auflösen kann;

der Farbentstehung von Farbmonitoren oder Farbfernseher: wenn Farbpunkte so nahe

beieinander liegen, dass diese vom Auge räumlich nicht mehr aufgelöst werden können.

Daraus entwickelte sich das RGB-Farbmodell (Red, Green, Blue), welches der additiven

Farbmischung zugrunde liegt (vgl. Welsch 2012).

Da die Additive Farbmischung prinzipiell in Auge und Gehirn des Betrachters stattfindet, wird sie

auch Physiologische Farbmischung genannt.

So ist die Dreifarbentheorie (1850) von Young und Helmholtz eigentlich eine historische Hypothese

zur Farbwahrnehmung im menschlichen Auge mit der Idee, dass im Auge drei Rezeptortypen

existieren müssen – analog zu den drei Primärfarben der additiven Farbmischung – , die für diese drei

Primärfarben empfindlich sind. Ende des 19. Jahrhunderts gab es experimentelle Nachweise für drei

unterschiedliche Farbsinneszellen in der Netzhaut des Auges (vgl. Welsch 2012).

Angenommen die drei Achsen des Farbwürfels würden die drei Farbsinneszellen im Auge darstellen,

entstünde im Ursprung (0/0/0) der Farbeindruck schwarz. Bei gleichzeitiger, maximaler Anregung

Abbildung 15: RGB-Farbwürfel (vgl. Funk 2009).


entstünde der Farbeindruck weiß (liegt in Raumdiagonalen vom Ursprung). Die Intensität der

Anregung wird durch den Wert der Achse festgelegt. So könnte ein jeder Punkt, d.h. jede Farbe, der

sich im Raum der drei Farbachsen befindet, durch unterschiedliche Anregung der drei

Farbsinneszellen beschrieben werden (vgl. Funk 2009).

2.2.1.1 Farbwahrnehmung

Wie nach der oben beschriebenen Young/Helmholtz-Hypothese vermutet, existieren drei

Farbsinneszellen im menschlichen Auge, die Zapfen genannt werden:

Tabelle 5: Zapfentypen des menschlichen Auges.

Zapfentyp Empfindlichkeit im sichtbaren

Spektralbereich

L-Zapfen lange Wellenlängen (λmax = 564 nm)

M-Zapfen mittellange Wellenlängen (λmax = 534 nm)

K-Zapfen kurze Wellenlängen (λmax = 420 nm)

Die Zapfentypen unterscheiden sich minimal in ihren Proteinanteilen des Opsins. Daraus resultieren

unterschiedliche Empfindlichkeiten gegenüber Photonen. Sie weisen dementsprechend ähnliche,

jedoch parallel verschobene Absorptionsspektren auf. Das bedeutet, die Absorptionsmaxima der drei

Zapfentypen liegen bei unterschiedlichen Wellenlängen.

Folgende Abbildung zeigt die Absorptionsspektren der drei Zapfen und der so genannten Stäbchen S:

Abbildung 16: Absorptionsspektren der drei Zapfen und Stäbchen (vgl. Bäker 2013).

S K


Die L-Zapfen haben ein Absorptionsmaximum bei 564 nm, die M-Zapfen bei 534 nm und die K-Zapfen

bei 420 nm (vgl. Bäker 2013). Alle 125∙106 Stäbchen sind vom gleichen Typ und besitzen bei 498 nm

maximale Absorption. Insgesamt wird durch die Zapfen der gesamte sichtbare Spektralbereich von

400 – 700 nm abgedeckt. Weiterhin überlappen sich deren Absorptionsspektren. Dies bedeutet, dass

bei einer Reizung mehrerer Zapfen mit unterschiedlicher Intensität sich additiv Mischfarben ergeben.

Nach dem Prinzip der additiven Farbmischung werden die aus der Photoabsorption an

unterschiedlichen Zapfentypen entstehenden elektrischen Impulse im Gehirn als Information

zusammengefasst und es entsteht ein Farbeindruck. Durch die drei Zapfentypen mit deren drei

Reizzentren für rotes, grünes und blaues Licht und deren überlappenden Absorptionsspektren

können etwa 2∙106 Farbtöne (vgl. FdChI 1993) und bis zu 7∙106 Mio. Farbnuancen (vgl. Weber 2001)

unterschieden werden.

Es wird von trichromatischen Farbensehen gesprochen.

Beispiele:

Fällt grünes Licht der Wellenlänge 500 nm auf die Netzhaut, werden die M-Zapfen mit einer

höheren Intensität physiologisch gereizt. K-Zapfen absorbieren in diesem

Wellenlängenbereich nicht, sodass nur eine Signaltransduktion vor allem von den M-Zapfen

weitergeleitet wird. Es entsteht der Farbeindruck grün.

Werden alle drei Zapfentypen gleichzeitig und gleich intensiv gereizt, entsteht nach der

additiven Farbmischung der Farbeindruck weiß.

Bei einer Intensität gegen null werden keine Zapfen gereizt und ein schwarzer Farbeindruck

entsteht (vgl. FdChI 1993).

Wie verläuft die Photoabsorption im Auge?

Beim Betrachten eines Gegenstandes fällt das von ihm reflektierte oder emittierte Licht in unser

Auge. Die Lichtstrahlen passieren die Pupille, sie werden in der Linse gebrochen, passieren den

Glaskörper und treffen auf die Netzhaut (Retina), die von der innersten Schicht der Membranen im

hinteren Auge gebildet wird. Durch die Brechung der Lichtstrahlen in der Linse wird der Gegenstand

auf der Netzhaut verkleinert und umgekehrt abgebildet.


Die folgende Abbildung zeigt den strukturellen Aufbau eines menschlichen, so genannten inversen

Linsenauges:

Abbildung 17: Inverses Linsenauge (vgl. Franke 2013).

Die Netzhaut wurde ursprünglich während der Embryonalentwicklung als Teil des Gehirns entwickelt

(vgl. Weber 2001). Sie ist nur 0,2 mm dick, besteht jedoch aus unzähligen Lichtsinneszellen, welche

wiederum mit Photorezeptoren ausgestattet sind.

Die Photorezeptoren sind sehr sensibel für Licht des Wellenlängenbereichs von 400 - 750 nm.

Deshalb wird dieser Bereich des elektromagnetischen Spektrums auch als sichtbares Licht (ist auf den

Menschen bezogen) bezeichnet. Durch den physiologischen Reiz von Licht entsteht in den

Photorezeptoren und den nachgeschalteten Nervenzellen ein elektrischer Impuls, welcher über den

Sehnerv an das Gehirn weitergegeben wird. Das Gehirn verarbeitet diese Information zu einem

Sinnes- bzw. Farbeindruck (vgl. FdChI 1993).

Unter den Photorezeptoren der Netzhaut werden Stäbchen – für das Hell-Dunkel-Sehen – und

Zapfen – für das Farbensehen – unterschieden.

Stäbchen sind für das Hell-Dunkel-Sehen verantwortlich, da sie extrem lichtempfindlich sind.

In der Netzhaut befinden sich ca. 125∙106 Stäbchen, vor allem aber im Randbereich der

Netzhaut.

Zapfen sind für das Farben-Sehen verantwortlich. Sie sind sehr viel weniger lichtempfindlich

als die Stäbchen. In der Netzhaut befinden sich ca. 6∙106 Zapfen (es gibt 20 Mal so viele

Stäbchen!). Diese sind hauptsächlich im optischen Zentrum (in der optischen Mitte)

vorhanden. Die Stelle des schärfsten Sehens und der höchsten Farbempfindlichkeit ist mit

der größten Anzahl an Zapfen besetzt und wird als gelber Fleck bezeichnet. Er liegt direkt auf

der optisch inneren Achse des Auges.


Ergänzung:

Am Nachthimmel können schwach leuchtende Sterne viel besser wahrgenommen werden,

wenn der Blick nicht direkt auf sie gerichtet ist – denn für das Hell-Dunkel-Sehen sind die im

Randbereich der Netzhaut sitzenden Stäbchen verantwortlich.

Folgende Abbildung zeigt den Aufbau der Netzhaut. Im hinteren, hier rechten Teil der Netzhaut

liegen die Photorezeptoren (Stäbchen und Zapfen). Das Licht fällt von links ein und passiert zunächst

die Sehnervenzellen und die Bipolarzellen bis es in den Photorezeptoren absorbiert wird (Merkmal

eines inversen Linsenauges: die lichtempfindlichen Zellen sind dem Licht abgewandt und der

blutversorgenden Aderhaut zugewandt.).

Abbildung 18: Aufbau der Netzhaut (vgl. Meindl 2013).

Verantwortlich für die Absorption des Lichts ist Rhodopsin. Dieses wird ursprünglich aufgrund seiner

roten Farbe Sehpurpur genannt. Unzählige Moleküle Rhodopsin befinden sich in einem

Photorezeptor. Es besteht aus einer Proteineinheit (Opsin) und dem Farbstoff Retinal, der als

Cofaktor wirkt.



In verschiedenen Lehrbüchern wird veraltet die cis-trans-Schreibweise verwendet. Die E-

/Z-Benennung nach CIP betrachtet nicht die Stellung gleichartiger sondern höchstrangiger

Substituenten an einer Doppelbindung und ist deshalb bei mehr als zwei Substituenten

eindeutig und deshalb empfehlenswert. Retinal kann mit seinen zwei Substituenten an C11

auch in cis-trans-Schreibweise dargestellt werden: 11-cis-Retinal und all-trans-Retinal

anstelle von 11-Z-Retinal und 11-E-Retinal.

Folgende Abbildung zeigt schematisch die Darstellung von Rhodopsin:

Der farbig gezeichnete Molekülteil stellt 11-cis-Retinal dar, welcher an einen Amin-Substituenten des

Proteins Opsin kovalent gebunden wird. Rhodopsin zeichnet sich unter anderem durch diese Imin-

Verbindung aus.

Photorezeption – Chemie des Sehens

Wie funktioniert die Informationsaufnahme und -umwandlung von Farbe?

Durch die Absorption eines Photons bestimmter Quantenenergie aus dem sichtbaren Licht

isomerisiert 11-cis-Retinal in nur wenigen Picosekunden (10-12 s) zu seiner konfigurationsisomeren

Form all-trans-Retinal. 11-cis-Retinal besitzt eine C-C-Doppelbindung mit cis-Konfiguration in 11-

Stellung; all-trans-Retinal eine trans-Konfiguration (vgl. Atkins 2006: 490).


Es findet folglich eine Photo-Isomerisierung statt (vgl. Vollhardt 2005: 936):

Die cis-trans-Isomerisierung erfordert eine freie Drehbarkeit der C-C-Doppelbindung in 11-Stellung

und kann nur unter Spaltung der π-Bindung ermöglicht werden.

Diese Spaltung kann thermisch oder durch Energie elektromagnetische Strahlung induziert werden.

Sobald sich die Überlappung der p-Orbitale der π-Bindung aufgehoben hat, kann eine Rotation der

sp2-hybridisierten C-Atome um die verbliebene σ-Bindung stattfinden. Der Übergangszustand ist

erreicht, sobald die p-Orbitale senkrecht zueinander stehen und die π-Bindung vollständig gebrochen

ist. Nach weiterer Rotation um 90° wird die π-Bindung erneuert, indem die p-Orbitale wieder

überlappen. Das trans-konfigurierte Retinal liegt nun vor. Bei 11-cis-Retinal und all-trans-Retinal

handelt es sich um Diastereomere (vgl. Wollrab 2009: 88 f.).

Die Isomerisierung führt zu geometrischen Veränderungen, sodass das trans-Isomer nicht mehr in

das aktive Zentrum des Opsins passt und es zu einer Dissoziation (Hydrolyse) des Rhodopsins kommt

(vgl. Vollhardt 2005: 936).

Ein Molekül all-trans-Retinal aktiviert hunderte Enzyme und löst eine Erregungskaskade und eine

damit verbundene Signaltransduktion aus. Na+-Ionenkanäle der Rezeptormembran werden

geschlossen. Dies führt zu einer Hyperpolarisation, welche die Transmitterausschüttung der

Synapsen hemmt. Die den Photorezeptoren nachgeschalteten Ganglienzellen (siehe Abbildung 18)

setzen diese Information in Aktionspotential – einen elektrischen Impuls – um, welches über den

Sehnerv zum Gehirn weiter geleitet wird (vgl. Triebel 2005: 82 f.).

Schließlich wird nach wenigen Sekunden all-trans-Retinal mithilfe des Enzyms Retinal-Isomerase in

das cis-Isomer überführt. Opsin hingegen muss im Körper neu synthetisiert werden und kann dann

wieder mit dem cis-Retinal unter ATP-Verbrauch Rhodopsin bilden.

Alle bekannten visuellen Systeme der Natur – egal welcher evolutionären Abstammung – verwenden

zur visuellen Anregung das Retinalsystem. Dies ist bemerkenswerterweise schon für ein Photon

sensibel (vgl. Vollhardt 2005: 936).


Ergänzung:

Bei starker Belichtung (Blick in die Sonne) zerfällt in sehr kurzer Zeit mehr Rhodopsin als

benötigt wird, deshalb nimmt die Photoempfindlichkeit schlagartig und kurzzeitig ab, bis

Rhodopsin wieder regeneriert wurde. Deshalb sieht man nach direktem Blick in die Sonne

an dieser Stelle erst einmal schwarz.

Merke:

Lichtfarben bzw. das Spektrum des sichtbaren Lichts können nicht direkt mit unserem Sehsystem

wahrgenommen werden. Die drei Zapfentypen der Netzhaut liefern dem Gehirn lediglich durch

elektrische Impulse Informationen über die Intensität ihrer Photoabsorption, initiiert durch das

einfallende Licht. Daraus entsteht durch additive Farbmischung – allerdings nur in unserem Gehirn –

der Farbeindruck (vgl. Welsch 2012: 297).

2.2.2 Subtraktive Farbmischung

Anders als bei der additiven Farbmischung, die durch Lichtfarben entsteht – also einer Mischung aus

monochromatischem Licht – beruht die subtraktive Farbmischung auf einer Vermischung materieller

Farbsubstanzen oder so genannter Körperfarben (vgl. Weckner 2013). Damit unterscheiden sie sich

grundsätzlich.

Die Farbe der additiven Farbmischung resultiert aus einer Summierung der Lichtfarben. Sie werden

sozusagen übereinander gelegt und addiert. Bei der subtraktiven Farbmischung entsteht Farbe durch

Subtraktion einer bestimmten oder mehrerer bestimmter Wellenlängen polychromatischen Lichts,

welches die Körperfarben anstrahlt (vgl. Weber 2001). Die Farbmischung resultiert deshalb nicht aus

der Überlagerung von Lichtquellen, sondern hängt von der Lichtabsorption und -reflexion eines

Körpers ab (vgl. Weller).


Ergänzung:

Künstler der Renaissance entdeckten zuerst die Möglichkeit aus den Primärfarben alle

vorstellbaren Farbmischungen kreieren zu können.

Die Primärfarben subtraktiver Farbmischung sind:

Tabelle 6: Primärfarben subtraktiver Farbmischung.

Primärfarben

subtraktiver Farbmischung

cyan

magenta

yellow (gelb)

Sie entsprechen den Sekundärfarben der additiven Farbmischung.

Die subtraktive Farbmischung stellt die gewohnte Art der Farbmischung dar, die beispielsweise mit

Farben aus dem Malkasten gemischt und erzeugt werden können (vgl. Weber 2001). Deshalb sind sie

wahrscheinlich intuitiv nachzuvollziehen und einfacher zu merken.

Die Mischung der drei Primärfarben und deren Beziehung zueinander sind in folgendem Schaubild

dargestellt:

Abbildung 19: Schaubild subtraktiver Farbmischung (vgl. Weckner).


Tabelle 7: Sekundärfarben der subtraktiven Farbmischung.

Mischung der Primärfarben resultierende Mischfarbe

cyan + yellow grün

cyan + magenta blau

magenta + yellow rot

cyan + magenta + yellow schwarz

Die resultierenden Sekundärfarben entsprechen den Primärfarben der additiven Farbmischung.

Aus dem Schaubild sind weitere Beziehungen zu entnehmen: Schwarz entsteht sowohl bei der

Mischung zweier der drei Sekundärfarben (rot, grün, blau) als auch bei der Mischung zweier

Komplementärfarben.

Unter Komplementärfarben wird hier ein Farbenpaar bestehend aus einer Primärfarbe und deren

diametral gegenüber liegenden Sekundärfarbe verstanden.

Tabelle 8: Mischung der Komplementärfarben.

Mischung der

Komplementärfarben

resultierende Mischfarbe

(Tertiärfarbe)

rot + cyan schwarz

blau + yellow schwarz

grün + magenta schwarz

Die Komplementärfarben sind exakt die gleichen wie bei der additiven Farbmischung. Allerdings

resultiert bei der Mischung der Komplementärfarben nicht weißes Licht, sondern schwarze Farbe

(der Unterschied zwischen Licht und Farbe ist hier wesentlich!).

Die subtraktive Farbmischung ist nicht wie die additive Farbmischung sinnesphysiologischer Natur,

sondern beruht auf physikalischen Hintergründen. Das bedeutet, es muss immer unterschieden

werden, welche Farbe nach der subtraktiven Farbmischung durch einen „Körper“ subtrahiert wird

und welche Farbe nach der Dreifarbentheorie vom Auge wahrgenommen wird.


Beispiel: Ein „Körper“ erscheint gelb.

Aus Sicht der subtraktiven Farbmischung Aus Sicht der Drei-Farben-Theorie

(Farbwahrnehmung)

Von schwarz wird blau subtrahiert. Der

„Körper“ erscheint in der Komplementärfarbe

gelb.

Die L- und M-Zapfen für rotes und grünes

Licht werden gereizt und führen zu einem

gelben Farbeindruck. (Blau wurde also vom

„Körper“ subtrahiert.)

Weitere Zusammenhänge von subtraktiver Farbmischung und Farbwahrnehmung:

Tabelle 9: Zusammenhänge subtraktive Farbmischung und Farbwahrnehmung.

Farbeindruck Subtraktive Farbmischung Farbwahrnehmung

yellow schwarz – blau rot + grün = yellow

cyan schwarz – rot grün + blau = cyan

magenta schwarz – grün rot + blau = magenta

grün schwarz – magenta weiß – rot – blau = grün

blau schwarz – yellow weiß – rot – grün = blau

rot schwarz – cyan weiß – grün – blau = rot

weiß schwarz – magenta – yellow – cyan rot + grün + blau = weiß

schwarz magenta + yellow + cyan weiß – rot – grün – blau = schwarz

Hierbei darf nicht der falsche Anschein entstehen, dass bei der Farbwahrnehmung Lichtfarben von

weiß subtrahiert werden. Diese Darstellung soll lediglich eine Hilfe zur Verknüpfung der beiden

Modelle sein und zeigen, dass grünes Licht nur im Auge entsteht wenn magenta absorbiert wird, d.h.

rotes und blaues Licht durch einen Farbstoff aus dem Spektrum subtrahiert werden.



Der Unterschied von additiver und subtraktiver Farbmischung kann ganz kurz und mit

einfachen Mitteln im Unterricht gezeigt werden. Für die additive Farbmischung werden

drei Farbquellen (rot, grün, blau) in einem abgedunkelten Raum benötigt, die zum

Veranschaulichen übereinander gelegt werden. Für die subtraktive Farbmischung können

Farben in Geschäften für Kunstbedarf gekauft und im Unterricht demonstrativ vermischt

werden. Wichtig ist, dass ganz bestimmte Farben verwendet werden: Chromgelbzitron

(entspricht yellow), Echtpurpur (entspricht magenta), Cyanblau (entspricht cyan) (vgl.

Rudolf 2010).

Die subtraktive Farbmischung leitet sich also von der additiven ab und stellt eine Vereinfachung für

den alltäglichen Gebrauch von Farbmischungen dar, weil sie die Farbwahrnehmung indirekt

impliziert.

Subtraktive Farbmischung erfolgt bei

der Mischung aller materieller Farben wie Kunstfarben, Lacke etc. durch Absorption und

Lichtreflexion

Farbfiltern durch Transmission

Daraus entwickelte sich das CYMK-Farbsystem (Cyan, Yellow, Magenta und K steht für black),

welches in der Entwicklung von Tintenstrahldruckern (Vierfarben-Druckverfahren) und in der

Farbfotografie Anwendung findet (vgl. Welsch 2012).

Merke:

Ein farbiger Körper absorbiert immer den Wellenlängenbereich seiner Komplementärfarbe ein

gelb erscheinender Körper absorbiert blaues Licht!

An dieser Stelle kann der Videoversuch „Papierchromatographie“ präsentiert werden. Dieser zeigt

wie Farben subtraktiver Farbmischungen voneinander getrennt werden können, und damit wie sie

zusammengesetzt sind:



Zur Visualisierung der Farbtrennung und als Beweis, dass sich alle Farben aus den

Primärfarben subtraktiver Farbmischung mischen lassen, ist dieser farbenfrohe Versuch

sehr gut geeignet und macht jedem Schüler jeden Alters Spaß.

Außerdem kann er ebenso zum Thema Trennmethoden durchgeführt werden.

Die Chromatographie (aus dem Griechischen von chroma, bedeutet Farbe und von graphein,

bedeutet schreiben) zählt allgemein zu Stofftrennungsverfahren. Mit diesem können beispielsweise

die verschiedenen Farbstoffe, die in einem farbigen Filzstift vermischt sind, auf einem Filterpapier

aufgetrennt werden.

Abbildung 20: Aufgetragene Filzstiftfarben (vgl. Hühn).

Abbildung 21: Aufgetrennte Filzstiftfarben (vgl. Hühn).

Für den auf dem Filterpapier gemalten Farbkreis wurden Filzstifte der Farben gelb (rechts), rot

(oben), blau (links) und grün (unten) verwendet.

Der gelbe Filzstift setzt sich nur aus gelber Farbe (yellow) zusammen. Dies ist eine

Primärfarbe subtraktiver Farbmischung.

Der rote Filzstift setzt sich aus yellow und magenta zusammen.

Die Farbe des blauen Filzstifts resultiert aus cyan und violett (eigentlich magenta).

Die Farbe des grünen Filzstifts entsteht aus yellow und cyanähnlicher Farbe.

Unterschiedliche Hersteller verwenden unterschiedliche Farbzusammensetzungen. Deshalb kann

nicht unbedingt von den drei Primärfarben ausgegangen werden.


Übungsaufgabe 2:

Ermitteln Sie mithilfe des Farbkreises, in welchem Wellenlängenbereich ein gelber Farbstoff

das Licht absorbiert, und skizzieren Sie ein entsprechendes Absorptionsspektrum!

Merke:

Subtraktive Farbmischung entsteht durch die Subtraktion von Körperfarben ausgehend von schwarz.

Primärfarben sind cyan, yellow und magenta. Eine Farbmischung ergibt schwarze Farbe. Abgeleitet

wurde daraus das CYM-Modell (erweitert: CYMK-Modell) beispielsweise für Farbdrucker.

Additive Farbmischung entsteht durch die Summierung von Lichtfarben. Primärfarben sind rot, grün

und blau. Eine maximale Überlagerung dieser ergibt weißes Licht. Abgeleitet wurde daraus das RGB-

Modell beispielsweise für Farbfernseher.


2.3 Farbentstehung

Obwohl sich polychromatisches Licht aus allen Spektralfarben zusammensetzt, können wir diese

nicht sehen und nehmen polychromatisches Licht transparent („weiß“) wahr.

Wie kommt es also, dass etwas farbig erscheint?

Ein Farbeindruck kann nur dann entstehen, wenn Licht mit Materie wechselwirkt. Dazu werden

verschiedene Möglichkeiten der Interaktion zwischen Licht und Materie betrachtet:

Tabelle 10: Wechselwirkung Licht - Materie.

Art der Wechselwirkung

Elektronensystem der bestrahlten Materie

Auswirkung

Absorption Delokalisierte π-Elektronensysteme (organische Verbindungen)

Energieaufnahme durch Lichtabsorption; subtrahiert Wellenlängenbereiche des sichtbaren Lichts Elektronen in Übergangsmetallionen

(anorganische Verbindungen)

Emission Delokalisierte π-Elektronen Energieaufnahme und anschließende Emission von sichtbarem Licht

Richtungsänderung (physikalischer Natur)

- Beugung

Interferenz

Brechung

Streuung

2.3.1 Absorption

Definition

Bei der Lichtabsorption wird Licht von einem Farbstoff absorbiert (aufgenommen). Dieses Licht einer

bestimmten Wellenlänge aus dem sichtbaren Spektralbereich fehlt dem polychromatischen Licht,

woraus ein Farbeindruck im Auge des Betrachters entsteht (siehe Farbwahrnehmung).

Es gilt: Lichtabsorption = Energieabsorption, da

(2)


allgemein gilt:

Aufgrund der Absorption von Energie kann allgemein ein Elektron von einem Grundzustand Ψ in

einen energetisch höheren Zustand Ψ* (angeregter Zustand, wird mit * gekennzeichnet) angeregt

werden. Diese energetischen Zustände besitzen ganz bestimmte Energiedifferenzen:

(4)

Entspricht ein Lichtquant bzw. Licht einer bestimmten Wellenlänge dieser Energiedifferenz, so wird

es absorbiert und zur energetischen Anregung des Elektrons verwendet. Die wahrgenommene Farbe

entspricht dann der Komplementärfarbe der absorbierten Wellenlänge (vgl. FdChI 1993: 29 f.).

Bei einer einfachen Betrachtung – gilt für Elektronen von ungeladenen Atomen und Ionen –

entspricht die absorbierte Energie exakt dieser Energiedifferenz:

(5)

Bei Untersuchungen von Licht an einer Natriumdampflampe wird eine scharfe, schwarze

Absorptionslinie (D-Linie) bei 589 nm vor einem kontinuierlichen Farbspektrum aufgenommen (vgl.

Röder 1999: 10). Natriumdampf erscheint blau. Bei der Flammenfärbung von Natrium werden dessen

Elektronen thermisch angeregt. Beim Rückgang vom angeregten Zustand in den Grundzustand wird

die absorbierte Energie vollständig in Form von Licht der Wellenlänge 589 nm emittiert. Die

Flammenfärbung von Natrium erscheint gelb (vgl. Röder 1999: 10).

Im Gegensatz zu Atomen werden bei der Elektronenanregung von Molekülen zusätzlich

Schwingungen (ES) und Rotationen (ER) angeregt. Für die absorbierten Energien in Molekülen gilt:

(6)

Aufgrund dieser Überlagerung verschiedener absorbierter Energien entstehen keine scharfen

Absorptionslinien wie bei Natriumatomen sondern breite strukturierte Absorptionsbanden (vgl.

Farbstoff

Grundzustand Farbstoff

angeregter Zustand

ΔE = h∙ν

Elektron

Grundzustand Elektron

angeregter Zustand ΔE = h∙ν

ΔE = h∙ν

Ψ

Ψ* E


Röder 1999: 10). Da die absorbierten Energien für Schwingung und Rotation wesentlich kleiner sind

als die absorbierte Energie für die Elektronenanregung, werden sie im Folgenden vernachlässigt.

Molekulare Anregungen durch Energieabsorption (vgl. FdChI 1993):

Tabelle 11: Molekulare Anregungen durch Energieabsorption.

Absorbierte Energie Molekulare Anregung

< Energie des sichtbaren Lichts

= IR, Mikrowellen

Schwingungs- und Rotationsanregung

des Moleküls

= Energie des sichtbaren Lichts Elektronenanregung

> Energie des sichtbaren Lichts

= UV, Röntgenstrahlung

Ionisierung (Elektronen werden aus

Molekül herausgeschlagen)

Aus der Tabelle folgt, dass Energie des sichtbaren Lichts, also diskrete Energien zwischen 160 - 300

kJ/mol absorbiert werden müssen, damit Moleküle farbig erscheinen können (vgl. FdChI 1993).

Zwischen der Wellenlänge des absorbierten Lichts λ und der Energiedifferenz zwischen angeregtem

Zustand und Grundzustand eines Elektrons ΔE besteht ein direkter Zusammenhang, der durch

Gleichsetzen folgender Gleichungen mathematisch dargestellt werden kann:

(1) und (2) und (4)

Daraus ergibt sich eine Gleichung für die Wellenlänge λ in Abhängigkeit der Energiedifferenz ΔE:

(7)

Die absorbierte Wellenlänge ist umgekehrt proportional zur Energiedifferenz von Ψ und Ψ*. Daher

folgt: je kleiner ΔE, desto größer λ.

Merke:

1. Ein Farbstoff zeichnet sich prinzipiell dadurch aus, dass er bestimmte Elektronen besitzt, die in der

Lage sind, Lichtquanten (Energieportionen) des sichtbaren Lichts zu absorbieren.

2. Je kleiner die Energiedifferenz zwischen Ψ und Ψ*, desto größer ist der Wert der absorbierten

Wellenlänge.


Auf der Suche nach dem Zusammenhang zwischen Lichtabsorption und chemischer Struktur eines

Farbstoffs:

Um einerseits begründen zu können, warum Elektronen energetisch – allerdings nur mit diskreten

Energien – angeregt werden können und andererseits die daraus resultierende Farbigkeit zu

erklären, müssen zunächst die anzuregenden Elektronensysteme verschiedener Farbstoffe

unterschieden werden:

1. σ- und π-Elektronensysteme in organischen, konjugierten Doppelbindungssystemen

σ σ*; π π*

2. Elektronen in d-Orbitalen anorganischer, farbiger Komplexverbindungen

3. Elektronen in anorganischen Charge-Transfer-Komplexen

2.3.1.1 Organische Farbstoffe

Organische Farbstoffe zeichnen sich allgemein durch deren delokalisierte π-Elektronensysteme aus,

die in Verbindungen konjugierter Doppelbindungen entstehen. In diesen Verbindungen können

sowohl σ-Elektronen als auch π-Elektronen angeregt werden. Für die Entstehung von Farbigkeit sind

jedoch die π-Elektronen deutlich hervorzuheben.

2.3.1.1.1 Mesomerie-Modell

Das einfachste und in der Schule verbreitetste Modell zur Farbigkeit ist das Mesomerie-Modell.

Dieses betrachtet lediglich den Grundzustand der π-Elektronen. Die Farbigkeit resultiert sowohl aus

der Größe des konjugierten π-Systems als auch aus der Anzahl mesomerer Grenzstrukturen und der

damit verbundenen Stabilisierungen.

Aus Gründen didaktischer Reduktion können an dieser Stelle das Mesomerie-Modell und die

Farbentheorie nach Witt (1876) zusammengefasst werden:

Nach Witt besteht ein Farbstoff sowohl aus einem Farbträger, dem so genannten Chromophor, der

das Grundgerüst bildet und Voraussetzung für die Entstehung eines Farbstoffs ist, als auch aus

Auxochromen und bzw. oder Antiauxochromen – funktionellen Gruppen, die die Farbigkeit

beeinflussen.

π

π* ΔE = h∙v


Zur Veranschaulichung können hier verschiedene Azoverbindungen herangezogen werden. (Diese

wurden historisch erstmals zur Erklärung der Farbigkeit mittels des Mesomerie-Modells

herangeführt):

N

N

Chromophor

CH-

N

N CH+

Diese Azoverbindung ermöglicht eine Delokalisation der π-Elektronen der beiden Phenylringe über

das gesamte System (siehe rote Pfeile in Abbildung). Sie bildet den Chromophor. Es existieren zwei

mesomere Grenzstrukturen, die durch auftretende Coulombsche Kräfte stabilisiert sind.

Bei der Addierung eines Auxochromen existieren ebenso zwei mesomere Grenzstrukturen, allerdings

ist das konjugierte π-System erweitert und damit stabiler:

N

N N

Auxochrom

CH-

N

N N+

Der Auxochrom, hier Dimethylamin, zeichnet sich durch ein freies, nichtbindendes Elektronenpaar

aus, welches durch seinen elektronenschiebenden Charakter (+M-Effekt) zur Erweiterung des π-

Systems beiträgt. Bei dem Farbstoff handelt es sich um Buttergelb, einer der einfachsten

Azofarbstoffe, da er nur aus dem Chromophor und einem Auxochromen besteht.

Bei der Addierung einer weiteren funktionellen Gruppe, eines Antiauxochromen, existieren ebenso

zwei mesomere Grenzstrukturen:

N

N N

S

O

O

O-

N

N N+

S

O-

O-

O

Antiauxochrom

Das konjugierte π-System ist nochmals erweitert. Dieses Molekül ist am besten stabilisiert. Der

Antiauxochrom, hier Sulfonsäure, zeichnet sich durch seinen elektronenziehenden Charakter (–M-

Effekt) aus. Bei diesem Azofarbstoff handelt es sich um Methylorange.


Dieser Effekt der Beeinflussung von funktionellen Gruppen auf den Chromophor wird als Push-Pull-

System bezeichnet:

Die Bezeichnung Push-Pull-System verdeutlicht den Effekt der Substituenten: π-Elektronen werden

auf der einen Seite in den Chromophor geschoben und auf der anderen Seite heraus gezogen. Die

Delokalisierung der π-Elektronen erstreckt sich somit durch +M- und –M-Effekte über das gesamte

Molekül und bezieht jeden Substituenten mit ein.

In folgender Tabelle sind wichtige Antiauxochrome und Auxochrome aufgelistet:

Tabelle 12: Verschiedene Antiauxochrome und Auxochrome.

Antiauxochrome Auxochrome

elektronenziehend elektronenschiebend

-M-Effekt +M-Effekt

-NO2, -SO3-, -CN -NR2,-NH2, -OR,-OH, -SR, -SH

Durch das Zusammenwirken von Antiauxochromen und/oder Auxochromen kann die Farbigkeit des

Chromophors erheblich verändert werden. Am Beispiel von drei weiteren Azofarbstoffen soll dies

demonstriert werden:

π e- π e

-

Abbildung 22: Push-Pull-System des Mesomerie-Modells.

Antiauxochrom Chromophor Auxochrom


AuxochromeN

N N

N+

O

O-

Antiauxochrom

AuxochromeN

N N

N+

O

O-

SO

O

CH3

Antiauxochrom

Antiauxochrom

AuxochromeN

N N

N+

O

O-

SO

O

CH3

N

Antiauxochrom

Antiauxochrom

Antiauxochrom

pu

sh-p

ull-

Effe

kt v

ergr

öß

ert

-Sys

tem

Ver

sch

ieb

un

g d

er A

bso

rpti

on

in lä

nge

rwel

ligen

Ber

eich

scharlachrot

rotviolett

rotstichiges blau

Abbildung 23: Bathochromer Effekt von Azofarbstoffen (nach Röder 1999: 11).

Je mehr Auxochrome und Antiauxochrome an den Chromophor substituiert und je mehr mesomere

Grenzstrukturen dadurch ermöglicht werden, desto einfacher können die delokalisierten π-

Elektronen angeregt werden. Damit geht einher, dass die Energie des dadurch absorbierten Lichts

sinkt (und die Wellenlänge sich erhöht). Es wird von einer Verschiebung in den längerwelligen

Bereich gesprochen, was als Rotverschiebung bzw. als Bathochromer Effekt (aus dem Griechischen

bathys bedeutet tief, chroma bedeutet Farbe) bezeichnet wird. Resultiert die bathochrome

Verschiebung aus einer negativ geladenen (salzartigen) Gruppe, wird dies als Halochromer Effekt

bezeichnet (vgl. Chemie.de 2012).

Im Gegenzug tritt ebenso eine Blauverschiebung, also eine Verschiebung der Absorption in den

kürzerwelligen Bereich auf, wenn das π-Elektronensystem durch Auxochrome verkleinert wird. Dies

wird Hypsochromer Effekt (aus dem Griechischen hypsos bedeutet hoch, chroma bedeutet Farbe)

genannt.


Übungsaufgabe 3:

Bis 1938 wurde der Farbstoff Buttergelb zum Anfärben von Margarine verwendet:

N

N N

*

Die Bezeichnung "Buttergelb" weist auf die Eigenfarbe der Verbindung hin. Diskutieren

Sie an diesem Beispiel ausführlich den Zusammenhang zwischen Molekülstruktur und

Farbigkeit! Grenzstrukturformeln sind nicht erforderlich.

Im Labor wird in das Molekül an der mit * gekennzeichneten Position eine

antiauxochrome Gruppe eingeführt. Erklären Sie unter Zuhilfenahme geeigneter

Strukturformeln den Einfluss der von Ihnen gewählten Gruppe auf die Farbigkeit des

Stoffes!

Vorteile des Mesomerie-Modells:

Dieses Modell beschreibt die Entstehung von Farbigkeit auf molekularer Ebene. Durch das

Umklappen von Doppelbindungen an den Molekülen werden sowohl die Delokalisation der π-

Elektronen als auch die Erweiterung dieses Systems durch Auxochrome und Antiauxochrome für

Schüler ersichtlich. Folgende Annahme ist sehr einprägsam: je größer ein π-Elektronensystem

delokalisiert ist, desto größer wird die absorbierte Wellenlänge.

Nachteile des Mesomerie-Modells:

Weder σ-Elektronen noch der angeregte Zustand π* werden in diesem Modell berücksichtigt.

Deshalb kann weder eine qualitative, noch eine quantitative Aussage über Energiedifferenzen oder

über absolute Werte absorbierter Wellenlängen gemacht werden.

Aus diesen Gründen ist das Mesomerie-Modell zwar für das allgemeine Verständnis von

Wechselwirkungen von Licht und Molekül nützlich, besitzt jedoch wenig Aussagekraft und kann kein

detailliertes Verständnis über die Vorgänge von Absorption vermitteln.


Übungsaufgabe 4:

Entscheidend für die Farbe eines Farbstoffes ist die Struktur seiner Moleküle. Aus dem

farblosen Phenol kann man durch Einführen dreier jeweils gleicher Substituenten am C2-,

C4 und C6-Atom einen Farbstoff erhalten. Folgende Substituenten stehen zur Auswahl:

Nitrogruppe

Aminogruppe

Hydroxygruppe

Erläutern Sie unter Mitverwendung von Grenzstrukturformeln, welcher der drei

Substituenten die oben beschriebene Änderung der Farbe ermöglicht!

2.3.1.1.2 Teilchen im Kasten-Modell

Eine einfache und gut übertragbare quantenmechanische Modellvorstellung zum Zusammenhang

zwischen Lichtabsorption und Konstitution eines Moleküls bietet das Modell zum Teilchen im

eindimensionalen Kasten. Das Modell bietet die Möglichkeit eine qualitative Aussage darüber zu

machen, wie die Ausdehnung der Delokalisation der π-Elektronen eines Chromophors von der Lage

und den Eigenschaften der Energieniveaus des Grundzustandes und des angeregten Zustandes

abhängt (vgl. Röder 19999: 11).

Grundlegende Annahme dieses Modells ist die Vorstellung, ein Elektron befinde sich in einem Kasten

der Länge L (Black Box), den es nicht verlassen kann. Das Elektron wird als Teilchenstrahlung, also

Materiewelle betrachtet und als stehende Welle (eine am Kastenrand reflektierte Welle bildet durch

Interferenz eine stehende Welle) im Kasten beschrieben. Die potentielle Energie im Kasten sei

konstant. Am Kastenrand besitze die Welle Knotenpunkte. Diese Randbedingungen führen dazu, dass

das Elektron nur bestimmte Schwingungszustände einnehmen kann (vgl. Baars 2010: 14).

Folgende Abbildung zeigt die möglichen Schwingungszustände des Elektrons: mit n=1, n=2, n=3, n=4,

n=5; n steht für die Nummer des Energiezustandes und stellt die Hauptquantenzahl in der Theorie

der Quantenmechanik dar.


Abbildung 24: Teilchen im Kasten – Schwingungszustände (verändert nach Baars 2010: 14).

Die beschreibende mathematische Wellenfunktion basiert auf einer Sinusfunktion (vgl. Baars 2010:

14):

( ) √

(8)

Dabei gilt: Ψn: Amplitude im n-ten Energiezustand am Ort x

n: Nummer des Energiezustandes

L: Kastenlänge

Daraus folgend kann die Energie eines bestimmten Schwingungszustandes En mathematisch

dargestellt werden (die Herleitung dieser Funktion sei hier unerheblich):

mit

ste

igen

dem

Sch

win

gun

gszu

stan

d g

eht

ein

e St

eig

eru

ng

des

Ener

giez

ust

and

es e

inh

er


(9)

Dabei gilt: En: Energie des Elektrons im n-ten Schwingungszustand

h: Plancksches Wirkungsquantum

me: Elektronenmasse

Bei h und me handelt es sich um Naturkonstanten; L ändert sich in diesem Beispiel nicht. En ist somit

direkt abhängig von n. Da nur bestimmte Schwingungszustände möglich sind, muss n immer eine

ganze Zahl sein {n = Z+}. Deshalb kann En ebenso nur bestimmte Energiezustände annehmen.

Für die Lichtabsorption bedeutet dies, dass nur Licht diskreter Energien, beispielsweise von

Eabs. = En=2 – En=1 (10)

absorbiert wird. Dabei steht En=1 für den Grundzustand und En=2 für den angeregten Zustand des

Elektrons. Eabs ist in diesem Modell berechenbar.

Dieses Modell kann theoretisch auf ein Vielelektronensystem übertragen werden. Das bedeutet, es

wird nicht von einem Elektron, sondern von mehreren ausgegangen, beispielsweise Elektronen eines

Moleküls bestehend aus konjugierten Doppelbindungen. Die nun betrachteten π-Elektronen

verhalten sich ebenfalls nach den oben genannten Bedingungen im eindimensionalen Kasten. Der

Kasten stellt das Molekül dar. Da das energetische Potential innerhalb des Kastens konstant ist, muss

von einer vollständiges Delokalisation der π-Elektronen ausgegangen werden. Am Rand des Kastens

steigt die potentielle Energie ins Unendliche (vgl. Baars 2010: 14)

Abbildung 25: Vielelektronensystem im Kasten – Energieverteilung (vgl. Pilgrim 2008).

Durch die Erweiterung zum Vielelektronensystem, wird die Kastenlänge L zu einer Variablen. Sie

nimmt linear mit der Anzahl der Elektronen zu. Das bedeutet für (9), dass En mit steigender

Kastenlänge L im Quadrat sinkt.


0,00

0,05

0,10

0,15

0,20

0,25

0,30

0,35

4 6 8 10 12 14 16 18 20 22 24 26 28 30 32

Energie [Vielfach

von h^2/8mL^2]

Anzahl Elektronen im eindimensionalen Kasten

ELEKTRON IM EINDIMENSIONALEN KASTENEnergie des höchsten besetzten und niedrigsten unbesetzten

Zustandes

höchster besetzter Zustand

niedrigster unbesetzter Zustand

Diese Aussage kann mithilfe folgender Abbildung verdeutlicht werden. Sie zeigt, dass

Eabs. = En=2 – En=1 (10) mit zunehmender Elektronenanzahl sinkt:

Die energetischen Abstände zwischen höchstem besetztem und niedrigstem unbesetztem Zustand

werden immer kleiner, sodass bei einer hohen Anzahl von Elektronen sichtbares Licht absorbiert

werden kann und das Molekül somit für den Menschen farbig erscheint.

Bezugnahme auf Mesomerie-Modell:

Mit größerer Delokalisation der π-Elektronen des Chromophors – zum Beispiel durch Auxochrome

und Antiauxochrome – verringert sich der energetische Abstand zwischen π* und π im Quadrat

(siehe (9)).

Vorteile des Teilchen-im-Kasten-Modells:

Schüler können wichtige quantenmechanische Erkenntnisse über Lichtabsorption und

Energiezuständen von Elektronen gewinnen. Sowohl Schwingungs- als auch Energiezustände sind

mathematisch fundiert dargestellt und deshalb quantitativ berechnet werden. Sie können visualisiert

und deren Lage kann beschrieben werden.

Nachteile des Teilchen-im-Kasten-Modells:

Für die Durchführung im Unterricht muss klar sein, dass Quantenmechanik grundsätzlich ein sehr

komplexes Thema für Schüler und dadurch meist unbeliebt ist.

Abbildung 26: Teilchen im Kasten – Vielelektronensystem (vgl. Baars 2010: 15).


Das Modell ist nur auf unverzweigte, lineare Moleküle mit konjugierten Doppelbindungen ohne

Heteroatome anwendbar (beispielsweise für Polymethinfarbstoffe; siehe dazu Abschnitt 3.3) und

deshalb sehr eingeschränkt.

Die Anzahl der Knoten (n-1) der möglichen Schwingungszustände eines Elektrons bestimmt in der

Quantenmechanik die Gestalt der Atomorbitale/ p-Molekülorbitale: je mehr Knotenflächen ein

Zustand besitzt, desto energiereicher ist er.

Diese Aussage führt zum Molekülorbital-Modell.

2.3.1.1.3 Molekülorbital-Modell

Die Molekülorbitaltheorie beschreibt grundsätzlich die Aufenthaltswahrscheinlichkeiten von

Elektronen in einem Molekül anhand so genannter Molekülorbitale (Abkürzung: MO) und leitet sich

quantenmechanisch von der Schrödinger-Gleichung ab. Molekülorbitale werden durch

Linearkombination von Atomorbitalen (Abkürzung: AO) angenähert. Die Anzahl der entstehenden

MO entspricht der Anzahl der AO. Sie spalten sich dabei in bindende und antibindende – bei

ungeradzahligen MO ergeben sich zusätzlich nicht bindende MO. Das Quadrat der MO gibt

Aufschluss über die Aufenthaltswahrscheinlichkeit eines Elektrons. Jedem MO ist ein bestimmtes

Energieniveau zugeordnet. Es wird mit jeweils zwei Elektronen nach dem Pauli-Prinzip aufgefüllt (vgl.

FdChI 1993).

Das MO-Modell stellt eine zuverlässige Beschreibung der Lichtabsorption dar. Für den Schulgebrauch

ist aus Gründen didaktischer Reduktion das HMO-Modell – eine 1938 von Emil Hückel vereinfachte

Version „HMO-Modell“ – ausreichend.

Annahmen des HMO-Modells (vgl. FdChI 1993: 32):

Das Molekülgerüst besteht aus σ-Bindungen; diesem überlagern sich die π-Bindungen

σ- und π-Bindungen beeinflussen sich gegenseitig nicht

MO betrachten nur π-Bindungen konjugierter Verbindungen; MO erlauben freie

Delokalisation der π-Elektronen

Abstoßungspotentiale von Elektronen werden nicht berücksichtigt

Einfachstes Beispiel zur allgemeinen Erläuterung von Molekülorbitalen und die denkbar einfachsten

Chromophore stellen Alkene dar. Beispielsweise zeichnet sich Ethen durch eine Doppelbindung aus,

welche sich aus einer σ-Bindung und einer π-Bindung zusammensetzt. Die σ-Bindung bildet sich


durch Überlappung zweier sp2-hybridisierter Orbitale (Atomorbitale); die π-Bindung bildet sich durch

Überlappung zweier p-Orbitale (Atomorbitale). Die daraus entstehenden p-Molekülorbitale werden

in ihrer bindenden und antibindenden Form in folgendem Schema betrachtet.

Darstellung der Molekülorbitale der π-Elektronen von Ethen, 1,3-Butadien und 1,3,5-Hexatrien in

einem Energieterm:

Abbildung 27: Energieterm von Molekülorbitalen.

Der Energieterm zeigt zum einen, dass die Energiedifferenz der Molekülorbitale mit zunehmender π-

Delokalisation bzw. mit zunehmender Anzahl an Molekülorbitalen abnimmt. Zum anderen ist der

Trend zu erkennen, dass mit zunehmender Anzahl an Knotenebenen („Nullstellen“) der stehenden

Wellen das Energieniveau der Molekülorbitale steigt. Die Knotenebenen sind in den rot gezeichneten

stehenden Wellen als Nullstellen abzulesen (kein Bezug zu Farbe; Farbwahl war beliebig und soll nur

Wellen hervorheben).


π1-3 und π*1-3 beziffert die Molekülorbitale (π: bindend; π*: antibindend).

Die Molekülorbitale werden nun nach dem Pauli-Prinzip mit π-Elektronen aufgefüllt:

Abbildung 28: Mit Elektronen aufgefüllte Molekülorbitale.

Im Molekülorbital-Modell erfolgt die Elektronenanregung durch Lichtabsorption von HOMO (highest

occupied molecular orbital) zu LUMO (lowest unoccupied molecular orbital) ohne Spinumkehr

(dargestellt durch blaue, grüne und rote Pfeile; Farbwahl hat keinen Bezug zu Farbigkeit und soll nur

die Unterschiede von ΔE verdeutlichen).

Bei diesen Beispielen handelt es sich nur um theoretische Chromophore. Die tatsächliche absorbierte

Wellenlänge liegt weit im UV-Bereich und kann nicht als Farbe wahrgenommen werden. Wird die

Anzahl der konjugierten Doppelbindungen weiter erhöht, wird ΔE so klein, dass auch Licht im



Im Schulunterricht können alle drei vorgestellten Theorien zur Entstehung der

Farbigkeit behandelt werden. In jedem Fall sollten Schlagworte wie Mesomerie, Push-

Pull-System durch Auxochrome und Antiauxochrome, Absorption diskreter Energien,

HOMO und LUMO fallen. Dies ist jedoch immer auf die Lerngruppe abzustimmen.

Schüler sollten in diesem Rahmen bereits Kenntnisse über Kohlenwasserstoff-

verbindungen, konjugierte Doppelbindungssysteme, Aromaten und delokalisierte π-

Elektronensysteme mitbringen.

Da diese drei Theorien grundlegend für ein gutes chemisches Verständnis sind, ist es

lohnenswert sie intensiv zu behandeln. Dazu können Modelle gebastelt werden:

Auf Papier gezeichnete Atome, bindende und einsame Elektronenpaare sowie

Elektronenpfeile können entweder auf einem Tisch ausgelegt oder an einer

Magnettafel befestigt werden. Daraus können Moleküle gebaut und deren

mesomere Grenzformeln praktisch und jederzeit im Unterricht gezeigt werden.

Zur Erzeugung stehender Wellen kann ein Seil an einer Stativstange festgemacht

werden. Ein Schüler nimmt das andere Ende in die Hand, schwingt das Seil und

wirkt somit als Impulsgeber. Im Mathematikum in Gießen gibt es große Modell, die

ebenso ausprobiert werden können.

sichtbaren Bereich für die Elektronenanregung ausreicht. Dabei handelt es sich dann um Polyene

CH2-(CH=CH)n-CH2.

Vorteile des Hückel-Molekülorbital-Modells:

Das Modell stellt durch die Betrachtung der p-Molekülorbitale und deren Zustände πn und π*n, das

heißt der HOMO‘s und LUMO’s, eine nachvollziehbare Beschreibung der Lichtabsorption dar.

Nachteile des Hückel-Molekülorbital-Modells:

Die Lage der Energieniveaus ist relativ und kann anhand dieser Darstellung nicht näher beschrieben

werden. Nur mithilfe aufwendiger Rechenprogramme kann sie genauer bestimmt werden.

Farbstoffe sind grundsätzlich komplexer in ihrem Aufbau; das Prinzip ist jedoch das gleiche.


Übungsaufgabe 5:

Die folgende Abbildung zeigt die Absorptionsspektren von drei Farbstofflösungen. Von

links nach rechts: 4-Nitrophenolat, Methylorange in saurem Milieu und

Bromkresolgrün in alkalischem Milieu.

Erörtern Sie anhand der gegebenen Farbstoffbeispiele den Zusammenhang zwischen

Molekülstruktur und Lage der Absorptionsmaxima λmax!

Beschreiben Sie die Auswirkung auf die Lage des Absorptionsmaximums λmax, wenn die

Lösung von 4-Nitrophenolat angesäuert wird! Begründen Sie Ihre Aussage!

2.3.1.2 Anorganische Farbstoffe

2.3.1.2.1 Ligandenfeldtheorie

Farbigkeit und Magnetismus anorganischer Verbindungen können anhand der Kristallfeldtheorie

verständlich erklärt werden. Diese wurde durch die Ligandenfeldtheorie erweitert, welche die

Theorie anorganischer Komplexverbindungen modelliert (vgl. Röder 1999: 12).

Bei einem isolierten Metallion (im Gaszustand) sind die fünf d-Atomorbitale entartet (energetisch

gleichwertig).


Abbildung 29: d-Orbitale.

Bei einer metallischen Komplexbildung nähern sich die Liganden dem zentralen Metallion, sodass

sich bestimmte d-Elektronen des Metallions und die Elektronen der Liganden abstoßen. Dabei

nähern sich beispielsweise bei oktaedrischen Komplexverbindungen die Liganden dem Metallion

längs der Achsen im kartesischen Koordinatensystem:

Abbildung 30: Ligandenannäherung im oktaedrischen Feld.

Es erfolgen stark abstoßende Wechselwirkungen mit denjenigen d-Orbitalen, deren Elektronendichte

längs der Achsen liegen (dz² und dx²-y²). Dadurch werden diese beiden d-Orbitale energetisch

angehoben, bleiben jedoch entartet (eg-Orbitale). Die Orbitale dxz, dyz und dxy werden dabei

energetisch abgesenkt und sind ebenfalls untereinander entartet (t2g-Orbitale). Die energetische


Aufspaltung der fünf d-Orbitale führt je nach Anzahl der d-Elektronen zu einer Schwächung oder

Stärkung des Ligandenfeldes (vgl. Hollemann 2007: 1357 ff.).

Folgende Abbildung zeigt die schematische Ligandenfeldaufspaltung bei oktaedrisch-, tetraedrisch-

und quadratisch-planar-koordinierten Komplexverbindungen:

tetraedrisches

Ligandenfeld

entartete

d-Orbitale

Δt ≈ 4

9 Δo

2

5 Δt

3

5 Δt

3

5 Δo

2

5 Δo

Δo = 10 Dq

dz² dx²-y²

dxy dxz dyz

dxy dxz dyz dz² dx²-y²

dxz dyz

dz²

dxy

dxy dxz dyz

dz² dx²-y²

dx²-y²

kugelsymmetrisches

Ligandenfeld

oktaedrisches

Ligandenfeld

quadratisch-

planares

Ligandenfeld

E

eg

t2g

Abbildung 31: Aufspaltung der d-Orbitale in verschiedenen Ligandenfeldern.


Ergänzung: Jahn-Teller-Verzerrung

Für einen Komplex im oktaedrischen Ligandenfeld mit ungefüllten oder nur halb gefüllten

Orbitalen kann es günstig sein, den Oktaeder zu strecken oder zu stauchen und dadurch

die Metallorbitale noch weiter aufzuspalten. Verlängert man beispielsweise den Abstand

zu den in z-Richtung gebundenen Liganden, werden d-Orbitale mit z-Anteil (dxz, dyz, dz²)

durch eine verringerte Coulomb-Repulsion der Metall- und Ligandenorbitale energetisch

abgesenkt. Diejenigen ohne z-Anteil werden energetisch angehoben (dxy, dx²-y²). Einen

extremen Fall der Jahn-Teller-Verzerrung stellen dabei quadratisch planare, vierfach

koordinierte d8-Metallzentren dar, da in diesem Fall die Liganden entlang der z-Achse

theoretisch „unendlich weit“ vom Metallion entfernt werden und dadurch die Energie des

dz²-Orbitals noch unter die des dxy-Orbitals abgesenkt werden kann (vgl. Hollemann 2007).

In der Abbildung ist jede Ligandenfeldaufspaltung durch ein Beispiel gekennzeichnet. So ist [NiII(Cl)4]2-

mit 8 d-Elektronen ein Beispiel für tetraedrisch koordinierte Ligandenfelder. [TiIII(H2O)6]3+ besitzt 1 d-

Elektron im oktaedrisch koordinierten Ligandenfeld und [NiII(CN)4]2- 8 d-Elektronen im quadratisch

planar koordinierten Ligandenfeld (vgl. Hollemann 2007: 1353).

Die Aufspaltung des Ligandenfeldes hängt nicht nur von der Anzahl der d-Elektronen, sondern direkt

von den Liganden selbst ab:

Spektrochemische Reihe:

I- < Br- < Cl- < F- < OH < O2- < H2O < SCN- < NH3 < NO2- < CN-

CN- sorgt als Ligand für die stärkste Ligandenfeldaufspaltung (siehe quadratisch planarer Nickel(II)-

tetracyano-Komplex).

Durch diese Aufspaltung der d-Orbitale kann ein durch Lichtabsorption initiierter d-d-Übergang

stattfinden. Dieser führt zur Farbentstehung. Im oktaedrischen Ligandenfeld erfolgt der Übergang

von t2g eg.


Ein d-d-Übergang findet bei [TiIII(H2O)6]3+ bei einer Wellenlänge von λ = 500 nm statt. Deshalb

erscheint der Komplex in Lösung gelb. Ebenso wie [NiII(CN)4]2-. Das Ligandenfeld des [NiII(Cl)4]2-

unterliegt aufgrund seiner Chlorid-Liganden einer schwächeren Aufspaltung, sodass zur Anregung

eines d-Elektrons energieärmeres Licht ausreicht. Es erscheint deshalb blau.

Die Lichtabsorption stellt folglich ein direktes Maß für die Größe der Ligandenfeldaufspaltung dar.

2.3.1.2.2 Charge-Transfer-Komplexe

Bei Charge-Transfer-Komplexen handelt es sich um sehr farbintensive Verbindungen. Für die

Entstehung von solchen auffallend farbigen Komplexen sind ein Übergangsmetall (in hoher

Oxidationsstufe) und Liganden (mit geringer Elektronegativität) erforderlich. Die charakteristischen

Farben von Übergangsmetall-Komplexen beruhen oftmals auf Übergängen zwischen den d-Orbitalen

innerhalb des Zentralatoms. Alternativ kann aber auch in einem Komplex, in welchem allgemein ein

Elektronen-Akzeptor und ein Elektronen-Donor miteinander wechselwirken, ein Elektron aus dem

energetisch hochliegenden HOMO des Elektronen-Donors in das energetisch niedrig liegende LUMO

des Elektronen-Akzeptors angeregt werden. Dabei liegt diese Energiedifferenz im sichtbaren Bereich

des Lichts, was in einer starken Färbung des Komplexes resultiert (vgl. Hollemann 2007: 102).

Abbildung 32: Schematische Darstellung von HOMO (Donor) und LUMO (Akzeptor).

Prinzipiell können drei Arten des Ladungstransfers unterschieden werden:

Metall Ligand-Ladungstransfer

Bei einem Ladungstransfers vom Metall zum Liganden (MLCT, metal to ligand charge transfer) wie

beispielsweise in [FeII(2,2'-Bipyridyl)3]2+ ist das leicht zu oxidierende Fe2+-Zentrum (d.h. energetisch

Donor Akzeptor

HOMO

ΔE

LUMO

E

d-Elektron

d-Elektron* ΔE = h∙v


hoch liegendes HOMO) der Donor und wird zu Fe3+ oxidiert. Der Ligand Bipyridin weist energetisch

niedrig liegende, unbesetzte π*-Orbitale (LUMO) auf, welche als Akzeptor für das Elektron wirken. Es

handelt sich also um einen d π* Übergang, bei welchem der Komplex grünes Licht der

Wellenlänge λ = 522 nm absorbiert und deshalb in seiner Komplementärfarbe rot erscheint.

Über die intensive Färbung des [FeII(2,2'-Bipyridyl)3]2+-Kations kann die Fe2+-Konzentrationen in

eisenhaltigen Lösungen kolorimetrisch bestimmt werden (vgl. Hollemann 2007: 102).

Ligand Metall-Ladungstransfer

Bei einem Ladungstransfer vom Liganden zum Metall (LMCT, ligand to metal charge transfer) wie

beispielsweise in dem Eisen(III)-thiocyanat-Komplex [FeIII(SCN)3] überträgt ein Ligand ein Elektron aus

einem nichtbindenden Orbital in ein unbesetztes d-Orbital des Eisenzentrums und reduziert durch

diesen p d Übergang das Fe3+- zum Fe2+-Kation. Dabei wird gelbgrünes Licht der Wellenlänge λ =

550 nm absorbiert und führt zur violetten Farbe der Verbindung.

In diesem Fall kann man über die Ausbildung des farbigen [FeIII(SCN)3]-Komplexes kolorimetrisch die

Fe3+-Konzentration in Lösungen bestimmen. Ebenfalls sehr bekannte LMCT-Komplexe sind das

Permanganatanion MnO4- (violett) oder das Chromatanion CrO4

2- (gelb).

Metall Metall-Ladungstransfer

Es existiert ebenfalls die Möglichkeit eines Ladungstransfers vom Metall zum Metall (MMCT, metal to

metal charge transfer) in gemischt-valenten Metallkomplexen. Liegen in einer Verbindung

verschieden koordinierte Metallzentren mit unterschiedlichen Oxidationsstufen vor, können über die

Liganden Elektronen der unterschiedlichen Metallzentren ausgetauscht werden. Beispiel hierfür ist

das „Berliner Blau“ [FeIIFeIII(CN)6]-, welches seine Färbung durch den d d Übergang eines Elektrons

des niedriger oxidierten Fe2+-Zentrums zum Fe3+-Zentralatom erhält. Der Komplex absorbiert Licht

der Wellenlänge λ = 680 nm, was in der namensgebenden, intensiv blauen Färbung resultiert (vgl.

Hollemann 2007: 1650f.).


Ergänzung:

„Berliner Blau“ wurde erstmals im 18. Jahrhundert dargestellt und ist damit eines der ersten

synthetischen Pigmente, welches aufgrund seiner guten Photostabilität auch seither gerne in

der Malerei verwendet wurde. Ein weiteres in der Malerei wichtiges Pigment ist das rote

„Mennige“ (Pb2IIPbIVO4).

Abbildung 34: Berliner Blau - Kristallstruktur.

Die Struktur des Berliner Blaus kann man sich so vorstellen, dass auf einem Würfel abwechselnd FeII-

und FeIII-Ionen sitzen und dazwischen die hantelförmigen Cyanidionen. Hierbei ordnet sich ganz nach

dem HSAB-Prinzip das weichere Kohlenstoffatom in Richtung des weicheren FeII-Ions an während das

harte FeIII-Zentrum durch den harten Stickstoff koordiniert wird. Die Lichtabsorption, die daraus

resultierende „Vertauschung von FeII und FeIII“ und die anschließende „Rücktauschung“ erfolgen so

schnell, dass es zu keinen Differenzen des HSAB-Konzepts kommt.

In Charge-Transfer-Komplexen kann der Elektronentransfer folglich je nach Verbindungstyp sowohl

von d π*, p d als auch von d d erfolgen. Da die Übergänge alle nicht verboten sind, treten

sehr intensive Farben auf (vgl. Hollemann 2007).


Um die Thematik der Lichtabsorption abzuschließen, stellt sich noch die Frage, was mit der

absorbierten Energie geschieht.

Der energetisch angeregte Zustand kann zu verschiedenen Folgeprozessen führen (vgl. Fonds):

Energieabgabe in Form von Schwingung (Wärme) = strahlungslose Desaktivierung

Energieumwandlung in chemische Energie (Photoreaktion, Farbstoffzerstörung)

Energieabgabe in Form von Licht = strahlende Desaktivierung (z.B. Fluoreszenz und

Phosphoreszenz)

Dies führt direkt zu einer weiteren Art der Wechselwirkung von Licht und Materie, der Emission

(siehe Tabelle 10).

2.3.2 Emission

Definition

Unter Lichtemission wird ein Aussenden (emittere, aus dem Lateinischen, bedeutet aussenden) von

Energie im sichtbaren Bereich des Lichts verstanden. Dieses Licht einer bestimmten Wellenlänge aus

dem sichtbaren Spektralbereich sorgt für einen Farbeindruck im Auge des Betrachters (siehe additive

Farbmischung und Farbwahrnehmung 2.2.1).

Emission setzt immer eine Energieabsorption voraus (thermisch oder nicht-thermisch beispielsweise

durch Licht). Sie resultiert aus der freigewordenen Energie beim Rückgang von Elektronen eines

angeregten Zustands Ψ* in den Grundzustand Ψ:

Bei der Flammenfärbung von Natrium werden wie bereits beschrieben Elektronen thermisch

angeregt. Beim Rückgang vom angeregten Zustand in den Grundzustand wird die absorbierte Energie

vollständig in Form von Licht (λemit = 589 nm) emittiert. Die Flammenfärbung von Natrium erscheint

gelb (vgl. Röder 1999: 10). Lichtemission als Folge thermischer Energieabsorption findet bei allen

Flammenfärbungen – bei Flammenentstehung allgemein –, in der Glühbirne und bei der

Lichtentstehung in der Sonne statt.

Die Lichtemission infolge von nicht-thermischer Energieabsorption tritt wesentlich seltener auf und

wird allgemein als Lumineszenz bezeichnet. Nachfolgende Tabelle zeigt verschiedene Typen von

Lumineszenz, die auf unterschiedlichen Energieabsorptionen beruhen (vgl. Weiß 2012):

Ψ* - (ΔEemit = h∙ν) Ψ


Tabelle 13: Arten der Lumineszenz.

Art der Lumineszenz Art der Energieabsorption

Radiolumineszenz Radioaktive Strahlung

Röntgenlumineszenz Röntgenstrahlung

Sonolumineszenz Schallwellen (unter Wasser)

Tribolumineszenz Reibung

Kathodenlumineszenz Elektronenbeschuss

Elektrolumineszenz elektrisch

Chemolumineszenz chemisch

Photolumineszenz Fluoreszenz Photonen (= Lichtabsorption)

Phosphoreszenz

Im Folgenden soll nur auf die durch Licht induzierte so genannte Photolumineszenz eingegangen

werden. Die Photolumineszenz wird in Fluoreszenz und Phosphoreszenz unterschieden.

Unter Fluoreszenz versteht man die spontane Emission von Licht, die nur so lange auftritt, wie die

fluoreszierenden Moleküle durch Lichtabsorption angeregt werden. Die Fluoreszenz-Strahlung wird

senkrecht zur Richtung der anregenden Strahlung beobachtet. Die abgestrahlte Energie wird

innerhalb von Nanosekunden emittiert und ist wegen der strahlungslosen Energieverluste durch

Schwingungen im elektronisch angeregten Zustand kleiner als die bei der Absorption

aufgenommene. Das Fluoreszenz-Spektrum ist im Vergleich zu dem Absorptionsspektrum zu höheren

Wellenlängen hin verschoben (= Stokes Shift) (vgl. Wedler 2004: 634 f.).

Unter Phosphoreszenz hingegen versteht man die nach Lichtabsorption eintretende ebenso

spontane, jedoch zeitlich stark verzögerte Emission von Licht. Die Verzögerung kann Stunden

betragen. Das Phosphoreszenz-Spektrum ist wie das Fluoreszenz-Spektrum im Vergleich zu dem

Absorptionsspektrum zu höheren Wellenlängen hin verschoben (vgl. Wedler 2004: 635 f.).

Das Jablonski-Diagramm stellt ein Energiediagramm dar, in welchem die verschiedenen

Energiezustände (Grundzustand und mögliche Anregungszustände) eines Elektrons aufgezeigt

werden. Anhand derer können sowohl durch Lichtabsorption induzierte Übergänge von Elektronen in

Anregungszustände als auch deren Relaxation in den Grundzustand zurück veranschaulicht werden.

Das Jablonski-Diagramm ist für die Erklärung von Fluoreszenzen und Phosphoreszenzen elementar

(vgl. Kasper 2009: 11).


Abbildung 35: Jablonski-Diagramm (vgl. Kasper: 11).

Das Jablonski-Diagramm gibt eine Übersicht einer Auswahl von Übergängen. Dabei sind verschiedene

Singulettzustände Sn und Triplettzustände Tn (inklusive der Schwingungszustände) aufgeführt.

Die Unterscheidung zwischen Singulett- und Triplettzustand erfolgt quantenmechanisch über die

Spinausrichtung der bindenden Elektronen:

Ein Singulettzustand zeichnet sich durch antiparallelen Spin der beiden bindenden

Elektronen aus. Das Gesamtspinmoment ist 0.

Ein Triplettzustand zeichnet sich durch parallel ausgerichteten Spin der beiden bindenden

Elektronen aus. Das Gesamtspinmoment ist 1.

Übergang Sn+1 Sn

Der Übergang Sn+1 Sn ist spinerlaubt. Es gibt zwei konkurrierende Prozesse (vgl. Kasper 2009: 11 f.):

nicht-radiativ (strahlungslos) durch interne Konversion der Schwingungs- und

Rotationszustände Sn+1 Sn

radiativ: Fluoreszenz Sn+1 Sn + hν


2.3.2.1 Fluoreszenz

Die Darstellung von Potentialenergiekurven beschreibt die Entstehung von Fluoreszenz:

Abbildung 36: Potentialenergiekurven - Fluoreszenz (vgl. Atkins 2006: 493).

Die beiden Potentialenergiekurven geben den Grundzustand und angeregten Zustand von π-

Elektronen wieder. Bei der Lichtabsorption (in Abbildung mit „Absorption“ gekennzeichnet) kommt

es zu einem senkrechten Übergang eines π-Elektrons in den angeregten Zustand. Es ist sowohl

elektronisch als auch schwingungsangeregt. Der elektronische Übergang erfolgt schneller als die

Kernbewegung (Franck-Condon-Prinzip), weshalb die Kernabstände entsprechend durch

strahlungslose Schwingungsübergänge angepasst werden müssen (in Abbildung „radiationless

decay“). Der Doppelbindungscharakter des Moleküls sinkt. Beim Zurückfallen in den Grundzustand

wird Energie sichtbaren Lichts emittiert (in Abbildung „radiation“) und der Doppelbindungscharakter

ist wieder hergestellt.

Dabei gilt, dass Fluoreszenz innerhalb von Nanosekunden erfolgt und die Energie des emittierten

Lichts kleiner ist als die des absorbierten Lichts (= Stokes Shift) (vgl. Atkins 2006: 493). Deshalb tritt

Fluoreszenz von sichtbarem Licht meist nur infolge einer Absorption mit UV-Licht auf. Der bestrahlte

„Körper“ scheint zu leuchten.


Ergänzung: Eigenschaften fluoreszierender Farbstoffe

Fluoreszierende Farbstoffe zeichnen sich vor allem durch ihre starre

Molekülstruktur aus. Im Vergleich zu Phenolphthalein ist Fluorescein schwingungs-

und rotationseingeschränkter. Phenolphthalein kann die absorbierte Lichtenergie

durch Relaxation wieder an die Umgebung in Form von Wärmeenergie freigeben –

Fluorescein nicht. Deshalb wird die Energie gebündelt in Form von Licht emittiert.

OH OO

OH

OO

O

OH

OH

Fluorescein Phenolphthalein

freie Drehbarkeitkeine freie Drehbarkeit

Abbildung 37: Starre Molekülstruktur von Fluorescein.


Tipp für die Schule: interessante Fluoreszenzbeispiele I

Überprüfung auf Echtheit von Geldscheinen

Ein 50-Euro-Schein zeigt unter UV-Licht Fluoreszenzerscheinungen: die Europaflagge links

oben, die Unterschrift des EZB-Präsidenten leuchten blau; die bei Tageslicht gelben Sterne

der Europaflagge leuchten orange; die Brückenmotive und die Europakarte (auf der

Rückseite) leuchten grün.

Abbildung 38: 50-Euro Schein bei Tageslicht (vgl. Bröckel 2010).

Abbildung 39: 50-Euro Schein unter UV-Licht (vgl. Bröckel 2010).

Beispiele für fluoreszierende Aromaten:

Tabelle 14: Aromatische Fluoreszenzbeispiele.

Molekül Farbe Fluoreszenz Struktur

Fluorescein gelb grün (siehe oben)

Anthracen farblos violett

Phenanthren farblos blaue

Naphthacen (Tetracen) orange grün

Perylen gelb blau


Tipp für die Schule: interessante Fluoreszenzbeispiele II

Textmarker, Tennisbälle

Optische Aufheller in Waschmitteln, welche sehr kurzwelliges blaues Licht emittieren (soll dem Gelbstich von Kleidung entgegenwirken)

Verfolgen von Grundwasserströmen und unterirdischen Flussläufen: Donauversickerung wurde mittels Fluorescein 1877 aufgeklärt

Färben des Chicago Rivers anlässlich des alljährlichen St. Patrick’s Day

Frisch geschnittener Kastanienzweig in einer Vase

Unter UV-Licht leuchtet der im Kastanienzweig enthaltene Farbstoff Aesculin

blau. Er löst sich schlierenförmig in dem Wasser der Vase.

Abbildung 40: Fluoreszierender Kastanienzweig (vgl. Brandl 2013).


Übergang Sn+1 Tn+1 Sn

Der Übergänge Sn Tn und Tn Sn sind spinverboten und werden als Intersystem-Crossing

bezeichnet. Daraus resultiert die Phosphoreszenz.

2.3.2.2 Phosphoreszenz

Mithilfe der Darstellung der Potentialenergiekurven von Singulett- und Triplettzuständen lässt sich

die Entstehung von Phosphoreszenz beschreiben:

Abbildung 41: Potentialenergiekurven - Phosphoreszenz (vgl. Atkins 2006: 494).

Bei Lichtabsorption kann bei starker Spin-Bahn-Wechselwirkung Intersystem-Crossing eintreten. Dies

resultiert aus der Überschneidung der Potentialkurven von angeregtem Singulett- und

Triplettzustand. Es erfolgt ein verbotener S1 T1-Übergang mit Spinumkehr. Nach strahlungslosem

Rückgang in das energetisch tiefste Schwingungsniveau des Triplettzustandes findet erneut ein

spinverbotener Übergang T1 S0 in den Grundzustand S0 statt. Dabei wird Licht emittiert (in

Abbildung „radiation“). Dieser Prozess wird als Phosphoreszenz bezeichnet. Aufgrund des

Spinverbots sind die Übergänge unwahrscheinlich und deshalb zeitlich stark verzögert. Deshalb gilt,

dass Phosphoreszenz auch Stunden nach der Bestrahlung auftritt und die Energie des emittierten

Lichts kleiner ist als die des absorbierten Lichts (= Stokes Shift) (vgl. Wedler 2004: 636 f.).


Tipp für die Schule: interessante Phosphoreszenzbeispiele

Fluchtschilder

Fluchtschilder beinhalten phosphoreszierende Farbstoffe, damit in Notfällen bei

Stromausfall der Weg nach draußen gefunden wird.

Abbildung 42: Fluchtschild bei Tageslicht (vgl. Mittelmaier 2009).

Abbildung 43: Fluchtschild bei Dunkelheit (vgl. Mittelmaier 2009).

Leuchtziffern in Uhren, leuchtende Puzzle, Leuchtsticker

Merke:

Unter Fluoreszenz versteht man die spontane Emission von Licht, die nur so lange auftritt, wie die

fluoreszierenden Moleküle durch Lichtabsorption angeregt werden.

Fluoreszenz: Sn+1 Sn + hν innerhalb 10-9sek

Unter Phosphoreszenz hingegen versteht man die nach Lichtabsorption eintretende ebenso

spontane, jedoch zeitlich stark verzögerte Emission von Licht.

Phosphoreszenz: T S + hν noch nach Stunden


3 Farbstoffklassen

Allgemein werden alle farbgebenden Stoffe zu dem Begriff „Farbmittel“ zusammengefasst. Dabei

wird zwischen anorganischen und organischen Pigmenten und löslichen, organischen Farbstoffen

unterschieden:

Tabelle 15: Farbmittel.

Farbmittel

Anorganische Pigmente Organische Pigmente löslich org. Farbstoffe

künstlich natürlich künstlich natürlich künstlich natürlich

Mennige Kreide Phthalocyanin Indigo Eosin Anthocyane

Im Folgenden werden organische Farbstoffe nach einer Klassifizierung nach chromophoren Gruppen

d.h. chemischer Struktur vorgestellt. Aufgrund ihrer Häufigkeit und Wichtigkeit sollen nur die

Triphenylmethanfarbstoffe, die Azofarbstoffe, die Polymethinfarbstoffe und die Anthocyane – als

kleine Auswahl von Farbstoffklassen – charakterisiert und vorgestellt werden.

3.1 Triphenylmethanfarbstoffe

Triphenylmethanfarbstoffe zeichnen sich allgemein durch eine hohe Farbbrillanz aus. Zusätzlich zur

Farbentstehung durch Lichtabsorption tritt ebenso eine starke Lichtreflexion auf, die den

Farbeindruck verstärkt. Allerdings sind sie wenig lichtecht und werden deshalb nur zum Färben von

einigen synthetischen Fasern wie Polyacrylnitril (PAN), sowie zum Färben von Papier, für Tinten,

Kohlepapier, Farbbändern, Kosmetik-, Lebensmittel und zur Mikroskopie eingesetzt. Außerdem

können Triphenylmethanfarbstoffe mit geeigneten Metallsalzen Farblacke ausbilden, die lichtechter

sind und somit als Plakat- und Druckfarben verwendet werden können (vgl. Wolf 2003).

Die Triphenylmethanfarbstoffe haben alle das Grundgerüst eines Triphenylmethan-Moleküls gemein.

Es zeichnet sich durch drei Phenylgruppen aus, die über ein Kohlenstoffatom verknüpft sind.


sp3

Triphenylmethan

Triphenylmethan ist an sich kein Farbstoff.

Bei allen Triphenylmethanfarbstoffen liegt das zentrale Kohlenstoffatom als Carbeniumion vor und

ist damit sp2-hybridisiert. Daraus resultiert ein über die einzelnen Phenylringe erweitertes

delokalisiertes π-Elektronensystem. Außerdem besitzen mindestens zwei der drei Phenylringe

Substituenten in Position des vierten Kohlenstoffatoms.

Kristallviolett ist mit seinen drei tertiären Aminogruppen einer der einfachsten Vertreter:

C+

N

NN

sp2

Kristallviolett

C25H30ClN3

Cl-+

Kristallviolett liegt bei Raumtemperatur als grüner Feststoff vor und löst sich in Wasser und anderen

polaren Lösungsmitteln mit intensiv violetter Farbe. Die elektronenliefernden Aminosubstituenten

tragen hierbei durch einen + M-Effekt zur Vergrößerung des delokalisiertes π-Elektronensystems bei,

welches durch die vier mesomeren Grenzstrukturen aufgezeigt wird (siehe auch Mesomerie-Modell

2.3.1.1.1):


N

N+

N

N

+

N

N

C+

N

N

N

N

N

N+

Licht der Wellenlänge λ = 585 nm wird absorbiert, sodass Kristallviolett vom menschlichen Auge als

violett wahrgenommen wird.

Wird das π-Elektronensystem beeinflusst, kommt es zu einer Farbänderung.

Kristallviolett findet zum einen als pH-Indikator und zum anderen in der Textilfärbung von

Polyacrylfasern Anwendung. Es färbt allgemein Naturfasern leuchtend violett. Allerdings ist es leicht

auswaschbar. Ebenso ist Kristallviolett der Hauptbestandteil der in der Mikrobiologie angewandten

Gram-Färbung, mit dessen Ergebnis Bakterien in grampositive und gramnegative unterschieden

werden können (vgl. DocCheck).

Kristallviolett wird jedoch eine karzinogene Wirkung vorausgesagt.

Der wichtigste Vertreter der Triphenylmethanfarbstoffe ist Phenolphthalein.

Phenolphthalein

O

O

OH

OH

C20H14O4

Reines Phenolphthalein ist ein geruchloser, weißer Feststoff, welcher aufgrund seiner unpolaren

Struktur in Wasser nur wenig, in Ethanol und alkalischen Lösungen gut löslich ist. In saurem und

neutralem Milieu (pH < 8,2) erscheint Phenolphthalein farblos, in alkalischem Milieu (pH > 8,2) pink,

da Licht der Wellenlänge λ = 555 nm absorbiert wird (vgl. Seilnacht II).

An dieser Stelle kann der Videoversuch „Phenolphthalein“ präsentiert werden. Dieser zeigt einerseits

die Synthese des Farbstoffs und andererseits seine Indikatorwirkung.


Synthese von Phenolphthalein

Phenolphthalein wird durch das Erhitzen von 1 mol Phthalsäureanhydrid mit 2 mol Phenol unter

Zugabe von konzentrierter Schwefelsäure dargestellt:

O

O

O

+

OH

Phthalsäureanhydrid Phenol Phenolphthalein

O

O

OH

OH

2

<H2SO4>,

-H2O

Bei dieser Reaktion handelt es sich um eine Friedel-Crafts-Acylierung.

Mechanismus:

O

O

O+ H

O

O

O

+ H+

+

OH

Phthalsäureanhydrid Phenol

O

O

OH

OH

- H+

Zunächst wird Phthalsäureanhydrid protoniert und anschließend in einer elektrophilen Addition am

Kohlenstoffatom von Phenol angegriffen. Der Angriff erfolgt aufgrund des Substituenteneinflusses

der Hydroxygruppe (+M-Effekt) in para-Stellung. Durch erneute Deprotonierung kann ein

Wassermolekül abgespalten werden.


OH

+ H+

- H2OO

C+

O

OH

- H+

Phenolphthalein

O

O

OH

OH

Es entsteht ein Carbeniumion, welches erneut von Phenol in einer elektrophilen Addition angegriffen

wird. Durch anschließende Deprotonierung entsteht Phenolphthalein – in seiner farblosen

Lactonform.

Phenolphthalein wurde erstmals 1871 von Adolf von Baeyer hergestellt und ist heute einer der

bekanntesten pH-Indikatoren.

Indikatorreaktion von Phenolphthalein:

O

O

OH

OH

2 OH-

2 H+

O-

O

O

O-

+ OH22

- Lactonform -

farblos (200 nm)

pH < 8,2

- Chinoidform -

pink (nm)

pH > 8,2

sp2sp3

In neutralem und saurem Milieu pH < 8,2 liegt die Lactonform des Phenolphthaleins vor. Sie weist

einen intramolekularen, cyclischen Ester einer Hydroxycarbonsäure auf. Das zentrale

Kohlenstoffatom ist sp3-hybridisiert. Die Lactonform kann kein Licht absorbieren und erscheint

deshalb farblos. Durch Deprotonierung mittels einer Base bzw. Hydroxidionen und anschließender

Wasserabspaltung entsteht die Chinoidform. Diese erscheint pink. Das zentrale Kohlenstoffatom ist


sp2-hybridisiert und ausschlaggebend für das auftretende delokalisierte π-Elektronensystem, welches

Energie der Wellenlänge λ = 555 nm absorbiert (mehr zu pH-Indikatoren in 4.1.1).

Die Indikatorreaktion ist jederzeit umkehrbar.

Für den Laborgebrauch sind Lösungen in Ethanol/Wasser von 0,1 % bis 1 % üblich (vgl. Seilnacht II).

Früher wurde es als Abführmittel verwendet. Heute ist diese Anwendung wegen des Verdachts einer

krebserzeugenden Wirkung nicht mehr erlaubt. Diese Gefahr besteht jedoch nicht bei den

verdünnten Konzentrationen im Labor. Für den Einsatz in der Schule ist Phenolphthalein nicht

geeignet.

Weitere Vertreter der Triphenylmethanfarbstoffe sind Fuchsin (λ = 547 nm), Malachitgrün (λ = 426

nm und λ = 623 nm), Fluorescein, Eosin sowie Kresolrot und Bromthymolblau.

NH

NH2 NH2

CH3

sp2

Fuchsin

C+

NN

sp2

Malachitgrün

C23H25ClN2

Cl-+

C20H19N3

rot ( = 547 nm) grün = 426 nm, 623 nm)

Fuchsin liegt in Form grüngelber Kristalle vor und zeigt in Wasser gelöst eine intensiv rote Färbung.

Fuchsin gilt als antiseptisch, antibakteriell und antimykotisch und wird deshalb zur Behandlung von

Hauterkrankungen verwendet – außer in der Schweiz, dort ist es wegen seiner vermutlich toxischen

Eigenschaft nicht zugelassen. Weiterhin wird es für Chromosomenfärbungen und in der

Farbfotografie angewandt.

Malachitgrün ist ein gängiges grünes Färbemittel in der Mikroskopie zur Färbung von Bakterien, Pilz-

oder Pflanzengewebe. Da es gesundheitsschädlich ist, darf es nicht als Lebensmittelfarbstoff

eingesetzt werden. Dafür findet Malachitgrün unter anderem Anwendung in der Färbung von

Papierhandtüchern und anderen Buntpapieren.


OH OO

OH

O

Fluorescein

C20H12O5

gelb (Absorption = 485 nm)

grün ( Emission = 520 nm)

O

S

O

OHOH

Br

Br

O

Bromthymolblau

C27H28Br2O5S

gelb

sp2

sp3

Bromthymolblau liegt als rosafarbener Feststoff (Pulver) vor und zeigt in Ethanol gelöst eine intensiv

rote Färbung. Es wird ebenso wie Phenolphthalein als pH-Indikator genutzt. Da der Umschlagspunkt

von gelb nach grün bei einem pH-Wert von 7 erfolgt, wird Bromthymolblau für einfache pH-Wert-

Bestimmungen von Wasserproben in der Schule oder auch im Labor für Titrationen verwendet.

Gebräuchlich sind 0,1 %ige Lösungen in Ethanol (vgl. Seilnacht II).

Fluorescein ist ein unter UV-Licht grün fluoreszierender Farbstoff und liegt bei Raumtemperatur als

roter Feststoff vor. Er wird in der analytischen Chemie als Indikator, für Nachweise von Bromiden und

zur Färbung von Seifen und Badeextrakten eingesetzt. In der Medizin wird Fluorescein zur Diagnose

von Augenkrankheiten angewandt. Dazu wird es intravenös verabreicht und anschließend das Auge

fotografiert. 1877 wurde die Donauversickerung aufgeklärt, da Grundwasserströme und

unterirdische Flussläufe verfolgt werden können. Fluorescein ist aufgrund seines polaren Charakters

in Wasser gut löslich und bereits in geringer Konzentration (1:400∙106) sichtbar (vgl. Wolf 2003).

Wird Fluorescein mit UV Licht bestrahlt, so fluoresziert es mit grüner Farbe (teilweise schon durch die

UV-Strahlung des Sonnenlichts). Das Absorptionsmaximum liegt bei einer Wellenlänge von λ = 485

nm. Das emittierte Licht liegt in einem Wellenlängenbereich von λ = 520 - 530 nm (siehe Fluoreszenz

in 2.3.2.1).

An dieser Stelle kann der Videoversuch „Fluorescein“ präsentiert werden. Dieser zeigt einerseits die

Synthese des Farbstoffs und andererseits seine Fluoreszenzerscheinung Die Synthese verläuft der

von Phenolphthalein analog. Anstelle von Phenol wird Resorcin als elektrophiler Aromat verwendet.

http://www.seilnacht.com/Chemie/ch_bthym.htm


Eosin leitet sich strukturell von Fluorescein ab. Der Name stammt von dem griechischen Wort Eos;

Göttin der Morgenröte. Es handelt sich um einen roten Farbstoff, der unter UV-Licht grün

fluoresziert. Eosin Y (Y steht für gelblich; weiterhin existiert noch Eosin B, wobei das B für bläulich

steht) wurde früher als roter Farbstoff in Lippenstiften verwendet. Heute ist dessen toxische Wirkung

bekannt.

yTipp für die Schule: Einsatz von Triphenylmethanfarbstoffen

Nicht erlaubter Einsatz:

Kristallviolett

Phenolphthalein (auch keine 0,5 % ige Lösungen)

Unbedenklicher Einsatz auch für Schülerversuche:

Bromthymolblau (0,1 %ige Lösung) zur pH-Wert-Bestimmung von Wasser, für

Titrationen

Fluorescein


Übungsaufgabe 6:

Malachitgrün wird wegen seiner Brillanz sehr geschätzt. Es wurde früher auch zur

Färbung von Wolle verwendet. Durch Kondensation von zwei Molekülen

Dimethylanilin und einem Molekül Benzaldehyd (C6H5CHO) entsteht zunächst das

farblose Leukomalachitgrün (A). Durch Oxidation geht dies in Malachitgrün (B) über. In

saurer Lösung wird Malachitgrün gelb (C).

C+

NN

Malachitgrün

B

NN

H

Leukomalachitgrün

A

Geben Sie die Strukturformelgleichung für die Herstellung von Leukomalachitgrün an!

Geben Sie für das Malachitgrün-Kation zwei weitere mesomere Grenzformeln an und

diskutieren Sie am Beispiel des Farbstoff-Moleküls (B), seiner farblosen (A) und seiner

gelben (C) Form ausführlich den Zusammenhang zwischen Molekülbau und Farbigkeit!


3.2 Azofarbstoffe

Azofarbstoffe machen heute mit über 100 000 verschiedenen Farben die größte und wirtschaftlich

bedeutendste Gruppe chemisch hergestellter Farben aus. Sie beeindrucken einerseits durch ihre

unglaubliche Farbvielfalt und andererseits durch ihre weitgefächerten Nutzungsmöglichkeiten (vgl.

Welsch 2012: 204).

Charakteristisches Merkmal aller Azofarbstoffe ist die namensgebende Azogruppe. Dabei handelt es

sich um eine funktionelle Gruppe, die aus zwei durch eine Doppelbindung verbundenen

Stickstoffatomen entsteht:

Azogruppe

N N PhPh

Das für die Farbgebung entscheidende delokalisierte π-Elektronensystem erstreckt sich zunächst

über Phenylringe, die durch das mesomere Doppelbindungssystem der Azogruppe delokalisiert sind.

Wie auch bei den Triphenylmethanfarbstoffen können Auxochrome und Antiauxochrome substituiert

werden, die dann für unterschiedliche Farbgebungen verantwortlich sind (siehe 2.3.1.1.1).

Die strukturell einfachsten Vertreter der Azofarbstoffe sind Anilingelb und Buttergelb:

N

N N

N

N NH2

Anilingelb

4-Aminoazobenzol

Buttergelb

4-Dimethylaminoazobenzol

Bei Anilingelb ist ein Amin an den Phenylring, bei Buttergelb ein Dimethylamin substituiert. Sowohl

Anilingelb als auch Buttergelb erscheinen als gelbe Farbstoffe

Der heute weltweit größte Chemiekonzern BASF (Badische Anilin- & Soda-Fabrik) wurde im Jahre

1900 auf der Idee gegründet, Teerfarbstoffe und Farbstoffe auf Anilinbasis für die Textilindustrie

herzustellen. Daher trägt sie auch ihren Namen (vgl. Meyers 2013). Anilingelb war einer der ersten

synthetisch hergestellten Azofarbstoffe.

Die Herstellung von Buttergelb basiert ebenso auf Anilin. Der Trivialname von 4-

Dimethylaminoazobenzol stammt von seiner industriellen Verwendung als gelber Farbstoff für Butter

und Margarine. Seit 1938 ist diese Verwendung jedoch aus gesundheitlichen Gründen (kanzerogene

Wirkung) untersagt.


Allgemeine Synthese von Azofarbstoffen

Die Synthese der Azofarbstoffe gliedert sich immer in zwei wesentliche Reaktionen:

1. Diazotierung

Die Diazotierung bezeichnet eine Nitrosierung primärer, aromatischer Amine (oft Anilin)

durch Nitrosylkationen. Dies führt zur Bildung eines mesomeriestabilisierten

Diazoniumsalzes.

2. Azokupplung

Die Azokupplung bezeichnet die Umsetzung des bei der Diazotierung gebildeten

Diazoniumsalzes mit einem elektronenreichen Aromaten (meist N,N-Dimethylanilin). Es

handelt sich dabei um eine elektrophile, aromatische Substitution.

Die Synthese von Azofarbstoffen und deren Mechanismus soll anhand von Methylorange – einem der

wichtigsten Vertreter der Azofarbstoffe – dargestellt werden.

Synthese von Methylorange

1. Diazotierung – allgemeine Reaktion:

SO3H

NH2

+ NaNO2

SO3H

N+

N

< 5 °C

HCl (halbkonz.)

Sulfanilsäure Diazoniumkation

Im Vorfeld entsteht aus halbkonzentrierter Salzsäure und Natriumnitrit Salpetrige Säure.

H Cl + Na+

Na+

Cl- N

OO

H+N

O-

ON

OO-

Salpetrige Säure


+ H+

- H2ON O

+N

+ O

NOO

H

Salpetrige Säure Nitrosylkation

Aus der Salpetrigen Säure entsteht durch Protonierung und anschließende Wasserabspaltung das

mesomeriestabilisierte Nitrosylkation. Die mesomeren Grenzstrukturen (Resonanzhybride) sind

jedoch inäquivalent (aufgrund der Verletzung der Oktettregel ist es unwahrscheinlicher, dass das

Nitrosylkation als N+= O vorliegt).

Mechanismus der Diazotierung:

SO3H

N

NOH

SO3H

N

NO

+

HH

+H+

-H2O

SO3H

NH H

+ N O+

SO3H

N+

H H

NO

-H+

SO3H

NH

NO

+ H+

- H+

SO3H

N+

N

NitrosylkationSulfanilsäure N-Nitrosoanilin

DiazoniumkationDiazohydroxid

Bei der Diazotierung handelt es sich um eine nukleophile Addition. Das Nitrosylkation dient als

Elektrophil (E+) und wird von dem freien Elektronenpaar der Amingruppe angegriffen, welche an der

Sulfanilsäure substituiert ist. Durch Deprotonierung entsteht N-Nitrosoanilin. Im Folgenden wandert

Wasserstoff zu Sauerstoff, das übernächste Heteroatom (Tautomerie), und bildet Diazohydroxid. Die

Hydroxygruppe des Diazohydroxids wird protoniert und unter Wasserbildung abgespalten. Es bildet

sich das mesomeriestabilisierte Diazoniumkation. Dieses ist sehr temperaturempfindlich und zerfällt

bei einer Temperatur von T > 5 °C.


2. Azokupplung – allgemeine Reaktion:

SO3H

N+

N

+-O3S N

N N

N

+Na+

+ OH2

N,N-Dimethylanilin Methylorange

5° - 10° C

+ NaOH

- H+

Es handelt sich allgemein um eine Additionsreaktion.

SO3H

N+

N

+NaOH+

SO3-

N+

N

+Na+

H2O

Das Diazoniumkation wird unter den alkalischen Reaktionsbedingungen sofort deprotoniert.

Mechanismus der Azokupplung:

N

SO3-

N

NN+

H

+

SO3-

N+

N

SO3-

N

NN

- H+

N,N-Dimethylanilin

Methylorange


Bei der Azokupplung handelt es sich um eine nukleophile, aromatische Addition von N,N-

Dimethylanilin – einer durch +M-Effekte aktivierten, elektronenreichen aromatischen Verbindung

(Nu-) – an das Diazoniumkation (E+). Die Reaktion erfolgt aufgrund des Substituenteneinflusses der

Amingruppe (+M-Effekt) selektiv in para-Stellung. Methylorange entsteht in deprotonierter Form.

Methylorange ist orangefarben.

Hier kann der Videoversuch „Methylorange“ präsentiert werden. Dieser zeigt einerseits die Synthese

des Farbstoffs und andererseits seine Indikatorwirkung.

Methylorange ist wie Phenolphthalein ein oft verwendeter pH-Indikator im Labor. Dafür sind 0,2%ige

Lösungen in Wasser gebräuchlich. Außerdem stellt Methylorange eine Komponente der

Universalindikator-Lösung dar (vgl. Seilnacht III).

Folgende Tabelle zeigt Beispiele weiterer pH-Indikatoren aus der Gruppe der Azofarbstoffe:

Tabelle 16: Azofarbstoffe - pH-Indikatoren.

Farbstoff pH-Umschlag Farbe

< pH

Farbe

> pH

Methylorange pH 3,1 – 4,4 kirschrot gelb-orange

Methylrot

N

NN

O

O-

pH 4,8 – 6,4 rot gelb

Kongorot

N N

NH2

SO3Na

NN

NH2

SO3Na

pH 3,0 – 5,2 blau rot

Alizaringelb

N

NN+

O-

O

OH

O

OH

pH 10,1 – 12,0 gelb orange


Übungsaufgabe 7:

Aromatische Stickstoffverbindungen dienen als Ausgangssubstanzen für die Synthese

von Azofarbstoffen. Der Farbstoff Dispersionsorange 3 wurde lange zur Färbung von

Textilfasern eingesetzt, bis sein Allergie auslösendes Potenzial entdeckt wurde.

N

N NH2

N+

O-

O

Für die Herstellung von Dispersionsorange 3 ist nur eines der folgenden Eduktpaare

geeignet:

Edukt A Edukt B

I 1,4-Diaminobenzol Nitrobenzol

II 1-Amino-4-nitrobenzol Anilin (Aminobenzol)

III Nitrobenzol Anilin (Aminobenzol)

Zeichnen Sie die Strukturformeln der angegebenen Edukte, geben Sie an, welches

Eduktpaar zur Herstellung von Dispersionsorange 3 geeignet ist, und erläutern Sie Ihre

Aussage!

Azofarbstoffe finden weiterhin Anwendung in der Medizin (Anfärben von Krebszellen, Bakterien etc.)

sowie vor allem in der Textilfärbung. In der Lebensmittelchemie werden sie ebenfalls vermehrt

eingesetzt. In Deutschland wurde dessen Verwendung jedoch wegen möglicher gesundheitlicher

Bedenken bereits reduziert. Darüber hinaus sind Azofarbstoffe allgemein Färbemittel für Fette, Öle,

Wachse, Stroh, Holz, Papier, Schmuck, Leder (vgl. Welsch 2012).

3.3 Polymethinfarbstoffe

Polymethinfarbstoffe besitzen eine ungeradzahlige Kette von Methingruppen zwischen zwei

Heteroatomen bzw. Endgruppen, die formal zum Ladungswechsel befähigen. Das heißt, es existieren

mindestens zwei mesomere Grenzstrukturen. Voraussetzung für eine alternierende

Ladungsverteilung ist die Kettenlänge n=2n+1 wobei {n=N}:


X Y

n

Polymethinfarbstoff

n = 2n + 1

Für n = 0 gilt:

X Y

X-

Y+

Die π-Elektronen sind vollständig delokalisiert. Wenn X = Y resultiert daraus eine

Bindungslängenkonstanz sowie eine Ladungsalternanz.

Die Lichtabsorption ist zum einen von der Länge der Polymethinkette n und zum anderen von der Art

der Endgruppen abhängig. Bei symmetrischen Polymethinen ändert sich bei Verlängerung der

Methinkette von n+2 das Absorptionsmaxima um 100 nm (=vinylene shift). (vgl. ULB 2009).

Polymethine sind die klassischen Farbstoffe, deren Farbentstehung mittels des Teilchen im Kasten-

Modells erläutert werden kann (siehe 2.3.1.1.2).

Polymethinfarbstoffe werden in Cyanine, Merocyanine und Oxonale untergliedert (vgl. ULB 2009).

Sie unterscheiden sich strukturell nur durch ihre Endgruppen:

N+ N

R

H n

Cyaninfarbstoffe

O O-

R

n

Oxonolfarbstoffe

O N

R

n

Merocyaninfarbstoffe

Carotinoide

Wichtigstes Beispiel für Polymethinfarbstoffe sind die Carotinoide. Diese können von Bakterien,

Algen, Pilzen und Pflanzen synthetisiert und müssen vom Menschen über die Nahrung aufgenommen

werden.


Ergänzung: Täglicher Carotinoidbedarf

In Deutschland liegt die mittlere, tägliche Carotinoidzufuhr bei 5,3 mg. Diese setzt sich aus

β-Carotin 1,81 mg, Lutein 1,91 mg, α-Carotin 0,29 mg, Lykopin 1,28 mg, Cryptoxanthin 0,05

mg zusammen. Gemüseprodukte decken ca. 84 % und Obst ca. 4 % der täglich benötigten β-

Carotinmenge.

Verarbeitete Lebensmittel, wie z.B. gekochte Karotten oder Tomatensoße, führen,

verglichen mit rohen Karotten oder Tomaten, zu einer deutlich höheren Carotinaufnahme

als nicht verarbeitete Produkte (vgl. Bub 2001: 74 f.).

Ungefähr 650 Carotinoide sind bekannt. Im Blut werden nur 15 bis 20 verschiedene Carotinoide

nachgewiesen. Da alle Carotinoide normalerweise 9 bis 13 konjugierte Doppelbindungen besitzen,

kann jedes Carotinoid viele Isomere bilden. Von β-Carotin sind theoretisch 272 Stereoisomere

möglich (vgl. Bub 2001: 70f.).

Die Carotinoide lassen sich aufgrund ihrer chemischen Struktur in Carotine und Xanthophylle

einteilen:

Carotine

CH3

CH3 CH3CH3 CH3

CH3 CH3

CH3

CH3CH3

Carotin

Karotte; E160a

Lykopin

Tomate; E160d

CH3

CH3

CH3 CH3 CH3 CH3

CH3 CH3 CH3 CH3


Carotine sind sauerstofffreie, Xanthophylle sauerstoffhaltige Carotinoide. Carotine finden sich

überwiegend in orange-gelb-rotem Gemüse und Obst, wohingegen Xanthophylle hauptsächlich in

grünblättrigem Gemüse vorkommen (vgl. Bub 2001: 75 ).

CH3

CH3 CH3CH3 CH3

CH3 CH3

CH3

CH3CH3

OH

OH

Xanthophylle

CH3

CH3 CH3CH3 CH3

CH3 CH3

CH3

CH3CH3

OH

Lutein

Grünkohl; E 161b

-Cryptoxanthin

Physalis; E161c

Xanthophylle haben wegen ihres hydroxylierten Rings keine Provitamin-A-Wirkung. Die Bezeichnung

Carotinoide leitet sich von dem 1831 erstmals aus Karotten isoliertem Carotin ab.


Ergänzung: Quenching und antioxidative Wirkung

Carotinoide sind die wirksamsten natürlichen Quencher für Singulettsauerstoff

(1O2). Dieser kann durch photochemische Reaktionen gebildet werden und ist

hochreaktiv und sehr schädlich für den Körper, da er Nukleinsäuren, Aminosäuren

oder auch ungesättigte Fettsäuren oxidieren kann. Bei dem Quenching gehen die

Carotinoide in einen angeregten Triplettzustand über:

1O2 + Carotinoid 3O2 + 3Carotinoid

In der nachfolgenden Reaktion erreichen die Carotinoide nach Abgabe von Wärme

wieder den Grundzustand:

3Carotinoid Carotinoid + Wärme.

Als effiziente Radikalfänger haben sich Lykopin, ß-Cryptoxanthin und ß-Carotin

erwiesen.

In Pflanzen sind Carotinoide einerseits als proteingebundene Pigmente an der

photosynthetischen Lichtabsorption beteiligt und schützen andererseits

Chlorophyll (grüner Pflanzen- und Photosynthesefarbstoff in den Blättern) vor

oxidativem Abbau. Die antioxidative Wirkung der Carotinoide beruht auf ihrer

leichten Oxidierbarkeit und auf Fähigkeit, Elektronen oder Wasserstoffatome

abzugeben.

β-Carotin

Im menschlichen Körper werden sowohl trans- als auch cis-Isomere des β-Carotins in die

Dünndarmzellen aufgenommen. Im Blut jedoch liegt überwiegend das trans-Isomer (ca. 95 %) vor.

cis-β-Carotin wird in den Dünndarmzellen zu all-trans- β-Carotin isomerisiert und in dieser Form an

das umliegende Lymph- und Blutsystem abgegeben (cis-trans-Isomerisierung siehe 2.2.1.1).

Die einzige im menschlichen Körper nachgewiesene Funktion ist die Vitamin-A-Wirkung. β-Carotin

kann in verschiedenen Geweben (Leber, Dünndarm, Lunge) zu Vitamin A1 verstoffwechselt werden.

In den Enterozyten – Zellen, die sich in der Darmschleimhaut befinden – wird β-Carotin mittels einer

Dioxygenase zu etwa 17 % in Retinol (Vitamin A1) umgewandelt. Dies findet nachweislich auch in der

Leber statt (vgl. Bub 2001: 70 f.).


Retinol-Retinal-Stoffwechsel

Wie bereits in 2.2.1.1 beschrieben ist Retinal wesentlicher Bestandteil des Sehsystems. 11-cis-Retinal

ist photoempfindlich und isomerisiert bei der Lichtabsorption zu all-trans-Retinal. all-trans-Retinal

muss aktiv unter Energieverbrauch des Körpers wieder in das cis-Isomer überführt werden.

O

H

all-trans-Retinal

CH3

CH3CH3CH3

O H

CH3

OH

H

all-trans-Retinol = Vitamin A1

CH3

CH3CH3CH3

OH H

CH3

11-cis-Retinol

11-cis-Retinal

Photo-

Isomerisierung

enzymatischer Stoffwechsel-

prozess

all-trans-Retinal wird durch körpereigene Reduktionsäquivalente wie NADH2 und FADH zu all-trans-

Retinol – Vitamin A1 – reduziert. Dieses wird aus den Zapfen heraus in Pigmentzellen transportiert,

wo es enzymatisch zunächst zu 11-cis-Retinol isomerisiert und anschließend wieder zu 11-cis-Retinal

oxidiert werden kann. Dieser Stoffwechsel wird durch so genannte RBP’s – Retinol-Binde-Proteine –

gesteuert (vgl. Helmich 2011).

Die großtechnische, synthetische Herstellung von Vitamin A1 erfolgt nach der Wittig-Reaktion.


Ergänzung: Retinol – Vitamin A1

Retinol wurde 1933 erstmalig aus Lebertran dargestellt.

Katzen fehlen Enzyme, sodass β-Carotin nicht zu Vitamin A1 umgesetzt werden kann. Um

trotzdem die zum dauerhaften Sehen benötigte Vitamin A1-Konzentration aufrecht zu

erhalten, müssen Katzen die Leber ihrer Beute fressen.

Chemisch betrachtet zählen Carotinoide zu den Terpenoiden. Zumeist handelt es sich um

Tetraterpene, die aus 8 Isoprenoideinheiten aufgebaut sind.

Isopren-Einheit

Isopren ist ein Derivat des 1,3-Butadiens und Grundbaustein der Synthesen zahlreicher Naturstoffe.

Zu den isoprenoiden Naturstoffen zählen die besprochenen Carotinoide, Terpene und Steroide (vgl.

Mortimer 2007: 730). Es handelt sich dabei um Farbstoffe, Duftstoffe und den allbekannten

Naturkautschuk, der als Werkstoff unentbehrlich für beispielsweise die Reifenherstellung ist (vgl.

ChemgaPedia 2013).

n

Poly(1,4-cis-isopren)

Naturkautschuk

Naturkautschuk ist ein Biopolymer und zeichnet sich, im Gegensatz zum synthetischen Kautschuk,

durch seine reine Z-Konfiguration aus. Er wird durch 1,4-Polymerisation von Isopreneinheiten

synthetisiert (vgl. Wollrab 2009: 149).


3.4 Anthocyane

Der Name Anthocyane leitet sich aus dem Griechischen anthos (Blüte) und kyanos (blau) ab. Sie

wurden erstmals 1835 in Pflanzen entdeckt und gehören zu den sekundären Pflanzenstoffen. Nicht

nur die Blütenfarbe, sondern auch die Farbe der meisten Früchte wie auch von Obst und Gemüse

resultiert aus dem Vorhandensein von Anthocyanen. Es handelt sich um wasserlösliche Flavonoide,

die in den Vakuolen jeder einzelnen Pflanzenzelle eingelagert sind. Während in manchen Pflanzen

nur ein Typ von Anthocyanen vorkommt, sind in Weintrauben über 20 zu finden. Anders als bei den

gelb bis rot farbenen Carotinoiden (Polymethinfarbstoffen) sind die Farbgebungen durch Anthocyane

sehr vielfältig (vgl. Welsch 2012: 171ff.)

Anthocyane sind Glycoside der Anthocyanidine, deren Grundbaustein das Flavan bzw. Flavyliumsalz

ist.

O

A C

B

Flavan-Gerüst

Die rund 200 verschiedenen Anthocyan-Verbindungen lassen sich aufgrund ihrer in der Natur

vorkommenden Häufigkeit in folgende drei Gruppen einteilen.

O+

OH

OH

OHAnthocyanin

A C

BO

+OH

OH

OH

OH

Pelargonidin

= 520 nm

A C

B

O+

OH

OH

OH

OH

OHCyanidin

= 535 nm

A C

BO

+OH

OH

OH

OH

OH

OH

Delphinidin

= 544 nm

A C

B


Ergänzung: Quenching und E163

Neuste Erkenntnisse schreiben den Anthocyanen eine größere Radikalfänger-Wirkung zu

als den gepriesenen Vitaminen C, E und β-Carotin (vgl. Welsch 2012: 171ff.)

Anthocyane gelten als antikanzerogen, antimikrobiell, antioxidativ und bis heute konnte

keine für den Menschen schädliche Wirkung festgestellt werden. Deshalb werden sie als

Lebensmittelfarben E163 oftmals eingesetzt (vgl. Briviba 2002: 150).

Anthocyanin bildet den Chromophor. Alle drei Gruppen weisen eine positive Partialladung am

Sauerstoffatom von Ring C auf. Unterscheidungen der drei Gruppen begrenzen sich lediglich auf eine

Substituentenerweiterung an der 3‘ und 5‘-Stellung des B-Rings. Die Strukturvielfalt erklärt sich durch

Bindung unterschiedlicher Mengen und Arten von Zuckern sowie phenolischer und aliphatischer

Säuren am Chromophor (vgl. Briviba 2002: 148). Im Gegensatz zu Flavan ist der mittlere Ring C immer

aromatisiert. Dies bewirkt eine Delokalisierung der π-Elektronen und trägt zu einer stärkeren

Lichtabsorption und intensiveren Farbbildung bei.

Pelargonidin ist scharlachrot, Cyanidin als blau in Blaubeeren sowie als rote Farbe in Rosen,

Erdbeeren, Himbeeren, Rhabarber uvm. vorhanden.

Delphinidin lässt Blüten wie den Rittersporn blau erscheinen. Aus einer Glykolisierung von

Delphinidin resultiert eine leichte Rotverschiebung, sodass sich zwei bzw. drei Unterklassen ergeben:

Malvidin und Petunidin bzw. Paeonidin.

Malvidin und Petunidin sind pink bis purpur. Es handelt sich um Methyletherderivate des

Delphinidins. Paeonidin stellt ein Methyletherderivat des Cyanidins dar und ist scharlachrot (vgl.

Welsch 2012: 171ff.).

Für die Farbe sind die Anzahl der jeweiligen Hydroxygruppen und der pH-Wert maßgebend. Bei pH 1

- 3 sind sie zumeist rot gefärbt, bei pH 4 - 6 farblos und bei pH > 6 fast immer violett und blau. Ein zur

vielfältigen Farbentstehung wesentlich beitragender Aspekt ist derjenige, dass Anthocyane polymer

als Chromosaccharide mit Molekulargewichten bis zu 20 000 Dalton vorliegen. Außerdem bilden sie

mit verschiedenen Metallkomplexen (Eisen, Aluminium, Chrom) Komplexe aus (vgl. Welsch 2012: 171

ff.) (siehe auch 2.3.1.2).


Tipp für die Schule: Schulgarten

Ist in der Schule ein Schulgarten mit dort wachsenden Hortensien vorhanden (oder alternativ

als Topfpflanze) kann folgende Langzeitbeobachtung durchgeführt werden:

Komplexbildung von Cyanidin mit Fe3+ und Al3+. Werden beispielsweise Hortensien während

der Blütenentwicklung mit Fe3+- und Al3+-Salzen gegossen oder rostige Eisennägel in der Erde

nahe der Wurzeln vergraben, dann werden aufgrund der Komplexbildung die Blüten blau

anstelle von rot!

Tipp für die Schule: Warum verfärben sich die Blätter im Herbst von grün zu bunt?

Blätter sehen grün aus, weil sie den grünen Pflanzenfarbstoff Chlorophyll enthalten. Allerdings

enthalten sie noch weitere (Anthocyane), die jedoch von der intensiven grünen Farbe überdeckt

werden. Im Herbst nehmen die Sonnenstunden ab und die Pflanzen stellen ihre Fotosynthese

ein. Nur Chlorophyll als wichtigster Pflanzenfarbstoff wird enzymatisch abgebaut. Dessen

Magnesium wird in den Wurzeln über den Winter gespeichert. Die bunten Anthocyane

verbleiben in den Blättern, welche dann als buntes Laub abfallen (vgl. Wiechoczek 2013).

Die phenolischen Hydroxygruppen und das zur Salzbildung neigende zentrale Sauerstoffatom in Ring

C sorgen für einen amphoteren Charakter bezüglich einer Salzbildung mit Säuren oder Basen.

Abschließend kann an dieser Stelle der Videoversuch „Radieschenindikator“ angeschaut werden. Er

zeigt zum einen die Extraktion der roten Farbstoffe durch Propanol und zum anderen dessen pH-

abhängige Farbresultate.

Abbildung 44: Radieschenindikator von pH 2 bis 14 (links nach rechts) (vgl. Hühn 2013).

Radieschen beinhaltet sowohl Cyanidine als auch Pelargonidine, sodass sich die pH-abhängige Farbe

aus der Summe der beiden Farbstoff-Verbindungen ergibt (vgl. Kabuß: 156). Im sauren pH-Bereich

erscheint die Lösung orange-rot, im schwach sauren bis neutralen Bereich hellviolett und im

basischen pH-Bereich gelb bis grün.


4 Farben in Technik, Labor und Alltag

4.1 Funktionelle Farbstoffe

Farbstoffe können nicht nur - wenngleich im größten Maße – optische und ästhetische Funktionen

erfüllen, sondern auch zweckgebundene.

Moleküle funktioneller Farbstoffe können die absorbierte Energie auf unterschiedliche Weise nutzen.

Eine Farbänderung von funktionellen Farbstoffen kann je nach Typ sowohl Information geben über

pH-Wert, Temperatur, Lösungsmittel, Vorhandensein bestimmter chemischer Stoffe als auch

Energieumwandlungen oder chemische Reaktionen hervorrufen. Beispielsweise für

Elektronentransfer, Energietransfer, Lichtemission, chemische Reaktion, photovoltaische Effekte

(Siliciumsolarzellen für Umwandlung von Licht in elektrischen Strom), Sensibilisatorfarbstoffe in

Informationsaufzeichnungs- und Speichermedien(vgl. Banerji 2010: 6).

Im Folgenden sollen ausgewählte funktionelle Farbstoffe vorgestellt und dessen Funktion

beschrieben werden.

4.1.1 Indikatoren und Nachweise

4.1.1.1 pH-Indikator

Unter einem pH-Indikator wird allgemein eine Farbänderung einer Substanz in Lösung verstanden,

die durch eine Änderung des pH-Werts und einer daraus resultierenden Protonierung oder

Deprotonierung des Chromophors hervorgerufen wird. Der Vorgang ist jederzeit reversibel.

Gute pH-Indikatoren zeichnen sich durch schnelle Farbübergänge zwischen Lacton- und Chinoidform,

durch scharfe Farbunterschiede und pH-stabile Moleküle aus. Vor allem für Titrationen und Arbeiten

im Labor sind signifikante Farbänderung in kleinen und konkreten pH-Bereichen, das heißt ein

scharfer Umschlagspunkt bei einem ganz bestimmten pH-Wert, von großer Bedeutung.

Indikatorreaktion von Kristallviolett

Wird violette Kristallviolettlösung mit Salzsäure angesäuert, werden die Aminogruppen protoniert

und es findet eine Umhybridisierung am Stickstoffatom von sp2 zu sp3 statt. Dadurch verliert die

Aminogruppe ihre Funktion als Auxochrom, weil sie nicht mehr zu einem delokalisierten π-

Elektronensystem beitragen kann. Das ausgedehnte π-Elektronensystem wird damit eingeschränkt

(siehe Abbildung: Kreise zeigen farbgebenden Teil des Moleküls). Insgesamt erfolgt ein Farbumschlag

nach grün. Die grüne Farbe entsteht durch eine Mischung aus blau und gelb (siehe auch additive

Farbmischung 2.1.1), da Kristallviolett einfach und doppelt protoniert wird. Die einfache

Protonierung ergibt eine blaue Farbe wobei die doppelte Protonierung eine gelbe Farbe ergibt. Ein


stärkeres Ansäuern würde dazu führen, dass alle Auxochrome deaktiviert werden und die Lösung

würde gelb aussehen.

sp2

C+

N

N

N

violett

pH > 6

+ 3 H+

2

sp2

sp2

sp3

N+

N

N+

H

N+

N+

N+

H

H

grün

sauer

(Mischung aus blau und gelb)

+

blau

gelb

+ 2 OH-

N

N

N

OHsp3

farblos

pH < 12

2

Wird der Lösung Natronlauge zugeführt, findet eine nukleophile Addition der Hydroxygruppe an das

zentrale Carbeniumion statt. Dann ist das Kohlenstoffatom nicht mehr sp2-hybridisiert, sondern sp3-

hybridisiert und das große, delokalisierte π-Elektronensystem wird auf die aromatischen Benzolringe

minimiert. Die Lösung ist deshalb farblos. Das farblose Molekül wird als Carbinolbase bezeichnet.

Alle Reaktionen sind reversibel. Deshalb kann Kristallviolett auch als pH-Indikator dienen (vgl.

Bautsch 2008).

Abbildung 45: Farbverlauf pH-Indikator Kristallviolett.

Indikatorreaktion Phenolphthalein

Die im neutralen und schwach sauren Milieu (pH < 8,2)vorliegende Lactonform des Phenolphthaleins

ist farblos. Sie weist einen intramolekularen, cyclischen Ester einer Hydroxycarbonsäure auf. Das

0 2 4 6 8 10 12 14

pH

Kristallviolett


zentrale Kohlenstoffatom ist sp3-hybridisiert. Die Lactonform kann kein Licht absorbieren und

erscheint deshalb farblos.

In stark saurem Milieu beispielsweise konzentrierter Schwefelsäure wird der cyclische Sauerstoff

protoniert. Es kommt zu einem Ringbruch und führt zu einer Umhybridisierung des zentralen

Kohlenstoffatoms, sodass ein delokalisiertes π-Elektronensystem entsteht. In stark saurem Milieu ist

Phenolphthalein rot (bei genauerer Beobachtung ist dies auch bei der Synthese zu beobachten; siehe

Videoversuch 3.1).

C+

OH

O

OH

OH

O

O

OH

OH

farblos (200 nm)

pH < 8,2

sp3

2 OH-, -2 H2O

H+sp2

rot

pH < 2

O-

O

O

O-

pink (nm)

pH > 8,2

sp2

COO-

O-

O-

OH

OH-

sp3

farblos (200 nm)

pH > 12

2 OH-, -2 H2O

Durch Deprotonierung der Lactonform und anschließender Wasserabspaltung entsteht eine weitere

chinoide Form (pH < 8,2). Diese erscheint pink. Das zentrale Kohlenstoffatom ist sp2-hybridisiert.

Energie der Wellenlänge λ = 555 nm wird absorbiert.


Tipp für die Schule: Tintentod - Tintenblitz - Tintenpirat

Analog zu der Funktionsweise von pH-Indikatoren ist das in der Schule alltägliche

Utensil: der Tintenkiller. Allerdings werden dafür keine pH-Werte im stark basischen

Bereich gebraucht – das wäre ja auch viel zu unpraktisch. Tintenkiller feiern ihr 40-

jähriges Bestehen. Ein Stift genügt übrigens um 500 m Tinte zu killen.

Bei der blauen Füllertinte von Pelikan 4001 handelt es sich um eine Mischung

verschiedener Triyphenylmethanfarbstoffe (wie Kristallviolett und Phenolphthalein)

(vgl. Pelikan).

Tintenkiller beinhalten vor allem Natriumsulfite. Diese greifen als Lewis-Base in einer

nukleophilen Addition das zentrale Kohlenstoffatom der Füllertinte an. Damit liegt es

sp3-hybridisert vor und unterbindet die farbgebende Eigenschaft. Die Füllertinte

erscheint farblos (vgl. Wiechoczek 2012).

O

Füllertinte

farblos

Füllertinte

blau

S

O

O-

O-

S

O

O

O-

O-

sp2

sp3

"Tintenkiller"

In stark alkalischem Milieu (pH > 12) greift ein Hydroxid-Ion das zentrale sp2-hybridisierte

Kohlenstoffatom an. Es bildet sich im Verlauf dieser nucleophilen Additionsreaktion ein Carbinol. Das

Molekül ist nicht mehr planar und erscheint farblos (vgl. Wiechoczek 2009).

Die Indikatorreaktion ist jederzeit umkehrbar.

Abbildung 46: Farbverlauf pH-Indikator Phenolphthalein.

0 2 4 6 8 10 12 14 pH

Phenolphthalein


Hierzu kann der Videoversuch „Tintenkiller“ angesehen werden. Weiterhin gibt es so

genannte „Magicstifte“, die für solche Versuche ebenfalls verwendet werden können.

Daraus kann sogar mit Rotkohlsaft ein eigener Magicstift gebaut werden (vgl. Schlegel

2010: 20). Näheres siehe Abschnitt 3.4.

Auf der Rückseite des Tintenkillers ist ein ebenfalls blauer Farbstoff enthalten, der

jedoch kein Triphenylmethanfarbstoff ist und deshalb seine blaue Farbe in

Anwesenheit von Sulfiten bzw. Lewis-Basen beibehält.

Da es sich insgesamt um eine Gleichgewichtsreaktion handelt, wird weggekillerte Tinte

nach einiger Zeit wieder leicht sichtbar. Ein Blick in alte Schulhefte beweist dies!

Obwohl es sich bei der „roten Lehrertinte“ ebenfalls um einen

Triphenylmethanfarbstoff handelt, nämlich Eosin (siehe Abschnitt 3.1), kann der

Tintenkiller dieser nichts anhaben. Dies löst im ersten Moment bei Schülern Verwirrung

aus. Bei genauerem Blick auf die molekulare Struktur wird verständlich, dass die rote

Farbe durch ein alternatives Farbgebungssystem aufgrund eines zusätzlichen Pyranring

zwischen den Phenylringen zustande kommt. Die durch den Pyranring entstehende

starre Struktur von Eosin ist ein Grund für seine fluoreszierende Eigenschaft (vgl.

Wiechoczek 2012).

Indikatorreaktion von Methylorange

Azofarbstoffe wie Methylorange sind ebenfalls wichtige pH-Indikatoren. Dabei wird in saurem Milieu

die Azogruppe protoniert, was zu einer Farbänderung führt:

SO3-

N+

NN

H

pH < 3,1

kirschrot

= 460 nm

SO3-

N

NN

pH > 4,4

gelb-orange

= 510 nm

OH-

H+

SO3-

N

NN+

H


Der Bereich des Farbumschlags liegt zwischen pH 3,1 - 4,4.

Abbildung 47: Farbverlauf pH-Indikator Methylorange.

Natürliche vorkommende pH-Indikatoren (Anthocyane)

Die Natur bietet vor allem für den Schulgebrauch nützliche pH-Indikatoren, die aus Pflanzen.

Gewonnen werden können. Beispielsweise enthält Rotkohl Anthocyane (siehe Abschnitt 3.4) –

vornehmlich Rubrobrassin, welches zu den Cyanidinen zählt (vgl. Braun 2009).

O+

OH

R

OH

OH

OHRubrobrassin

(Cyanidin)

R = Triglucosid

Hierzu kann der Videoversuch „Rotkohlindikator“ angeschaut werden. Dieser zeigt zum einen die

Isolierung des Farbstoffes und zum anderen dessen Indikatorwirkung an Haushaltslösungen wie

Klarspüler, Rohrreiniger, Brausetabletten, Essig uvm..

Abbildung 48: Farbverlauf pH-Indikator Rubrobrassin (vgl. Bresien 2010).

Die Farbentstehung ist pH-abhängig. Dieser Effekt wird schon in der Küche sichtbar. Je nachdem mit

welcher Flüssigkeit Rotkohl gekocht wird – mit Wasser oder Essig – ist er entweder blau (Blaukraut)

oder rot (Rotkohl) (vgl. Braun 2009).

0 2 4 6 8 10 12 14 pH

Methylorange

0 2 4 6 8 10 12 14 pH

Rubrobrassin


4.1.1.2 Redox-Indikator

Redox-Indikatoren werden sowohl im Labor als Nachweis für Redox-Reaktionen als auch in der

Analytik und in der Biochemie zur Anzeige von aeroben und anaeroben Zuständen bei Atmungs- oder

Gärungsvorgängen verwendet.

Methylenblau ist aufgrund seiner leichten Reduzierbarkeit einer der wichtigsten Redox-Indikatoren.

Bei Zimmertemperatur liegt er als kristalliner, dunkelgrüner Feststoff vor (vgl. Omikron 2001). 1876

wurde er erstmals bei BASF (Badische Anilin- und Soda-Fabrik) synthetisiert und ist heute einer der

wichtigsten Vertreter der Phenothiazinfarbstoffe.

N

S+

N

N

Cl-

MethylenblauChinoidform

+2

+2

NH

SN

N

Methylenblau Leukoform

+1

+1

Ox.

- 2 e-

Red.

+ 2 e-

Die chinoide Form des Methylenblaus besitzt ein großes, konjugiertes π-Elektronensystem. Dieses

absorbiert Licht im Wellenlängenbereich von 530 nm bis 700 nm und hat sein Absorptionsmaximum

bei 660 nm. Es erscheint deshalb blau.

Methylenblau findet in vielen Bereichen Verwendung. Es wird zum Beispiel als Vitalfarbstoff in der

Medizin zum selektiven Anfärben von grauen Substanzen im peripheren Nervensystem, als Gegengift

bei Kohlenoxid-, Blausäure-, Nitrit- und Anilinvergiftungen und als Antiseptikum verwendet.

Weiterhin wird Methylenblau in der Textilfärberei verwendet und dient als Farbstoff für Lacke.

4.1.1.3 Typische Nachweisreaktionen

Typische Nachweisreaktionen sind Farbreaktionen, die auf organischen Farbstoffen beruhen. Im

Folgenden sollen Beispiele bekannter und oft verwendeter Nachweisreaktionen im Laboralltag

vorgestellt werden.


Nachweis-Reagenz Nachzuweisende Substanz Farbnachweis

Fehling I (Kupfer(II)-sulfat-Lösung)

Fehling II (Kaliumnatriumtartrat-

Lösung)

Reduzierende Zucker/

Aldehyde

Rotbrauner Niederschlag (vgl.

Wünsch 2013)

Molisch-Reagenz:

α -Naphthol

Pentosen / Hexosen Violetter Furfuryl-

Diphenylmethanfarbstoff

Ninhydrin Aminosäuren (primäre

Amine)

Violettes Ruhemanns Purpur

Gibbs-Reagenz Phenole Blaues Indophenol

Tillmann’s Reagenz (DCPIP) Ascorbinsäure Entfärbung von DCPIP (vgl.

Wünsch 2013)

Lunges-Reagenz (Sulfanilsäure und

α-Naphthylamin )

Nitrat roter Azofarbstoff (vgl.

ChemgaPedia)

Schiff-Reagenz (Fuchsin) Aldehyde Violettfärbung (vgl. Seilnacht

2012)

4.1.2 Farbstoff-Marker

Vor allem in der forschenden Medizin und Biochemie sind Farbstoff Marker nicht wegzudenken. Ob

zum Anfärben von Bakterien, Mikroben, Zellverbänden (Krebszellen, Nervenzellen etc.) oder

kleinsten zellulären Strukturen wie Membranen werden Marker-Farbstoffe verwendet. Ein sehr

bekannter fluoreszierender Marker ist das enhanced GFP (EGFP). Dabei handelt es sich um eine

Variante des grün fluoreszierenden Proteins der Qualle Aequorea victoria (englisch, green

fluorescent protein). Dieses ungewöhnliche Protein wurde erstmals 1962 von Osamu Shimomura

beschrieben und hat sich seither in unzähligen kommerziell erhältlichen Modifikationen als

molekulares Markerprotein fest etabliert (Nobelpreis 2008) (vgl Essen 2008).

GFP besteht aus einer einzigen Polypeptidkette von 238 Aminosäuren. Die

Abbildung zeigt die für GFP typische β-Fass-Struktur (englisch: β-barrel). Es

ist bemerkenswert, dass die Fluoreszenz des GFP eine intrinsische

Eigenschaft seiner Struktur darstellt und ein zusätzlicher Cofaktor somit

nicht notwendig ist. Der eigentliche Fluorophor des GFP setzt sich aus der

Tripeptidsequenz Ser65-Tyr66-Gly67 zusammen, der sich auto-

katalytisch zum funktionellen Fluorophor oxidiert. Die Effizienz der

Bildung des Fluorophors ist somit eine Funktion seiner Faltungseffizienz

(vgl Essen 2008).

Abbildung 49: eGFP (vgl. Essen 2008).


4.1.3 Solvatochromie und Thermochromie

Solvatochromie

Unter Solvatochromie wird allgemein eine Farbänderung einer Substanz in Lösung verstanden, die

durch einfache Variation der Lösungsmittelpolarität hervorzurufen ist. Dabei kann die

Absorptionswellenlänge auf zweierlei Weise beeinflusst werden.

1) Negative Solvatochromie (Hypsochromie)

Mit zunehmender Polarität des Lösungsmittels kann eine Blauverschiebung hin zu

energiereicheren absorbierten Wellenlängen, in Form der negativen Solvatochromie erzielt

werden.

2) Positive Solvatochromie (Bathochromie)

Andererseits kann eine bathochrome Rotverschiebung hin zu energieärmeren absorbierten

Wellenlängen stattfinden. Dies wird als positive Solvatochromie bezeichnet (Hypsochromer

und Bathochromer Effekt siehe auch 2.3.1.1.1).

Voraussetzung für das Vorhandensein solvatochromen Charakters einer Verbindung ist, dass sich der

Grundzustand und der angeregte Zustand des Moleküls deutlich in deren Polarität unterscheiden. Ist

dies der Fall, werden durch eine Änderung der Polarität der Lösungsmittelmoleküle der Grund- und

der angeregte Zustand unterschiedlich gut stabilisiert. Daraus resultiert eine Änderung der optischen

Bandlücke zwischen dem HOMO und dem LUMO (vgl. Reichardt 2010).

1) Im Falle der negativen Solvatochromie bedeutet dies, dass ein sehr polarer Grundzustand

benötigt wird, welcher durch polare Lösungsmittel stabilisiert und damit energetisch

abgesenkt werden kann. Der angeregte Zustand hingegen ist weitgehend unpolar, sodass

dieser tendenziell sogar destabilisiert wird. Beide Effekte führen dazu, dass der

Energieabstand zwischen dem Grund- und dem angeregten Zustand mit zunehmender

Solvenspolarität wächst und damit zunehmend energiereicheres, d.h. blauverschobenes,

Licht für eine Anregung absorbiert wird.

2) Im Falle der positiven Solvatochromie hingegen ist das Prinzip exakt umgekehrt: Der

unpolare Grundzustand wird mit stärker polaren Lösungsmitteln destabilisiert und der stark

polarisierte angeregte Zustand stabilisiert, was mit einer bathochromen Verschiebung der

Absorptionswellenlänge einhergeht.


Als Beispiel für eine negativ solvatochrome Substanz kann Reichardt’s Reagenz (2,6-Diphenyl-4-

(2,4,6-triphenyl-1-pyridinio)phenolat) herangezogen werden. Reichardt’s Reagenz weist in dem

unpolaren Lösungsmittel Diphenylether ein Absorptionsmaximum im tiefroten Bereich

(λabs(Diphenylether) = 810 nm) und damit eine türkise Farbe auf. Wird die Polarität des

Lösungsmittels hin zu H2O erhöht, verschiebt sich das Absorptionsmaximum hypsochrom ins Blaue

(λabs(H2O) = 453 nm), sodass Reichardt’s Reagenz orange erscheint (vgl. Reichardt 2010).

Als Beispiel für eine positiv solvatochrome Substanz kann der Azofarbstoff N,N-Dimethyl-4-((4-

nitrophenyl)diazenyl)anilin vorgestellt werden (siehe auch in 2.3.1.1.1 und 3.2). Der Azofarbstoff

erscheint in dem unpolaren Lösungsmittel Hexan optisch gelb und besitzt ein Absorptionsmaximum

im blauen Spektralbereich (λabs(Hexan) = 442 nm). Wird die Polarität des Lösungsmittels hin zu DMSO

erhöht, verschiebt sich das Absorptionsmaximum bathochrom ins Grüne (λabs(DMSO) = 502 nm),

sodass der Azofarbstoff violett erscheint (vgl. Reichardt 2010).

An dieser Stelle kann der Videoversuch „Reichardt-Reagenz“ angesehen werden. Das Reagenz ist

nach Prof. Dr. Christian Reichardt (*1934), der an der Philipps-Universität Marburg lehrte. Der

ΔE

Polares Lösungsmittel Unpolares Lösungsmittel Polares Lösungsmittel

Negative Solvatochromie Positive Solvatochromie

Grundzustand

Angeregter Zustand

ΔE ΔE

Polar

Unpolar

Unpolar

Polar


steigende Solvenzpolarität

sinkende Absorptionswellenlänge

Versuch zeigt die unterschiedliche Farbgebung des Reagenz in Aceton, Isopropanol, Ethanol und

Methanol. Mit steigender Solvenzpolarität erhöht sich die Energiedifferenz von Grund- und

angeregtem Zustand, weil der polare Grundzustand sukzessiv besser stabilisiert wird.

Abbildung 50: Reichardt-Reagenz (vgl. Hühn).

Solvatochrome Substanzen können ebenfalls als Indikatoren betrachtet werden.

Thermochromie

Unter Thermochromie wird allgemein eine Farbänderung einer Substanz verstanden, die durch eine

Temperaturveränderung hervorgerufen wird, wobei der Vorgang reversibel ist.

Typische organische Vertreter sind 9,9´-Bixanthyliden und 10,10´-Bianthronyliden. Die Farbänderung

ist hier mit einer Änderung der Molekülstruktur verbunden. Ebenfalls kann der Indikatorfarbstoff

Bromthymolblau (Triphenylmethanfarbstoff) thermochrome Eigenschaften aufweisen, wenn er in

eine pH-abhängige Polymermatrix eingebettet wird. Diese Polymermatrix ändert bei

Temperaturänderung den pH-Wert und bewirkt dadurch einen Farbumschlag des pH-Indikators.

Es sind auch anorganischen Verbindungen bekannt wie Rutil und Zinkoxid, die ihre Farbe bei starkem

Erhitzen von weiß nach gelb ändern.

Thermochrome Substanzen finden ihre Anwendung in Alltagsgegenständen, wie „Zaubertassen“, die

je nach Füllstand und Temperatur des Getränks ihre Farbe oder ein Motiv verändern;

„Stimmungsringe“, die abhängig von der Hauttemperatur ihres Trägers die Farbe wechseln oder

Breilöffel für Kleinkinder, die als Warnsignal rot werden, wenn die Nahrung zu heiß ist.

Technisch können Thermochrome ebenso eingesetzt werden, beispielsweise als Thermolacken. Sie

dienen als Sicherheitsanstriche in der Chemieindustrie um Oberflächentemperaturen abzuschätzen

(vgl. Chemiede).


Photochromie

Unter Photochromie wird allgemein eine Farbänderung einer Substanz verstanden, die durch eine

Bestrahlung von sichtbarem Licht (polychromatisch oder monochromatisch) hervorgerufen wird (vgl.

Banerji). Beispiel hierfür ist das bereits detailliert beschriebene 11-cis-Retinal, welches im Sehsystem

eine Schlüsselfunktion einnimmt. In der Technik werden Photochrome als optische Datenspeicher

eingesetzt (vgl. Banerji).

4.1.4 Funktionelle Farbstoffe in Organismen

Zu funktionellen Farbstoffen in Organismen zählen sowohl das bereits besprochene Rhodopsin im

Sehsystem als auch das Hämoglobin. Hämoglobin ist ein eisenhaltiges Protein, welches in den

Erythrozyten (roten Blutkörperchen) vorkommt und für den Sauerstofftransport im Körper

verantwortlich ist. Die rote Farbe entsteht durch die Häm-Gruppe, an welche jeweils vier

Sauerstoffatome kovalent gebunden werden können.

Häm

Das Chlorophyll der Pflanzen ist dem Häm strukturell ähnlich. Es ist als der grüne Blattfarbstoff

bekannt und nimmt eine wesentliche Rolle der Fotosynthese ein. Die biochemischen Reaktionen der

Fotosynthese sind an Enzyme und Farbstoffe gebunden, die in den Thylakoidmembranen der

Cyanobakterien bzw. der Chloroplasten der Pflanzen liegen. Chlorophyll kommt in Form von

Chlorophyll a oder b vor und zählt allgemein zu den Porphyrinen. Das Grundgerüst aller Porphyrine

besteht aus einem 16-gliedrigen mesomeriestabilisierten Ringsystem als Chromophor. In diesem

Ringsystem sind vier aromatische Pyrrolringe über vier Methinbrücken (=CH-) cyclisch verknüpft. Im

Chlorophyll sind durch die Komplexverbindung des Magnesiumatoms mit den vier Stickstoffatomen

der Pyrrolringe die beiden d-Elektronen von Mg2+ sehr gut anregbar. Die konjugierten

Doppelbindungssysteme des Porphyrinrings können diese Energie kurzzeitig speichern und

weitergeben.


Chlorophyll a R = -CH3

Chlorophyll b R = -CHO

Chlorophyll

Weiterhin sind in der Thylakoidmembran Carotinoide und Xanthophylle enthalten (siehe Abschnitt

3.4). Gemeinsam mit Chlorophyll absorbieren sie Lichtenergie im Spektralbereich des sichtbaren

Lichts. Die Lichtabsorptionsfähigkeit der einzelnen Farbstoffe ist unterschiedlich. Allen gemeinsam ist

eine Absorptionslücke zwischen 500 und 600 nm, also im grünen bis gelben Spektrum. Da in diesem

Bereich das Licht reflektiert wird, erscheinen die Blätter von Pflanzen grün.

Chlorophyll wandelt also Absorptionsenergie in chemische Energie um, die für die Fotosynthese

benötigt wird.

Außerdem hat Chlorophyll fluoreszierende Eigenschaften. Unter UV-Licht fluoresziert es rot.

4.2 Färbungen

Die schöne, bunte Welt der Farben! Vom Menschen eingefärbte Gegenstände – ob mit natürlichen

oder synthetischen Farbstoffen oder Pigmenten – sind häufiger anzutreffen als man denkt. Um

wenige Beispiele zu nennen: Holz, Papier, Baumaterialien, Möbel, Autos, Kunststoffe, Kosmetika,

Leder, Textilien, organismisches Gewebe und vor allem Lebensmittel wie Getränke, Süßigkeiten,

Alkoholische Getränke, Pudding, Nudeln, Fisch und vieles mehr. Zumindest die für Lebensmittel

verwendeten Farbstoffe müssen ökologisch und toxikologisch untersucht sein, Dann werden sie mit

einer E-Nummer ausgestattet. Trotz dessen wird manchen lebensmittelfärbenden Azofarbstoffen

eine negative Auswirkung auf den Körper zugesprochen (vgl. Hermanns 2010: 38).

Im Folgenden erfolgt eine Beschränkung auf die Textilfärbung und die Farbfotografie.


4.2.1 Textilfärbung

Die Färberei lässt sich geschichtlich weit zurückverfolgen. Indigo ist der älteste Textilfarbstoff der

Geschichte und wurde im Alten Ägypten auf Kleidung und Mumienbinden (um 1580 v. Chr.)

entdeckt; ebenso wie in blauen Textilfragmenten in Tell el-Amarna (ca. 1370 v. Chr.). Bis ins 19.

Jahrhundert wurden natürliche, aus Pflanzen isolierte, Farbstoffe wie Indigo aus der Indigopfanze

und Alizarin aus der Krappwurzel zum Färben verwendet. Weiterhin wurde aus den im Mittelmeer

heimischen Purpurschnecken Purpur gewonnen. Purpur ist heute noch einer der teuersten

natürlichen Farbstoffe und war früher dem Kaiser und der katholischen Kirche vorbehalten.

Begründer der synthetisch-organischen Farbstoffindustrie ist William H. Perkin. 1856 synthetisierte

er zufällig und als erster einen organischen Farbstoff: Mauvein (vgl. Baars 2010: 5). 1901 wurde bei

der BASF ein neuer blauer Farbstoff entdeckt: Indanthren-Blau RS. Dieser übertraf Indigo an Wasch-

und Lichtechtheit und verdrängte ihn zunehmend vom Markt. Blue Jeans are made off cotton denim,

and the substance responsible for the blue color, indigo, has been known for at least 4000 years (Levi

Strauss 1829-1902). Levi Strauss, deutscher Industrieller, war Erfinder der historischen Jeanshose und

Begründer der Warenhausmarke Levi’s. (vgl. FdChI 1993: 38) In der Mitte der 1960er Jahre erlebte

Indigo einen erneuten Aufschwung, da Blue-Jeans zur Kultkleidung in Deutschland wurde. Heute

werden Jeans immer noch und altbewährt mit Indigo gefärbt.

Verschiedene Textilfasern decken ein breites Spektrum an chemischen und physikalischen

Eigenschaften ab. Zum Einfärben müssen folglich auch verschiedene Farbstoffklassen eingesetzt

werden. Die Basis aller Färbeprozesse sind Adsorptions- und Diffusionsvorgänge, die von chemischen

Reaktionen begleitet sein können. Bei jeglichen einzufärbenden Fasern handelt es sich um Polymere

(z.B. Baumwolle (Cellulose), Wolle (Proteine)). Deren Einzelketten bilden kristalline und amorphe

Bereiche, wobei die amorphen Bereiche für die Färbung genutzt werden. Die Fixierung des

Farbstoffes auf das Textil hängt vom Farbstoff-Fasersystem ab und kann durch Lösen des Farbstoffes

in der Faser, durch Bildung von kovalenten oder ionischen Bindungen oder durch andere

zwischenmolekulare Wechselwirkungen mit der Faser erfolgen (vgl. FdChI 1993: 40).

Wichtige Voraussetzungen für Textilfarbstoffe sind beispielsweise Lichtechtheit (kein Ausbleichen der

Farbe unter Lichteinfluss), Waschechtheit (kein Auswaschen der Farbe unter Wassereinfluss),

Chlorbleichechtheit und Bügelechtheit. Um dies jederzeit nachprüfen zu können, besitzt jeder

Farbstoff einen vom Hersteller vergebenen Handelsnamen und seinen CI-(Colour Index-)Namen.

Für den Textilmarkt nimmt Baumwolle den größten Stellenwert ein. Deshalb soll diese im Folgenden

näher beleuchtet werden:


Neben weiteren Begleitstoffen besteht Baumwolle zu 82 – 89 % Cellulose und besitzt 7 – 10 %

gebundenes Wasser. Es handelt sich um ein lineares Kondensationspolymer aus D-Glucopyranose-

Einheiten. Diese sind β-1,4-glykosidisch verknüpft. Baumwolle kann mittels vier verschiedener

Farbstoffklassen (Klassifizierung erfolgt nicht nach Chromophoren, sondern nach Färbeverfahren)

gefärbt werden:

Direktfarbstoffe, Entwicklungsfarbstoffe, Küpenfarbstoffe und Reaktivfarbstoffe (vgl. FdChI 1993:

41ff.):

Als Direktfarbstoffe oder substantive Farbstoffe werden solche bezeichnet, die Cellulosefasern

direkt anfärben. Durch ihre mäßige Waschechtheit werden sie nur für Artikel eingesetzt, an die

keine besonderen Echtheitsanforderungen gestellt werden. Der erste direktziehende

Azofarbstoff war Kongorot (siehe Abschnitt 3.2).

Entwicklungsfarbstoffe werden direkt auf der Faser hergestellt, beispielsweise bei einer

Azokupplung. Es können sehr echte Färbungen erzielt werde, da sich auf der Faser unlösliche

Farbstoffe bilden.

Küpenfarbstoffe (beispielsweise das bekannte Indigo) erzielen Färbungen höchster

Farbechtheit. Alle Küpenfarbstoffe stellen ein Redoxsystem dar. Das blaue Indigo ist

wasserunlöslich und wird deshalb zunächst mithilfe des Reduktionsmittels Natriumdithionit

reduziert (Verküpung). Es liegt dann in der reduzierten Leukoform vor, welche in Wasser lösliche

Alkalisalze bilden (Küpensalze). Das lösliche Indigo kann nun auf die Faser ziehen, um späterhin

wieder zum eigentlichen farbgebenden Indigo oxidiert zu werden.

NH

O

NH

O

Indigo

blau

wasserunlöslich

NH

O-

NH

O-

+ 2 Na

Indigo

farblos

wasserlöslich

Reduktion

Oxidation

Beim traditionellen Färben mit natürlichem Indigo werden Baumwolltücher zuerst in das

Färbebad gelegt, welches die lösliche reduzierte Leukoform enthält. Anschließend erfolgt beim

Trocknen auf der Leine im Wind die Reoxidation durch den Luftsauerstoff.


Der Used-Look ist bei der Jeans gewollt unvermeidlich. Der Effekt, dass der Farbstoff an

beanspruchten Stellen schnell ausgerieben wird, ist durch die schlechte Durchfärbung der Garne

und die mangelnde Reibechtheit des Küpenfarbstoffes zu begründen. Küpenfarbstoffe allgemein

werden für Artikel mit Echtheitsanspruch wie Vorhänge, Tischdecken, Handtücher und

Bekleidung verwendet.

Hierzu kann ein Blick auf die Videoversuche „Synthese von Indigo“ und Färben mit Indigo“

geworfen werden.

Reaktivfarbstoffe sind heute mengenmäßig in der Textilindustrie stark vertreten. Sie zeichnen

sich durch ihre einfache Färbetechnik, ihre brillanten Farbtöne und ihre Farbechtheit selbst in

Nässe aus. Sie bilden mit ihren Hydroxygruppen kovalente Bindungen zu Cellulose aus. Als

Reaktivanker dienen Chlortriazin-, Fluortriazin- und Vinylsulfongruppen. Vermehrt werden

hierfür Azofarbstoffe wegen ihrem breiten Farbspektrum verwendet.

Procionbrillantorange GS (Azofarbstoff) ist beispielsweise ein Reaktivfarbstoff:

Procionbrillantorange GS


Übungsaufgabe 8:

Ein anderer Azofarbstoff ist Methylorange:

SO3-

N

NN

Methylorange

N

N N

Buttergelb

Methylorange ist besser wasserlöslich als Buttergelb und färbt Wolltextilien beständiger.

Zum Färben von Polyethenfolien erweist sich Methylorange dagegen als ungeeignet.

Begründen Sie die unterschiedliche Wasserlöslichkeit von Methylorange und Buttergelb

und erklären Sie unter Mitverwendung je eines Formelausschnitts aus der Textilfaser und

einem Polyethenmolekül das beschriebene Färbeverhalten von Methylorange!

Übungsaufgabe 9:

Malachitgrün wird wegen seiner Brillanz sehr geschätzt. Es wurde früher auch zur

Färbung von Wolle verwendet.

C+

NN

Malachitgrün

B

NN

H

Leukomalachitgrün

A

Damit ein Farbstoff auf Textilfasern haftet, müssen Kräfte zwischen den Farbstoff- und

den Fasermolekülen wirken. Stellen Sie anhand geeigneter Molekülabschnitte mögliche

Wechselwirkungen zwischen Malachitgrün und Wolle dar!


4.2.2 Farbfotografie

Die Farbfotografie basiert, ebenso wie die Schwarz-Weiß-Fotografie, auf der Licht-Empfindlichkeit

eines in einer Gelatineschicht kolloidal dispergierten Silberhalogenids (meistens Silberbromid). Um

die Sensibilität im roten Spektralbereich zu erhöhen, werden optische Sensibilisatoren (Polymethine)

hinzugefügt, welche ein breiteres Absorptionsspektrum aufweisen und die aufgenommene Energie

an das daran adsorbierte Silberbromid übertragen (vgl. Püschel 1970).

Beim Belichten des Fotofilms entstehen in nicht sichtbaren Mengen elementare Silberagglomerate,

welche für die anschließende Entwicklung des Fotofilms von entscheidender Bedeutung sind. Das

Bild entsteht durch Eintauchen des Films in eine Entwicklerlösung (ein Reduktionsmittel, z.B.

Hydrochinon), wodurch ausschließlich an den belichteten Stellen AgBr reduziert wird, da die

vorhandenen Silberagglomerate als Katalysatoren für die Hydrochinon-Oxidation benötigt werden.

Nicht umgesetztes Silberbromid wird mit einer Natriumthiosulfatlösung abgewaschen und zurück

bleibt das sogenannte Negativ, da sich an den belichteten, hellen Stellen schwarzes Silber gebildet

hat. Die Umwandlung zum Positiv wird erreicht, indem das Negativ auf eine lichtempfindliche Schicht

gelegt, erneut belichtet und wie beim Entwickeln beschrieben verfahren wird.

Für die Aufnahme eines farbigen Fotos ist es notwendig, in verschiedenen Schichten des Farbfilms

die drei Grundfarben RGB zu erzeugen. Dazu gibt es verschiedene Verfahren (u.a. Kodachrome-,

Farbdiffusions-, Silberfarbbleich-, Technicolor-Verfahren), wovon im Folgenden die gängigste,

chromogene Methode diskutiert werden soll. Es werden drei verschiedene Farbschichten benötigt,

welche über so genannte Farbkuppler blaues, grünes und rotes Licht absorbieren und jeweils durch

eine Sperrschicht räumlich voneinander getrennt sind. Der Aufbau sieht dementsprechend wie folgt

aus: Die oberste Schicht ist die blauempfindliche Schicht mit eingelagertem Gelbkuppler, gefolgt von

einem Blaufilter, sodass kein höherenergetisches Licht in die unteren Schichten vordringen kann.

Anschließend folgen die grünempfindliche Schicht mit Magentakuppler und die rotempfindliche

Schicht mit Cyankuppler.


Die Kuppler stellen dabei Vorstufen von Farbstoffen dar, die im Entwicklungsprozess mit dem durch

das Silberion oxidierten Entwickler, in diesem Fall p-Phenyldiamin-Derivate, elektrophil zu den

entsprechenden Farbstoffen reagieren. Dabei findet diese Reaktion erneut nur an den belichteten

Stellen mit katalytisch aktiven Silberagglomeraten statt (vgl. Püschel 1970).

Folgende Darstellung zeigt die Oxidation des Entwicklers zum kuppelnden Elektrophil, welches mit

dem Farbkuppler zum Farbstoff reagiert.

5 Zusammenfassung

Rückblickend auf den Verlauf dieser Arbeit soll eine kurze Zusammenfassung die Inhalte wiedergeben

und die wichtigsten Aspekte nochmals herausgreifen. Prinzipiell wurde der Überlegung

nachgegangen welche Aspekte bei Betrachten eines farbigen Gegenstandes wesentlich dafür sind:

Sonnenlicht trifft auf einen Gegenstand und gelangt von dort aus in das unser Auge. Was passiert auf

dem Weg von der Sonne bis ins Auge? Beginnend mit der Fragstellung was Licht überhaupt ist, wurde

zunächst das Elektromagnetische Spektrum betrachtet und Versuche angestellt Licht physikalisch zu

beschreiben. Dafür wurde der Welle-Teilchen-Dualismus des Lichts beleuchtet, der dem Licht sowohl

Schutzschicht

Gelbkuppler (empfindlich für blau)

Gelbfilter

Magentakuppler (empfindlich für grün)

Cyankuppler (empfindlich für rot)

Schichtträger

Abbildung 51: Schematischer Aufbau eines Farbfilms.


Wellen- als auch Teilchencharakter zuspricht. Dieses Modell wurde anhand zwei allgemeingültiger

Versuche vorgestellt. Die Fragestellung was Licht ist wurde mit einem weiteren Gedankengang,

nämlich der Fragestellung was Farbe überhaupt ist und wie sie sich zusammensetzt, erweitert. Dazu

wurden zwei Farbmischungssysteme und deren praktische Anwendung vorgeführt. Weiterhin wurde

durch einen Exkurs in die Biologie das menschliche Auge und das Rätsel um das Farbensehen und die

Farbwahrnehmung vorgestellt. Nun fehlt noch der Aspekt, was mit dem Licht am bzw. im

Gegenstand selbst geschieht. Dazu wurden Farbstoffe auf ihre molekulare Struktur untersucht. Die

Lichtabsorption konnte anhand dreier Theorien zur Entstehung der Farbigkeit erklärt werden.

Zusätzlich wurde die Farbigkeit farbiger anorganischer Komplexverbindungen analysiert. Um eine

weitere Wechselwirkung zwischen Materie und Licht aufzugreifen, wurde die Lichtemission am

Beispiel der Fluoreszenz und Phosphoreszenz, die sowohl im Alltag als auch in der Organischen

Chemie und in der Forschung eine wichtige Rolle spielen. Desweiteren folgte eine Einführung in eine

mögliche Klassifizierung von Farbstoffklassen. Es wurden die Triphenylmethanfarbstoffe, die

Azofarbstoffe, die Polymethinfarbstoffe und die in Pflanzen sehr häufig vorkommenden Anthocyane

vorgestellt. Als dritter und letzter Punkt dieser Arbeit wurde in wenige Anwendungsbereiche

„geschnuppert“. So wurden vor allem funktionelle Farbstoffe beleuchtet. Da die Textilfärbung

erfahrungsgemäß großen Raum einer Unterrichtseinheit im Chemieunterricht einnimmt, wurde

ebenfalls auf diesen Aspekt, im speziellen auf die Küpenfärbung mit Indigo eingegangen.

Insgesamt sollen die Anmerkungen in den farbig unterlegten Feldern Hilfe für den Gebrauch in der

Schule darstellen.

„Die Farbe ist der Ort, wo unser Gehirn und das Weltall sich begegnen.“2

Paul Cézanne (1839 - 1906), französischer Maler

2 vgl. Schefter 2013; ebenso wie auf Seite I


6 Anhang

Lösungen Übungsaufgabe 1 (Abituraufgabe Bayern 2012)

Triphenylmethanfarbstoffe werden vor allem zum Färben von Papier, zur Herstellung von Tinten,

Kohlepapier, Farbbändern und als Kosmetik-, Lebensmittel- und Mikroskopierfarben eingesetzt.

Der Farbstoff Thymolphthalein liegt je nach pH-Wert entweder in der Lactonform oder in der

chinoiden Form vor.

Lactonform chinoide Form

Ordnen Sie den beiden Kurven die jeweilige Thymolphthalein-Struktur (Lactonform bzw. chinoide

Form) zu, begründen Sie Ihre Aussage auf Basis der jeweiligen Molekülstruktur und leiten Sie mithilfe

der angegebenen Tabelle die Farbe der beiden Thymolphthalein-Formen ab!

Die durchgezogene Kurve mit einem Absorptionsmaximum im sichtbaren Bereich kann der chinoiden

Form zugeordnet werden, da nur in diesem Fall die Elektronen über das Molekül delokalisiert werden

können.


Der Zusammenhang zwischen Molekülstruktur und Farbigkeit ist direkt über den Grad der

Delokalisation der Elektronendichte gegeben. Je besser die Elektronen über das gesamte Molekül

delokalisiert sind und je größer das Molekül ist, desto langwelliger ist die Absorption der Verbindung.

Ist keine Delokalisation möglich, wird lediglich im hochenergetischen UV-Bereich des Lichtspektrums

absorbiert. Deshalb erscheint die Lactonform farblos, da keine Absorption im sichtbaren Bereich

stattfinden kann (gestrichelte Absorptionskurve). Die chinoide Form hingegen zeigt ein

Absorptionsmaximum bei etwa 600 nm, d.h. der orangefarbene Bereich des Lichts wird

herausgefiltert und die Verbindung erscheint in der zu Orange komplementären Farbe Blau.

Lösung Übungsaufgabe 2 (Abituraufgabe Bayern 2013)

Ermitteln Sie mithilfe des Farbkreises, in welchem Wellenlängenbereich ein gelber Azofarbstoff das

Licht absorbiert, und skizzieren Sie ein entsprechendes Absorptionsspektrum!

Ein gelber Azofarbstoff absorbiert Licht der Komplementärfarbe von gelb, also blau, was in einem

Wellenlängenbereich von 440-480 nm liegt. Das Maximum der Absorption des Azofarbstoffs liegt

demnach in diesem Bereich.


Lösungen Übungsaufgabe 3 (Abituraufgabe Bayern 2005 GK)

Bis 1934 wurde der Farbstoff Buttergelb zum Anfärben von Margarine verwendet:

N

N NH2

*

Die Bezeichnung "Buttergelb" weist auf die Eigenfarbe der Verbindung hin. Diskutieren Sie an diesem

Beispiel ausführlich den Zusammenhang zwischen Molekülstruktur und Farbigkeit!

Grenzstrukturformeln sind nicht erforderlich.




Dies ist besonders bei Aromaten möglich, die über N=N-Gruppen miteinander verknüpft sind.

Darüber hinaus wird das Absorptionsmaximum umso weiter zu höheren Wellenlängen verschoben, je

mehr Gruppen mit +M-Effekt, wie der N(CH3)2-Gruppe, in dem Molekül vorhanden sind.

Im Labor wird in das Molekül an der mit * gekennzeichneten Position eine antiauxochrome Gruppe

eingeführt. Erklären Sie unter Zuhilfenahme geeigneter Strukturformeln den Einfluss der von Ihnen

gewählten Gruppe auf die Farbigkeit des Stoffes!

Eine antiauxochrome Gruppe wie die Nitrogruppe würde eine bathochrome Verschiebung der

Absorptionswellenlänge, d. h. hin zu größeren Wellenlängen, hervorrufen, da die Elektronen durch

den –M-Effekt der Nitrogruppe in Kombination mit dem +M-Effekt der N(CH3)2-Gruppe noch besser

delokalisiert werden.


Lösungen Übungsaufgabe 4 (Abituraufgabe Bayern 2012)

Entscheidend für die Farbe eines Farbstoffes ist die Struktur seiner Moleküle. Aus dem farblosen

Phenol kann man durch Einführen dreier jeweils gleicher Substituenten am C2-, C4 und C6-Atom einen

Farbstoff erhalten. Folgende Substituenten stehen zur Auswahl:

Nitrogruppe

Aminogruppe

Hydroxygruppe

Erläutern Sie unter Mitverwendung von Grenzstrukturformeln, welcher der drei Substituenten die

oben beschriebene Änderung der Farbe ermöglicht!

Von den drei aufgeführten Substituenten wird die Nitrogruppe das farblose Phenol in das farbige

(gelbes) 2,4,6-Trinitrophenol (Pikrinsäure) verwandeln. Dieser Effekt beruht auf der Eigenschaft der

Nitro-Gruppe als antiauxochrome Gruppe, die die Farbigkeit des bereits vorhandenen Hydroxy-

Chromophors verstärkt. Dabei fördert die antiauxochrome, d.h. mit einem –M-Effekt versehene

Nitro-Gruppe, die Delokalisation der Elektronen über das Molekül, da dadurch der +M-Effekt der

Hydroxygruppe verstärkt wird.


Lösungen Übungsaufgabe 5 (Abituraufgabe Bayern 2004 LK)

Die folgende Abbildung (Querformat) zeigt die Absorptionsspektren von drei Farbstofflösungen. Von

links nach rechts: 4-Nitrophenolat, Methylorange in saurem Milieu und Bromkresolgrün in

alkalischem Milieu.

Erörtern Sie anhand der gegebenen Farbstoffbeispiele den Zusammenhang zwischen Molekülstruktur

und Lage der Absorptionsmaxima λmax!

Anhand der gegebenen Farbstoffbeispiele kann man sehr schön den Zusammenhang zwischen dem

Grad der Delokalisation der Elektronendichte über das gesamte Molekül und der

Absorptionswellenlänge des Moleküls sehen. Je besser die Elektronen delokalisiert sind, desto

langwelliger ist die Absorption der Verbindung. Dies kann man daran erkennen, dass die Elektronen

mittels mesomerer Grenzstrukturen im Falle des gelben 4-Nitrophenolats lediglich über einen

Benzolring und im Falle des purpurnen Methyloranges sowie des blauen Bromkresolgrüns über zwei

Benzolringe delokalisiert werden können, weshalb 4-Nitrophenolat die am blauverschobenste

Absorptionswellenlänge zeigt (siehe Abbildung).

Darüber hinaus wird das Absorptionsmaximum λmax umso weiter zu höheren Wellenlängen

verschoben, je mehr Gruppen mit +M-Effekt in dem Molekül vorhanden sind. So sind im Falle des

Bromkresolgrüns mit insgesamt vier Brom-, zwei Methyl- und zwei Sauerstoffsubstituenten deutlich

mehr +M-Donoren als im Falle des Methyloranges und des 4-Nitrophenolats vorhanden, weshalb

Bromkresolgün die am rotverschobenste Absorptionswellenlänge zeigt.


Beschreiben Sie die Auswirkung auf die Lage des Absorptionsmaximums λmax, wenn die Lösung von 4-

Nitrophenolat angesäuert wird! Begründen Sie Ihre Aussage!

Die Ansäuerung einer Lösung von 4-Nitrophenolat wird die zuvor gelbe Lösung entfärben, da die

deprotonierte Hydroxylgruppe im 4-Nitrophenolat ein deutlich besserer +M-Donor ist als die

protonierte Hydroxylgruppe im 4-Nitrophenol. Das Absorptionsmaximum wird demnach durch die

schlechtere Delokalisation der Elektronen zu kleineren Wellenlängen (ins Blaue) verschoben (im Fall

des 4-Nitrophenols in den UV-Bereich weshalb die Lösung farblos erscheint).


Malachitgrün wird wegen seiner Brillanz sehr geschätzt. Es wurde früher auch zur Färbung von Wolle

verwendet. Durch Kondensation von zwei Molekülen Dimethylanilin und einem Molekül Benzaldehyd

(C6H5CHO) entsteht zunächst das farblose Leukomalachitgrün (A). Durch Oxidation geht dies in

Malachitgrün (B) über. In saurer Lösung wird Malachitgrün gelb (C).

C+

NN

Malachitgrün

B

NN

H

Leukomalachitgrün

A


Geben Sie die Strukturformelgleichung für die Herstellung von Leukomalachitgrün an!

Geben Sie für das Malachitgrün-Kation zwei weitere mesomere Grenzformeln an und diskutieren Sie

am Beispiel des Farbstoff-Moleküls (B), seiner farblosen (A) und seiner gelben (C) Form ausführlich

den Zusammenhang zwischen Molekülbau und Farbigkeit!




Im Falle des Leukomalachitgrüns (A) ist eine Delokalisation aufgrund des protonierten zentralen

Kohlenstoffatoms unmöglich. Erst nach Oxidation zum Malachitgrün ist eine Delokalisation, wie in

den mesomeren Grenzfomeln gezeigt, möglich. Dabei ist die Delokalisation über das gesamte

Molekül ausgeprägt und daher wird eine sehr langwellige Wellenlänge (rot) absorbiert, sodass die

Verbindung in dessen Komplementärfarbe grün erscheint. Wird der Grad der Elektronen-

Delokalisation in saurem Milieu durch Protonierung des zweiten Aminsubstituenten eingeschränkt,

wird die Absorption zu höherenergetischen Wellenlängen verschoben (blau-violett) und das

Malachitgrün erscheint gelb.


Lösung Übungsaufgabe 7 (Abituraufgabe Bayern 2013)

Aromatische Stickstoffverbindungen dienen als Ausgangssubstanzen für die Synthese von

Azofarbstoffen. Der Farbstoff Dispersionsorange 3 wurde lange zur Färbung von Textilfasern

eingesetzt, bis sein Allergie auslösendes Potenzial entdeckt wurde.

N

N NH2

N+

O-

O

Für die Herstellung von Dispersionsorange 3 ist nur eines der folgenden Eduktpaare geeignet:

Edukt A Edukt B

I 1,4-Diaminobenzol Nitrobenzol

II 1-Amino-4-nitrobenzol Anilin (Aminobenzol)

III Nitrobenzol Anilin (Aminobenzol)

Zeichnen Sie die Strukturformeln der angegebenen Edukte, geben Sie an, welches Eduktpaar zur

Herstellung von Dispersionsorange 3 geeignet ist, und erläutern Sie Ihre Aussage!

Es ist lediglich das Eduktpaar 2 geeignet, da die Reaktion zum Dispersionsorange 3 über folgenden

Mechanismus verläuft: Im ersten Schritt wird das 1,-Amino-4-nitrobenzol einfach diazotiert. Dieses

kann das elektronenreiche Anilin in einer elektrophilen Substitutionsreaktion angreifen und das

gewünschte Produkt entsteht.


Als einzige Alternative würde das Eduktpaar 1 zum Produkt führen, in diesem Fall würde die

elektrophile Substitution am elektronenarmen Nitrobenzol jedoch nicht ablaufen:


Ein anderer Azofarbstoff ist Methylorange:

SO3-

N

NN

Methylorange ist besser wasserlöslich als Buttergelb und färbt Wolltextilien beständiger. Zum Färben

von Polyethenfolien erweist sich Methylorange dagegen als ungeeignet. Begründen Sie die

unterschiedliche Wasserlöslichkeit von Methylorange und Buttergelb und erklären Sie unter

Mitverwendung je eines Formelausschnitts aus der Textilfaser und einem Polyethenmolekül das

beschriebene Färbeverhalten von Methylorange!

Methylorange ist deutlich besser wasserlöslich als Buttergelb, da es mit dem Natriumsalz der

Sulfonsäuregruppe eine sehr hydrophile Seitengruppe aufweist, welche stark die Löslichkeit in

Wasser erhöht. Buttergelb hingegen weist lediglich unpolare Seitengruppen auf und ist daher

schlechter wasserlöslich.


Eine Wollfaser besteht aus einem (Poly)Peptid, welches freie Aminogruppen aufweist, die in einer

Reaktion mit der Sulfonsäuregruppe des Methyloranges den Farbstoff kovalent an die Faser binden

(Direktfärbeverfahren).

Polyethen hingegen ist ausschließlich ein langkettiger, unpolarer Kohlenwasserstoff, der keine

Möglichkeit hat mit Methylorange zu reagieren bzw. selbst über Wasserstoffbrückenbindungen den

Farbstoff an Polyethen zu binden.


Damit ein Farbstoff auf Textilfasern haftet, müssen Kräfte zwischen den Farbstoff- und den

Fasermolekülen wirken. Stellen Sie anhand geeigneter Molekülabschnitte mögliche

Wechselwirkungen zwischen Malachitgrün und Wolle dar!

Eine Wollfaser besteht aus einem (Poly)Peptid, welches freie Carboxylgruppen aufweist, die mit der

Dimethylamin-Gruppe des Malachitgrüns über Wasserstoffbrückenbindungen den Farbstoff an die

Faser binden.


7 Literaturverzeichnis

Atkins, P. / de Paula, J. (2006): Physikal Chemistry. 8th Edition, New York: W.H. Freeman and

Company.

Baars, G. (2010): Phenylpolyenale. In: Praxis der Naturwissenschaften - Chemie in der Schule. Heft

8/59.

Bäker, M.(2013): Hier wohnen Drachen. Science Blogs - Wissenschaft, Kultur, Politik. Online

verfügbar: http://scienceblogs.de/hier-wohnen-drachen/wp-content/blogs.dir/69/files/2012/07/i-

b61b31ccd160d4a7b5f81f4f19b3b869-Cone-response.png (20.11.2013). (Abbildung 16)

Banerji, A. / Tausch, M. (2010): Funktionelle Farbstoffe. In: Praxis der Naturwissenschaften -

Chemie in der Schule. Heft 8/59.

Bautsch, C. (2008): Farbstoffe. Heidelberg. Online verfügbar: http://www.bautschweb.de/

chemie/kristallviolett/kristallviolett.htm (20.11.2013).

Brandl, H. / Weiß, D. (2013): Fluoreszenzfarbstoffe in der Natur. In: Chemie in unserer Zeit. Heft

47. S. 50-54.

Braun, N. (2009): Rotkohl oder Blaukraut. Experimente Unterricht Chemie. Online verfügbar:

http://www.norbertbraun.ch/index.php?id=372 (20.11.2013).

Bresien, J. (2010): Farbskala für den Rotkohlindikator. Rostock. Online verfügbar:

http://dblay.de/extra/farbskala-rotkohlindikator (20.11.2013). (Abbildung 49)

Briviba, K. / Rechkemmer, G. / Watzl, B.(2002): Anthocyane. In Ernährungs-Umschau. Basiswissen

aktualisiert. Heft 4. Karlsruhe. Online verfügbar: http://www.mri.bund.de/fileadmin/Institute/PBE/

Sekundaere_Pflanzenstoffe/Anthocyane.pdf (20.11.2013).

Bröckel, J. (2010): Fluoreszenz. Didaktik der Chemie. Universität Bayreuth. Online verfügbar:

http://daten.didaktikchemie.uni-bayreuth.de/umat/fluoreszenz/fluoreszenz.htm (20.11.2013).

(Abbildung 38, 39)

Bub, A. / Watzl, B. (2001): Carotinoide. In Ernährungs-Umschau. Basiswissen aktualisiert. Heft 2.

Karlsruhe. Online verfügbar: http://www.mri.bund.de/fileadmin/Institute/PBE/

Sekundaere_Pflanzenstoffe/carotinoide.pdf (20.11.2013).

Burggräf, V. (2010): Doppelspalt mit Einzelphotonen. Carl von Ossietzky Universität Oldenburg:

Institut für Physik. Online verfügbar: http://vlex.physik.uni-oldenburg.de/47386.html (20.11.2013).


Carl von Ossietzky Universität Oldenburg: Laser. Online verfügbar: http://vlex.physik.uni-

oldenburg.de/ona_dspalt_html_39640dde.jpg und http://vlex.physik.uni-oldenburg.de/

ona_dspalt_html_m693c8d30.png (20.11.2013). (Abbildung 9)

ChemgaPedia (2013): DNA-Schäden. Berlin: Wiley-VCH. Online verfügbar:

http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/vsc/de/ch/5/bc/vlus/dna_schaeden.vlu/Page/vsc/de/ch/

5/bc/dna_schaeden/exogene_faktoren/strahlenschaeden/uv_schaeden.vscml.html (20.11.2013).

ChemgaPedia (2013): Isoprenoid-Synthese. Berlin: Wiley-VCH. Online verfügbar:

http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/vsc/de/ch/5/bc/vlus/chemical_pathways/mep_weg.vlu.h

tml (20.11.2013).

ChemgaPedia (2013): Nachweis von Nitrat. Berlin: Wiley-VCH. Online verfügbar:

http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/vsc/de/ch/6/ac/versuche/anionen/_vlu/nitrat.vlu/Page/v

sc/de/ch/6/ac/versuche/anionen/nitrat/nachweis.vscml.html (20.11.2013).

Chemie.de (2012): Bathochromer Effekt. Berlin. Online verfügbar:

http://www.chemie.de/lexikon/Bathochromer_Effekt.html (20.11.2013).

Chemie.de (2012): Thermochromie. Berlin. Online verfügbar:

http://www.chemie.de/lexikon/Thermochromie.html (20.11.2013).

DocCheck Flexikon: Kristallviolett. Köln. Online verfügbar:

http://flexikon.doccheck.com/de/Kristallviolett (20.11.2013).

Erbrecht, R / Felsch, M. / König, H. / Kricke, W. / Martin, K. / Pfeil, W. / Winter, R. / Wörstenfeld,

W. (2008): Das große Tafelwerk interaktiv – Formelsammlung für die Sekundarstufen I und II. 1.

Auflage. 12. Druck. Berlin: Cornelsen Verlag. S. 122.

Essen, L (2008): Skriptum zum Biochemischen Praktikum für Studierende des Lehramt. Philipps-

Universität Marburg.

Fonds der Chemischen Industrie im Verband der Chemischen Industrie FdChI (1993):Farbstoffe

und Pigmente. Textheft, aktualisierte Neuauflage der Erstausgabe, Frankfurt.

Franke, A.: Organmodell Deutschland. Ottmannshausen. Online verfügbar:

http://www.organmodelle.de/fcnt/organmodelle/augenmodell/skizze/Auge1.JPG (20.11.2013).

(Abbildung 17)

Funk, G. (2009): Das geräteabhängige RGB-Farbmodell. Digital Media For Artists. Kunst Universität

Linz. Online verfügbar:

http://www.dma.ufg.ac.at/app/link/Grundlagen%3AAllgemeine/module/16579 (20.11.2013).


Funk, G. (2009): Das geräteabhängige RGB-Farbmodell. Digital Media For Artists. Kunst Universität

Linz. Online verfügbar: http://www.dma.ufg.ac.at/assets/16579/intern/rgb.jpg (20.11.2013).

(Abbildung 15)

Grössing, G.: Wasser als Vor-Bild zur Naturforschung. Wien: Austrian Institute for Nonlinear

Studies. Online verfügbar: http://www.nonlinearstudies.at/gg_WasserVorbild_D.php (20.11.2013).

Grössing, G.: Wasser als Vor-Bild zur Naturforschung. Wien: Austrian Institute for Nonlinear

Studies. Online verfügbar: http://www.nonlinearstudies.at/images/gg_wasser_05b.jpg (20.11.2013).

(Abbildung 7, 8)

Haas, R.: Gammaastronomie. Marburg. Online verfügbar: http://www.r-haas.de/v10.html

(20.11.2013).

Heinrich Heine Universität Düsseldorf (2013): Elektromagnetisches Spektrum und sichtbares Licht.

Online verfügbar: http://www.uni-duesseldorf.de/MathNat/Biologie/Didaktik/Fotosynthese_neu/

dateien/licht/bilder/licht.jpg (20.11.2013). (Abbildung 3)

Helmich, U. (2011): Retinal/Retinol-Zyklus. Rahden. Online verfügbar: http://www.u-helmich.

de/bio/neu/2/23/233/vertiefung233-1.html (20.11.2013).

Hermanns, J. (2010): Azofarbstoffe. In: Praxis der Naturwissenschaften - Chemie in der Schule.

Heft 8/59.

Hessisches Kultusministerium (2010): Lehrplan Chemie G8. Online verfügbar:

http://verwaltung.hessen.de/irj/HKM_Internet?cid=ac9f301df54d1fbfab83dd3a6449af60

(20.11.2013).

Hilscher, H. (1992): Didaktik der Physik II – Skriptum zur Vorlesung. Regensburg. Online verfügbar:

https://www.uni-augsburg.de/studium/vertretung/fsphysik/studium/Skripte/Didaktik_der_

Physik_1.pdf (20.11.2013).

Höhn, L. / Harsch, G. (2010): Der Küpenfarbstoff Indigo – gestern und heute. In: Praxis der

Naturwissenschaften - Chemie in der Schule. Heft 8/59.

Hollemann, A. / Wiberg, N. (2007): Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Berlin:

Walter de Gruyter.

Hühn, J. / Schrimpf, A. (2013): Videoversuche. (Abbildung 22, 23, 44)

Kabuß, S. (1999): Radieschenindikator. In Chemkon. Ausgabe 6/1. Heft 59.


Kasper, R. (2009): Optimierung von photophysikalischen Eigenschaften organischer Farbstoffe zur

Auflösungserhöhung. Dissertation. Bielefeld.

Lichtscheidl, I. (2013): Lichtmikroskopie online – Theorie und Anwendung. Universität Wien.

Online verfügbar: http://www.univie.ac.at/mikroskopie/1_grundlagen/optik/wellenoptik/

2_welleneigenschaften.htm (20.11.2013).

Meier, H. (1963): Organische Chemie in Einzeldarstellungen – Die Photochemie der organischen

Farbstoffe. Berlin. Springer Verlag.

Meindl, W. (2013): Planet Schule. Südwestrundfunk. Online verfügbar: http://www.planet-

schule.de/typo3temp/pics/b980f2b8ea.jpg (20.11.2013). (Abbildung 18)

Meyers, E. (2013): Die Entstehung der chemischen Industrie und das Zeitalter der Farben.

Ludwigshafen. Online verfügbar: http://www.basf.com/group/corporate/de_DE/about-

basf/history/1865-1901/index (20.11.2013).

Mittelmaier, J. (2009): Phosphoreszenz. Didaktik der Chemie. Universität Bayreuth. Online

verfügbar:http://daten.didaktikchemie.uni-bayreuth.de/umat/phosphoreszenz/phosphoreszenz.htm

(20.11.2013). (Abbildung 42, 43)

Mortimer, C. (2007): Chemie – Das Basiswissen der Chemie. 9. Auflage. Stuttgart: Thieme.

Omikron (2001): Methylenblau. Chemikalien und Laborgeräte online. Online verfügbar:

http://www.chemikalienlexikon.de/cheminfo/0379-lex.htm (20.11.2013).

Pelikan Vertriebsgesellschaft: Pelikan Tintenlöschstifte. Hannover. Online verfügbar:

http://www.pelikan.com/pulse/Pulsar/de_DE.CMS.displayCMS.115743./tintenkiller-historischer-

ueberblick-lehrer-aktion-september-2003 (20.11.2013).

Pilgrim, C. (2008): Skriptum für das Praktikum Physikalische Chemie für Studierende des Lehramts

der Philipps Universität Marburg – Versuchsbeschreibung.

Püschel, W. (1970): Die Farbphotographie. In Chemie in unserer Zeit. Ausgabe 4. Heft 1. S. 9-15.

Reichardt, C. / Welton, T. (2010): Solvents and Solvent Effects in Organic Chemistry. 4th Edition.

Weinheim: Wiley-VCH.

Reininger, V. / Schubert, V.: ChemgaPedia. Online verfügbar:

http://www.chemgapedia.de/vsengine/vlu/vsc/de/ch/11/aac/vorlesung/kap_10/vlu/indikatoren_da

rst.vlu/Page/vsc/de/ch/11/aac/praktikum/indikatoren/methylorange.vscml.html (20.11.2013).

(Abbildung 46, 47, 48)


Röder, T. (1999): Farbe und Farbigkeit. In: Farbstoffe. Naturwissenschaften im Unterricht Chemie.

Ausgabe 4/99. Heft 52.

Rudolf, H. (2010): Farben im Webdesign. Essen. Online verfügbar:

http://www.metacolor.de/subtraktiv.htm (20.11.2013).

Schefter, T. (2013): Aphorismen, Zitate, Sprüche und Gedichte. Online verfügbar:

http://www.aphorismen.de/suche?f_thema=Farbe (20.11.2013).

Schlegel, O. / Ducci, M. / Herriger, C. (2010): Magische Stifte. In: Praxis der Naturwissenschaften -

Chemie in der Schule. Heft 8/59.

Seilnacht, T.(I): Bromthymolblau. Didaktik der Naturwissenschaft. Bern. Online verfügbar:

http://www.seilnacht.com/Chemie/ch_bthym.htm (20.11.2013).

Seilnacht, T.(II): Pheolphthalein. Didaktik der Naturwissenschaft. Bern. Online verfügbar:

http://www.seilnacht.com/Chemie/ch_pheth.htm (20.11.2013).

Seilnacht, T.(III): Methylorange. Didaktik der Naturwissenschaft. Bern. Online verfügbar:

http://www.seilnacht.com/Chemie/ch_moran.htm (20.11.2013).

Triebel, H.-D. (2005): Kompaktwissen Biologie Abitur – Zellen und Stoffwechsel, Nerven, Sinne und

Hormone, Ökologie. Freising: Stark-Verlag.

Universitäts- und Landesbibliothek Sachsen Anhalt ULB (2009): Online-Hochschulschriften.

Dissertationen. Farbstoffbildungsreaktionen. Online verfügbar: http://sundoc.bibliothek.uni-

halle.de/diss-online/98/99H017/t4.pdfhttp://sundoc.bibliothek.uni-halle.de/diss-

online/98/99H017/t4.pdf (20.11.2013).

Vollhardt, P. / Schore , N. (2005): Organische Chemie. 4. Auflage. Weinheim: Wiley-VCH.

Weber, U. (Hrsg.)(2001):Biologie Oberstufe – Gesamtband. 1. Auflage. Berlin: Cornelsen Verlag.

Weckner, A.(2013): face2image – Farbenlehre. Wolfenbüttel. Online verfügbar:

http://www.face2image.de/Tutorial_ Farbenlehre.html (20.11.2013).

Weckner, A.: face2image – Farbenlehre. Wolfenbüttel. Online verfügbar:

http://www.face2image.de/Additive_Farbmischung_ferti.jpg (20.11.2013). (Abbildung 14, 21)

Wedler, G. (2004): Lehrbuch der Physikalischen Chemie. 5. Auflage. Weinheim: Wiley-VCH.


Weller, D.: Additive Farbmischung. Landesakademie für Fortbildung und Personalentwicklung an

Schulen. Esslingen. Online verfügbar: http://lehrerfortbildung-bw.de/kompetenzen/gestaltung/

farbe/physik/additiv/ (20.11.2013).

Weiß, D. (2012): Lumineszenz. Online verfügbar: http://www.chemie.uni-

jena.de/institute/oc/weiss/lumineszenz.htm (20.11.2013).

Welsch, N. / Liebmann, C. (2012): Farben – Natur Technik Kunst. 3. Auflage. Heidelberg: Spektrum

Akademischer Verlag.

Wiechoczek, D. (2009): Phenolphthalein-Molekül in stark saurem Milieu. In Blumes Bildungsserver

Chemie. Berlin. Online verfügbar: http://www.chemieunterricht.de/dc2/phph/phen-stark-sauer.htm

(20.11.2013).

Wiechoczek, D. (2012): Eosin. In Blumes Bildungsserver Chemie. Berlin. Online verfügbar:

http://www.chemieunterricht.de/dc2/tip/09_03-01.htm (20.11.2013).

Wiechoczek, D. (2013): Warum wird im Herbst das Laub bunt und braun? In Blumes

Bildungsserver Chemie. Berlin. Online verfügbar: http://www.chemieunterricht. de/dc2/tip/

10_03.htm (20.11.2013).

Wolf, M. (2003) Triphenylmethanfarbstoffe. Didaktik der Chemie. Universität Bayreuth. Online

verfügbar: http://daten.didaktikchemie.uni-bayreuth.de/umat/farbstoffe1/triphenylmethan.htm

(20.11.2013).

Wollrab, A. (2009): Organische Chemie. 3. Auflage. Heidelberg: Springer-Verlag.

Wünsch, B. (2013): Praktikum Arzneimittelanalytik. Westfälische Wilhelms-Universität Münster.

Online verfügbar: http://www.wwu.de/imperia/md/content/pharmaz_und_med_chemie/

studieren/semester/8semester/ss_2011/farbreaktionen.pdf (20.11.2013).

8 Abbildungsverzeichnis

Abbildung 1: Spektrum elektromagnetischer Strahlung (vgl. Atkins 2006: 244). ................................... 7

Abbildung 2: Newtons Prismenversuche (vgl. Welsch 2012: 294). ......................................................... 8

Abbildung 3: Kontinuierliches Spektrum sichtbaren Lichts (vgl. Universität Düsseldorf 2013). ............. 9

Abbildung 4: Wellenbeschreibung. ....................................................................................................... 13

Abbildung 5: Konstruktive Interferenz. ................................................................................................. 14

Abbildung 6: Destruktive Interferenz. ................................................................................................... 15

Abbildung 7: Beugung von Wasserwellen am Einzelspalt (vgl. Grössing). ............................................ 15

Abbildung 8: Beugung und Interferenzmuster am Doppelspalt (vgl. Grössing). .................................. 16


Abbildung 9: Interferenzmuster eines Lasers am Doppelspalt (vgl. Universität Oldenburg). .............. 17

Abbildung 10: Photoelektrischer Effekt beim Bestrahlen eines Metalls mit blauem Licht -

schematische Darstellung. .................................................................................................................... 19

Abbildung 11: Grafische Darstellung des photoelektrischen Effekts (vgl. Atkins 2006: 251). .............. 19

Abbildung 12: Unterschied intensiveres/energiereicheres Licht. ......................................................... 23

Abbildung 13: Additive Farbmischung (vgl. Welsch 2012: 130). ........................................................... 25

Abbildung 14: Schaubild additiver Farbmischung (vgl. Weckner). ....................................................... 26

Abbildung 15: RGB-Farbwürfel (vgl. Funk 2009). .................................................................................. 27

Abbildung 16: Absorptionsspektren der drei Zapfen und Stäbchen (vgl. Bäker 2013). ........................ 28

Abbildung 17: Inverses Linsenauge (vgl. Franke 2013). ........................................................................ 30

Abbildung 18: Aufbau der Netzhaut (vgl. Meindl 2013). ...................................................................... 31

Abbildung 19: Schaubild subtraktiver Farbmischung (vgl. Weckner). .................................................. 35

Abbildung 20: Aufgetragene Filzstiftfarben (vgl. Hühn)........................................................................ 39

Abbildung 21: Aufgetrennte Filzstiftfarben (vgl. Hühn). ....................................................................... 39

Abbildung 22: Push-Pull-System des Mesomerie-Modells. .................................................................. 46

Abbildung 23: Bathochromer Effekt von Azofarbstoffen (nach Röder 1999: 11). ................................ 47

Abbildung 24: Teilchen im Kasten – Schwingungszustände (verändert nach Baars 2010: 14). ............ 50

Abbildung 25: Vielelektronensystem im Kasten – Energieverteilung (vgl. Pilgrim 2008). .................... 51

Abbildung 26: Teilchen im Kasten – Vielelektronensystem (vgl. Baars 2010: 15). ............................... 52

Abbildung 27: Energieterm von Molekülorbitalen. .............................................................................. 54

Abbildung 28: Mit Elektronen aufgefüllte Molekülorbitale. ................................................................. 55

Abbildung 29: d-Orbitale. ...................................................................................................................... 58

Abbildung 30: Ligandenannäherung im oktaedrischen Feld................................................................. 58

Abbildung 31: Aufspaltung der d-Orbitale in verschiedenen Ligandenfeldern. ................................... 59

Abbildung 32: Schematische Darstellung von HOMO (Donor) und LUMO (Akzeptor). ........................ 61

Abbildung 33: Kristallstruktur von Berliner Blau. .................................................................................. 62

Abbildung 34: Berliner Blau - Kristallstruktur. ...................................................................................... 63

Abbildung 35: Jablonski-Diagramm (vgl. Kasper: 11). ........................................................................... 66

Abbildung 36: Potentialenergiekurven - Fluoreszenz (vgl. Atkins 2006: 493). ..................................... 67

Abbildung 37: Starre Molekülstruktur von Fluorescein. ....................................................................... 68

Abbildung 38: 50-Euro Schein bei Tageslicht ........................................................................................ 69

Abbildung 39: 50-Euro Schein unter UV-Licht ....................................................................................... 69

Abbildung 40: Fluoreszierender Kastanienzweig (vgl. Brandl 2013). .................................................... 70

Abbildung 41: Potentialenergiekurven - Phosphoreszenz (vgl. Atkins 2006: 494). .............................. 71

Abbildung 42: Fluchtschild bei Tageslicht ............................................................................................. 72

Abbildung 43: Fluchtschild bei Dunkelheit ............................................................................................ 72


Abbildung 44: Radieschenindikator von pH 2 bis 14 (links nach rechts) (vgl. Hühn 2013). .................. 96

Abbildung 45: Farbverlauf pH-Indikator Kristallviolett. ........................................................................ 98

Abbildung 46: Farbverlauf pH-Indikator Phenolphthalein. ................................................................. 100

Abbildung 47: Farbverlauf pH-Indikator Methylorange. ..................................................................... 102

Abbildung 48: Farbverlauf pH-Indikator Rubrobrassin (vgl. Bresien 2010). ....................................... 102

Abbildung 49: eGFP (vgl. Essen 2008). ................................................................................................ 104

Abbildung 50: Reichardt-Reagenz (vgl. Hühn). ................................................................................... 107

Abbildung 51: Schematischer Aufbau eines Farbfilms. ....................................................................... 115

9 Tabellenverzeichnis

Tabelle 1: Monochromatisches Licht und deren Wellenlängen. .......................................................... 10

Tabelle 2: Primärfarben additiver Farbmischung. ................................................................................. 24

Tabelle 3: Sekundärfarben additiver Farbmischung. ............................................................................ 25

Tabelle 4: Tertiärfarben additiver Farbmischung. ................................................................................. 26

Tabelle 5: Zapfentypen des menschlichen Auges. ................................................................................ 28

Tabelle 6: Primärfarben subtraktiver Farbmischung. ........................................................................... 35

Tabelle 7: Sekundärfarben der subtraktiven Farbmischung. ................................................................ 36

Tabelle 8: Mischung der Komplementärfarben. ................................................................................... 36

Tabelle 9: Zusammenhänge subtraktive Farbmischung und Farbwahrnehmung. ............................... 37

Tabelle 10: Wechselwirkung Licht - Materie. ........................................................................................ 41

Tabelle 11: Molekulare Anregungen durch Energieabsorption. ........................................................... 43

Tabelle 12: Verschiedene Antiauxochrome und Auxochrome. ............................................................ 46

Tabelle 13: Arten der Lumineszenz. ...................................................................................................... 65

Tabelle 14: Aromatische Fluoreszenzbeispiele. .................................................................................... 69

Tabelle 15: Farbmittel. .......................................................................................................................... 73

Tabelle 16: Azofarbstoffe - pH-Indikatoren. ......................................................................................... 86


10 Eidesstattliche Erklärung

Ich versichere hiermit an Eides statt, dass ich die vorliegende Arbeit selbstständig verfasst, ganz oder

in Teilen noch nicht als Prüfungsleistung vorgelegt und keine anderen als die angegebenen Hilfsmittel

benutzt habe. Sämtliche Stellen der Arbeit, die benutzten Werken im Wortlaut oder dem Sinn nach

entnommen sind, habe ich durch Quellenangaben kenntlich gemacht. Dies gilt ebenso für

Zeichnungen, Skizzen, bildliche Darstellungen und dergleichen sowie für Quellen aus dem Internet.

Marburg, den 27.11.2013 Maren Elisabeth Caroline Weigand

thema: organische farbstoffe im schulunterricht · organische farbstoffe im schulunterricht 3 1...

Documents