Die Energie des Lichts hängt von der Frequenz ab: Kurzwelliges (blaues) Licht ist energiereicher als langwelliges (rotes) Licht.
Es existieren in den Molekülen ebenso wie in den Atomen für die Elektronen nur ganz bestimmte mögliche Energiezustände. Normalerweise befinden sich alle Elektronen auf dem niedrigstmöglichen Niveau (Grundzustand).
Das Licht vermag die Elektronen in einen höheren Energiezustand zu heben. Bei der Bildung von sigma- und π-Orbitale, entstehen außerdem noch die so genannten Antibildenden Molekülorbitale; sigma* und π*. Diese haben eine höhere Energie als sigma und π-Orbitale und sind deshalb meistens nicht mit Elektronen besetzt. Bei der Energieaufnahme können die π-Elektronen in die antibindende Sternorbitale springen. Die dafür nötige Energie entnehmen sie dem sichtbaren Licht. Die dazu gehörige Wellenlänge verschwindet aus dem Spektrum des weißen Lichtes und man sieht die so genannte Komplementärfarbe. Die Elektronen fallen aus den π*-Orbitalen über mehrere Stufen zurück in ihr altes π-Orbital und geben dabei die Energie als Infrarotstrahlung wieder ab.
Also ist ein Stoff farbig, wenn das sichtbare Licht genügt, um das höhere Energieniveau zu erreichen. Also ist Farbigkeit die Fähigkeit aus dem sichtbaren Bereich des Spektrums einen bestimmten Wellenbereich zu absorbieren.
Seitengruppen können die Eigenschaften der Farbstoffe beeinflussen!