Flammenfärbung

Die Flammenfärbung dient zum Beispiel zur Analyse von chemischen Elementen oder deren Ionen (Nachweisreaktion, Flammprobe genannt). Die Methode beruht darauf, dass die Elemente oder Ionen in einer farblosen Flamme erhitzt werden und dann Licht spezifischer Wellenlängen abgeben, die für jedes Element charakteristisch sind.

Die Flammenfärbung entsteht durch Energieumwandlung von Wärmeenergie zu Strahlungsenergie. Die Umwandlung kommt durch Valenzelektronen zustande, die durch die Wärmeenergie in einen angeregten Zustand gehoben werden und unter der Abgabe von Licht wieder zurückfallen. Es findet dabei in der Regel keine chemische Reaktion statt. Stoffe, mit denen Flammenfärbung möglich ist, finden aufgrund dieser Eigenschaft in der Pyrotechnik Anwendung.

Bei der Flammprobe wird die Stoffprobe zum Beispiel auf einem Platindraht oder einem Magnesiastäbchen in die farblose Flamme eines Bunsenbrenners gehalten. Anhand der Farbe kann auf die Ionen in der Probe rückgeschlossen werden. Oft überdeckt die sehr intensive gelbe Flammenfärbung des Natriums andere Flammenfärbungen – Natrium ist eine sehr häufige Verunreinigung, zum Beispiel in Form von Kochsalz aus eingetrocknetem Wasser.

Mit Hilfe eines Spektroskops kann sicherer entschieden werden, welche Elemente in der Probe vorliegen, wenn beispielsweise die recht ähnlichen Flammenfärbungen von Kalium und Rubidium zu trennen sind.

Zu unterscheiden ist die Flammenfärbung vom Leuchten einer Gasentladung, auch hierbei senden zum Beispiel Gasentladungsröhren jedoch charakteristische Farben und Spektren aus.

Geschichte

Die Flammenspektroskopie geht auf Bunsen und Kirchhoff zurück, die sie entwickelten und mit deren Hilfe sie neue Elemente fanden.

Physikalische Ursachen

Alle Elemente senden bei hohen Temperaturen Licht aus. Doch für Elemente, die eine Flammenfärbung aufweisen, geschieht dies schon bei den Temperaturen, die in einer Flamme herrschen.

Die Elektronen eines Atoms werden durch Zufuhr von Wärmeenergie (Verbrennung) auf ein höheres Energieniveau – in einen angeregten Zustand – gehoben. Die Elektronen fallen aber meist in Sekundenbruchteilen wieder auf das energieärmere Ausgangs-Energieniveau zurück. Die beim Zurückfallen frei werdende Energie wird als Photon (Lichtquant) abgegeben. Es ist durch eine genau definierte Energie und somit auch durch eine einzige Wellenlänge gekennzeichnet.

Das Zurückfallen der Elektronen auf energieärmere Energieniveaus kann auch stufenweise erfolgen. Bei jedem Zurückfallen dieses Elektrons auf ein energieärmeres Energieniveau gibt es nun Licht einer ganz bestimmten Wellenlänge, und damit einer ganz bestimmten Farbe und Energie, ab.

Die Quantenenergie hängt von der Differenz der Energieniveaus ab. Diese Differenz ist für jedes Element unterschiedlich. Die Energie der Photonen bestimmt ihre Frequenz und damit die Farbe.

Weist ein chemisches Element eine spezifische Flammenfärbung auf, dann weisen auch viele chemische Verbindungen seiner Ionen diese Flammenfärbung auf. Dies ist jedoch nicht immer der Fall. Bariumsulfat z. B. weist eine grünliche Flammenfärbung auf, Bariumphosphat nicht. Sehr viele chemische Elemente senden bei hohen Temperaturen sichtbare Spektrallinien aus. Einige Elemente wurden sogar nach der Farbe ihrer bei der Flammenfärbung beobachteten Spektrallinien benannt: Caesium (lateinisch: himmelblau), Rubidium (lateinisch: dunkelrot) und Indium (indigoblaue Spektrallinie).

Beispiele

Alkalimetalle

Alkalimetalle und ihre Salze besitzen eine spezifische Flammenfärbung:^[1]

• Lithium und seine Salze färben die Flamme rot (671 nm).
• Natrium und seine Salze färben die Flamme gelb (589 nm).
• Kalium und seine Salze färben die Flamme violett (768 und 404 nm).
• Rubidium und seine Salze färben die Flamme rot (780 und 421 nm).
• Caesium und seine Salze färben die Flamme blauviolett (458 nm).

• 
  Lithium
• 
  Natrium
• 
  Kalium
• 
  Rubidium
• 
  Caesium

Erdalkalimetalle

Die typischen Erdalkalimetalle und ihre Salze besitzen eine spezifische Flammenfärbung:^[1]

• Calcium und seine Salze färben die Flamme orange-rot (622 und 553 nm).
• Strontium und seine Salze färben die Flamme rot (675 und 606 nm).
• Barium und seine Salze färben die Flamme grün (524 und 514 nm).

• 
  Calcium
• 
  Strontium
• 
  Barium

Weitere Elemente

• 
  Bor
• 
  Kupfer,
• 
  Arsen
• 
  Indium
• 
  Antimon
• 
  Blei
• 
  Zink
• 
  Cer

Weitere Flammenfärbungen:

• Selen, blau
• Europium, rot
• Thallium, grün
• Bor, grün^[2]
• Radium, karminrot

Verwendung

Die Flammenfärbung kann für die Beilsteinprobe verwendet werden.

Weiterentwicklungen

Die mit Hilfe des Auges eingeschätzte Flammenfärbung kann durch die Spektroskopie bzw. die Atomemissionsspektrometrie ergänzt bzw. verbessert werden. Ein Spektrometer löst die Spektrallinien sehr viel besser auf als das Auge und kann auch die nicht sichtbaren Bereiche des elektromagnetischen Spektrums (z. B. IR- oder UV/VIS-Spektroskopie) zur Analyse nutzen. Es kann außer der Wellenlänge auch die Intensität und Breite der Spektrallinien bestimmt werden, wodurch eine quantitative Analyse und weitere Zustandsanalysen möglich werden.

Literatur

• W. Biltz, W. Fischer, Ausführung qualitativer Analysen anorganischer Stoffe, 16. Auflage, Harri Deutsch, Frankfurt am Main, 1976.
• G. Jander, E. Blasius, Einführung in das anorganisch chemische Grundpraktikum, 14. Auflage, S. Hirzel Verlag, Stuttgart, 1995, ISBN 3-7776-0672-3.

Weblinks

Commons: Flammenfärbung – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien

Wikibooks: Praktikum Anorganische Chemie/ Flammenfärbung – Lern- und Lehrmaterialien

• Spektrallinien der Alkalimetalle (Memento vom 4. März 2008 im Internet Archive)

Einzelnachweise

1. ↑ ^{a b} Duden Learnattack GmbH: Flammenfärbung
2. ↑ Glück J, Klapötke TM, Rusan M, Stierstorfer J: Green colorants based on energetic azole borates. Chemistry. 2014 Nov 24;20(48):15947-60, PMID 25284439