Цвета пламени металлов таблица егэ

Таблицы качественных реакций

21-Дек-2013 | комментариев 9 | Лолита Окольнова

Вопросы части С объединяют знание всех тем химии. В случае Задания С2 ЕГЭ по химии — знание всех классов неорганических веществ и их качественных реакции.

Дается конкретный химический эксперимент, ход которого нужно описать химическими реакциями.

Для таких реакции обычно предлагаются какие-то внешние проявления — выделения газа, выпадение осадка или изменение окраски раствора.

Таблица качественных реакций для газов

Описание	Формула	Реакции
Бурый газ	NO2	1) N2 + 2O2 = 2NO2 2) взаимодействие металлов с азотной кислотой (концентрированной) 3) разложение нитратов
Запах тухлых яиц	H2S	Взаимодействие активных металлов с концентрированной серной кислотой: 4Mg + 5H2SO4 = 4MgSO4 + H2S + 4H2O
Газ с резким запахом. Растворимый в воде	SO2	1) взаимодействие серасодежащих веществ с кислородом 2) взаимодействие некоторых металлов с концентрированной серной кислотой
Газ с резким характерным запахом, растворимый в воде	NH3	1) N2 + 3H2 = 2NH3 2) обменные реакции солей аммония
Газ, не поддерживающий горение, малорастворимый в воде, не ядовитый	N2	1) горение азотсодержащих веществ; 2) разложение нитрита аммония: NH4NO2 = N2 + 2H2O
Газы, поддерживающие горение: (иногда, для озона — запах свежести); (для NO2 – бурый цвет)	O2 O3 NO2	3C + 2O3 = 3CO2 С + 2NO2 = CO2 + 2NO

Таблица качественных реакций для щелочных металлов:

Т.к. все соединения щелочных металлов хорошо растворимы в воде, то их определяют по цвету пламени:

(указан так же цвет пламени некоторых щелочно-земельных металлов)

желто-зеленое	фиолетовое	кирпично-красное	ярко-красное	желтое	карминово-красное
Ba2+	K+	Са2+	Li+	Na+	Sr2+

Таблица качественных реакций

— цвета осадков

Осадки белого цвета	Качественная реакция
Белый творожистый нерастворимый в воде; нерастворимый в HNO3	Ag+ + Cl— → AgCl↓ качественная реакция на соли серебра; качественная реакция на хлорид-ионы;
Белый осадок нерастворимый в кислотах	Ba2+ + SO4 -2 → BaSO4↓ качественная реакция на соли бария; качественная реакция на сульфат-ионы;
Белый осадок образуется при пропускании газа без цвета с резким запахом через известковую воду; растворяется при пропускании избытка газа; растворяется в кислотах	Сa(OH)2 + SO2 = CaSO3↓ + H2O избыток SO2: CaSO3↓ + H2O + SO2 = Ca(HSO3)2; растворение в кислотах: CaSO3 + 2H+ → SO2↑ + H2O + Ca2+
Белый осадок образуется при добавлении щелочи; растворяется в избытке щелочи	Al3+ + 3OH— = Al(OH)3↓  Zn2+ + 2OH— = Zn(OH)2↓ избыток щелочи: Al(OH)3 + NaOH =Na[Al(OH)4]; избыток щелочи: Zn(OH)2 +2NaOH =Na2[Zn(OH)4];
Белый осадок образуется при пропускании газа без цвета и запаха через известковую воду; растворяется при пропускании избытка газа; растворяется в кислотах	Сa(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O избыток CO2: CaCO3↓ + H2O + CO2 = Ca(HSO3)2; растворение в кислотах: CaCO3 + 2H+ → CO2↑ + H2O + Ca2+
Осадок светло-желтого цвета (осадок кремового цвета) образуется при приливании AgNO3; нерастворим в HNO3;	Ag+ + Br— → AgBr↓ качественная реакция на бромид-ионы; (качественная реакция на соли серебра);
Осадок желтого цвета образуется при приливании AgNO3; нерастворим в HNO3;	Ag+ + I— → AgJ↓ качественная реакция на иодид-ионы; (качественная реакция на соли серебра);
Осадок желтого цвета образуется при приливании AgNO3; растворим в кислотах;	3Ag+ + PO43- → Ag3PO4↓
Осадки коричневых цветов	Качественная реакция
Осадок бурого цвета образуется при взаимодействии с растворами щелочей;	Fe3+ +3OH— → Fe(OH)3↓ качественная реакция на соли железа
Осадки синих и зеленых цветов	Качественная реакция
Осадки зеленого цвета	Fe2+ +2OH— → Fe(OH)2↓
Осадок голубого цвета (осадок синего цвета) образуется при взаимодействии с растворами щелочей	Cu2+ +2OH— → Cu(OH)2↓ качественная реакция на соли меди (II)
Осадок синего цвета образуется при взаимодействии с раствором красной кровяной и желтой кровяной соли	3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- → Fe3[Fe(CN)6]2↓ качественная реакция на соли железа (II) — с красной кровяной солью; 4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]-4 → Fe4[Fe(CN)6]3↓ качественная реакция на соли железа (III) — с желтой кровяной солью;
Осадки черного цвета	Качественная реакция
Осадок черного цвета Образуется при взаимодействии с сульфидами или с H2S	Fe2+ + S2- → FeS↓ Ni2+ + S2- → NiS↓ Cu2+ + S2- → CuS↓ Pb2+ + S2- → PbS↓ Hg2+ + S2- → HgS↓ Ag+ + S2- → Ag2S↓ качественная реакция на сульфид-ионы

Обсуждение: «Таблицы качественных реакций»

(Правила комментирования)

Цвета соединений, знание которых необходимо для сдачи ЕГЭ

1. Медь – мягкий пластичный металл розового цвета. Степени окисления: +1, +2.

Cu2O – кристаллическое, нерастворимое в воде вещество кирпично-красного цвета.

CuO – кристаллы чёрного цвета, практически нерастворимые в воде.

CuS — нерастворимое в воде и разбавленных растворах кислот вещество черного цвета.

Cu2S — нерастворимое в воде и разбавленных растворах кислот вещество черного цвета.

CuOH — желтое вещество; не растворимо в воде; является неустойчивым и разлагается при нагревании на Cu2O и H2O.

Cu(OH)2 – голубое аморфное или кристаллическое вещество; практически не растворимо в воде.

CuSO4 – кристаллическое вещество белого цвета, хорошо растворяется в воде. Из водных растворов кристаллизуется пентагидрат CuSO4·5H2O – медный купоро́с, кристаллы голубого цвета (при нагревании снова теряет воду и становится белым). Водный раствор CuSO4 также голубого цвета.

2. Цинк – металл голубовато-белого цвета, мягкий, хрупкий. Степень окисления: +2.

ZnO, Zn(OH)2, ZnS – белые твердые вещества, нерастворимые в воде.

3. Алюминий – легкий металл серебристо-белого цвета. Степень окисления: +3.

Al2O3, Al(OH)3 – белые твердые вещества, нерастворимые в воде.

AlPO4 — твёрдое, белое кристаллическое вещество, нерастворимое в воде.

4. Серебро – блестящий белый мягкий пластичный металл. Степень окисления: +1.

AgCl – белое твердое нерастворимое в воде вещество.

AgBr – светло-желтое твердое нерастворимое в воде вещество.

AgI – твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

Ag2S — нерастворимое в воде и разбавленных растворах кислот вещество черного цвета.

Ag2O — твердое нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Ag3PO4 — твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

5. Железо – серебристо-серый мягкий ковкий металл. Степени окисления: +2, +3, +6.

FeO – твердое нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Fe(OH)2 – серо-зеленый осадок, студенистый осадок зеленого цвета. Не растворяется в воде.

Fe2O3, Fe(OH)3 – твердые красно-коричневые (бурые), нерастворимые в воде соединения.

Fe3O4 – твердое черное вещество. Не растворяется в воде.

FeCl3 – раствор желтого цвета.

6. Сера – желтое нерастворимое в воде вещество. Степени окисления: -2, +4, +6.

SO2 – бесцветный газ с неприятным запахом; газ, образующийся в момент зажигания спички

H2SO4 – тяжелая бесцветная жидкость, растворяется в воде с сильным разогреванием раствора.

7. Хром — твёрдый металл голубовато-белого цвета.

CrO — твердое вещество ченого цвета.

Cr2O3 — твердое вещество темно-зеленого цвета.

CrO3 — твердое вещество красного цвета.

Na2Cr2O7 и другие дихроматы — соединения оранжевого цвета.

Na2CrO4 и другие хроматы — соединения желтого цвета.

Cr2(SO4)3 — в растворе сине-фиолетового цвета (кислотная среда).

K3[Cr(OH)6] — в растворе зеленого цвета (щелочная среда).

8. Марганец — металл серебристо-белого цвета.

MnO2 — твердое нерастворимое в воде вещество бурого цвета.

Mn(OH)2 — белый осадок.

KMnO4 — пурпурные кристаллы, растворяется в воде с образованием фиолетового раствора.

K2MnO4 — растворимая соль темно-зеленого цвета.

Mn(NO3)2, MnCl2, MnBr2 и некоторые другие соли Mn⁺² — как правило, розовые растворимые в воде соединения.

9. Фосфор — неметалл. Основные модификации: белый, красный и черный фосфор.

Ag3PO4 — твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

AlPO4 — твердое нерастворимое в воде вещество белого цвета.

Li3PO4 — твердое нерастворимое в воде вещество белого цвета.

Ba3(PO4)2 — осадок белого цвета

10. Свинец —  ковкий, тяжёлый металл серебристо-белого цвета.

PbS — осадок черного цвета.

PbSO4 — осадок белого цвета.

PbI2 – осадок ярко-желтого цвета.

11. Соединения бария:

BaSO4 – белый осадок нерастворимый в кислотах

BaSO3 – белый осадок растворимый в кислотах

Ba3(PO4)2 — осадок белого цвета

BaCrO4 — осадок желтого цвета

12. Другие соединения:

CaCO3 – осадок белого цвета

NH3 – аммиак, бесцветный газ с резким запахом

CO2 – газ тяжелее воздуха, без цвета и запаха, играющий важную роль в процессе фотосинтеза.

NO2 – газ бурого цвета (лисий хвост)

H2SiO3 – бесцветный студенистый осадок

К щелочным металлам относят химические элементы: одновалентные металлы, составляющие Ia группу: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.

Эти металлы очень активны, быстро окисляются на воздухе и бурно реагируют с водой. Их хранят под слоем керосина из-за
их сильной реакционной способности.

Общая характеристика

От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств,
реакционной способности. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns¹:

• Li — 2s¹
• Na — 3s¹
• K — 4s¹
• Rb — 5s¹
• Cs — 6s¹
• Fr — 7s¹

Природные соединения

В природе щелочные металлы встречаются в виде следующих соединений:

• NaCl — галит (каменная соль)
• KCl — сильвин
• NaCl*KCl — сильвинит

Получение

Получить такие активные металлы электролизом водного раствора — невозможно. Для их получения применяют электролиз расплавов при
высоких температурах (естественно — безводных):

NaCl → Na + Cl₂↑ (электролиз расплава каменной соли)

Химические свойства

• Реакция с кислородом

Одной из особенностей щелочных металлов является их реакция с кислородом. Литий в такой реакции преимущественно образует оксид,
натрий — пероксид, калий, рубидий и цезий — супероксиды.

Li + O₂ → Li₂O (оксид лития)

Na + O₂ → Na₂O₂ (пероксид натрия)

K + O₂ → KO₂ (супероксид калия)

• Реакции с неметаллами

Помните, что металлы никогда не принимают отрицательных степеней окисления. Щелочные металлы одновалентны, и проявляют постоянную степень окисления
+1 в различных соединениях: гидриды, галогениды (фториды, хлориды, бромиды и йодиды), нитриды, сульфиды и т.д.

Li + H₂ → LiH (в гидридах водород -1)

Na + F₂ → NaF (в фторидах фтор -1)

Na + S → Na₂S (в сульфидах сера -2)

K + N₂ → K₃N (в нитридах азот -3)

• Реакция с водой

Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой, при этом часто происходит воспламенение, а иногда — взрыв.

Na + H₂O → NaOH + H₂↑ (воду можно представить в виде HOH — натрий вытесняет водород)

• Окрашивание пламени

Иногда в задачах может проскользнуть фраза такого плана: «… в ходе реакции выделился металл, окрашивающий пламя горелки в желтый цвет».
Тут вы сразу должны догадаться: речь, скорее всего, про натрий.

Щелочные металлы по-разному окрашивают пламя. Литий окрашивает в алый цвет, натрий — в желтый, калий — в фиолетовый, рубидий — синевато-красный,
цезий — синий.

Оксиды щелочных металлов

Имеют общую формулу R₂O, например: Na₂O, K₂O.

Получение

Получение оксидов щелочных металлов возможно в ходе реакции с кислородом. Для лития все совсем несложно:

Li + O₂ → Li₂O (оксид лития)

В подобных реакциях у натрия и калия получается соответственно пероксид и супероксид, что приводит к затруднениям. Как из
пероксида, так и из супероксида, при желании можно получить оксид:

Na₂O₂ + Na → Na₂O

KO₂ + K → K₂O

Химические свойства

По свойствам эти оксиды являются основными. Они хорошо реагируют c водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li₂O + H₂O → LiOH (осн. оксид + вода = основание — реакция идет, только если основание растворимо)

K₂O + CO₂ → K₂CO₃ (осн. оксид + кисл. оксид = соль)

Na₂O + SO₂ → Na₂SO₃ (обратите внимание — мы сохраняем СО серы +4)

Li₂O + HCl → LiCl + H₂O

Гидроксиды щелочных металлов

Относятся к щелочам — растворимым основаниям. Наиболее известные представители: NaOH — едкий натр, KOH — едкое кали.

Получение

Гидроксиды щелочных металлов получаются в ходе электролиза водных растворов их солей, в реакциях обмена, в реакции
щелочных металлов и их оксидов с водой:

KCl + H₂O → (электролиз!) KOH + H₂ + Cl₂ (на катоде выделяется водород, на аноде — хлор)

Li₂CO₃ + Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + LiOH

K + H₂O → KOH + H₂↑

Rb₂O + H₂O → RbOH

Химические свойства

Проявляют основные свойства. Хорошо реагируют с кислотами, кислотными оксидами и солями, если в ходе реакции выпадает осадок, выделяется
газ или образуется слабый электролит (вода).

LiOH + H₂SO₄ → LiHSO₄ + H₂O (соотношение 1:1, кислота в избытке — получается кислая соль)

2LiOH + H₂SO₄ → Li₂SO₄ + 2H₂O (соотношение 2:1, основание в избытке — получается средняя соль)

KOH + SO₂ → KHSO₃ (соотношение 1:1 — получается кислая соль)

2KOH + SO₂ → K₂SO₃ + H₂O (соотношение 2:1 — получается средняя соль)

NaOH + MgBr₂ → NaBr + Mg(OH)₂↓

С амфотерными гидроксидами реакции протекают с образованием комплексных солей (в водном растворе) или с образованием окиселов —
смешанных оксидов (при высоких температурах — прокаливании).

NaOH + Al(OH)₃ → Na[Al(OH)₄] (в водном растворе образуются комплексные соли)

NaOH + Al(OH)₃ → NaAlO₂ + H₂O (при прокаливании образуется окисел — смесь двух оксидов: Al₂O₃
и Na₂O, вода испаряется)

Реакции щелочей с галогенами заслуживают особого внимания. Без нагревания они идут по одной схеме, а при нагревании эта схема меняется:

NaOH + Cl₂ → NaClO + NaCl + H₂O (без нагревания хлор переходит в СО +1 и -1)

NaOH + Cl₂ → NaClO₃ + NaCl + H₂O (с нагреванием хлор переходит в СО +5 и -1)

В реакциях щелочей с йодом образуется исключительно иодат, так как гипоиодит неустойчив даже при комнатной температуре, не говоря о нагревании. С серой реакция протекает схожим образом:

NaOH + I₂ → NaIO₃ + NaI + H₂O (с нагреванием)

NaOH + S → Na₂S + Na₂SO₃ + H₂O (сера переходит в СО -2 и +4)

Уникальным является также взаимодействие щелочей с кислотным оксидом NO₂, который соответствует сразу двум кислотам — и азотной,
и азотистой.

LiOH + NO₂ → LiNO₂ + LiNO₃ + H₂O

На этой странице вы узнаете: 

• Кодовое название — щелочные металлы. Откуда оно произошло?
• Почему щелочные металлы не берут в реакции с кислотами?
• Рассмотрим химические и физические свойства щелочных металлов;
• Как можно распознать катионы щелочных металлов?

Эти металлы — очень активные! Именно их кидают в ванны с водой, в результате чего происходят мощщные взрывы.

Щелочные металлы

IA группа называется главной подгруппой первой группы, в которую входят щелочные металлы: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.  

Щелочные металлы — серебристо-белые металлы с высокой электро- и теплопроводностью, обладают ковкостью, пластичностью и металлическим блеском. 

Главная особенность строения атомов химических элементов  IA группы заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне — их электронная конфигурация ns¹.

Из этого следует, что атомам щелочных металлов энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа, приобретая при этом степень окисления +1.

Основным способом получения таких металлов является электролиз расплавов солей.

Химические свойства

Их химические свойства крайне логичны: 

• как типичные металлы они будут вступать в реакции со своими противоположностями — неметаллами;
• как восстановители — реагировать с окислителями (в том числе восстанавливать металлы и неметаллы из их оксидов);
• как металлы, стоящие в ряду активности до водорода — вступать в реакции вытеснения с водой, кислотами-неокислителями и солями менее активных металлов.

1. Реакции с неметаллами

Как типичные восстановители, щелочные металлы могут взаимодействовать со своими противоположностями — неметаллами.  

Гидриды металлов подвергаются необратимому гидролизу

В реакциях с щелочными металлами кислород образует ряд веществ: 

• литий («кандидат от народа»), как и подавляющее большинство металлов, образует оксид;
  4Li + O2 = 2Li2O
• натрий образует пероксид;
  2Na + O2 = Na2O2
• калий и все нижестоящие металлы — надпероксиды/супероксиды.
  K + O2 = KO2 

1. Реакции с водой 

В ряду активности щелочные металлы находятся до водорода, поэтому они способны вытеснять водород из воды: 

Можно представить воду как HOH, тогда металл (например, натрий) будет замещать один из атомов водорода с образованием NaOH. 

1. Реакции с оксидами

За счет  крайне низких значений электроотрицательности металлы очень слабо притягивают к себе электроны, а следовательно, у них «легко их украсть». Делаем вывод: в ОВР щелочные металлы проявляют ярко выраженные восстановительные свойства, повышая в реакциях степени окисления. 

Оксиды щелочных металлов

По физическим свойствам это — бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. 

Они являются основными оксидами, поэтому: 

• реагируют с водой с образованием оснований: 

• вступают в основно-кислотные взаимодействия со своими противоположностями, обладающими кислотными свойствами: кислотами, кислотными оксидами, амфотерными оксидами и гидроксидами: 

Гидроксиды щелочных металлов

Что же это такое? По-другому их называют щелочами. Они представляют собой бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. 

По химическим свойствам они являются типичными сильными основаниями, то есть: 

• диссоциируют в растворах с образованием гидроксид-анионов. создавая в растворах щелочную среду: 

• вступают в основно-кислотные взаимодействия со своими противоположностями (кислотами и кислотными оксидами + амфотерные оксиды и гидроксиды), образуя соли;

• вступают в реакции ионного обмена с кислотами и солями: 

Какие же специфические свойства щелочей существуют? Рассмотрим некоторые из них: 

• Окислительно-восстановительные реакции с металлами

Из металлов со щелочами напрямую взаимодействуют только амфотерные бериллий Be, цинк Zn, алюминий Al. 

Эти металлы можно запомнить по аббревиатуре BeZnAl

А какие соли тогда будут образовываться? В растворе образуются комплексные соли, а в расплаве (t) — средние. В качестве еще одного продукта реакции выделяется газообразный водород.

• Окислительно-восстановительные реакции с неметаллами

Неметаллы, которые могут реагировать со щелочами, можно запомнить по «крестообразному» расположению в таблице Менделеева: 

Пероксиды щелочных металлов

Что же такое пероксиды? Пероксиды — сложные вещества, которые содержат группу —О—О—, где кислород имеет степень окисления −1. 

Фактчек

• Металлы IA группы называются щелочными металлами, которые представлены литием, натрием, калием, рубидием, цезием и францием. 
• Постоянная валентность щелочных металлов I, постоянная степень окисления — +1.
• Основной способ получения щелочных металлов — электролиз расплавов солей.
• Щелочные металлы — чрезвычайно активные металлы, могут реагировать с большим рядом простых веществ, с водой.

Проверь себя 

Задание 1.
Какой из щелочных металлов имеет самое большое число электронов? 

1. Литий; 
2. Натрий; 
3. Калий; 
4. Рубидий; 
5. Цезий; 
6. Франций

Задание 2.
Щелочные металлы имеют постоянную степень окисления: 

1. +1; 
2. +2; 
3. +3;
4. +4

Задание 3.
Щелочные металлы образуют с серой соединения, называемые: 

1. Сульфиты; 
2. Сульфиды; 
3. Сульфаты; 
4. Сульфонаты.

Задание 4.
При реакции калия с кислородом образуется: 

1. Оксид калия; 
2. Пероксид калия; 
3. Супероксид калия; 
4. Озонид калия 

Задание 5.
При внесении солей натрия в пламя оно приобретает окраску: 

1. Фиолетовую; 
2. Желтую; 
3. Небесно-голубую; 
4. Малиновую

Ответы: 1. — 6; 2. — 1; 3. — 2; 4. — 3; 5. — 2.

The flame test is an analytical chemistry method used to help identify metal ions. While it’s a useful qualitative analysis test—and a lot of fun to perform—it can’t be used to identify all metals because not all metal ions yield flame colors. Also, some metal ions display colors that are similar to each other making it hard to tell them apart. Nevertheless, the test is still useful for identifying numerous metals and metalloids.

Heat, Electrons, and Flame Test Colors

The flame test is all about thermal energy, electrons, and the energy of photons.

To conduct a flame test:

1. Clean a platinum or nichrome wire with acid.
2. Moisten the wire with water.
3. Dip the wire into the solid you’re testing, making sue that a sample sticks to the wire.
4. Place the wire in the flame and observe any change in the flame color. 

The colors observed during the flame test result from the excitement of the electrons caused by the increased temperature. The electrons «jump» from their ground state to a higher energy level. As they return to their ground state, they emit visible light. The color of the light is connected to the location of the electrons and the affinity the outer-shell electrons have to the atomic nucleus.

The color emitted by larger atoms is lower in energy than the light emitted by smaller atoms. So, for example, strontium (atomic number 38) produces a reddish color, while sodium (atomic number 11) produces a yellowish color. The sodium ion has a stronger affinity for the electron, so more energy is required to move the electron. When the electron does move, it reaches a higher state of excitement. As the electron returns to its ground state, it has more energy to disperse, which means the color has a higher frequency/shorter wavelength.

The flame test can be used to distinguish between the oxidation states of atoms of a single element, too. For example, copper(I) emits blue light during the flame test, while copper(II) emits green light.

A metal salt consists of a component cation (the metal) and an anion. The anion can affect the result of the flame test. For example, a copper(II) compound with a non-halide produces a green flame, while a copper(II) halide yields a blue-green flame.

Table of Flame Test Colors

Tables of flame test colors try to describe the hue of each flame as accurately as possible, so you’ll see color names rivaling those of the big box of Crayola crayons. Many metals produce green flames, and there are also various shades of red and blue. The best way to identify a metal ion is to compare it to a set of standards (known composition) in order to know what color to expect when using the fuel in your laboratory.

Because there are so many variables involved, the flame test is not definitive. It is merely one tool available to help identify the elements in a compound. When conducting a flame test, be wary of any contamination of the fuel or loop with sodium, which is bright yellow and masks other colors. Many fuels have sodium contamination. You may wish to observe the flame test color through a blue filter to remove any yellow.

The noble metals gold, silver, platinum, palladium, and some other elements do not produce a characteristic flame test color. There are several possible explanations for this, one being that the thermal energy isn’t sufficient to excite the electrons of these elements enough to release energy in the visible range.

Flame Test Alternative

One disadvantage of the flame test is that the color of light that is observed depends very heavily on the chemical composition of the flame (the fuel that is being burned). This makes it hard to match colors with a chart with a high level of confidence.

An alternative to the flame test is the bead test or blister test, in which a bead of salt is coated with the sample and then heated in a Bunsen burner flame. This test is slightly more accurate because more sample sticks to the bead than to a simple wire loop and because most Bunsen burners are connected to natural gas, which tends to burn with a clean, blue flame. There are even filters that can be used to subtract the blue flame to view the flame or blister test result.