Nichtmetall – Wikipedia

Chemisches Element, dem meistens die Eigenschaften eines Metalls fehlen

Nichtmetalle (und Halbmetalle) im Periodensystem: Metalloide sind in der Legende enthalten, da sie sich chemisch im Allgemeinen wie Nichtmetalle verhalten und manchmal als solche gezählt werden.
Im p-Block befinden sich neben Wasserstoff auch Nichtmetalle. Helium als S-Block-Element würde normalerweise neben Wasserstoff und über Beryllium platziert werden. Da es sich jedoch um ein Edelgas handelt, wird es stattdessen über Neon (im p-Block) platziert.
Ob Astatin und Tennessin in der Halogensäule und Oganesson in der Edelgassäule wirklich Nichtmetalle sind, ist nicht bestätigt: Es gibt einige theoretische Hinweise darauf, dass dies möglicherweise nicht der Fall ist.

In der Chemie, a nichtmetallisch (oder Nichtmetall) ist ein chemisches Element, dem meistens die Eigenschaften eines Metalls fehlen. Physikalisch neigt ein Nichtmetall dazu, einen relativ niedrigen Schmelzpunkt, Siedepunkt und eine relativ niedrige Dichte aufzuweisen.^{[citation needed]} Ein Nichtmetall ist im festen Zustand typischerweise spröde und weist normalerweise eine schlechte Wärmeleitfähigkeit und elektrische Leitfähigkeit auf. Chemisch neigen Nichtmetalle dazu, eine relativ hohe Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität und Elektronegativität aufzuweisen. Sie gewinnen oder teilen Elektronen, wenn sie mit anderen Elementen und chemischen Verbindungen reagieren. Siebzehn Elemente werden allgemein als Nichtmetalle klassifiziert: die meisten sind Gase (Wasserstoff, Helium, Stickstoff, Sauerstoff, Fluor, Neon, Chlor, Argon, Krypton, Xenon und Radon); eines ist eine Flüssigkeit (Brom); und einige sind Feststoffe (Kohlenstoff, Phosphor, Schwefel, Selen und Jod). Metalloide wie Bor, Silizium und Germanium werden manchmal als Nichtmetalle gezählt.

Die Nichtmetalle werden in zwei Kategorien unterteilt, die ihre relative Neigung zur Bildung chemischer Verbindungen widerspiegeln: reaktive Nichtmetalle und Edelgase. Die reaktiven Nichtmetalle unterscheiden sich in ihrem nichtmetallischen Charakter. Die weniger elektronegativen von ihnen, wie Kohlenstoff und Schwefel, haben meist schwache bis mäßig starke nichtmetallische Eigenschaften und neigen dazu, kovalente Verbindungen mit Metallen zu bilden. Die elektronegativeren der reaktiven Nichtmetalle wie Sauerstoff und Fluor zeichnen sich durch stärkere nichtmetallische Eigenschaften und eine Tendenz aus, mit Metallen überwiegend ionische Verbindungen zu bilden. Die Edelgase zeichnen sich durch ihre große Zurückhaltung aus, Verbindungen mit anderen Elementen einzugehen.

Die Unterscheidung zwischen Kategorien ist nicht absolut. Grenzüberlappungen, auch bei den Metalloiden, treten auf, wenn die Randelemente in jeder Kategorie weniger ausgeprägte, hybridähnliche oder atypische Eigenschaften zeigen oder beginnen.

Obwohl fünfmal mehr Elemente Metalle sind als Nichtmetalle, machen zwei der Nichtmetalle – Wasserstoff und Helium – über 99 Prozent des beobachtbaren Universums aus.^[1] Ein weiteres Nichtmetall, Sauerstoff, macht fast die Hälfte der Erdkruste, der Ozeane und der Atmosphäre aus.^[2] Lebende Organismen bestehen fast ausschließlich aus Nichtmetallen: Wasserstoff, Sauerstoff, Kohlenstoff und Stickstoff.^[3] Nichtmetalle bilden viel mehr Verbindungen als Metalle.^[4]

Definition und anwendbare Elemente[edit]

Es gibt keine strenge Definition eines Nichtmetalls. Im Großen und Ganzen kann jedes Element, dem ein Übergewicht an metallischen Eigenschaften fehlt, als Nichtmetall angesehen werden.

Die allgemein als Nichtmetalle klassifizierten Elemente umfassen ein Element der Gruppe 1 (Wasserstoff); einer in Gruppe 14 (Kohlenstoff); zwei in Gruppe 15 (Stickstoff und Phosphor); drei in Gruppe 16 (Sauerstoff, Schwefel und Selen); die meisten der Gruppe 17 (Fluor, Chlor, Brom und Jod); und alle der Gruppe 18 (mit Ausnahme von oganesson).

Da es keine allgemein anerkannte Definition eines Nichtmetalls gibt, werden Elemente in der Nähe des Periodensystems, wo die Metalle auf die Nichtmetalle treffen, von verschiedenen Autoren uneinheitlich klassifiziert. Elemente, die manchmal auch als Nichtmetalle klassifiziert werden, sind die Metalloide Bor (B), Silizium (Si), Germanium (Ge), Arsen (As), Antimon (Sb), Tellur (Te) und Astat (At).^[5] Das Nichtmetall Selen (Se) wird manchmal stattdessen als Halbmetall klassifiziert, insbesondere in der Umweltchemie.^[6]

Eigenschaften[edit]

Nichtmetalle zeigen eine größere Variabilität in ihren Eigenschaften als Metalle.^[7] Diese Eigenschaften werden weitgehend durch die interatomaren Bindungsstärken und die molekularen Strukturen der beteiligten Nichtmetalle bestimmt, die beide Schwankungen unterliegen, da die Anzahl der Valenzelektronen in jedem Nichtmetall variiert. Metalle hingegen haben homogenere Strukturen und ihre Eigenschaften lassen sich leichter in Einklang bringen.^[8]

Physikalisch existieren sie größtenteils als zweiatomige oder einatomige Gase, wobei der Rest im Gegensatz zu Metallen, die fast alle fest und dicht gepackt sind, substanziellere (offen gepackte) Formen aufweist. Wenn sie fest sind, haben sie ein submetallisches Aussehen (mit Ausnahme von Schwefel) und sind meistens spröde, im Gegensatz zu Metallen, die glänzend und im Allgemeinen duktil oder formbar sind; sie haben normalerweise eine geringere Dichte als Metalle; sind meist schlechtere Wärme- und Stromleiter; und neigen dazu, deutlich niedrigere Schmelz- und Siedepunkte als die von Metallen zu haben.

• Streudiagramm der Elektronegativitätswerte und Standardelektrodenpotentiale chemisch aktiver nichtmetallischer Elemente, das eine grobe Korrelation zwischen den beiden Eigenschaften zeigt. Je höher das Standardelektrodenpotential ist, desto größer ist die Fähigkeit, als Oxidationsmittel zu wirken.^[9] Die Grafik zeigt, dass Sauerstoff und die nichtmetallischen Halogene die stärksten Oxidationsmittel sind und dass die gemeinhin als Halbmetalle bezeichneten Elemente meist die schwächsten sind. Die Elektrodenpotentiale sind für die Reduktion der Elemente zu einatomigen Anionen (X→X⁻; X = F, Cl, Br, I oder H) oder in ihre protonierten Formen (zum Beispiel O₂→H₂Ö; Nein₂→NH₃.^[10]
• Wasserstoff und Stickstoff haben aufgrund ihrer Zurückhaltung bei der Bildung von Anionen anomale Standardelektrodenpotentiale.
• Eine breite Progression des nichtmetallischen Charakters ist zu sehen, mit den Metalloiden unten links und Sauerstoff und den nichtmetallischen Halogenen oben rechts.
• Trendlinien werden mit und ohne die anomalen Wasserstoff- und Stickstoffwerte angezeigt. Das R² Werte zeigen, wie genau jede Trendlinie ihren Datenpunkten entspricht. Die Werte reichen von 0,0 (keine Anpassung anzeigen) und 1,0 (sehr gute Anpassung).

Chemisch haben die Nichtmetalle meist hohe Ionisationsenergien, hohe Elektronenaffinitäten (Stickstoff und die Edelgase haben negative Elektronenaffinitäten) und hohe Elektronegativitätswerte^{[n 1]} wobei im Allgemeinen zu beachten ist, dass das Element umso nichtmetallischer ist, je höher die Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität und Elektronegativität eines Elements ist.^[11] Nichtmetalle (einschließlich – in begrenztem Umfang – Xenon und wahrscheinlich Radon) liegen in wässriger Lösung meist als Anionen oder Oxyanionen vor; sie bilden im Allgemeinen ionische oder kovalente Verbindungen, wenn sie mit Metallen kombiniert werden (im Gegensatz zu Metallen, die meist mit anderen Metallen Legierungen bilden); und haben saure Oxide, während die üblichen Oxide fast aller Metalle basisch sind.

Die Chemie der Nichtmetalle wird durch die Anomalie der ersten Reihe verkompliziert, die insbesondere bei Wasserstoff, (Bor), Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff und Fluor beobachtet wird; und der Wechseleffekt, der bei (Arsen), Selen und Brom beobachtet wird.^[12] Die Anomalie der ersten Reihe ergibt sich hauptsächlich aus den Elektronenkonfigurationen der betreffenden Elemente.

Wasserstoff ist für die verschiedenen Arten bekannt, wie er Bindungen bildet. Es bildet am häufigsten kovalente Bindungen.^[13] Es kann in wässriger Lösung sein einzelnes Valenzelektron verlieren und hinterlässt ein bloßes Proton mit enormer Polarisationskraft. Dieses bindet sich anschließend an das einsame Elektronenpaar eines Sauerstoffatoms in einem Wassermolekül und bildet damit die Grundlage der Säure-Base-Chemie.^[14] Unter bestimmten Bedingungen kann ein Wasserstoffatom in einem Molekül eine zweite, schwächere Bindung mit einem Atom oder einer Atomgruppe in einem anderen Molekül eingehen. Diese Bindung “hilft Schneeflocken ihre hexagonale Symmetrie zu verleihen, bindet DNA zu einer Doppelhelix, formt die dreidimensionalen Formen von Proteinen und erhöht sogar den Siedepunkt von Wasser hoch genug, um eine anständige Tasse Tee zuzubereiten.”^[15]

Von (Bor) zu Neon, da die 2p-Unterschale kein inneres Analogon hat und keine Elektronenabstoßungseffekte erfährt, hat sie folglich einen relativ kleinen Radius, im Gegensatz zu den 3p-, 4p- und 5p-Unterschalen schwererer Elemente^[16] (ein ähnlicher Effekt wird bei den 1s-Elementen Wasserstoff und Helium beobachtet). Die Ionisationsenergien und Elektronegativitäten zwischen diesen Elementen sind folglich höher, als man es ansonsten unter Berücksichtigung periodischer Trends erwarten würde. Die kleinen Atomradien von Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff erleichtern die Bildung von Dreifach- oder Doppelbindungen.^[17] Die größeren Atomradien, die höhere Koordinationszahlen ermöglichen, und niedrigere Elektronegativitäten, die höhere positive Ladungen besser tolerieren, der schwereren Nichtmetalle der Gruppe 15–18 bedeuten, dass sie in der Lage sind, andere Valenzen als die niedrigsten für ihre Gruppe (d. h. 3, 2, 1 oder 0) zum Beispiel in PCl₅, SF₆, WENN₇, und XeF₂.^[18] Elemente der Periode vier unmittelbar nach der ersten Reihe der Übergangsmetalle, wie Selen und Brom, haben ungewöhnlich kleine Atomradien, da die 3d-Elektronen die erhöhte Kernladung nicht effektiv abschirmen und eine kleinere Atomgröße mit einer höheren Elektronegativität korreliert.^[19]

Kategorien[edit]

Unmittelbar links von den meisten Nichtmetallen im Periodensystem sind Halbmetalle wie Bor, Silizium und Germanium, die sich chemisch im Allgemeinen wie Nichtmetalle verhalten,^[20] und sind hier zu Vergleichszwecken aufgeführt. In diesem Sinne können sie als die metallischsten der nichtmetallischen Elemente angesehen werden.

Basierend auf gemeinsamen Attributen können die Nichtmetalle in die zwei Kategorien eingeteilt werden: reaktives Nichtmetall, und Edelgas. Die Metalloide und die beiden Nichtmetallkategorien umfassen dann eine Progression in der chemischen Natur von schwach nichtmetallisch über mäßig nichtmetallisch bis hin zu stark nichtmetallisch (Sauerstoff und die vier nichtmetallischen Halogene) bis hin zu fast inert. Analoge Kategorien treten bei den Metallen in Form der schwach metallischen (die Nachübergangsmetalle), der mäßig metallischen (die meisten der Übergangsmetalle), der stark metallischen (der Alkali- und Erdalkalimetalle sowie der Lanthanoide und Actiniden) auf. , und die relativ inert (die edlen Übergangsmetalle).

Wie bei Kategorisierungsschemata im Allgemeinen gibt es einige Variationen und Überschneidungen von Eigenschaften innerhalb und zwischen jeder Kategorie. Eines oder mehrere der Halbmetalle werden manchmal als Nichtmetalle klassifiziert.^[5] Unter den reaktiven Nichtmetallen zeigen Kohlenstoff, Phosphor, Selen und Jod – die an die Metalloide grenzen – einen metallischen Charakter, ebenso wie Wasserstoff. Unter den Edelgasen ist Radon das metallischste und zeigt ein für ein Nichtmetall ungewöhnliches kationisches Verhalten.^[21]

Metalloid[edit]

Die sieben Metalloide sind Bor (B), Silizium (Si), Germanium (Ge), Arsen (As), Antimon (Sb), Tellur (Te) und Astat (At). Auf einem Standard-Periodensystem nehmen sie einen diagonalen Bereich im p-Block ein, der sich von Bor oben links bis Astat unten rechts erstreckt, entlang der Trennlinie zwischen Metallen und Nichtmetallen, die in einigen Periodensystemen gezeigt werden. Sie heißen Halbmetalle vor allem aufgrund ihrer physikalischen Ähnlichkeit mit Metallen.

Obwohl sie jeweils ein metallisches Aussehen haben, sind sie spröde und nur gute Stromleiter. Bor, Silizium, Germanium, Tellur sind Halbleiter. Arsen und Antimon haben die elektronischen Bandstrukturen von Halbmetallen, obwohl beide weniger stabile halbleitende Allotrope haben. Es wurde vorhergesagt, dass Astat eine metallische Kristallstruktur hat.

Chemisch verhalten sich die Halbmetalle im Allgemeinen wie (schwache) Nichtmetalle. Sie haben mäßige Ionisationsenergien, niedrige bis hohe Elektronenaffinitäten, mäßige Elektronegativitätswerte, sind schlechte bis mäßig starke Oxidationsmittel und zeigen eine Neigung zur Legierungsbildung mit Metallen.

Reaktives Nichtmetall[edit]

Die reaktiven Nichtmetalle weisen eine Vielzahl individueller physikalischer und chemischer Eigenschaften auf. Sie nehmen im Periodensystem weitestgehend eine Position zwischen den schwach nichtmetallischen Halbmetallen links und den Edelgasen rechts ein.

Physikalisch sind fünf Feststoffe, eine Flüssigkeit (Brom) und fünf sind Gase. Von den Feststoffen sehen Graphitkohlenstoff, Selen und Jod metallisch aus, während S₈ Schwefel hat ein blassgelbes Aussehen. Gewöhnlicher weißer Phosphor hat ein gelblich-weißes Aussehen, aber das schwarze Allotrop, die stabilste Form von Phosphor, hat ein metallisch aussehendes Aussehen. Brom ist eine rotbraune Flüssigkeit. Von den Gasen sind Fluor und Chlor blassgelb und gelbgrün gefärbt. Elektrisch sind die meisten Isolatoren, während Graphit ein Halbmetall ist und schwarzer Phosphor, Selen und Jod Halbleiter sind.

Chemisch neigen sie dazu, mäßige bis hohe Ionisierungsenergien, Elektronenaffinitäten und Elektronegativitätswerte aufzuweisen und relativ starke Oxidationsmittel zu sein. Insgesamt werden die höchsten Werte dieser Eigenschaften bei Sauerstoff und den nichtmetallischen Halogenen gefunden. Zu den Manifestationen dieses Status zählen die hauptsächliche Verbindung von Sauerstoff mit den allgegenwärtigen Korrosions- und Verbrennungsprozessen und die intrinsische korrosive Natur der nichtmetallischen Halogene. Alle fünf dieser Nichtmetalle neigen dazu, überwiegend ionische Verbindungen mit Metallen zu bilden, während die übrigen Nichtmetalle dazu neigen, überwiegend kovalente Verbindungen mit Metallen zu bilden.

Edelgas[edit]

Sechs Nichtmetalle werden als Edelgase kategorisiert: Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Krypton (Kr), Xenon (Xe) und das radioaktive Radon (Rn). Im Periodensystem nehmen sie die äußerste rechte Spalte ein. Sie heißen Edelgase angesichts ihrer charakteristisch sehr geringen chemischen Reaktivität.

Sie haben sehr ähnliche Eigenschaften, alle sind farblos, geruchlos und nicht brennbar. Die Edelgase haben mit ihren geschlossenen Valenzschalen schwache interatomare Anziehungskräfte, die zu sehr niedrigen Schmelz- und Siedepunkten führen.^[22] Deshalb sind sie unter Standardbedingungen alle Gase, auch solche mit Atommassen, die größer sind als die vieler normalerweise fester Elemente.^[23]

Chemisch haben die Edelgase relativ hohe Ionisierungsenergien, negative Elektronenaffinitäten und relativ hohe Elektronegativitäten. Es gibt weniger als ein halbes Tausend Verbindungen der Edelgase, wobei die meisten davon über Sauerstoff oder Fluor in Kombination mit Krypton, Xenon oder Radon entstehen.

Der Status des Perioden-7-Kongeners der Edelgase, Oganesson (Og), ist nicht bekannt – es kann ein Edelgas sein oder nicht. Ursprünglich wurde vorhergesagt, dass es sich um ein Edelgas handelt^[24] kann aber stattdessen aufgrund relativistischer Effekte ein ziemlich reaktiver Feststoff mit einem ungewöhnlich niedrigen ersten Ionisationspotential und einer positiven Elektronenaffinität sein.^[25] Wenn dagegen relativistische Effekte in Periode 7 beim Element 112 ihren Höhepunkt erreichen, können sich Kopernikium und Oganesson doch als Edelgas herausstellen,^[26] wenn auch reaktiver als Xenon oder Radon. Obwohl davon ausgegangen werden könnte, dass Oganesson das metallischste Element der Gruppe 18 ist, scheinen glaubwürdige Vorhersagen über seinen Status als Metall oder Nichtmetall (oder Halbmetall) zu fehlen.

Alternative Kategorien[edit]

Die Nichtmetalle werden manchmal stattdessen beispielsweise nach der relativen Homogenität der Halogene unterteilt; physische Form; Elektronegativität; molekulare Struktur; die besondere Natur von Wasserstoff; die korrosive Natur von Sauerstoff die Halogene; und Variationen dazu.

Im Schema (1), die Halogene sind in einer eigenen Kategorie; Astat wird eher als Nichtmetall denn als Halbmetall eingestuft; und die restlichen Nichtmetalle werden als are andere Nichtmetalle.^[27] Wenn Selen eher als Halbmetall und nicht als anderes Nichtmetall gezählt wird, werden die resultierenden weniger aktiven Nichtmetalle (H, C, N, P, O, S) manchmal stattdessen als . bezeichnet oder kategorisiert Organogene,^[28]CHONPS Elemente^[29] oder Biogene.^[30] Zusammengenommen machen diese sechs Nichtmetalle den Großteil des Lebens auf der Erde aus;^[31] eine grobe Schätzung der Zusammensetzung der Biosphäre ist C₁₄₅₀H₃₀₀₀Ö₁₄₅₀Nein_fünfzehnP₁S₁.^[32]

Im Schema (2), lassen sich die Nichtmetalle einfach nach ihrer physikalischen Form bei Raumtemperatur und Druck einteilen. Die flüssigen Nichtmetalle (Brom und die gasförmigen Nichtmetalle) haben die höchsten Ionisationsenergie- und Elektronegativitätswerte unter den Elementen, mit Ausnahme von Wasserstoff, der in jeder Kategorie anormal ist. Die festen Nichtmetalle sind zusammengenommen die metallischsten der nichtmetallische Elemente, abgesehen von den Halbmetallen.

Im Schema (3), werden die Nichtmetalle basierend auf einer losen Korrelation zwischen Elektronegativität und Oxidationskraft unterteilt.^[33] Sehr elektronegative Nichtmetalle haben Elektronegativitätswerte über 2,8; elektronegative Nichtmetalle haben Werte von 1,9 bis 2,8.

Im Schema (4), werden die Nichtmetalle anhand der molekularen Strukturen ihrer thermodynamisch stabilsten Formen unter Umgebungsbedingungen unterschieden.^[34]Mehratomige Nichtmetalle bilden Strukturen oder Moleküle, in denen jedes Atom zwei oder drei nächste Nachbarn hat (C_x, P₄, S₈, Se_x); zweiatomige Nichtmetalle bilden Moleküle, in denen jedes Atom einen nächsten Nachbarn (H₂, N₂, Ö₂, F₂, Cl₂, Br₂, ICH₂); und die einatomigen Edelgase existieren als isolierte Atome (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) ohne festen nächsten Nachbarn. Diese allmähliche Verringerung der Anzahl der nächsten Nachbarn entspricht (ungefähr) einer Verringerung des metallischen Charakters. Ein ähnlicher Verlauf ist bei den Metallen zu beobachten. Metallische Bindungen neigen dazu, dicht gepackte zentrosymmetrische Strukturen mit einer hohen Anzahl von nächsten Nachbarn zu beinhalten. Metalle und Metalloide nach dem Übergang, die zwischen den echten Metallen und den Nichtmetallen eingeschlossen sind, neigen dazu, komplexere Strukturen mit einer mittleren Anzahl von nächsten Nachbarn aufzuweisen.

Im Schema (5), Wasserstoff wird von selbst platziert, weil er “so verschieden von allen anderen Elementen” ist.^[35] Die restlichen Nichtmetalle werden unterteilt in Nichtmetalle, Halogene, und Edelgase, wobei die unbenannte Kategorie sich dadurch auszeichnet, dass sie Nichtmetalle mit relativ starker interatomarer Bindung umfasst und die Halbmetalle neben Metallen und Nichtmetallen effektiv als dritte Superkategorie behandelt werden.

Planen (6) ist eine Variante von Schema 5, in der die C, N, O, P, S, Se kategorisiert werden als Kohlenstoff und andere Nichtmetalle (ohne Betonung).^[36]

Im Schema (7) die Nichtmetalle werden in vier Klassen eingeteilt, die eine vierfache Unterteilung der Metalle ergänzen, wobei die Edelmetalle als Untergruppe der Übergangsmetalle behandelt werden. Das Halbmetalle werden als chemisch schwache Nichtmetalle behandelt, analog zu ihren chemisch schwachen Grenzmetall Kollegen.^[37]

Im Schema (8), Wasserstoff wird aufgrund seiner Einzigartigkeit wieder von selbst platziert. Die restlichen Nichtmetalle werden unterteilt in Metalloide, Nichtmetalle, (bezeichnet als “wesentliche Nichtmetalle”), Halogene, und Edelgase. Da die Metalloide an die Nachübergangs- oder “armen” Metalle angrenzen, könnten sie in “arme Nichtmetalle” umbenannt werden.^[38]

Planen (9) ist eine Variante von Schema 8, in der die Metalloide als Halbleiter (wobei Po als Nachübergangsmetall gilt) und C, N, O, P, S, Se kategorisiert als andere Nichtmetalle.^[39]

Planen (10) stammt aus dem Jahr 1844, damals waren die Edelgase noch nicht bekannt. H, C, N und O wurden aufgrund ihres Vorkommens in Lebewesen zusammengefasst. P, S und Se wurden als fest charakterisiert; flüchtig bei einer Durchschnittstemperatur zwischen 100 Grad und Rotglut; und brennbar und brennbar.^[40]

Vergleich der Eigenschaften[edit]

Charakteristische und weitere Eigenschaften von Halbmetallen, reaktiven Nichtmetallen und Edelgasen sind in der folgenden Tabelle zusammengefasst. Metalloide wurden im Lichte ihrer im Allgemeinen nichtmetallischen Chemie aufgenommen. Physikalische Eigenschaften sind in loser Reihenfolge aufgeführt, um die Bestimmung zu erleichtern; chemische Eigenschaften reichen von allgemein zu spezifisch und dann zu beschreibend.

* Bulk-Astatin soll eine metallische kubisch-flächenzentrierte Struktur haben
† Wasserstoff kann auch legierungsähnliche Hydride bilden

Eigenschaften von Nichtmetallen (und Halbmetallen) nach Gruppe[edit]

In diesem Abschnitt verwendete Abkürzungen sind: AR Allred-Rochow; CN-Koordinationsnummer; und MH Mohs Härte

Gruppe 1[edit]

Wasserstoff in einer elektrischen Entladungsröhre

Wasserstoff ist ein farbloses, geruchloses und vergleichsweise unreaktives zweiatomiges Gas mit einer Dichte von 8,988 × 10^-5 g/cm²³ und ist etwa 14 mal leichter als Luft. Es kondensiert zu einer farblosen Flüssigkeit bei −252,879 °C und gefriert bei −259,16 °C zu einem eis- oder schneeähnlichen Feststoff. Die feste Form hat eine hexagonale Kristallstruktur und ist weich und leicht zerdrückbar. Wasserstoff ist in all seinen Formen ein Isolator. Es hat eine hohe Ionisationsenergie (1312,0 kJ/mol), eine mäßige Elektronenaffinität (73 kJ/mol) und eine mäßige Elektronegativität (2,2). Wasserstoff ist ein schlechtes Oxidationsmittel (H₂ + 2e⁻ → 2H^– = –2,25 V bei pH 0). Seine Chemie, die größtenteils auf seiner Tendenz basiert, die Elektronenkonfiguration des Edelgases Helium anzunehmen, ist weitgehend kovalenter Natur, da es mit stark elektropositiven Metallen ionische Hydride und mit einigen Übergangsmetallen legierungsähnliche Hydride bilden kann. Das gewöhnliche Wasserstoffoxid (H₂O) ist ein neutrales Oxid.^{[n 4]}

Gruppe 13[edit]

Bor ist ein glänzender, kaum reaktiver Feststoff mit einer Dichte von 2,34 g/cm³ (vgl. Aluminium 2,70) und ist hart (MH 9,3) und spröde. Es schmilzt bei 2076 °C (vgl. Stahl ~1370 °C) und siedet bei 3927 °C. Bor hat eine komplexe rhomboedrische Kristallstruktur (CN 5+). Es ist ein Halbleiter mit einer Bandlücke von etwa 1,56 eV. Bor hat eine mäßige Ionisierungsenergie (800,6 kJ/mol), eine geringe Elektronenaffinität (27 kJ/mol) und eine mäßige Elektronegativität (2,04). Da es sich um ein Metalloid handelt, ist der größte Teil seiner Chemie nichtmetallischer Natur. Bor ist ein schlechtes Oxidationsmittel (B₁₂ + 3e → BH₃ = –0,15 V bei pH 0). Während es in fast allen seinen Verbindungen kovalent bindet, kann es mit Übergangsmetallen der Zusammensetzung M . intermetallische Verbindungen und Legierungen bilden_neinB, wenn nein > 2. Das gewöhnliche Boroxid (B₂Ö₃) ist schwach sauer.

Gruppe 14[edit]

Kohlenstoff (als Graphit, seine thermodynamisch stabilste Form) ist ein glänzender und vergleichsweise unreaktiver Feststoff mit einer Dichte von 2,267 g/cm²³, und ist weich (MH 0,5) und spröde. Es sublimiert bei 3642 C° zu Dampf. Kohlenstoff hat eine hexagonale Kristallstruktur (CN 3). Es ist ein Halbmetall in Richtung seiner Ebenen, mit einer elektrischen Leitfähigkeit, die die einiger Metalle übersteigt, und verhält sich in Richtung senkrecht zu seinen Ebenen wie ein Halbleiter. Es hat eine hohe Ionisationsenergie (1086,5 kJ/mol), eine moderate Elektronenaffinität (122 kJ/mol) und eine hohe Elektronegativität (2,55). Kohlenstoff ist ein schlechtes Oxidationsmittel (C + 4e⁻ → CH₄ = 0,13 V bei pH 0). Seine Chemie ist weitgehend kovalent, wobei darauf hingewiesen wird, dass es mit stark elektropositiven Metallen salzartige Carbide bilden kann. Das gewöhnliche Kohlenstoffoxid (CO₂) ist ein mittelstarkes saures Oxid.

Silizium hat einen blaugrauen metallischen Glanz.

Silizium ist ein metallisch aussehender, relativ unreaktiver Feststoff mit einer Dichte von 2.3290 g/cm³, und ist hart (MH 6,5) und spröde. Es schmilzt bei 1414 °C (vgl. Stahl ~1370 °C) und siedet bei 3265 °C. Silizium hat eine diamantkubische Struktur (CN 4). Es ist nicht leitend mit einer Bandlücke von etwa 1,11 eV.^[47] Silizium hat eine mäßige Ionisationsenergie (786,5 kJ/mol), eine mäßige Elektronenaffinität (134 kJ/mol) und eine mäßige Elektronegativität (1,9). Es ist ein schlechtes Oxidationsmittel (Si + 4e → Si₄ = –0,147 bei pH 0). Als Metalloid ist die Chemie von Silizium weitgehend kovalent, wobei darauf hingewiesen wird, dass es mit Metallen wie Eisen und Kupfer Legierungen bilden kann. Das gewöhnliche Siliziumoxid (SiO₂) ist schwach sauer.

Germanium ist ein glänzender, meist unreaktiver grauweißer Feststoff mit einer Dichte von 5,323 g/cm²³ (etwa zwei Drittel von Eisen) und ist hart (MH 6.0) und spröde. Es schmilzt bei 938,25 °C (vgl. Silber 961,78 °C) und siedet bei 2833 °C. Germanium hat eine diamantkubische Struktur (CN 4). Es ist ein Halbleiter mit einer Bandlücke von etwa 0,67 eV. Germanium hat eine mäßige Ionisationsenergie (762 kJ/mol), eine mäßige Elektronenaffinität (119 kJ/mol) und eine mäßige Elektronegativität (2,01). Es ist ein schlechtes Oxidationsmittel (Ge + 4e → GeH₄ = –0,294 bei pH 0). Als Metalloid ist die Chemie von Germanium weitgehend kovalent, wobei darauf hingewiesen wird, dass es mit Metallen wie Aluminium und Gold Legierungen bilden kann. Den meisten Germaniumlegierungen mit Metallen fehlt die metallische oder halbmetallische Leitfähigkeit. Das gewöhnliche Germaniumoxid (GeO₂) ist amphoter.

Gruppe 15[edit]

Stickstoff ist ein farbloses, geruchloses und relativ inertes zweiatomiges Gas mit einer Dichte von 1.251 × 10^-3 g/cm²³ (geringfügig schwerer als Luft). Es kondensiert bei −195.795 °C zu einer farblosen Flüssigkeit und gefriert bei −210.00 °C zu einem eis- oder schneeähnlichen Feststoff. Die feste Form (Dichte 0,85 g/cm²³; vgl. Lithium 0.534) hat eine hexagonale Kristallstruktur und ist weich und leicht zu zerdrücken. Stickstoff ist ein Isolator in all seinen Formen. Es hat eine hohe Ionisationsenergie (1402,3 kJ/mol), eine niedrige Elektronenaffinität (–6,75 kJ/mol) und eine hohe Elektronegativität (3,04). Die letztgenannte Eigenschaft manifestiert sich in der Fähigkeit von Stickstoff, normalerweise starke Wasserstoffbrückenbindungen zu bilden, und seine Vorliebe für die Bildung von Komplexen mit Metallen mit geringen Elektronegativitäten, kleinen Kationenradien und oft hohen Ladungen (+3 oder mehr). Stickstoff ist ein schlechtes Oxidationsmittel (N₂ + 6e⁻ → 2NH₃ = −0,057 V bei pH 0). Nur wenn es sich in einer positiven Oxidationsstufe befindet, also in Kombination mit Sauerstoff oder Fluor, sind seine Verbindungen gute Oxidationsmittel, zum Beispiel 2NO₃⁻ → N₂ = 1,25 V. Seine Chemie ist weitgehend kovalenter Natur; Die Anionenbildung ist aufgrund der starken Abstoßung zwischen den Elektronen, die mit drei ungepaarten Elektronen in seiner äußeren Valenzschale verbunden ist, und daher seiner negativen Elektronenaffinität, energetisch ungünstig. Das gewöhnliche Stickoxid (NO) ist schwach sauer. Viele Stickstoffverbindungen sind weniger stabil als zweiatomiger Stickstoff, daher versuchen Stickstoffatome in Verbindungen, wenn möglich, zu rekombinieren und dabei Energie und Stickstoffgas freizusetzen, die für explosive Zwecke genutzt werden können.

Phosphor, als schwarzer Phosphor

Phosphor ist in seiner thermodynamisch stabilsten schwarzen Form ein glänzender und vergleichsweise unreaktiver Feststoff mit einer Dichte von 2,69 g/cm²³, und ist weich (MH 2.0) und hat ein schuppiges Verhalten. Es sublimiert bei 620 °C. Schwarzer Phosphor hat eine orthorhombische Kristallstruktur (CN 3). Es ist ein Halbleiter mit einer Bandlücke von 0,3 eV. Es hat eine hohe Ionisationsenergie (1086,5 kJ/mol), eine moderate Elektronenaffinität (72 kJ/mol) und eine moderate Elektronegativität (2,19). Im Vergleich zu Stickstoff bildet Phosphor normalerweise schwache Wasserstoffbrückenbindungen und bevorzugt Komplexe mit Metallen mit hohen Elektronegativitäten, großen Kationenradien und oft niedrigen Ladungen (normalerweise +1 oder +2. Phosphor ist ein schlechtes Oxidationsmittel (P₄ + 3e⁻ → PH₃^– = –0,046 V bei pH 0 für die weiße Form, –0,088 V für die rote). Seine Chemie ist weitgehend kovalent, wobei darauf hingewiesen wird, dass es mit stark elektropositiven Metallen salzartige Phosphide bilden kann. Im Vergleich zu Stickstoff haben Elektronen auf Phosphor mehr Platz, was ihre gegenseitige Abstoßung verringert und dazu führt, dass die Anionenbildung weniger Energie benötigt. Das gewöhnliche Phosphoroxid (P₂Ö₅) ist ein mittelstarkes saures Oxid.

Weißer Phosphor, unter Wasser gelagert, um seine Oxidation zu verhindern^[48]

Bei der Beurteilung der Periodizität der Eigenschaften der Elemente ist zu beachten, dass die angegebenen Eigenschaften von Phosphor eher die der am wenigsten stabilen weißen Form sind als, wie bei allen anderen Elementen, der stabilsten Form. Weißer Phosphor ist das häufigste, industriell wichtigste und leicht reproduzierbare Allotrop. Aus diesen Gründen ist dies der Standardzustand des Elements. Paradoxerweise ist es auch thermodynamisch die am wenigsten stabile sowie die flüchtigste und reaktivste Form. Es ändert sich allmählich zu rotem Phosphor. Diese Umwandlung wird durch Licht und Wärme beschleunigt, und Proben von weißem Phosphor enthalten fast immer etwas roten Phosphor und erscheinen dementsprechend gelb. Aus diesem Grund wird weißer Phosphor, der gealtert oder anderweitig unrein ist, auch als gelber Phosphor bezeichnet. Wenn er Sauerstoff ausgesetzt ist, leuchtet weißer Phosphor im Dunkeln mit einem sehr schwachen Grün- und Blaustich. Es ist leicht entzündlich und bei Kontakt mit Luft pyrophor (selbstentzündlich). Weißer Phosphor hat eine Dichte von 1,823 g/cm²³, ist weich (MH 0,5) wie Wachs, biegsam und kann mit einem Messer geschnitten werden. Es schmilzt bei 44,15 °C und siedet bei schnellem Erhitzen bei 280,5 °C; es bleibt ansonsten fest und wandelt sich bei 550 °C in violetten Phosphor um. Es hat eine kubisch-raumzentrierte Struktur, analog der von Mangan, mit einer Elementarzelle von 58 P₄ Moleküle. Es ist ein Isolator mit einer Bandlücke von etwa 3,7 eV.

Arsen, in einem Behälter versiegelt, um ein Anlaufen zu verhindern

Arsen ist ein grauer, metallisch wirkender Festkörper, der an trockener Luft stabil ist, aber an feuchter Luft eine goldbronze-patina entwickelt, die bei weiterer Einwirkung schwarz wird. Es hat eine Dichte von 5,727 g/cm²³, und ist spröde und mäßig hart (MH 3,5; mehr als Aluminium; weniger als Eisen). Arsen sublimiert bei 615 °C. Es hat eine rhomboedrische polyatomare Kristallstruktur (CN 3). Arsen ist ein Halbmetall mit einer elektrischen Leitfähigkeit von etwa 3,9 × 10⁴ S•cm^-1 und eine Bandenüberlappung von 0,5 eV. Es hat eine mäßige Ionisationsenergie (947 kJ/mol), eine mäßige Elektronenaffinität (79 kJ/mol) und eine mäßige Elektronegativität (2,18). Arsen ist ein schlechtes Oxidationsmittel (As + 3e → AsH₃ = –0,22 bei pH 0). Als Metalloid ist seine Chemie weitgehend kovalent, wobei darauf hingewiesen wird, dass es mit Metallen spröde Legierungen bilden kann und eine umfangreiche metallorganische Chemie aufweist. Den meisten Legierungen von Arsen mit Metallen fehlt die metallische oder halbmetallische Leitfähigkeit. Das gewöhnliche Arsenoxid (As₂Ö₃) ist sauer, aber schwach amphoter.

Antimon zeigt seinen brillanten Glanz

Antimon ist ein silberweißer Feststoff mit blauem Farbton und brillantem Glanz. Es ist bei Raumtemperatur luft- und feuchtigkeitsstabil. Antimon hat eine Dichte von 6,697 g/cm²³, und ist mäßig hart (MH 3,0; ungefähr gleich wie Kupfer). Es hat eine rhomboedrische Kristallstruktur (CN 3). Antimon schmilzt bei 630,63 °C und siedet bei 1635 °C. Es ist ein Halbmetall mit einer elektrischen Leitfähigkeit von etwa 3,1 × 10⁴ S•cm^-1 und eine Bandenüberlappung von 0,16 eV. Antimon hat eine mäßige Ionisierungsenergie (834 kJ/mol), eine mäßige Elektronenaffinität (101 kJ/mol) und eine mäßige Elektronegativität (2,05). Es ist ein schlechtes Oxidationsmittel (Sb + 3e → SbH₃ = –0,51 bei pH 0). Als Metalloid ist seine Chemie weitgehend kovalenter Natur, wobei darauf hingewiesen wird, dass es mit einem oder mehreren Metallen wie Aluminium, Eisen, Nickel, Kupfer, Zink, Zinn, Blei und Wismut Legierungen bilden kann und eine umfangreiche metallorganische Chemie aufweist. Die meisten Legierungen von Antimon mit Metallen haben eine metallische oder halbmetallische Leitfähigkeit. Das gewöhnliche Antimonoxid (Sb₂Ö₃) ist amphoter.

Gruppe 16[edit]

Sauerstoff ist ein farbloses, geruchloses und unvorhersehbar reaktives zweiatomiges Gas mit einer Gasdichte von 1.429 × 10^-3 g/cm²³ (geringfügig schwerer als Luft). Es ist im Allgemeinen bei Raumtemperatur nicht reaktiv. So behält Natriummetall “in Gegenwart absolut trockener Luft über Tage seinen metallischen Glanz und kann in Gegenwart von trockenem Sauerstoff sogar geschmolzen werden (Fp. 97,82 °C) ohne sich zu entzünden”.^[49] Andererseits kann Sauerstoff mit vielen anorganischen und organischen Verbindungen entweder spontan oder unter den richtigen Bedingungen reagieren.^[50] (wie eine Flamme oder ein Funke) [or ultra-violet light?]. Es kondensiert zu einer hellblauen Flüssigkeit bei −182.962 °C und gefriert bei −218.79 °C zu einem hellblauen Feststoff. Die feste Form (Dichte 0,0763 g/cm²³) hat eine kubische Kristallstruktur und ist weich und leicht zu zerdrücken. Sauerstoff ist ein Isolator in all seinen Formen. Es hat eine hohe Ionisationsenergie (1313,9 kJ/mol), eine mäßig hohe Elektronenaffinität (141 kJ/mol) und eine hohe Elektronegativität (3,44). Sauerstoff ist ein starkes Oxidationsmittel (O₂ + 4e → 2H₂O = 1,23 V bei pH 0). Metalloxide sind weitgehend ionischer Natur.^[51]

Schwefel ist ein hellgelbes mäßig reaktives^[52] solide. Es hat eine Dichte von 2,07 g/cm²³ und ist weich (MH 2.0) und spröde. Es schmilzt zu einer hellgelben Flüssigkeit bei 95,3 °C und siedet bei 444,6 °C. Schwefel hat auf der Erde ein Zehntel des Sauerstoffs. Es hat eine orthorhombische polyatomare (CN 2) Kristallstruktur und ist spröde. Schwefel ist ein Isolator mit einer Bandlücke von 2,6 eV und ein Photoleiter, was bedeutet, dass sich seine elektrische Leitfähigkeit bei Beleuchtung um das Millionenfache erhöht. Schwefel hat eine mäßige Ionisationsenergie (999,6 kJ/mol), eine hohe Elektronenaffinität (200 kJ/mol) und eine hohe Elektronegativität (2,58). Es ist ein schlechtes Oxidationsmittel (S₈ + 2e⁻ → H₂S = 0,14 V bei pH 0). Die Chemie des Schwefels ist weitgehend kovalent, wobei darauf hingewiesen wird, dass er mit stark elektropositiven Metallen ionische Sulfide bilden kann. Das gewöhnliche Schwefeloxid (SO₃) ist stark sauer.

Selen ist ein metallisch aussehendes, mäßig reaktives^[52] fest mit einer Dichte von 4,81 g/cm²³ und ist weich (MH 2.0) und spröde. Es schmilzt bei 221 °C zu einer schwarzen Flüssigkeit und siedet bei 685 °C zu einem dunkelgelben Dampf. Selen hat eine hexagonale polyatomare (CN 2) Kristallstruktur. Es ist ein Halbleiter mit einer Bandlücke von 1,7 eV und ein Photoleiter, was bedeutet, dass sich seine elektrische Leitfähigkeit bei Beleuchtung um das Millionenfache erhöht. Selen hat eine moderate Ionisationsenergie (941,0 kJ/mol), eine hohe Elektronenaffinität (195 kJ/mol) und eine hohe Elektronegativität (2,55). Es ist ein schlechtes Oxidationsmittel (Se + 2e⁻ → H₂Se = –0,082 V bei pH 0). Die Chemie von Selen ist weitgehend kovalent, wobei darauf hingewiesen wird, dass es mit stark elektropositiven Metallen ionische Selenide bilden kann. Das gewöhnliche Selenoxid (SeO₃) ist stark sauer.

Tellur ist ein silbrig-weißes, mäßig reaktives,^[52] glänzender Feststoff, der eine Dichte von 6,24 g/cm² hat³ und ist weich (MH 2,25) und spröde. Es ist das weichste der allgemein anerkannten Halbmetalle. Tellur reagiert mit kochendem Wasser oder frisch ausgefällt schon bei 50 °C zu Dioxid und Wasserstoff: Te + 2 H₂O → TeO₂ + 2 H₂. Es hat einen Schmelzpunkt von 450 °C und einen Siedepunkt von 988 °C. Tellur hat eine mehratomige (CN 2) hexagonale Kristallstruktur. Es ist ein Halbleiter mit einer Bandlücke von 0,32 bis 0,38 eV. Tellur hat eine mäßige Ionisationsenergie (869,3 kJ/mol), eine hohe Elektronenaffinität (190 kJ/mol) und eine mäßige Elektronegativität (2,1). Es ist ein schlechtes Oxidationsmittel (Te + 2e⁻ → H₂Te = -0,45 V bei pH 0). Die Chemie von Tellur ist weitgehend kovalenter Natur, wobei darauf hingewiesen wird, dass es eine umfangreiche metallorganische Chemie aufweist und dass viele Telluride als metallische Legierungen angesehen werden können. Das gewöhnliche Telluroxid (TeO₂) ist amphoter.

Gruppe 17[edit]

Flüssiges Fluor, in einem kryogenen Bad

Fluor ist ein extrem giftiges und reaktives blassgelbes zweiatomiges Gas, das mit einer Gasdichte von 1,696 × 10^-3 g/cm²³, ist etwa 40 % schwerer als Luft. Seine extreme Reaktivität ist derart, dass es erst 1886 (durch Elektrolyse) und erst 1986 chemisch isoliert wurde. Sein Vorkommen in einem nicht kombinierten Zustand in der Natur wurde erstmals 2012 berichtet, ist aber umstritten. Fluor kondensiert bei −188,11 °C zu einer blassgelben Flüssigkeit und gefriert zu einem farblosen Feststoff^[49] bei −219,67 °C. Die feste Form (Dichte 1,7 g/cm²^-3) hat eine kubische Kristallstruktur und ist weich und leicht zu zerdrücken. Fluor ist in all seinen Formen ein Isolator. Es hat eine hohe Ionisationsenergie (1681 kJ/mol), eine hohe Elektronenaffinität (328 kJ/mol) und eine hohe Elektronegativität (3,98). Fluor ist ein starkes Oxidationsmittel (F₂ + 2e → 2HF = 2,87 V bei pH 0); “Selbst Wasser in Form von Dampf fängt in einer Fluoratmosphäre Feuer”.^[53] Metallfluoride sind im Allgemeinen ionischer Natur.

Chlor ist ein reizendes grün-gelbes zweiatomiges Gas, das extrem reaktiv ist und eine Gasdichte von 3,2 × 10 . hat^-3 g/cm²³ (ca. 2,5 mal schwerer als Luft). Es kondensiert bei −34,04 °C zu einer bernsteinfarbenen Flüssigkeit und gefriert bei −101,5 °C zu einem gelben kristallinen Feststoff. Die feste Form (Dichte 1,9 g/cm²^-3) hat eine orthorhombische Kristallstruktur und ist weich und lässt sich leicht zerdrücken. Chlor ist ein Isolator in all seinen Formen. Es hat eine hohe Ionisationsenergie (1251,2 kJ/mol), eine hohe Elektronenaffinität (349 kJ/mol; höher als Fluor) und eine hohe Elektronegativität (3,16). Chlor ist ein starkes Oxidationsmittel (Cl₂ + 2e → 2HCl = 1,36 V bei pH 0). Metallchloride sind weitgehend ionischer Natur. Das gewöhnliche Chloroxid (Cl₂Ö₇) ist stark sauer.

Brom ist eine tiefbraune zweiatomige Flüssigkeit, die ziemlich reaktiv ist und eine Flüssigkeitsdichte von 3,1028 g/cm² hat³. Es siedet bei 58,8 °C und erstarrt bei -7,3 °C zu einem orangefarbenen kristallinen Feststoff (Dichte 4,05 g/cm^-3). Es ist neben Quecksilber das einzige Element, von dem bekannt ist, dass es bei Raumtemperatur flüssig ist. Die feste Form hat wie Chlor eine orthorhombische Kristallstruktur und ist weich und leicht zu zerdrücken. Brom ist ein Isolator in all seinen Formen. Es hat eine hohe Ionisationsenergie (1139,9 kJ/mol), eine hohe Elektronenaffinität (324 kJ/mol) und eine hohe Elektronegativität (2,96). Brom ist ein starkes Oxidationsmittel (Br₂ + 2e → 2HBr = 1,07 V bei pH 0). Metallbromide sind weitgehend ionischer Natur. Das instabile gewöhnliche Bromoxid (Br₂Ö₅) ist stark sauer.

Jod, das seltenste der nichtmetallischen Halogene, ist ein metallisch aussehender Feststoff, der mäßig reaktiv ist und eine Dichte von 4,933 g/cm² hat³. Es schmilzt bei 113,7 °C zu einer braunen Flüssigkeit und siedet bei 184,3 °C zu einem violetten Dampf. Es hat eine orthorhombische kristalline Struktur mit einem flockigen Habitus. Jod ist in Richtung seiner Ebenen ein Halbleiter mit einer Bandlücke von etwa 1,3 eV und einer Leitfähigkeit von 1,7 × 10^-8 S•cm^-1 bei Raumtemperatur. Dies ist höher als Selen, aber niedriger als Bor, das am wenigsten elektrisch leitende der anerkannten Halbmetalle. Jod ist ein Isolator in der Richtung senkrecht zu seinen Ebenen. Es hat eine hohe Ionisationsenergie (1008.4 kJ/mol), eine hohe Elektronenaffinität (295 kJ/mol) und eine hohe Elektronegativität (2.66). Jod ist ein mäßig starkes Oxidationsmittel (I₂ + 2e → 2I⁻ = 0,53 V bei pH 0). Metalliodide sind überwiegend ionischer Natur. Das einzige stabile Jodoxid (I₂Ö₅) ist stark sauer.

Astat, ist das seltenste natürlich vorkommende Element in der Erdkruste, das nur als Zerfallsprodukt verschiedener schwererer Elemente vorkommt. Alle Isotope von Astatin sind kurzlebig; am stabilsten ist Astatin-210 mit einer Halbwertszeit von 8,1 Stunden. Astat wird manchmal als wahrscheinlich ein schwarzer Feststoff beschrieben (vorausgesetzt, es folgt diesem Trend) oder als mit einem metallischen Aussehen. Astat wird als Halbleiter mit einer Bandlücke von etwa 0,7 eV vorhergesagt. Es hat eine mäßige Ionisationsenergie (900 kJ/mol), eine hohe Elektronenaffinität (233 kJ/mol) und eine mäßige Elektronegativität (2.2). Astatin ist ein mäßig schwaches Oxidationsmittel (At₂ + 2e → 2At⁻ = 0,3 V bei pH 0).

Gruppe 18[edit]

Helium hat eine Dichte von 1,785 × 10^-4 g/cm²³ (vgl. Luft 1,225 × 10^-3 g/cm²³), verflüssigt sich bei −268.928 °C und kann bei Normaldruck nicht verfestigt werden. Es hat den niedrigsten Siedepunkt aller Elemente. Flüssiges Helium weist Suprafluidität, Supraleitfähigkeit und eine Viskosität nahe Null auf; seine Wärmeleitfähigkeit ist höher als die jeder anderen bekannten Substanz (mehr als das 1.000-fache von Kupfer). Helium kann nur bei −272,20 °C unter einem Druck von 2,5 MPa erstarren. Es hat eine sehr hohe Ionisierungsenergie (2372,3 kJ/mol), eine geringe Elektronenaffinität (geschätzt auf −50 kJ/mol) und eine hohe Elektronegativität (4.16 χSpec). Bisher wurden keine normalen Heliumverbindungen synthetisiert.

Neon in einer elektrischen Entladungsröhre

Neon hat eine Dichte von 9.002 × 10^-4 g/cm²³, verflüssigt sich bei −245,95 °C und erstarrt bei −248,45 °C. Es hat den engsten Flüssigkeitsbereich aller Elemente und hat in flüssiger Form die über 40-fache Kälteleistung von flüssigem Helium und dreimal so viel wie flüssigem Wasserstoff. Neon hat eine sehr hohe Ionisationsenergie (2080,7 kJ/mol), eine geringe Elektronenaffinität (geschätzt auf −120 kJ/mol) und eine sehr hohe Elektronegativität (4,787 χSpec). Es ist das am wenigsten reaktive Edelgas; bisher wurden keine normalen Neonverbindungen synthetisiert.

Ein kleines Stück schnell schmelzendes festes Argon

Argon hat eine Dichte von 1.784 × 10^-3 g/cm²³, verflüssigt sich bei −185.848 °C und erstarrt bei −189.34 °C. Obwohl ungiftig, ist es 38% dichter als Luft und gilt daher in geschlossenen Räumen als gefährliches Erstickungsmittel. Es ist schwer nachzuweisen, da es (wie alle Edelgase) farb-, geruchs- und geschmacklos ist. Argon hat eine hohe Ionisierungsenergie (1520.6 kJ/mol), eine niedrige Elektronenaffinität (geschätzt auf −96 kJ/mol) und eine hohe Elektronegativität (3.242 χSpec). Eine interstitielle Verbindung von Argon, Ar₁C₆₀ ist bei Raumtemperatur ein stabiler Feststoff.

Eine Kr-förmige Krypton-Entladungsröhre

Krypton hat eine Dichte von 3,749 × 10^-3 g/cm²³, verflüssigt sich bei −153.415 °C und erstarrt bei −157.37 °C. Es hat eine hohe Ionisierungsenergie (1350.8 kJ/mol), eine geringe Elektronenaffinität (geschätzt auf −60 kJ/mol) und eine hohe Elektronegativität (2.966 χSpec). Krypton kann mit Fluor zum Difluorid KrF . umgesetzt werden₂. Die Reaktion von KrF
_² mit B(OTeF
_⁵)
_³ erzeugt eine instabile Verbindung, Kr(OTeF
_⁵)
_², das eine Krypton-Sauerstoff-Bindung enthält.

Unter Druck stehendes Xenongas in einem Acrylwürfel eingekapselt

Xenon hat eine Dichte von 5,894 × 10^-3 g/cm²³, verflüssigt sich bei −161,4 °C und erstarrt bei −165.051 °C. Es ist nicht toxisch und gehört zu einer ausgewählten Gruppe von Substanzen, die die Blut-Hirn-Schranke durchdringen und bei Inhalation in hohen Konzentrationen mit Sauerstoff eine leichte bis vollständige chirurgische Anästhesie verursachen. Xenon hat eine hohe Ionisierungsenergie (1170.4 kJ/mol), eine niedrige Elektronenaffinität (geschätzt auf −80 kJ/mol) und eine hohe Elektronegativität (2.582 χSpec). Es bildet eine relativ große Anzahl von Verbindungen, die meist Fluor oder Sauerstoff enthalten. Ein ungewöhnliches Xenon-haltiges Ion ist das Tetraxenonogold(II)-Kation. AuXe²⁺
₄, das Xe-Au-Bindungen enthält. Dieses Ion kommt in der Verbindung vor AuXe
_⁴(Sb
_²F
_¹¹)
_², und zeichnet sich durch direkte chemische Bindungen zwischen zwei notorisch unreaktiven Atomen, Xenon und Gold, aus, wobei Xenon als Übergangsmetallligand fungiert. Die Verbindung Xe
_²Sb
_²F
_¹¹ enthält eine Xe-Xe-Bindung, die längste bekannte Element-Element-Bindung (308.71 pm = 3.0871 Å). Das häufigste Xenonoxid (XeO₃) ist stark sauer.

Radon, das radioaktiv ist, hat eine Dichte von 9,73 × 10^-3 g/cm²³, verflüssigt sich bei −61,7 °C und erstarrt bei −71 °C. Es hat eine hohe Ionisierungsenergie (1037 kJ/mol), eine niedrige Elektronenaffinität (geschätzt auf −70 kJ/mol) und eine hohe Elektronegativität (2.60 χSpec). Die einzigen bestätigten Verbindungen von Radon, dem seltensten der natürlich vorkommenden Edelgase, sind das Difluorid RnF₂und Trioxid, RnO₃. Es wurde berichtet, dass Radon ein einfaches Rn a bilden kann²⁺ Kation in Halogenfluoridlösung, was für ein Nichtmetall ein höchst ungewöhnliches Verhalten ist, und noch dazu ein Edelgas. Radontrioxid (RnO₃) wird als sauer erwartet.

Oganesson, das schwerste Element des Periodensystems, wurde erst vor kurzem synthetisiert. Aufgrund seiner kurzen Halbwertszeit wurden seine chemischen Eigenschaften noch nicht untersucht. Aufgrund der erheblichen relativistischen Destabilisierung des 7p_3/2 Orbitalen wird erwartet, dass es signifikant reaktiv ist und sich ähnlicher wie die Elemente der Gruppe 14 verhält, da es effektiv vier Valenzelektronen außerhalb eines Pseudo-Edelgaskerns hat. Sein Siedepunkt wird bei etwa 80 ± 30 °C erwartet, so dass es sich wahrscheinlich weder um Edelmetalle noch um Gas handelt; als Flüssigkeit wird eine Dichte von etwa 5 g/cm² erwartet³. Es wird eine kaum positive Elektronenaffinität (geschätzt auf 5 kJ/mol) und eine moderate Ionisationsenergie von etwa 860 kJ/mol erwartet, was für ein Nichtmetall eher niedrig ist und denen der Metalloide Tellur und Astat nahe kommt. Die Oganessonfluoride OgF₂ und OgF₄ Es wird erwartet, dass sie einen signifikanten ionischen Charakter aufweisen, was darauf hindeutet, dass Oganesson zumindest beginnende metallische Eigenschaften aufweisen könnte. Die Oxide von Oganesson, OgO und OgO₂, werden als amphoter vorhergesagt.

Querschnittsbeziehungen[edit]

Auszug aus dem Periodensystem, der einige Beziehungen zwischen den Nichtmetallen zeigt. Die gestrichelte Linie um H zeigt an, dass H normalerweise ganz links im Periodensystem über Li in Gruppe 1 positioniert ist. Die roten Pfeile zeigen an, dass, wie bei den Metalloiden, die stabilsten Formen von C, P, Se und I haben jeweils ein metallisches Aussehen. Der weiße Pfeil zeigt an, dass N, S und Br ein Gas, ein Feststoff bzw. eine Flüssigkeit sind. Damit bleibt das Dreieck aus O, F und Cl übrig, das die korrosivsten Nichtmetalle darstellt. Hier nicht gezeigt sind At (ein Metalloid, das als Nachübergangsmetall vorhergesagt wird), Rn (ein Edelgas, das beginnendes metallisches Verhalten zeigt) und Og (möglicherweise ein Metalloid).

Einige Paare von Nichtmetallen weisen zusätzliche Beziehungen auf, die über die mit der Gruppenmitgliedschaft hinausgehen.

H und C. Wasserstoff in Gruppe 1 und Kohlenstoff in Gruppe 14 zeigen einige Ähnlichkeiten außerhalb der Gruppe.^[54] Diese umfassen Nähe bei Ionisierungsenergien, Elektronenaffinitäten und Elektronegativitätswerten; halbgefüllte Valenzschalen; und Korrelationen zwischen der Chemie von H-H- und C-H-Bindungen.

H und N. Beide sind relativ unreaktive farblose zweiatomige Gase mit vergleichsweise hohen Ionisierungsenergien (1312.0 und 1402.3 kJ/mol), die jeweils Halbvalenz-Unterschalen von 1s bzw. 2p aufweisen. Wie das reaktive Azid N₃⁻ Anion, Interelektronenabstoßung im H⁻ Hydridanion (mit seiner einzelnen Kernladung) machen ionische Hydride hochreaktiv. Ungewöhnlich für Nichtmetalle sind die beiden Elemente in kationischer Form bekannt. Im Wasser das H⁺ “Kation” existiert als H₁₃Ö₆⁺ -Ion mit einem delokalisierten Proton in einer zentralen OHO-Gruppe.^[55] Stickstoff bildet ein N₅⁺ Pentazenium-Kation; Großmengen des Salzes N₅⁺SbF₆⁻ zubereitet werden kann. Zufälligerweise ist das NH₄⁺ Ammoniumkation verhält sich in vielerlei Hinsicht wie ein Alkalimetallanion.^[56]

C und P. Kohlenstoff und Phosphor sind ein Beispiel für eine weniger bekannte Diagonalbeziehung, insbesondere in der organischen Chemie. “Spektakuläre” Beweise für diesen Zusammenhang lieferte 1987 die Synthese eines ferrocenähnlichen Moleküls, bei dem sechs der Kohlenstoffatome durch Phosphoratome ersetzt wurden.^[56] Eine weitere Veranschaulichung des Themas ist die “außergewöhnliche” Ähnlichkeit zwischen niedrigkoordinierten Phosphorverbindungen und ungesättigten Kohlenstoffverbindungen sowie die damit verbundene Forschung zur Organophosphorchemie.^[57] Im Jahr 2020 wurde die erste Verbindung mit drei Kohlenstoffatomen und einem Phosphor in einem Tetraeder angeordnet, Tri-tert-Butylphosphattrahedran, (PC₃)(C₄H₉)₃ synthetisiert wurde. Während reines All-Carbon-Tetrahedran (CH)₄ nie isoliert wurde, wurde Phosphor aufgrund seiner Fähigkeit, tetraedrische Moleküle zu bilden, und der Ähnlichkeit einiger seiner Eigenschaften mit denen von Kohlenstoff ausgewählt.^[58]

C und N. Kohlenstoff bildet mit Stickstoff eine umfangreiche Reihe von Nitridverbindungen einschließlich solcher mit hohen N:C-Verhältnissen und mit einfachen Strukturen (CN₁₂); kettenartig (C₆Nein₂ beispielsweise); graphit (verknüpft C₆Nein₇ Einheiten); Fulleren (C₄₈Nein₁₂) oder polymer (C₃Nein₃ Einheiten). Die meisten der bisher hergestellten Verbindungen enthalten auch Mengen an Wasserstoff.^[59]

N und P. Wie bei Stickstoff ist die Chemie von Phosphor die der kovalenten Bindung; die beiden Nichtmetalle bilden selten Anionen. Obwohl sie zur gleichen Gruppe gehören und die Zusammensetzung einiger ihrer Verbindungen einander ähnelt, sind die einzelnen Chemien von Stickstoff und Phosphor sehr unterschiedlich.^[60] Allerdings bilden die beiden Elemente eine umfangreiche Reihe von Phosphor-Stickstoff-Verbindungen mit Ketten-, Ring- und Käfigstrukturen; die P-N-Wiederholungseinheit in diesen Strukturen weist eine starke Ähnlichkeit mit der S-N-Wiederholungseinheit auf, die in der breiten Palette von Schwefel-Stickstoff-Verbindungen zu finden ist, die im Folgenden diskutiert wird.^[61]

N und S. Stickstoff und Schwefel haben eine weniger bekannte diagonale Beziehung, die sich in ähnlichen Ladungsdichten und Elektronegativitäten manifestiert (letztere sind identisch, wenn nur die p Elektronen werden gezählt; siehe Hinze und Jaffe 1962), insbesondere wenn Schwefel an eine elektronenziehende Gruppe gebunden ist. Sie sind in der Lage, eine umfangreiche Reihe scheinbar austauschbarer Schwefelnitride zu bilden, von denen das bekannteste, polymeres Schwefelnitrid, metallisch und ein Supraleiter unter 0,26 K ist. Die aromatische Natur des S₃Nein₂²⁺ Ion dient insbesondere als “Beispiel” für die Ähnlichkeit der elektronischen Energien zwischen den beiden Nichtmetallen.^[56]

N und O. Stickstoff und Sauerstoff sind die Hauptbestandteile der Luft. Beide werden unter Druck giftig, also Stickstoffnarkose; Sauerstoffnarkose. Sie reagieren bereitwillig miteinander. Stickstoff bildet mehrere Oxide, einschließlich Lachgas, N₂O, in dem sich Stickstoff in der Oxidationsstufe +1 befindet; Stickoxid, NO, in dem es sich im +2-Zustand befindet; und Stickstoffdioxid, NO₂, in dem es sich im Zustand +4 befindet.

Viele der Stickoxide sind extrem flüchtig; sie sind die Hauptquellen der Verschmutzung der Atmosphäre. Lachgas, auch Lachgas genannt, wird manchmal als Anästhetikum verwendet; beim Einatmen erzeugt es eine leichte Hysterie. Stickstoffmonoxid reagiert schnell mit Sauerstoff zu braunem Stickstoffdioxid, einem Zwischenprodukt bei der Herstellung von Salpetersäure und einem starken Oxidationsmittel, das in chemischen Prozessen und Raketentreibstoffen verwendet wird.

Im Allgemeinen ähnelt Stickstoff Sauerstoff mit seiner hohen Elektronegativität und der gleichzeitigen Fähigkeit zur Wasserstoffbrückenbindung und der Fähigkeit, Koordinationskomplexe durch Abgabe seiner einsamen Elektronenpaare zu bilden. Es gibt einige Parallelen zwischen der Chemie von Ammoniak NH₃ und Wasser H₂O. Zum Beispiel die Fähigkeit beider Verbindungen, proniert zu werden, um NH₄⁺ und H₃Ö⁺ oder deprotoniert zu NH₂⁻ und OH⁻, wobei alle diese in festen Verbindungen isoliert werden können.

O und S. Sauerstoff und Schwefel reagieren leicht miteinander und bilden niedere Schwefeloxide (S_neinOh, S₇Ö₂ und S₆Ö₂); Schwefelmonoxid (SO) und sein Dimer, Dischwefeldioxid (S₂Ö₂); Schwefeldioxid (SO₂); Schwefeltrioxid (SO₃); höhere Schwefeloxide (SO₃ und so₄ und polymere Kondensate davon); und Dischwefelmonoxid (S₂Ö). Bei der Verbrennung von Kohle und/oder Erdöl durch Industrie und Kraftwerke entsteht Schwefeldioxid (SO₂), das mit atmosphärischem Wasser und Sauerstoff zu Schwefelsäure (H₂SO₄) und schweflige Säure (H₂SO₃). Diese Säuren sind Bestandteile des sauren Regens und senken den pH-Wert von Böden und Süßwasserkörpern, was manchmal zu erheblichen Umweltschäden und chemischer Verwitterung von Statuen und Bauwerken führt. In den meisten sauerstoffhaltigen organischen Molekülen können die Sauerstoffatome durch Schwefelatome ersetzt werden.

O und Kl. “Chlorierungsreaktionen haben viele Ähnlichkeiten mit Oxidationsreaktionen. Sie sind nicht auf das thermodynamische Gleichgewicht beschränkt und führen oft zu einer vollständigen Chlorierung. Die Reaktionen sind oft stark exotherm. Chlor bildet wie Sauerstoff brennbare Gemische mit organischen Verbindungen.”^[62]

O und F. Fluor und Sauerstoff teilen sich die Fähigkeit, unter den Elementen oft die höchsten Oxidationsstufen hervorzubringen.

P und S (Se). Phosphor reagiert mit Schwefel und Selen (und Sauerstoff) zu einer Vielzahl von Verbindungen. Diese Verbindungen zeichnen sich durch strukturelle Analogien aus, die sich vom weißen Phosphor P . ableiten₄ Tetraeder.^[63]

S und Se Gemeinsamkeiten zwischen Schwefel und Selen sind offensichtlich. Selen findet sich beispielsweise in Metallsulfiderzen, wo es teilweise Schwefel ersetzt; beide Elemente sind Fotoleiter – ihre elektrische Leitfähigkeit erhöht sich bei Lichteinwirkung um bis zu sechs Größenordnungen.^[64]

Ich und Xe. Die Chemie von Jod in seinen Oxidationsstufen +1, +3, +5 und +7 ist analog zu der von Xenon in einer unmittelbar höheren Oxidationsstufe.

Allotrope[edit]

Einige Allotrope von Kohlenstoff

Viele Nichtmetalle haben weniger stabile Allotrope mit entweder nichtmetallischen oder metallischen Eigenschaften. Graphit, der Standardzustand von Kohlenstoff, hat ein glänzendes Aussehen und ist ein ziemlich guter elektrischer Leiter. Das Diamantallotrop von Kohlenstoff ist jedoch eindeutig nichtmetallisch, ist jedoch durchscheinend und hat eine relativ schlechte elektrische Leitfähigkeit. Kohlenstoff ist auch in mehreren anderen allotropen Formen bekannt, darunter halbleitendes Buckminsterfulleren (C₆₀). Stickstoff kann gasförmigen Tetrastickstoff (N₄), ein instabiles mehratomiges Molekül mit einer Lebensdauer von etwa einer Mikrosekunde.^[65] Sauerstoff ist im Standardzustand ein zweiatomiges Molekül; es existiert auch als Ozon (O₃), ein instabiles nichtmetallisches Allotrop mit einer Halbwertszeit von etwa einer halben Stunde.^[66] Phosphor existiert einzigartig in mehreren allotropen Formen, die stabiler sind als der Standardzustand als weißer Phosphor (P₄). Die roten und schwarzen Allotrope sind wahrscheinlich die bekanntesten; beides sind Halbleiter. Phosphor wird auch als Diphosphor (P₂), ein instabiles zweiatomiges Allotrop.^[67] Schwefel hat mehr Allotrope als jedes andere Element;^[68] alle diese, außer plastischer Schwefel (eine metastabile duktile Mischung von Allotropen)^[69] haben nichtmetallische Eigenschaften. Selen hat mehrere nichtmetallische Allotrope, die alle viel weniger elektrisch leitend sind als sein Standardzustand graues “metallisches” Selen.^[70] Jod ist auch in halbleitender amorpher Form bekannt.^[71] Unter ausreichend hohen Drücken werden knapp über die Hälfte der Nichtmetalle, beginnend mit Phosphor bei 1,7 GPa,^[72] Es wurde beobachtet, dass sie metallische Allotrope bilden.

Die meisten Metalloide bilden wie die weniger elektronegativen Nichtmetalle Allotrope. Bor ist in mehreren kristallinen und amorphen Formen bekannt. Die Entdeckung eines quasisphärischen allotropen Moleküls Borospheren (B₄₀) wurde im Juli 2014 angekündigt. Silizium war zuletzt nur in seiner kristallinen und amorphen Form bekannt. Silicen, ein zweidimensionales Allotrop von Silizium mit einer hexagonalen Wabenstruktur ähnlich der von Graphen, wurde 2010 beobachtet. Die Synthese eines orthorhombischen Allotrops Si₂₄, wurde 2014 später beschrieben. Bei einem Druck von ~10–11 GPa wandelt sich Germanium in eine metallische Phase mit der gleichen tetragonalen Struktur wie Zinn um; bei Dekompression – und abhängig von der Geschwindigkeit der Druckentlastung – bildet metallisches Germanium eine Reihe von Allotropen, die bei Umgebungsbedingungen metastabil sind. Germanium bildet auch ein Graphen-Analogon, Germanen. Arsen und Antimon bilden mehrere bekannte Allotrope (gelb, grau und schwarz). Tellur ist nur in seiner kristallinen und amorphen Form bekannt; Es sind keine Allotrope von Astatin bekannt.

Fülle und Extraktion[edit]

Wasserstoff und Helium machen schätzungsweise etwa 99 Prozent der gesamten gewöhnlichen Materie im Universum aus. Es wird angenommen, dass weniger als fünf Prozent des Universums aus gewöhnlicher Materie bestehen, die durch Sterne, Planeten und Lebewesen repräsentiert wird. Das Gleichgewicht besteht aus dunkler Energie und dunkler Materie, die beide derzeit kaum verstanden werden.^[73]

Wasserstoff, Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff bilden den größten Teil der Erdatmosphäre, der Ozeane, der Kruste und der Biosphäre; die übrigen Nichtmetalle weisen Häufigkeiten von 0,5 Prozent oder weniger auf. Im Vergleich dazu besteht die Kruste zu 35 Prozent aus den Metallen Natrium, Magnesium, Aluminium, Kalium und Eisen; zusammen mit einem Metalloid, Silizium. Alle anderen Metalle und Halbmetalle haben in der Kruste, den Ozeanen oder der Biosphäre eine Häufigkeit von 0,2 Prozent oder weniger.^[74]

Nichtmetalle und Halbmetalle in ihren elementaren Formen werden extrahiert aus:^[75]Sole: Cl, Br, I; flüssige Luft: N, O, Ne, Ar, Kr, Xe; Mineralien: B (Boratmineralien); C (Kohle; Diamant; Graphit); F (Fluorit); Si (Silica) P (Phosphate); Sb (Stibnit, Tetraedrit); I (in Natriumjodat NaIO₃ und Natriumjodid NaI); Erdgas: H, er, S; und von Erze, als Verarbeitungsnebenprodukte: Ge (Zinkerze); As (Kupfer- und Bleierze); Se, Te (Kupfererze); und Rn (uranhaltige Erze). Astatin wird in winzigen Mengen durch Bestrahlung von Wismut hergestellt.

Gemeinsame Anwendungen[edit]

Für gängige und spezielle Anwendungen einzelner Nichtmetalle siehe den Hauptartikel für jedes Element.

Nichtmetalle haben keine universellen oder nahezu universellen Anwendungen. Dies ist bei Metallen nicht der Fall, von denen die meisten strukturelle Verwendungen haben; noch die Metalloide, deren typische Verwendungen sich (zum Beispiel) auf Oxidgläser, Legierungskomponenten und Halbleiter erstrecken.

Gemeinsame Anwendungen verschiedener Untergruppen der Nichtmetalle umfassen stattdessen ihre Anwesenheit in oder spezifische Verwendungen in den Bereichen Kryotechnik und Kältemittel: H, He, N, O, F und Ne; Düngemittel: H, N, P, S, Cl (als Mikronährstoff) und Se; Haushaltsausstattung: H (Hauptbestandteil von Wasser), He (Partyballons), C (in Bleistiften, als Graphit), N (Bierknäuel), O (als Peroxid, in Waschmitteln), F (als Fluorid, in Zahnpasta), Ne ( Beleuchtung), P (Streichhölzer), S (Gartenbehandlungen), Cl (Bleichmittelbestandteil), Ar (isolierte Fenster), Se (Glas; Solarzellen), Br (als Bromid, zur Reinigung von Heilwasser), Kr (Energieeinsparung Leuchtstofflampen), I (in antiseptischen Lösungen), Xe (in Plasma-TV-Displayzellen, eine Technologie, die später durch kostengünstige OLED-Displays überflüssig wurde), während Rn manchmal auch auftritt, dann jedoch als unerwünschter, potenziell gefährlicher Schadstoff in Innenräumen;^[77]Industriesäuren: C, N, F, P, S und Cl; Inertluftaustausch: N, Ne, S (in Schwefelhexafluorid SF₆), Ar, Kr und Xe; Laser und Beleuchtung: He, C (bei Kohlendioxidlasern, CO₂), N, O (in einem chemischen Sauerstoff-Iod-Laser), F (in einem Fluorwasserstoff-Laser, HF), Ne, S (in einer Schwefellampe), Ar, Kr und Xe; und Medizin und Pharmazie: He, O, F, Cl, Br, I, Xe und Rn.

Die Zahl der von Nichtmetallen gebildeten Verbindungen ist enorm.^[78] Die ersten neun Plätze in einer “Top 20”-Tabelle der am häufigsten vorkommenden Elemente in 8.427.300 Verbindungen, die im Chemical Abstracts Service-Register für Juli 1987 aufgeführt sind, wurden von Nichtmetallen besetzt. Wasserstoff, Kohlenstoff, Sauerstoff und Stickstoff wurden in der Mehrzahl (mehr als 64 Prozent) der Verbindungen gefunden. Silizium, ein Halbmetall, belegte den 10. Platz. Das am höchsten bewertete Metall mit einer Vorkommenshäufigkeit von 2,3 Prozent war Eisen auf Platz 11.^[79]

Entdeckung[edit]

Antike: C, S, (Sb)[edit]

Kohlenstoff, Schwefel und Antimon waren in der Antike bekannt. Die früheste bekannte Verwendung von Holzkohle stammt aus der Zeit um 3750 v. Die Ägypter und Sumerer verwendeten es zur Reduktion von Kupfer-, Zink- und Zinnerzen bei der Herstellung von Bronze. Diamanten waren wahrscheinlich bereits um 2500 v. Chr. bekannt. Die ersten echten chemischen Analysen wurden im 18. Jahrhundert durchgeführt; Lavoisier erkannte 1789 Kohlenstoff als Element. Schwefel wurde vor 2500 v. Chr. verwendet; es wurde 1777 von Antoine Lavoisier als Element anerkannt. Der Gebrauch von Antimon war gleichzeitig mit dem von Schwefel; im Louvre befindet sich eine 5000 Jahre alte Vase aus fast reinem Antimon.

13. Jahrhundert: (As)[edit]

Albertus Magnus (Albert der Große, 1193–1280) soll 1250 als erster das Element aus einer Verbindung isoliert haben, indem er Seife zusammen mit Arsentrisulfid erhitzte. Wenn ja, war es das erste chemisch entdeckte Element.

17. Jahrhundert: P[edit]

Phosphor wurde 1669 von Hennig Brand aus Urin hergestellt.

18. Jahrhundert: H, O, N, (Te), Cl[edit]

Wasserstoff: Cavendish war 1766 der erste, der Wasserstoff von anderen Gasen unterschied, obwohl Paracelsus um 1500, Robert Boyle (1670) und Joseph Priestley (?) seine Produktion durch die Reaktion starker Säuren mit Metallen beobachtet hatten. Lavoisier nannte es 1793. Sauerstoff: Carl Wilhelm Scheele gewann 1771 Sauerstoff durch Erhitzen von Quecksilberoxid und Nitraten, veröffentlichte seine Ergebnisse jedoch erst 1777. Priestley bereitete diese neue “Luft” auch 1774 vor, aber nur Lavoisier erkannte sie als echtes Element an; er nannte es 1777. Stickstoff: Rutherford entdeckte Stickstoff während seines Studiums an der University of Edinburgh. Er zeigte, dass die Atemluft der Tiere nach der Entfernung des ausgeatmeten Kohlendioxids keine Kerze mehr verbrennen konnte. Auch Scheele, Henry Cavendish und Priestley studierten dieses Element ungefähr zur gleichen Zeit; Lavoisier nannte es 1775 oder 1776. Tellur: 1783 kam Franz-Joseph Müller von Reichenstein, damals österreichischer Oberinspektor der Bergwerke in Siebenbürgen, zu dem Schluss, dass ein neues Element in einem Golderz aus den Bergwerken in Zlatna, nahe der heutigen Stadt Alba Iulia, Rumänien, vorhanden war. 1789 entdeckte ein ungarischer Wissenschaftler, Pál Kitaibel, das Element unabhängig in einem Erz aus Deutsch-Pilsen, das als silberhaltiger Molybdänit galt, aber später machte er Müller die Ehre. 1798 wurde es von Martin Heinrich Klaproth benannt, der es zuvor aus dem Mineral Calaverit isoliert hatte. Chlor: 1774 gewann Scheele Chlor aus Salzsäure, hielt es jedoch für ein Oxid. Erst 1808 erkannte Humphry Davy es als Element.

Anfang 19. Jahrhundert: (B) I, Se, (Si), Br[edit]

Bor wurde 1808 von Sir Humphry Davy identifiziert, aber erst 1909 vom amerikanischen Chemiker Ezekiel Weintraub in reiner Form isoliert. Jod wurde 1811 von Courtois aus der Asche von Algen entdeckt. Selen: Als Berzelius und Johan Gottlieb Gahn 1817 mit Blei arbeiteten, entdeckten sie eine dem Tellur ähnliche Substanz. Nach weiteren Untersuchungen kam Berzelius zu dem Schluss, dass es sich um ein neues Element handelt, das mit Schwefel und Tellur verwandt ist. Da Tellur nach der Erde benannt wurde, benannte Berzelius das neue Element “Selen” nach dem Mond. Silizium: Im Jahr 1823 stellte Berzelius amorphes Silizium her, indem er Kaliumfluorsilikat mit geschmolzenem Kaliummetall reduzierte. Brom: Balard und Gmelin entdeckten beide Brom im Herbst 1825 und veröffentlichten ihre Ergebnisse im folgenden Jahr.

Ende des 19. Jahrhunderts: He, F, (Ge), Ar, Kr, Ne, Xe[edit]

Helium: 1868 beobachteten Janssen und Lockyer unabhängig voneinander eine gelbe Linie im Sonnenspektrum, die mit keinem anderen Element übereinstimmte. Im Jahr 1895, jeweils ungefähr zur gleichen Zeit, beobachteten Ramsay, Cleve und Langlet unabhängig voneinander in Cleveit eingeschlossenes Helium. Fluor: André-Marie Ampère sagte ein dem Chlor analoges Element voraus, das aus Flusssäure erhältlich ist, und zwischen 1812 und 1886 versuchten viele Forscher, es zu erhalten. Fluor wurde schließlich 1886 von Moissan isoliert. Germanium: Mitte 1885 wurde in einem Bergwerk bei Freiberg, Sachsen, ein neues Mineral entdeckt und benannt Argyrodit wegen seines Silbergehalts. Der Chemiker Clemens Winkler analysierte dieses neue Mineral, das sich als Kombination aus Silber, Schwefel und einem neuen Element, Germanium, herausstellte, das er 1886 isolieren konnte. Argon: Lord Rayleigh und Ramsay entdeckten 1894 Argon, indem sie die Molekulargewichte von Stickstoff, der durch Verflüssigung aus Luft hergestellt wurde, und Stickstoff, der auf chemischem Wege hergestellt wurde, verglichen. Es war das erste Edelgas, das isoliert wurde. Krypton, Neon und Xenon: Im Jahr 1898 trennten Ramsay und Travers innerhalb von drei Wochen nacheinander Krypton, Neon und Xenon aus flüssigem Argon, indem sie Unterschiede in ihren Siedepunkten ausnutzten.

20. Jahrhundert: Rn, (at)[edit]

1898 entdeckte Friedrich Ernst Dorn ein radioaktives Gas, das beim radioaktiven Zerfall von Radium entstand; Ramsay und Robert Whytlaw-Gray isolierten anschließend 1910 Radon. Astatin wurde 1940 von Dale R. Corson, Kenneth Ross MacKenzie und Emilio Segrè synthetisiert. Sie beschossen Wismut-209 mit Alpha-Teilchen in einem Zyklotron, um nach Emission von zwei Neutronen Astat-211 zu erzeugen.

Verweise[edit]

Datenquellen[edit]

Schmelzpunkte, Siedepunkte, Dichten, kristalline Strukturen, Ionisationsenergien, Elektronenaffinitäten und Elektronegativitätswerte stammen, sofern nicht anders angegeben, aus den CRC-Handbuch für Physik und Chemie;^[80] Standardelektrodenpotentiale stammen aus der Zusammenstellung von 1989 von Steven Bratsch.^[81]

Zitate[edit]

Literaturverzeichnis[edit]

Monographien[edit]

• Bailey GH 1918, Das Tutorial Chemie, Teil 1: Die Nichtmetalle, 4. Aufl., W Briggs (Hrsg.), University Tutorial Press, London
• Emsley J 1971, Die anorganische Chemie der Nichtmetalle, Methuen Educational, London, ISBN 0423861204
• Johnson RC 1966, Einführung in die deskriptive Chemie: ausgewählte Nichtmetalle, ihre Eigenschaften und ihr Verhalten, WA Benjamin, New York
• Jolly WL 1966, Die Chemie der Nichtmetalle, Prentice-Hall, Englewood Cliffs, New Jersey
• Powell P & Timms PL 1974, Die Chemie der Nichtmetalle, Chapman & Hall, London, ISBN 0470695706
• Sherwin E & Weston GJ 1966, Chemie der nichtmetallischen Elemente, Pergamon Press, Oxford
• Steudel R 1977, Chemie der Nichtmetalle: mit Einführung in Atomstruktur und chemische Bindungen, englische Ausgabe von FC Nachod & JJ Zuckerman, Berlin, Walter de Gruyter, ISBN 3110048825

Externe Links[edit]

• Medien im Zusammenhang mit Nichtmetalle bei Wikimedia Commons