[{"@context":"http:\/\/schema.org\/","@type":"BlogPosting","@id":"https:\/\/wiki.edu.vn\/wiki27\/2021\/06\/16\/nichtmetall-wikipedia\/#BlogPosting","mainEntityOfPage":"https:\/\/wiki.edu.vn\/wiki27\/2021\/06\/16\/nichtmetall-wikipedia\/","headline":"Nichtmetall \u2013 Wikipedia","name":"Nichtmetall \u2013 Wikipedia","description":"before-content-x4 Chemisches Element, dem meistens die Eigenschaften eines Metalls fehlen Nichtmetalle (und Halbmetalle) im Periodensystem: Metalloide sind in der Legende","datePublished":"2021-06-16","dateModified":"2021-06-16","author":{"@type":"Person","@id":"https:\/\/wiki.edu.vn\/wiki27\/author\/lordneo\/#Person","name":"lordneo","url":"https:\/\/wiki.edu.vn\/wiki27\/author\/lordneo\/","image":{"@type":"ImageObject","@id":"https:\/\/secure.gravatar.com\/avatar\/44a4cee54c4c053e967fe3e7d054edd4?s=96&d=mm&r=g","url":"https:\/\/secure.gravatar.com\/avatar\/44a4cee54c4c053e967fe3e7d054edd4?s=96&d=mm&r=g","height":96,"width":96}},"publisher":{"@type":"Organization","name":"Enzyklop\u00e4die","logo":{"@type":"ImageObject","@id":"https:\/\/wiki.edu.vn\/wiki4\/wp-content\/uploads\/2023\/08\/download.jpg","url":"https:\/\/wiki.edu.vn\/wiki4\/wp-content\/uploads\/2023\/08\/download.jpg","width":600,"height":60}},"image":{"@type":"ImageObject","@id":"https:\/\/upload.wikimedia.org\/wikipedia\/commons\/thumb\/2\/2e\/Simple_Periodic_Table_Chart-en.svg\/390px-Simple_Periodic_Table_Chart-en.svg.png","url":"https:\/\/upload.wikimedia.org\/wikipedia\/commons\/thumb\/2\/2e\/Simple_Periodic_Table_Chart-en.svg\/390px-Simple_Periodic_Table_Chart-en.svg.png","height":"206","width":"390"},"url":"https:\/\/wiki.edu.vn\/wiki27\/2021\/06\/16\/nichtmetall-wikipedia\/","wordCount":26109,"articleBody":"     (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});before-content-x4Chemisches 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 gez\u00e4hlt werden.Im p-Block befinden sich neben Wasserstoff auch Nichtmetalle.  Helium als S-Block-Element w\u00fcrde normalerweise neben Wasserstoff und \u00fcber Beryllium platziert werden.  Da es sich jedoch um ein Edelgas handelt, wird es stattdessen \u00fcber Neon (im p-Block) platziert.Ob Astatin und Tennessin in der Halogens\u00e4ule und Oganesson in der Edelgass\u00e4ule wirklich Nichtmetalle sind, ist nicht best\u00e4tigt: Es gibt einige theoretische Hinweise darauf, dass dies m\u00f6glicherweise nicht der Fall ist.       (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});after-content-x4In 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 spr\u00f6de und weist normalerweise eine schlechte W\u00e4rmeleitf\u00e4higkeit und elektrische Leitf\u00e4higkeit auf.  Chemisch neigen Nichtmetalle dazu, eine relativ hohe Ionisierungsenergie, Elektronenaffinit\u00e4t und Elektronegativit\u00e4t 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 Fl\u00fcssigkeit (Brom);  und einige sind Feststoffe (Kohlenstoff, Phosphor, Schwefel, Selen und Jod).  Metalloide wie Bor, Silizium und Germanium werden manchmal als Nichtmetalle gez\u00e4hlt.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 m\u00e4\u00dfig starke nichtmetallische Eigenschaften und neigen dazu, kovalente Verbindungen mit Metallen zu bilden.  Die elektronegativeren der reaktiven Nichtmetalle wie Sauerstoff und Fluor zeichnen sich durch st\u00e4rkere nichtmetallische Eigenschaften und eine Tendenz aus, mit Metallen \u00fcberwiegend ionische Verbindungen zu bilden.  Die Edelgase zeichnen sich durch ihre gro\u00dfe Zur\u00fcckhaltung aus, Verbindungen mit anderen Elementen einzugehen.       (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});after-content-x4Die Unterscheidung zwischen Kategorien ist nicht absolut.  Grenz\u00fcberlappungen, auch bei den Metalloiden, treten auf, wenn die Randelemente in jeder Kategorie weniger ausgepr\u00e4gte, hybrid\u00e4hnliche oder atypische Eigenschaften zeigen oder beginnen.Obwohl f\u00fcnfmal mehr Elemente Metalle sind als Nichtmetalle, machen zwei der Nichtmetalle \u2013 Wasserstoff und Helium \u2013 \u00fcber 99 Prozent des beobachtbaren Universums aus.[1]  Ein weiteres Nichtmetall, Sauerstoff, macht fast die H\u00e4lfte der Erdkruste, der Ozeane und der Atmosph\u00e4re aus.[2]  Lebende Organismen bestehen fast ausschlie\u00dflich aus Nichtmetallen: Wasserstoff, Sauerstoff, Kohlenstoff und Stickstoff.[3]  Nichtmetalle bilden viel mehr Verbindungen als Metalle.[4]Table of Contents       (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});after-content-x4InhaltDefinition und anwendbare Elemente[edit]Eigenschaften[edit]Kategorien[edit]Metalloid[edit]Reaktives Nichtmetall[edit]Edelgas[edit]Alternative Kategorien[edit]Vergleich der Eigenschaften[edit]Eigenschaften von Nichtmetallen (und Halbmetallen) nach Gruppe[edit]Gruppe 1[edit]Gruppe 13[edit]Gruppe 14[edit]Gruppe 15[edit]Gruppe 16[edit]Gruppe 17[edit]Gruppe 18[edit]Querschnittsbeziehungen[edit]Allotrope[edit]F\u00fclle und Extraktion[edit]Gemeinsame Anwendungen[edit]Entdeckung[edit]Antike: C, S, (Sb)[edit]13. Jahrhundert: (As)[edit]17. Jahrhundert: P[edit]18. Jahrhundert: H, O, N, (Te), Cl[edit]Anfang 19. Jahrhundert: (B) I, Se, (Si), Br[edit]Ende des 19. Jahrhunderts: He, F, (Ge), Ar, Kr, Ne, Xe[edit]20. Jahrhundert: Rn, (at)[edit]Verweise[edit]Datenquellen[edit]Zitate[edit]Literaturverzeichnis[edit]Monographien[edit]Externe Links[edit]Inhalt1 Definition und anwendbare Elemente2 Eigenschaften3 Kategorien4 Vergleich der Eigenschaften5 Eigenschaften von Nichtmetallen (und Halbmetallen) nach Gruppe6 Allotrope7 F\u00fclle und Extraktion8 Gemeinsame Anwendungen9 Entdeckung9.1 Antike: C, S, (Sb)9.2 13. Jahrhundert: (As)9.3 17. Jahrhundert: P9,4 18. Jahrhundert: H, O, N, (Te), Cl9,5 Anfang 19. Jahrhundert: (B) I, Se, (Si), Br9,6 Ende des 19. Jahrhunderts: He, F, (Ge), Ar, Kr, Ne, Xe9.7 20. Jahrhundert: Rn, (at)10 Anmerkungen11 Verweise12 Monographien13 Externe LinksDefinition und anwendbare Elemente[edit]Nichtmetalle im PeriodensystemEs gibt keine strenge Definition eines Nichtmetalls.  Im Gro\u00dfen und Ganzen kann jedes Element, dem ein \u00dcbergewicht 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 N\u00e4he 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]Die wunderbare Vielfalt und unendliche Feinheit der nichtmetallischen Elemente, ihrer Verbindungen, Strukturen und Reaktionen wird in der gegenw\u00e4rtigen Chemielehre nicht ausreichend gew\u00fcrdigt.JJ Zuckerman und FC NachodIn Steudels Chemie der Nichtmetalle (1977, Vorwort)Nichtmetalle zeigen eine gr\u00f6\u00dfere Variabilit\u00e4t in ihren Eigenschaften als Metalle.[7]  Diese Eigenschaften werden weitgehend durch die interatomaren Bindungsst\u00e4rken 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 gr\u00f6\u00dftenteils 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 spr\u00f6de, im Gegensatz zu Metallen, die gl\u00e4nzend und im Allgemeinen duktil oder formbar sind;  sie haben normalerweise eine geringere Dichte als Metalle;  sind meist schlechtere W\u00e4rme- und Stromleiter;  und neigen dazu, deutlich niedrigere Schmelz- und Siedepunkte als die von Metallen zu haben.  Streudiagramm der Elektronegativit\u00e4tswerte und Standardelektrodenpotentiale chemisch aktiver nichtmetallischer Elemente, das eine grobe Korrelation zwischen den beiden Eigenschaften zeigt.  Je h\u00f6her das Standardelektrodenpotential ist, desto gr\u00f6\u00dfer ist die F\u00e4higkeit, als Oxidationsmittel zu wirken.[9]  Die Grafik zeigt, dass Sauerstoff und die nichtmetallischen Halogene die st\u00e4rksten Oxidationsmittel sind und dass die gemeinhin als Halbmetalle bezeichneten Elemente meist die schw\u00e4chsten sind.  Die Elektrodenpotentiale sind f\u00fcr die Reduktion der Elemente zu einatomigen Anionen (X\u2192X\u2212;  X = F, Cl, Br, I oder H) oder in ihre protonierten Formen (zum Beispiel O2\u2192H2\u00d6;  Nein2\u2192NH3.[10]Wasserstoff und Stickstoff haben aufgrund ihrer Zur\u00fcckhaltung 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 Elektronenaffinit\u00e4ten (Stickstoff und die Edelgase haben negative Elektronenaffinit\u00e4ten) und hohe Elektronegativit\u00e4tswerte[n 1]  wobei im Allgemeinen zu beachten ist, dass das Element umso nichtmetallischer ist, je h\u00f6her die Ionisierungsenergie, Elektronenaffinit\u00e4t und Elektronegativit\u00e4t eines Elements ist.[11]  Nichtmetalle (einschlie\u00dflich \u2013 in begrenztem Umfang \u2013 Xenon und wahrscheinlich Radon) liegen in w\u00e4ssriger L\u00f6sung 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, w\u00e4hrend die \u00fcblichen 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 haupts\u00e4chlich aus den Elektronenkonfigurationen der betreffenden Elemente.Wasserstoff ist f\u00fcr die verschiedenen Arten bekannt, wie er Bindungen bildet.  Es bildet am h\u00e4ufigsten kovalente Bindungen.[13]  Es kann in w\u00e4ssriger L\u00f6sung sein einzelnes Valenzelektron verlieren und hinterl\u00e4sst ein blo\u00dfes Proton mit enormer Polarisationskraft.  Dieses bindet sich anschlie\u00dfend an das einsame Elektronenpaar eines Sauerstoffatoms in einem Wassermolek\u00fcl und bildet damit die Grundlage der S\u00e4ure-Base-Chemie.[14]  Unter bestimmten Bedingungen kann ein Wasserstoffatom in einem Molek\u00fcl eine zweite, schw\u00e4chere Bindung mit einem Atom oder einer Atomgruppe in einem anderen Molek\u00fcl eingehen.  Diese Bindung &#8220;hilft Schneeflocken ihre hexagonale Symmetrie zu verleihen, bindet DNA zu einer Doppelhelix, formt die dreidimensionalen Formen von Proteinen und erh\u00f6ht sogar den Siedepunkt von Wasser hoch genug, um eine anst\u00e4ndige Tasse Tee zuzubereiten.&#8221;[15]Von (Bor) zu Neon, da die 2p-Unterschale kein inneres Analogon hat und keine Elektronenabsto\u00dfungseffekte erf\u00e4hrt, hat sie folglich einen relativ kleinen Radius, im Gegensatz zu den 3p-, 4p- und 5p-Unterschalen schwererer Elemente[16]  (ein \u00e4hnlicher Effekt wird bei den 1s-Elementen Wasserstoff und Helium beobachtet).  Die Ionisationsenergien und Elektronegativit\u00e4ten zwischen diesen Elementen sind folglich h\u00f6her, als man es ansonsten unter Ber\u00fccksichtigung periodischer Trends erwarten w\u00fcrde.  Die kleinen Atomradien von Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff erleichtern die Bildung von Dreifach- oder Doppelbindungen.[17]  Die gr\u00f6\u00dferen Atomradien, die h\u00f6here Koordinationszahlen erm\u00f6glichen, und niedrigere Elektronegativit\u00e4ten, die h\u00f6here positive Ladungen besser tolerieren, der schwereren Nichtmetalle der Gruppe 15\u201318 bedeuten, dass sie in der Lage sind, andere Valenzen als die niedrigsten f\u00fcr 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 \u00dcbergangsmetalle, wie Selen und Brom, haben ungew\u00f6hnlich kleine Atomradien, da die 3d-Elektronen die erh\u00f6hte Kernladung nicht effektiv abschirmen und eine kleinere Atomgr\u00f6\u00dfe mit einer h\u00f6heren Elektronegativit\u00e4t 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 aufgef\u00fchrt.  In diesem Sinne k\u00f6nnen sie als die metallischsten der nichtmetallischen Elemente angesehen werden.Basierend auf gemeinsamen Attributen k\u00f6nnen 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 \u00fcber m\u00e4\u00dfig 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 Nach\u00fcbergangsmetalle), der m\u00e4\u00dfig metallischen (die meisten der \u00dcbergangsmetalle), der stark metallischen (der Alkali- und Erdalkalimetalle sowie der Lanthanoide und Actiniden) auf. , und die relativ inert (die edlen \u00dcbergangsmetalle).Wie bei Kategorisierungsschemata im Allgemeinen gibt es einige Variationen und \u00dcberschneidungen 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 \u2013 die an die Metalloide grenzen \u2013 einen metallischen Charakter, ebenso wie Wasserstoff.  Unter den Edelgasen ist Radon das metallischste und zeigt ein f\u00fcr ein Nichtmetall ungew\u00f6hnliches kationisches Verhalten.[21]Metalloid[edit]Metalloide im PeriodensystemDie 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 hei\u00dfen Halbmetalle vor allem aufgrund ihrer physikalischen \u00c4hnlichkeit mit Metallen.Obwohl sie jeweils ein metallisches Aussehen haben, sind sie spr\u00f6de 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.Elektronegativit\u00e4tswertevon Halbmetallen und Nichtmetallen[n 2]121314f\u00fcnfzehn161718EdelGase1H2.2ReaktivNichtmetalleEr(5.5)2B2.04C2.55Nein3.04\u00d63.44F3.98Ne(4.84)3Si1,9P2.19S2.58Cl3.16Ar(3.2)4Ge2.01Wie2.18Se2.55Br2.96Kr(2.94)5Sb2.05Te2.1ich2.66Xe(2.4)6MetalloideRn(2.06)Die Elektronegativit\u00e4t (EN) gibt einen Hinweis auf nichtmetallischen Charakter.  Die Halbmetalle haben einheitlich moderate Werte (1,8\u20132,2).  Unter den reaktiven Nichtmetallen haben Wasserstoff (2.2) und Phosphor (2.19) moderate Werte, aber sie haben jeweils h\u00f6here Ionisationsenergien als die Halbmetalle und werden nur sehr selten als solche eingestuft.  Sauerstoff und die nichtmetallischen Halogene haben einheitlich hohe EN-Werte;  Stickstoff hat eine hohe EN, aber eine geringf\u00fcgig negative Elektronenaffinit\u00e4t, was ihn zu einem widerstrebenden Anionenbildner macht.[n 3]  Die Edelgase haben einige der h\u00f6chsten EN, aber ihre vollst\u00e4ndigen Valenzschalen und ihre betr\u00e4chtlichen negativen Elektronenaffinit\u00e4ten machen sie chemisch weitgehend inert.Chemisch verhalten sich die Halbmetalle im Allgemeinen wie (schwache) Nichtmetalle.  Sie haben m\u00e4\u00dfige Ionisationsenergien, niedrige bis hohe Elektronenaffinit\u00e4ten, m\u00e4\u00dfige Elektronegativit\u00e4tswerte, sind schlechte bis m\u00e4\u00dfig starke Oxidationsmittel und zeigen eine Neigung zur Legierungsbildung mit Metallen.Reaktives Nichtmetall[edit]Reaktive Nichtmetalle im PeriodensystemDie 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 f\u00fcnf Feststoffe, eine Fl\u00fcssigkeit (Brom) und f\u00fcnf sind Gase.  Von den Feststoffen sehen Graphitkohlenstoff, Selen und Jod metallisch aus, w\u00e4hrend S8 Schwefel hat ein blassgelbes Aussehen.  Gew\u00f6hnlicher wei\u00dfer Phosphor hat ein gelblich-wei\u00dfes Aussehen, aber das schwarze Allotrop, die stabilste Form von Phosphor, hat ein metallisch aussehendes Aussehen.  Brom ist eine rotbraune Fl\u00fcssigkeit.  Von den Gasen sind Fluor und Chlor blassgelb und gelbgr\u00fcn gef\u00e4rbt.  Elektrisch sind die meisten Isolatoren, w\u00e4hrend Graphit ein Halbmetall ist und schwarzer Phosphor, Selen und Jod Halbleiter sind.Chemisch neigen sie dazu, m\u00e4\u00dfige bis hohe Ionisierungsenergien, Elektronenaffinit\u00e4ten und Elektronegativit\u00e4tswerte aufzuweisen und relativ starke Oxidationsmittel zu sein.  Insgesamt werden die h\u00f6chsten Werte dieser Eigenschaften bei Sauerstoff und den nichtmetallischen Halogenen gefunden.  Zu den Manifestationen dieses Status z\u00e4hlen die haupts\u00e4chliche Verbindung von Sauerstoff mit den allgegenw\u00e4rtigen Korrosions- und Verbrennungsprozessen und die intrinsische korrosive Natur der nichtmetallischen Halogene.  Alle f\u00fcnf dieser Nichtmetalle neigen dazu, \u00fcberwiegend ionische Verbindungen mit Metallen zu bilden, w\u00e4hrend die \u00fcbrigen Nichtmetalle dazu neigen, \u00fcberwiegend kovalente Verbindungen mit Metallen zu bilden.Edelgas[edit]Edelgase im PeriodensystemSechs 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 \u00e4u\u00dferste rechte Spalte ein.  Sie hei\u00dfen Edelgase angesichts ihrer charakteristisch sehr geringen chemischen Reaktivit\u00e4t.Sie haben sehr \u00e4hnliche Eigenschaften, alle sind farblos, geruchlos und nicht brennbar.  Die Edelgase haben mit ihren geschlossenen Valenzschalen schwache interatomare Anziehungskr\u00e4fte, die zu sehr niedrigen Schmelz- und Siedepunkten f\u00fchren.[22]  Deshalb sind sie unter Standardbedingungen alle Gase, auch solche mit Atommassen, die gr\u00f6\u00dfer sind als die vieler normalerweise fester Elemente.[23]Chemisch haben die Edelgase relativ hohe Ionisierungsenergien, negative Elektronenaffinit\u00e4ten und relativ hohe Elektronegativit\u00e4ten.  Es gibt weniger als ein halbes Tausend Verbindungen der Edelgase, wobei die meisten davon \u00fcber Sauerstoff oder Fluor in Kombination mit Krypton, Xenon oder Radon entstehen.Der Status des Perioden-7-Kongeners der Edelgase, Oganesson (Og), ist nicht bekannt \u2013 es kann ein Edelgas sein oder nicht.  Urspr\u00fcnglich wurde vorhergesagt, dass es sich um ein Edelgas handelt[24]  kann aber stattdessen aufgrund relativistischer Effekte ein ziemlich reaktiver Feststoff mit einem ungew\u00f6hnlich niedrigen ersten Ionisationspotential und einer positiven Elektronenaffinit\u00e4t sein.[25]  Wenn dagegen relativistische Effekte in Periode 7 beim Element 112 ihren H\u00f6hepunkt erreichen, k\u00f6nnen sich Kopernikium und Oganesson doch als Edelgas herausstellen,[26]  wenn auch reaktiver als Xenon oder Radon.  Obwohl davon ausgegangen werden k\u00f6nnte, dass Oganesson das metallischste Element der Gruppe 18 ist, scheinen glaubw\u00fcrdige Vorhersagen \u00fcber seinen Status als Metall oder Nichtmetall (oder Halbmetall) zu fehlen.Alternative Kategorien[edit]Nichtmetallkategorisierung und alternative SchemataReaktives NichtmetallEdelgasH, C, N, P, O, S, Se, F, Cl, Br, IEr, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn(1)Sonstiges NichtmetallHalogenEdelgasH, C, N, P, O, S, (Se)F, Cl, Br, I, AtEr, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn(2)SolideFl\u00fcssigkeitGasf\u00f6rmigC, P, S, Se, I, AtBrH, N, O, F, Cl, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn(3)ElektronegativnichtmetallischSehr elektronegativnichtmetallischEdelgasH, C, P, S, Se, IN, O, F, Cl, BrEr, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn(4)MehratomigElementZweiatomiges ElementEinatomischElement (Edelgas)C, P, S, SeH, N, O, F, Cl, Br, IEr, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn(5)WasserstoffNichtmetallHalogenEdelgasHC, N, P, O, S, SeF, Cl, Br, I, AtEr, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn(6)WasserstoffKohlenstoff und andere NichtmetalleHalogenEdelgasHC, N, P, O, S, SeF, Cl, Br, I, AtEr, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn(7)MetalloidMittlerenichtmetallisch\u00c4tzendnichtmetallischEdelgasB, Si, Ge, As, Sb, TeH, C, N, P, S, SeO, F, Cl, Br, I, AtEr, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn(8)WasserstoffMetalloidNichtmetallHalogenEdelgasHB, Si, Ge, As, Sb, Te, PoC, N, P, O, S, SeF, Cl, Br, I, AtEr, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn(9)WasserstoffHalbleiterSonstiges NichtmetallHalogenEdelgasHB, Si, Ge, As, Sb, TeC, N, P, O, S, SeF, Cl, Br, I, AtEr, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn(10)BoroidOrganogenSchwefels\u00e4ureChloroidEdelgasB, SiH, C, N, OP, S, SeF, Cl, Br, IDamals noch nicht bekanntDie Nichtmetalle werden manchmal stattdessen beispielsweise nach der relativen Homogenit\u00e4t der Halogene unterteilt;  physische Form;  Elektronegativit\u00e4t;  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 gez\u00e4hlt 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 Gro\u00dfteil des Lebens auf der Erde aus;[31]  eine grobe Sch\u00e4tzung der Zusammensetzung der Biosph\u00e4re ist C1450H3000\u00d61450Neinf\u00fcnfzehnP1S1.[32]Im Schema (2), lassen sich die Nichtmetalle einfach nach ihrer physikalischen Form bei Raumtemperatur und Druck einteilen.  Die fl\u00fcssigen Nichtmetalle (Brom und die gasf\u00f6rmigen Nichtmetalle) haben die h\u00f6chsten Ionisationsenergie- und Elektronegativit\u00e4tswerte 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 Elektronegativit\u00e4t und Oxidationskraft unterteilt.[33]  Sehr elektronegative Nichtmetalle haben Elektronegativit\u00e4tswerte \u00fcber 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 Molek\u00fcle, in denen jedes Atom zwei oder drei n\u00e4chste Nachbarn hat (Cx, P4, S8, Sex);  zweiatomige Nichtmetalle bilden Molek\u00fcle, in denen jedes Atom einen n\u00e4chsten Nachbarn (H2, N2, \u00d62, F2, Cl2, Br2, ICH2);  und die einatomigen Edelgase existieren als isolierte Atome (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) ohne festen n\u00e4chsten Nachbarn.  Diese allm\u00e4hliche Verringerung der Anzahl der n\u00e4chsten Nachbarn entspricht (ungef\u00e4hr) einer Verringerung des metallischen Charakters.  Ein \u00e4hnlicher Verlauf ist bei den Metallen zu beobachten.  Metallische Bindungen neigen dazu, dicht gepackte zentrosymmetrische Strukturen mit einer hohen Anzahl von n\u00e4chsten Nachbarn zu beinhalten.  Metalle und Metalloide nach dem \u00dcbergang, die zwischen den echten Metallen und den Nichtmetallen eingeschlossen sind, neigen dazu, komplexere Strukturen mit einer mittleren Anzahl von n\u00e4chsten Nachbarn aufzuweisen.Im Schema (5), Wasserstoff wird von selbst platziert, weil er &#8220;so verschieden von allen anderen Elementen&#8221; 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.Schema 7: Metalle und NichtmetalleEdelgaseEr, Ne, Ar, Kr, Xe, RnAktive MetalleGruppen 1-3, Ln, An, (Al)Korrosive NichtmetalleO, F, Cl, Br, I\u00dcbergangsmetalleDie meisten von ihnenZwischenprodukte NichtmetalleH, C, N, P, S, SeGrenzmetalle(Al) Ag, Sn, Bi usw.MetalloideB, Si, Ge, As, Sb, TeEdelmetalleRu, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, AuPlanen (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 erg\u00e4nzen, wobei die Edelmetalle als Untergruppe der \u00dcbergangsmetalle 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 &#8220;wesentliche Nichtmetalle&#8221;), Halogene, und Edelgase. Da die Metalloide an die Nach\u00fcbergangs- oder &#8220;armen&#8221; Metalle angrenzen, k\u00f6nnten sie in &#8220;arme Nichtmetalle&#8221; umbenannt werden.[38]Planen (9) ist eine Variante von Schema 8, in der die Metalloide als Halbleiter (wobei Po als Nach\u00fcbergangsmetall 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;  fl\u00fcchtig 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 aufgef\u00fchrt, um die Bestimmung zu erleichtern;  chemische Eigenschaften reichen von allgemein zu spezifisch und dann zu beschreibend.Einige Eigenschaften von Halbmetallen, reaktiven Nichtmetallen und EdelgasenPhysikalische EigenschaftMetalloidReaktives NichtmetallEdelgasBildensolidefest: C, P, S, Se, IFl\u00fcssigkeit: Brgasf\u00f6rmig: H, N, O, F, Clgasf\u00f6rmigAussehenmetallischmetallisch, farbig oder durchscheinenddurchscheinendElastizit\u00e4tspr\u00f6despr\u00f6de wenn festweich und leicht zerdr\u00fcckbar, wenn gefrorenAtomare Strukturdicht gepackt* oder mehratomigmehratomig: C, P, S, Sezweiatomig: H, N, O, F, Cl, Br, IeinatomigSammelkoordinationsnummer12*, 6, 4, 3 oder 23, 2 oder 10Allotropedie meiste Formbekannt f\u00fcr C, P, O, S, Sekeine FormElektrische Leitf\u00e4higkeitm\u00e4\u00dfigschlecht bis m\u00e4\u00dfigArmVolatilit\u00e4tniedrig: B, Si, Ge, Sb, Temoderat: Wie, bei?niedrig: Cmoderat: P, S, Se, Br, Ihoch: H, N, O, F, ClhochElektronische Strukturmetallisch* bis HalbleiterHalbmetall, Halbleiter oder IsolatorIsolator\u00c4u\u00dfere so und p Elektronen3\u201371, 4\u201372, 8Kristallstrukturrhomboedrisch: B, As, Sbkubisch: Si, Ge, At?sechseckig: Tekubisch: P, O, Fhexagonal: H, C, N, Seorthorhombisch: S, Cl, Br, Ikubisch: Ne, Ar, Kr, Xe, Rnsechseckig: HeChemische EigenschaftMetalloidReaktives NichtmetallEdelgasAllgemeines chemisches Verhaltennichtmetallisch bis ansatzweise metallisch\u2022 inert gegen\u00fcber nichtmetallischen\u2022 Rn zeigt ein gewisses kationisches Verhalten[41]Ionisationsenergieniedrigmittel bis hochhoch bis sehr hochElektronenaffinit\u00e4tniedrig bis hochmoderat bis hoch (Ausnahme: N ist negativ)NegativElektronegativit\u00e4tm\u00e4\u00dfig:\u2022  Si < Ge \u2248 B \u2248 Sb < Te  2. Das gew\u00f6hnliche Boroxid (B2\u00d63) ist schwach sauer.Gruppe 14[edit]  Kohlenstoff (als Graphit, seine thermodynamisch stabilste Form) ist ein gl\u00e4nzender und vergleichsweise unreaktiver Feststoff mit einer Dichte von 2,267 g\/cm\u00b23, und ist weich (MH 0,5) und spr\u00f6de.  Es sublimiert bei 3642 C\u00b0 zu Dampf.  Kohlenstoff hat eine hexagonale Kristallstruktur (CN 3).  Es ist ein Halbmetall in Richtung seiner Ebenen, mit einer elektrischen Leitf\u00e4higkeit, die die einiger Metalle \u00fcbersteigt, und verh\u00e4lt sich in Richtung senkrecht zu seinen Ebenen wie ein Halbleiter.  Es hat eine hohe Ionisationsenergie (1086,5 kJ\/mol), eine moderate Elektronenaffinit\u00e4t (122 kJ\/mol) und eine hohe Elektronegativit\u00e4t (2,55).  Kohlenstoff ist ein schlechtes Oxidationsmittel (C + 4e\u2212  \u2192 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 gew\u00f6hnliche 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 spr\u00f6de.  Es schmilzt bei 1414 \u00b0C (vgl. Stahl ~1370 \u00b0C) und siedet bei 3265 \u00b0C.  Silizium hat eine diamantkubische Struktur (CN 4).  Es ist nicht leitend mit einer Bandl\u00fccke von etwa 1,11 eV.[47]  Silizium hat eine m\u00e4\u00dfige Ionisationsenergie (786,5 kJ\/mol), eine m\u00e4\u00dfige Elektronenaffinit\u00e4t (134 kJ\/mol) und eine m\u00e4\u00dfige Elektronegativit\u00e4t (1,9).  Es ist ein schlechtes Oxidationsmittel (Si + 4e \u2192 Si4 = \u20130,147 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 gew\u00f6hnliche Siliziumoxid (SiO2) ist schwach sauer.  Germanium ist ein gl\u00e4nzender, meist unreaktiver grauwei\u00dfer Feststoff mit einer Dichte von 5,323 g\/cm\u00b23 (etwa zwei Drittel von Eisen) und ist hart (MH 6.0) und spr\u00f6de.  Es schmilzt bei 938,25 \u00b0C (vgl. Silber 961,78 \u00b0C) und siedet bei 2833 \u00b0C.  Germanium hat eine diamantkubische Struktur (CN 4).  Es ist ein Halbleiter mit einer Bandl\u00fccke von etwa 0,67 eV.  Germanium hat eine m\u00e4\u00dfige Ionisationsenergie (762 kJ\/mol), eine m\u00e4\u00dfige Elektronenaffinit\u00e4t (119 kJ\/mol) und eine m\u00e4\u00dfige Elektronegativit\u00e4t (2,01).  Es ist ein schlechtes Oxidationsmittel (Ge + 4e \u2192 GeH4 = \u20130,294 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 Leitf\u00e4higkeit.  Das gew\u00f6hnliche Germaniumoxid (GeO2) ist amphoter.Gruppe 15[edit]  Stickstoff ist ein farbloses, geruchloses und relativ inertes zweiatomiges Gas mit einer Dichte von 1.251 \u00d7 10-3 g\/cm\u00b23 (geringf\u00fcgig schwerer als Luft).  Es kondensiert bei \u2212195.795 \u00b0C zu einer farblosen Fl\u00fcssigkeit und gefriert bei \u2212210.00 \u00b0C zu einem eis- oder schnee\u00e4hnlichen Feststoff.  Die feste Form (Dichte 0,85 g\/cm\u00b23;  vgl.  Lithium 0.534) hat eine hexagonale Kristallstruktur und ist weich und leicht zu zerdr\u00fccken.  Stickstoff ist ein Isolator in all seinen Formen.  Es hat eine hohe Ionisationsenergie (1402,3 kJ\/mol), eine niedrige Elektronenaffinit\u00e4t (\u20136,75 kJ\/mol) und eine hohe Elektronegativit\u00e4t (3,04).  Die letztgenannte Eigenschaft manifestiert sich in der F\u00e4higkeit von Stickstoff, normalerweise starke Wasserstoffbr\u00fcckenbindungen zu bilden, und seine Vorliebe f\u00fcr die Bildung von Komplexen mit Metallen mit geringen Elektronegativit\u00e4ten, kleinen Kationenradien und oft hohen Ladungen (+3 oder mehr).  Stickstoff ist ein schlechtes Oxidationsmittel (N2 + 6e\u2212  \u2192 2NH3 = \u22120,057 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\u2212 \u2192 N2 = 1,25 V. Seine Chemie ist weitgehend kovalenter Natur;  Die Anionenbildung ist aufgrund der starken Absto\u00dfung zwischen den Elektronen, die mit drei ungepaarten Elektronen in seiner \u00e4u\u00dferen Valenzschale verbunden ist, und daher seiner negativen Elektronenaffinit\u00e4t, energetisch ung\u00fcnstig.  Das gew\u00f6hnliche Stickoxid (NO) ist schwach sauer.  Viele Stickstoffverbindungen sind weniger stabil als zweiatomiger Stickstoff, daher versuchen Stickstoffatome in Verbindungen, wenn m\u00f6glich, zu rekombinieren und dabei Energie und Stickstoffgas freizusetzen, die f\u00fcr explosive Zwecke genutzt werden k\u00f6nnen.  Phosphor, als schwarzer PhosphorPhosphor ist in seiner thermodynamisch stabilsten schwarzen Form ein gl\u00e4nzender und vergleichsweise unreaktiver Feststoff mit einer Dichte von 2,69 g\/cm\u00b23, und ist weich (MH 2.0) und hat ein schuppiges Verhalten.  Es sublimiert bei 620 \u00b0C.  Schwarzer Phosphor hat eine orthorhombische Kristallstruktur (CN 3).  Es ist ein Halbleiter mit einer Bandl\u00fccke von 0,3 eV.  Es hat eine hohe Ionisationsenergie (1086,5 kJ\/mol), eine moderate Elektronenaffinit\u00e4t (72 kJ\/mol) und eine moderate Elektronegativit\u00e4t (2,19).  Im Vergleich zu Stickstoff bildet Phosphor normalerweise schwache Wasserstoffbr\u00fcckenbindungen und bevorzugt Komplexe mit Metallen mit hohen Elektronegativit\u00e4ten, gro\u00dfen Kationenradien und oft niedrigen Ladungen (normalerweise +1 oder +2. Phosphor ist ein schlechtes Oxidationsmittel (P4 + 3e\u2212  \u2192 PH3\u2013 = \u20130,046 V bei pH 0 f\u00fcr die wei\u00dfe Form, \u20130,088 V f\u00fcr 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 Absto\u00dfung verringert und dazu f\u00fchrt, dass die Anionenbildung weniger Energie ben\u00f6tigt.  Das gew\u00f6hnliche Phosphoroxid (P2\u00d65) ist ein mittelstarkes saures Oxid.  Wei\u00dfer Phosphor, unter Wasser gelagert, um seine Oxidation zu verhindern[48]Bei der Beurteilung der Periodizit\u00e4t der Eigenschaften der Elemente ist zu beachten, dass die angegebenen Eigenschaften von Phosphor eher die der am wenigsten stabilen wei\u00dfen Form sind als, wie bei allen anderen Elementen, der stabilsten Form.  Wei\u00dfer Phosphor ist das h\u00e4ufigste, industriell wichtigste und leicht reproduzierbare Allotrop.  Aus diesen Gr\u00fcnden ist dies der Standardzustand des Elements.  Paradoxerweise ist es auch thermodynamisch die am wenigsten stabile sowie die fl\u00fcchtigste und reaktivste Form.  Es \u00e4ndert sich allm\u00e4hlich zu rotem Phosphor.  Diese Umwandlung wird durch Licht und W\u00e4rme beschleunigt, und Proben von wei\u00dfem Phosphor enthalten fast immer etwas roten Phosphor und erscheinen dementsprechend gelb.  Aus diesem Grund wird wei\u00dfer Phosphor, der gealtert oder anderweitig unrein ist, auch als gelber Phosphor bezeichnet.  Wenn er Sauerstoff ausgesetzt ist, leuchtet wei\u00dfer Phosphor im Dunkeln mit einem sehr schwachen Gr\u00fcn- und Blaustich.  Es ist leicht entz\u00fcndlich und bei Kontakt mit Luft pyrophor (selbstentz\u00fcndlich).  Wei\u00dfer Phosphor hat eine Dichte von 1,823 g\/cm\u00b23, ist weich (MH 0,5) wie Wachs, biegsam und kann mit einem Messer geschnitten werden.  Es schmilzt bei 44,15 \u00b0C und siedet bei schnellem Erhitzen bei 280,5 \u00b0C;  es bleibt ansonsten fest und wandelt sich bei 550 \u00b0C in violetten Phosphor um.  Es hat eine kubisch-raumzentrierte Struktur, analog der von Mangan, mit einer Elementarzelle von 58 P4 Molek\u00fcle.  Es ist ein Isolator mit einer Bandl\u00fccke von etwa 3,7 eV.  Arsen, in einem Beh\u00e4lter versiegelt, um ein Anlaufen zu verhindernArsen ist ein grauer, metallisch wirkender Festk\u00f6rper, 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\/cm\u00b23, und ist spr\u00f6de und m\u00e4\u00dfig hart (MH 3,5; mehr als Aluminium; weniger als Eisen).  Arsen sublimiert bei 615 \u00b0C.  Es hat eine rhomboedrische polyatomare Kristallstruktur (CN 3).  Arsen ist ein Halbmetall mit einer elektrischen Leitf\u00e4higkeit von etwa 3,9 \u00d7 104 S\u2022cm-1 und eine Banden\u00fcberlappung von 0,5 eV.  Es hat eine m\u00e4\u00dfige Ionisationsenergie (947 kJ\/mol), eine m\u00e4\u00dfige Elektronenaffinit\u00e4t (79 kJ\/mol) und eine m\u00e4\u00dfige Elektronegativit\u00e4t (2,18).  Arsen ist ein schlechtes Oxidationsmittel (As + 3e \u2192 AsH3 = \u20130,22 bei pH 0).  Als Metalloid ist seine Chemie weitgehend kovalent, wobei darauf hingewiesen wird, dass es mit Metallen spr\u00f6de Legierungen bilden kann und eine umfangreiche metallorganische Chemie aufweist.  Den meisten Legierungen von Arsen mit Metallen fehlt die metallische oder halbmetallische Leitf\u00e4higkeit.  Das gew\u00f6hnliche Arsenoxid (As2\u00d63) ist sauer, aber schwach amphoter.  Antimon zeigt seinen brillanten GlanzAntimon ist ein silberwei\u00dfer Feststoff mit blauem Farbton und brillantem Glanz.  Es ist bei Raumtemperatur luft- und feuchtigkeitsstabil.  Antimon hat eine Dichte von 6,697 g\/cm\u00b23, und ist m\u00e4\u00dfig hart (MH 3,0; ungef\u00e4hr gleich wie Kupfer).  Es hat eine rhomboedrische Kristallstruktur (CN 3).  Antimon schmilzt bei 630,63 \u00b0C und siedet bei 1635 \u00b0C.  Es ist ein Halbmetall mit einer elektrischen Leitf\u00e4higkeit von etwa 3,1 \u00d7 104 S\u2022cm-1 und eine Banden\u00fcberlappung von 0,16 eV.  Antimon hat eine m\u00e4\u00dfige Ionisierungsenergie (834 kJ\/mol), eine m\u00e4\u00dfige Elektronenaffinit\u00e4t (101 kJ\/mol) und eine m\u00e4\u00dfige Elektronegativit\u00e4t (2,05).  Es ist ein schlechtes Oxidationsmittel (Sb + 3e \u2192 SbH3 = \u20130,51 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 Leitf\u00e4higkeit.  Das gew\u00f6hnliche Antimonoxid (Sb2\u00d63) ist amphoter.Gruppe 16[edit]  Allein in den Vereinigten Staaten gehen jedes Jahr mehr als 10 Milliarden Dollar durch Korrosion verloren&#8230; Ein Gro\u00dfteil dieser Korrosion ist das Rosten von Eisen und Stahl&#8230; Das Oxidationsmittel, das all diese Korrosion verursacht, ist normalerweise Sauerstoff.MD Joesten, L Hogg und ME CastellionIm Die Welt der Chemie (2007, S. 217)Sauerstoff ist ein farbloses, geruchloses und unvorhersehbar reaktives zweiatomiges Gas mit einer Gasdichte von 1.429 \u00d7 10-3 g\/cm\u00b23 (geringf\u00fcgig schwerer als Luft).  Es ist im Allgemeinen bei Raumtemperatur nicht reaktiv.  So beh\u00e4lt Natriummetall &#8220;in Gegenwart absolut trockener Luft \u00fcber Tage seinen metallischen Glanz und kann in Gegenwart von trockenem Sauerstoff sogar geschmolzen werden (Fp. 97,82 \u00b0C) ohne sich zu entz\u00fcnden&#8221;.[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 Fl\u00fcssigkeit bei \u2212182.962 \u00b0C und gefriert bei \u2212218.79 \u00b0C zu einem hellblauen Feststoff.  Die feste Form (Dichte 0,0763 g\/cm\u00b23) hat eine kubische Kristallstruktur und ist weich und leicht zu zerdr\u00fccken.  Sauerstoff ist ein Isolator in all seinen Formen.  Es hat eine hohe Ionisationsenergie (1313,9 kJ\/mol), eine m\u00e4\u00dfig hohe Elektronenaffinit\u00e4t (141 kJ\/mol) und eine hohe Elektronegativit\u00e4t (3,44).  Sauerstoff ist ein starkes Oxidationsmittel (O2 + 4e \u2192 2H2O = 1,23 V bei pH 0).  Metalloxide sind weitgehend ionischer Natur.[51]  Schwefel ist ein hellgelbes m\u00e4\u00dfig reaktives[52]  solide.  Es hat eine Dichte von 2,07 g\/cm\u00b23 und ist weich (MH 2.0) und spr\u00f6de.  Es schmilzt zu einer hellgelben Fl\u00fcssigkeit bei 95,3 \u00b0C und siedet bei 444,6 \u00b0C.  Schwefel hat auf der Erde ein Zehntel des Sauerstoffs.  Es hat eine orthorhombische polyatomare (CN 2) Kristallstruktur und ist spr\u00f6de.  Schwefel ist ein Isolator mit einer Bandl\u00fccke von 2,6 eV und ein Photoleiter, was bedeutet, dass sich seine elektrische Leitf\u00e4higkeit bei Beleuchtung um das Millionenfache erh\u00f6ht.  Schwefel hat eine m\u00e4\u00dfige Ionisationsenergie (999,6 kJ\/mol), eine hohe Elektronenaffinit\u00e4t (200 kJ\/mol) und eine hohe Elektronegativit\u00e4t (2,58).  Es ist ein schlechtes Oxidationsmittel (S8 + 2e\u2212  \u2192 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 gew\u00f6hnliche Schwefeloxid (SO3) ist stark sauer.  Selen ist ein metallisch aussehendes, m\u00e4\u00dfig reaktives[52]  fest mit einer Dichte von 4,81 g\/cm\u00b23 und ist weich (MH 2.0) und spr\u00f6de.  Es schmilzt bei 221 \u00b0C zu einer schwarzen Fl\u00fcssigkeit und siedet bei 685 \u00b0C zu einem dunkelgelben Dampf.  Selen hat eine hexagonale polyatomare (CN 2) Kristallstruktur.  Es ist ein Halbleiter mit einer Bandl\u00fccke von 1,7 eV und ein Photoleiter, was bedeutet, dass sich seine elektrische Leitf\u00e4higkeit bei Beleuchtung um das Millionenfache erh\u00f6ht.  Selen hat eine moderate Ionisationsenergie (941,0 kJ\/mol), eine hohe Elektronenaffinit\u00e4t (195 kJ\/mol) und eine hohe Elektronegativit\u00e4t (2,55).  Es ist ein schlechtes Oxidationsmittel (Se + 2e\u2212  \u2192 H2Se = \u20130,082 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 gew\u00f6hnliche Selenoxid (SeO3) ist stark sauer.  Tellur ist ein silbrig-wei\u00dfes, m\u00e4\u00dfig reaktives,[52]  gl\u00e4nzender Feststoff, der eine Dichte von 6,24 g\/cm\u00b2 hat3 und ist weich (MH 2,25) und spr\u00f6de.  Es ist das weichste der allgemein anerkannten Halbmetalle.  Tellur reagiert mit kochendem Wasser oder frisch ausgef\u00e4llt schon bei 50 \u00b0C zu Dioxid und Wasserstoff: Te + 2 H2O \u2192 TeO2 + 2 H2.  Es hat einen Schmelzpunkt von 450 \u00b0C und einen Siedepunkt von 988 \u00b0C.  Tellur hat eine mehratomige (CN 2) hexagonale Kristallstruktur.  Es ist ein Halbleiter mit einer Bandl\u00fccke von 0,32 bis 0,38 eV.  Tellur hat eine m\u00e4\u00dfige Ionisationsenergie (869,3 kJ\/mol), eine hohe Elektronenaffinit\u00e4t (190 kJ\/mol) und eine m\u00e4\u00dfige Elektronegativit\u00e4t (2,1).  Es ist ein schlechtes Oxidationsmittel (Te + 2e\u2212  \u2192 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 k\u00f6nnen.  Das gew\u00f6hnliche Telluroxid (TeO2) ist amphoter.Gruppe 17[edit]  Fl\u00fcssiges Fluor, in einem kryogenen BadFluor ist ein extrem giftiges und reaktives blassgelbes zweiatomiges Gas, das mit einer Gasdichte von 1,696 \u00d7 10-3 g\/cm\u00b23, ist etwa 40 % schwerer als Luft.  Seine extreme Reaktivit\u00e4t 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 \u2212188,11 \u00b0C zu einer blassgelben Fl\u00fcssigkeit und gefriert zu einem farblosen Feststoff[49]  bei \u2212219,67 \u00b0C.  Die feste Form (Dichte 1,7 g\/cm\u00b2-3) hat eine kubische Kristallstruktur und ist weich und leicht zu zerdr\u00fccken.  Fluor ist in all seinen Formen ein Isolator.  Es hat eine hohe Ionisationsenergie (1681 kJ\/mol), eine hohe Elektronenaffinit\u00e4t (328 kJ\/mol) und eine hohe Elektronegativit\u00e4t (3,98).  Fluor ist ein starkes Oxidationsmittel (F2 + 2e \u2192 2HF = 2,87 V bei pH 0);  &#8220;Selbst Wasser in Form von Dampf f\u00e4ngt in einer Fluoratmosph\u00e4re Feuer&#8221;.[53]  Metallfluoride sind im Allgemeinen ionischer Natur.  Chlor ist ein reizendes gr\u00fcn-gelbes zweiatomiges Gas, das extrem reaktiv ist und eine Gasdichte von 3,2 \u00d7 10 . hat-3 g\/cm\u00b23 (ca. 2,5 mal schwerer als Luft).  Es kondensiert bei \u221234,04 \u00b0C zu einer bernsteinfarbenen Fl\u00fcssigkeit und gefriert bei \u2212101,5 \u00b0C zu einem gelben kristallinen Feststoff.  Die feste Form (Dichte 1,9 g\/cm\u00b2-3) hat eine orthorhombische Kristallstruktur und ist weich und l\u00e4sst sich leicht zerdr\u00fccken.  Chlor ist ein Isolator in all seinen Formen.  Es hat eine hohe Ionisationsenergie (1251,2 kJ\/mol), eine hohe Elektronenaffinit\u00e4t (349 kJ\/mol; h\u00f6her als Fluor) und eine hohe Elektronegativit\u00e4t (3,16).  Chlor ist ein starkes Oxidationsmittel (Cl2 + 2e \u2192 2HCl = 1,36 V bei pH 0).  Metallchloride sind weitgehend ionischer Natur.  Das gew\u00f6hnliche Chloroxid (Cl2\u00d67) ist stark sauer.  Brom ist eine tiefbraune zweiatomige Fl\u00fcssigkeit, die ziemlich reaktiv ist und eine Fl\u00fcssigkeitsdichte von 3,1028 g\/cm\u00b2 hat3.  Es siedet bei 58,8 \u00b0C und erstarrt bei -7,3 \u00b0C 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 fl\u00fcssig ist.  Die feste Form hat wie Chlor eine orthorhombische Kristallstruktur und ist weich und leicht zu zerdr\u00fccken.  Brom ist ein Isolator in all seinen Formen.  Es hat eine hohe Ionisationsenergie (1139,9 kJ\/mol), eine hohe Elektronenaffinit\u00e4t (324 kJ\/mol) und eine hohe Elektronegativit\u00e4t (2,96).  Brom ist ein starkes Oxidationsmittel (Br2 + 2e \u2192 2HBr = 1,07 V bei pH 0).  Metallbromide sind weitgehend ionischer Natur.  Das instabile gew\u00f6hnliche Bromoxid (Br2\u00d65) ist stark sauer.  Jod, das seltenste der nichtmetallischen Halogene, ist ein metallisch aussehender Feststoff, der m\u00e4\u00dfig reaktiv ist und eine Dichte von 4,933 g\/cm\u00b2 hat3.  Es schmilzt bei 113,7 \u00b0C zu einer braunen Fl\u00fcssigkeit und siedet bei 184,3 \u00b0C zu einem violetten Dampf.  Es hat eine orthorhombische kristalline Struktur mit einem flockigen Habitus.  Jod ist in Richtung seiner Ebenen ein Halbleiter mit einer Bandl\u00fccke von etwa 1,3 eV und einer Leitf\u00e4higkeit von 1,7 \u00d7 10-8 S\u2022cm-1 bei Raumtemperatur.  Dies ist h\u00f6her 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 Elektronenaffinit\u00e4t (295 kJ\/mol) und eine hohe Elektronegativit\u00e4t (2.66).  Jod ist ein m\u00e4\u00dfig starkes Oxidationsmittel (I2 + 2e \u2192 2I\u2212 = 0,53 V bei pH 0).  Metalliodide sind \u00fcberwiegend ionischer Natur.  Das einzige stabile Jodoxid (I2\u00d65) ist stark sauer.Astat, ist das seltenste nat\u00fcrlich 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 Bandl\u00fccke von etwa 0,7 eV vorhergesagt.  Es hat eine m\u00e4\u00dfige Ionisationsenergie (900 kJ\/mol), eine hohe Elektronenaffinit\u00e4t (233 kJ\/mol) und eine m\u00e4\u00dfige Elektronegativit\u00e4t (2.2).  Astatin ist ein m\u00e4\u00dfig schwaches Oxidationsmittel (At2 + 2e \u2192 2At\u2212 = 0,3 V bei pH 0).Gruppe 18[edit]  Helium hat eine Dichte von 1,785 \u00d7 10-4 g\/cm\u00b23 (vgl. Luft 1,225 \u00d7 10-3 g\/cm\u00b23), verfl\u00fcssigt sich bei \u2212268.928 \u00b0C und kann bei Normaldruck nicht verfestigt werden.  Es hat den niedrigsten Siedepunkt aller Elemente.  Fl\u00fcssiges Helium weist Suprafluidit\u00e4t, Supraleitf\u00e4higkeit und eine Viskosit\u00e4t nahe Null auf;  seine W\u00e4rmeleitf\u00e4higkeit ist h\u00f6her als die jeder anderen bekannten Substanz (mehr als das 1.000-fache von Kupfer).  Helium kann nur bei \u2212272,20 \u00b0C unter einem Druck von 2,5 MPa erstarren.  Es hat eine sehr hohe Ionisierungsenergie (2372,3 kJ\/mol), eine geringe Elektronenaffinit\u00e4t (gesch\u00e4tzt auf \u221250 kJ\/mol) und eine hohe Elektronegativit\u00e4t (4.16 \u03c7Spec).  Bisher wurden keine normalen Heliumverbindungen synthetisiert.  Neon in einer elektrischen Entladungsr\u00f6hreNeon hat eine Dichte von 9.002 \u00d7 10-4 g\/cm\u00b23, verfl\u00fcssigt sich bei \u2212245,95 \u00b0C und erstarrt bei \u2212248,45 \u00b0C.  Es hat den engsten Fl\u00fcssigkeitsbereich aller Elemente und hat in fl\u00fcssiger Form die \u00fcber 40-fache K\u00e4lteleistung von fl\u00fcssigem Helium und dreimal so viel wie fl\u00fcssigem Wasserstoff.  Neon hat eine sehr hohe Ionisationsenergie (2080,7 kJ\/mol), eine geringe Elektronenaffinit\u00e4t (gesch\u00e4tzt auf \u2212120 kJ\/mol) und eine sehr hohe Elektronegativit\u00e4t (4,787 \u03c7Spec).  Es ist das am wenigsten reaktive Edelgas;  bisher wurden keine normalen Neonverbindungen synthetisiert.  Ein kleines St\u00fcck schnell schmelzendes festes ArgonArgon hat eine Dichte von 1.784 \u00d7 10-3 g\/cm\u00b23, verfl\u00fcssigt sich bei \u2212185.848 \u00b0C und erstarrt bei \u2212189.34 \u00b0C.  Obwohl ungiftig, ist es 38% dichter als Luft und gilt daher in geschlossenen R\u00e4umen als gef\u00e4hrliches 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 Elektronenaffinit\u00e4t (gesch\u00e4tzt auf \u221296 kJ\/mol) und eine hohe Elektronegativit\u00e4t (3.242 \u03c7Spec).  Eine interstitielle Verbindung von Argon, Ar1C60 ist bei Raumtemperatur ein stabiler Feststoff.  Eine Kr-f\u00f6rmige Krypton-Entladungsr\u00f6hreKrypton hat eine Dichte von 3,749 \u00d7 10-3 g\/cm\u00b23, verfl\u00fcssigt sich bei \u2212153.415 \u00b0C und erstarrt bei \u2212157.37 \u00b0C.  Es hat eine hohe Ionisierungsenergie (1350.8 kJ\/mol), eine geringe Elektronenaffinit\u00e4t (gesch\u00e4tzt auf \u221260 kJ\/mol) und eine hohe Elektronegativit\u00e4t (2.966 \u03c7Spec).  Krypton kann mit Fluor zum Difluorid KrF . umgesetzt werden2.  Die Reaktion von KrF2  mit B(OTeF5)3  erzeugt eine instabile Verbindung, Kr(OTeF5)2, das eine Krypton-Sauerstoff-Bindung enth\u00e4lt.  Unter Druck stehendes Xenongas in einem Acrylw\u00fcrfel eingekapseltXenon hat eine Dichte von 5,894 \u00d7 10-3 g\/cm\u00b23, verfl\u00fcssigt sich bei \u2212161,4 \u00b0C und erstarrt bei \u2212165.051 \u00b0C.  Es ist nicht toxisch und geh\u00f6rt zu einer ausgew\u00e4hlten Gruppe von Substanzen, die die Blut-Hirn-Schranke durchdringen und bei Inhalation in hohen Konzentrationen mit Sauerstoff eine leichte bis vollst\u00e4ndige chirurgische An\u00e4sthesie verursachen.  Xenon hat eine hohe Ionisierungsenergie (1170.4 kJ\/mol), eine niedrige Elektronenaffinit\u00e4t (gesch\u00e4tzt auf \u221280 kJ\/mol) und eine hohe Elektronegativit\u00e4t (2.582 \u03c7Spec).  Es bildet eine relativ gro\u00dfe Anzahl von Verbindungen, die meist Fluor oder Sauerstoff enthalten.  Ein ungew\u00f6hnliches Xenon-haltiges Ion ist das Tetraxenonogold(II)-Kation. AuXe2+4, das Xe-Au-Bindungen enth\u00e4lt.  Dieses Ion kommt in der Verbindung vor AuXe4(Sb2F11)2, und zeichnet sich durch direkte chemische Bindungen zwischen zwei notorisch unreaktiven Atomen, Xenon und Gold, aus, wobei Xenon als \u00dcbergangsmetallligand fungiert.  Die Verbindung Xe2Sb2F11  enth\u00e4lt eine Xe-Xe-Bindung, die l\u00e4ngste bekannte Element-Element-Bindung (308.71 pm = 3.0871 \u00c5).  Das h\u00e4ufigste Xenonoxid (XeO3) ist stark sauer.Radon, das radioaktiv ist, hat eine Dichte von 9,73 \u00d7 10-3 g\/cm\u00b23, verfl\u00fcssigt sich bei \u221261,7 \u00b0C und erstarrt bei \u221271 \u00b0C.  Es hat eine hohe Ionisierungsenergie (1037 kJ\/mol), eine niedrige Elektronenaffinit\u00e4t (gesch\u00e4tzt auf \u221270 kJ\/mol) und eine hohe Elektronegativit\u00e4t (2.60 \u03c7Spec).  Die einzigen best\u00e4tigten Verbindungen von Radon, dem seltensten der nat\u00fcrlich vorkommenden Edelgase, sind das Difluorid RnF2und Trioxid, RnO3.  Es wurde berichtet, dass Radon ein einfaches Rn a bilden kann2+ Kation in Halogenfluoridl\u00f6sung, was f\u00fcr ein Nichtmetall ein h\u00f6chst ungew\u00f6hnliches 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 7p3\/2 Orbitalen wird erwartet, dass es signifikant reaktiv ist und sich \u00e4hnlicher wie die Elemente der Gruppe 14 verh\u00e4lt, da es effektiv vier Valenzelektronen au\u00dferhalb eines Pseudo-Edelgaskerns hat.  Sein Siedepunkt wird bei etwa 80 \u00b1 30 \u00b0C erwartet, so dass es sich wahrscheinlich weder um Edelmetalle noch um Gas handelt;  als Fl\u00fcssigkeit wird eine Dichte von etwa 5 g\/cm\u00b2 erwartet3.  Es wird eine kaum positive Elektronenaffinit\u00e4t (gesch\u00e4tzt auf 5 kJ\/mol) und eine moderate Ionisationsenergie von etwa 860 kJ\/mol erwartet, was f\u00fcr 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 k\u00f6nnte.  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 \u00fcber 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 wei\u00dfe Pfeil zeigt an, dass N, S und Br ein Gas, ein Feststoff bzw. eine Fl\u00fcssigkeit sind.  Damit bleibt das Dreieck aus O, F und Cl \u00fcbrig, das die korrosivsten Nichtmetalle darstellt.  Hier nicht gezeigt sind At (ein Metalloid, das als Nach\u00fcbergangsmetall vorhergesagt wird), Rn (ein Edelgas, das beginnendes metallisches Verhalten zeigt) und Og (m\u00f6glicherweise ein Metalloid).Einige Paare von Nichtmetallen weisen zus\u00e4tzliche Beziehungen auf, die \u00fcber die mit der Gruppenmitgliedschaft hinausgehen.H und C. Wasserstoff in Gruppe 1 und Kohlenstoff in Gruppe 14 zeigen einige \u00c4hnlichkeiten au\u00dferhalb der Gruppe.[54]  Diese umfassen N\u00e4he bei Ionisierungsenergien, Elektronenaffinit\u00e4ten und Elektronegativit\u00e4tswerten;  halbgef\u00fcllte 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\u2212 Anion, Interelektronenabsto\u00dfung im H\u2212 Hydridanion (mit seiner einzelnen Kernladung) machen ionische Hydride hochreaktiv.  Ungew\u00f6hnlich f\u00fcr Nichtmetalle sind die beiden Elemente in kationischer Form bekannt.  Im Wasser das H+ &#8220;Kation&#8221; existiert als H13\u00d66+ -Ion mit einem delokalisierten Proton in einer zentralen OHO-Gruppe.[55]  Stickstoff bildet ein N5+ Pentazenium-Kation;  Gro\u00dfmengen des Salzes N5+SbF6\u2212 zubereitet werden kann.  Zuf\u00e4lligerweise ist das NH4+ Ammoniumkation verh\u00e4lt sich in vielerlei Hinsicht wie ein Alkalimetallanion.[56]C und P. Kohlenstoff und Phosphor sind ein Beispiel f\u00fcr eine weniger bekannte Diagonalbeziehung, insbesondere in der organischen Chemie.  &#8220;Spektakul\u00e4re&#8221; Beweise f\u00fcr diesen Zusammenhang lieferte 1987 die Synthese eines ferrocen\u00e4hnlichen Molek\u00fcls, bei dem sechs der Kohlenstoffatome durch Phosphoratome ersetzt wurden.[56]  Eine weitere Veranschaulichung des Themas ist die &#8220;au\u00dfergew\u00f6hnliche&#8221; \u00c4hnlichkeit zwischen niedrigkoordinierten Phosphorverbindungen und unges\u00e4ttigten 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.  W\u00e4hrend reines All-Carbon-Tetrahedran (CH)4 nie isoliert wurde, wurde Phosphor aufgrund seiner F\u00e4higkeit, tetraedrische Molek\u00fcle zu bilden, und der \u00c4hnlichkeit einiger seiner Eigenschaften mit denen von Kohlenstoff ausgew\u00e4hlt.[58]C und N. Kohlenstoff bildet mit Stickstoff eine umfangreiche Reihe von Nitridverbindungen einschlie\u00dflich solcher mit hohen N:C-Verh\u00e4ltnissen und mit einfachen Strukturen (CN12);  kettenartig (C6Nein2 beispielsweise);  graphit (verkn\u00fcpft 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 geh\u00f6ren und die Zusammensetzung einiger ihrer Verbindungen einander \u00e4hnelt, 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 K\u00e4figstrukturen;  die P-N-Wiederholungseinheit in diesen Strukturen weist eine starke \u00c4hnlichkeit 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 \u00e4hnlichen Ladungsdichten und Elektronegativit\u00e4ten manifestiert (letztere sind identisch, wenn nur die p Elektronen werden gez\u00e4hlt;  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 &#8220;Beispiel&#8221; f\u00fcr die \u00c4hnlichkeit 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, einschlie\u00dflich 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 fl\u00fcchtig;  sie sind die Hauptquellen der Verschmutzung der Atmosph\u00e4re.  Lachgas, auch Lachgas genannt, wird manchmal als An\u00e4sthetikum verwendet;  beim Einatmen erzeugt es eine leichte Hysterie.  Stickstoffmonoxid reagiert schnell mit Sauerstoff zu braunem Stickstoffdioxid, einem Zwischenprodukt bei der Herstellung von Salpeters\u00e4ure und einem starken Oxidationsmittel, das in chemischen Prozessen und Raketentreibstoffen verwendet wird.Im Allgemeinen \u00e4hnelt Stickstoff Sauerstoff mit seiner hohen Elektronegativit\u00e4t und der gleichzeitigen F\u00e4higkeit zur Wasserstoffbr\u00fcckenbindung und der F\u00e4higkeit, Koordinationskomplexe durch Abgabe seiner einsamen Elektronenpaare zu bilden.  Es gibt einige Parallelen zwischen der Chemie von Ammoniak NH3 und Wasser H2O. Zum Beispiel die F\u00e4higkeit beider Verbindungen, proniert zu werden, um NH4+ und H3\u00d6+ oder deprotoniert zu NH2\u2212 und OH\u2212, wobei alle diese in festen Verbindungen isoliert werden k\u00f6nnen.O und S. Sauerstoff und Schwefel reagieren leicht miteinander und bilden niedere Schwefeloxide (SneinOh, S7\u00d62 und S6\u00d62);  Schwefelmonoxid (SO) und sein Dimer, Dischwefeldioxid (S2\u00d62);  Schwefeldioxid (SO2);  Schwefeltrioxid (SO3);  h\u00f6here Schwefeloxide (SO3 und so4 und polymere Kondensate davon);  und Dischwefelmonoxid (S2\u00d6).  Bei der Verbrennung von Kohle und\/oder Erd\u00f6l durch Industrie und Kraftwerke entsteht Schwefeldioxid (SO2), das mit atmosph\u00e4rischem Wasser und Sauerstoff zu Schwefels\u00e4ure (H2SO4) und schweflige S\u00e4ure (H2SO3).  Diese S\u00e4uren sind Bestandteile des sauren Regens und senken den pH-Wert von B\u00f6den und S\u00fc\u00dfwasserk\u00f6rpern, was manchmal zu erheblichen Umweltsch\u00e4den und chemischer Verwitterung von Statuen und Bauwerken f\u00fchrt.  In den meisten sauerstoffhaltigen organischen Molek\u00fclen k\u00f6nnen die Sauerstoffatome durch Schwefelatome ersetzt werden.O und Kl. &#8220;Chlorierungsreaktionen haben viele \u00c4hnlichkeiten mit Oxidationsreaktionen. Sie sind nicht auf das thermodynamische Gleichgewicht beschr\u00e4nkt und f\u00fchren oft zu einer vollst\u00e4ndigen Chlorierung. Die Reaktionen sind oft stark exotherm. Chlor bildet wie Sauerstoff brennbare Gemische mit organischen Verbindungen.&#8221;[62]O und F. Fluor und Sauerstoff teilen sich die F\u00e4higkeit, unter den Elementen oft die h\u00f6chsten 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 wei\u00dfen 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 \u2013 ihre elektrische Leitf\u00e4higkeit erh\u00f6ht sich bei Lichteinwirkung um bis zu sechs Gr\u00f6\u00dfenordnungen.[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 h\u00f6heren Oxidationsstufe.Allotrope[edit]  Einige Allotrope von KohlenstoffViele Nichtmetalle haben weniger stabile Allotrope mit entweder nichtmetallischen oder metallischen Eigenschaften.  Graphit, der Standardzustand von Kohlenstoff, hat ein gl\u00e4nzendes 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 Leitf\u00e4higkeit.  Kohlenstoff ist auch in mehreren anderen allotropen Formen bekannt, darunter halbleitendes Buckminsterfulleren (C60).  Stickstoff kann gasf\u00f6rmigen Tetrastickstoff (N4), ein instabiles mehratomiges Molek\u00fcl mit einer Lebensdauer von etwa einer Mikrosekunde.[65]  Sauerstoff ist im Standardzustand ein zweiatomiges Molek\u00fcl;  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 wei\u00dfer 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, au\u00dfer 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 &#8220;metallisches&#8221; Selen.[70]  Jod ist auch in halbleitender amorpher Form bekannt.[71]  Unter ausreichend hohen Dr\u00fccken werden knapp \u00fcber die H\u00e4lfte 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 quasisph\u00e4rischen allotropen Molek\u00fcls Borospheren (B40) wurde im Juli 2014 angek\u00fcndigt. Silizium war zuletzt nur in seiner kristallinen und amorphen Form bekannt.  Silicen, ein zweidimensionales Allotrop von Silizium mit einer hexagonalen Wabenstruktur \u00e4hnlich der von Graphen, wurde 2010 beobachtet. Die Synthese eines orthorhombischen Allotrops Si24, wurde 2014 sp\u00e4ter beschrieben. Bei einem Druck von ~10\u201311 GPa wandelt sich Germanium in eine metallische Phase mit der gleichen tetragonalen Struktur wie Zinn um;  bei Dekompression \u2013 und abh\u00e4ngig von der Geschwindigkeit der Druckentlastung \u2013 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.F\u00fclle und Extraktion[edit]  Wasserstoff und Helium machen sch\u00e4tzungsweise etwa 99 Prozent der gesamten gew\u00f6hnlichen Materie im Universum aus.  Es wird angenommen, dass weniger als f\u00fcnf Prozent des Universums aus gew\u00f6hnlicher Materie bestehen, die durch Sterne, Planeten und Lebewesen repr\u00e4sentiert wird.  Das Gleichgewicht besteht aus dunkler Energie und dunkler Materie, die beide derzeit kaum verstanden werden.[73]Wasserstoff, Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff bilden den gr\u00f6\u00dften Teil der Erdatmosph\u00e4re, der Ozeane, der Kruste und der Biosph\u00e4re;  die \u00fcbrigen Nichtmetalle weisen H\u00e4ufigkeiten 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 Biosph\u00e4re eine H\u00e4ufigkeit von 0,2 Prozent oder weniger.[74]Nichtmetalle und Halbmetalle in ihren elementaren Formen werden extrahiert aus:[75]Sole: Cl, Br, I; fl\u00fcssige 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]F\u00fcr g\u00e4ngige und spezielle Anwendungen einzelner Nichtmetalle siehe den Hauptartikel f\u00fcr 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 Oxidgl\u00e4ser, Legierungskomponenten und Halbleiter erstrecken.Gemeinsame Anwendungen verschiedener Untergruppen der Nichtmetalle umfassen stattdessen ihre Anwesenheit in oder spezifische Verwendungen in den Bereichen Kryotechnik und K\u00e4ltemittel: H, He, N, O, F und Ne; D\u00fcngemittel: H, N, P, S, Cl (als Mikron\u00e4hrstoff) und Se; Haushaltsausstattung: H (Hauptbestandteil von Wasser), He (Partyballons), C (in Bleistiften, als Graphit), N (Bierkn\u00e4uel), O (als Peroxid, in Waschmitteln), F (als Fluorid, in Zahnpasta), Ne ( Beleuchtung), P (Streichh\u00f6lzer), S (Gartenbehandlungen), Cl (Bleichmittelbestandteil), Ar (isolierte Fenster), Se (Glas; Solarzellen), Br (als Bromid, zur Reinigung von Heilwasser), Kr (Energieeinsparung Leuchtstofflampen), I (in antiseptischen L\u00f6sungen), Xe (in Plasma-TV-Displayzellen, eine Technologie, die sp\u00e4ter durch kosteng\u00fcnstige OLED-Displays \u00fcberfl\u00fcssig wurde), w\u00e4hrend Rn manchmal auch auftritt, dann jedoch als unerw\u00fcnschter, potenziell gef\u00e4hrlicher Schadstoff in Innenr\u00e4umen;[77]Industries\u00e4uren: 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 Pl\u00e4tze in einer &#8220;Top 20&#8221;-Tabelle der am h\u00e4ufigsten vorkommenden Elemente in 8.427.300 Verbindungen, die im Chemical Abstracts Service-Register f\u00fcr Juli 1987 aufgef\u00fchrt 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 h\u00f6chsten bewertete Metall mit einer Vorkommensh\u00e4ufigkeit 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 fr\u00fcheste bekannte Verwendung von Holzkohle stammt aus der Zeit um 3750 v.  Die \u00c4gypter 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 durchgef\u00fchrt;  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 Gro\u00dfe, 1193\u20131280) 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 S\u00e4uren mit Metallen beobachtet hatten.  Lavoisier nannte es 1793. Sauerstoff: Carl Wilhelm Scheele gewann 1771 Sauerstoff durch Erhitzen von Quecksilberoxid und Nitraten, ver\u00f6ffentlichte seine Ergebnisse jedoch erst 1777. Priestley bereitete diese neue &#8220;Luft&#8221; auch 1774 vor, aber nur Lavoisier erkannte sie als echtes Element an;  er nannte es 1777. Stickstoff: Rutherford entdeckte Stickstoff w\u00e4hrend 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 ungef\u00e4hr zur gleichen Zeit;  Lavoisier nannte es 1775 oder 1776. Tellur: 1783 kam Franz-Joseph M\u00fcller von Reichenstein, damals \u00f6sterreichischer Oberinspektor der Bergwerke in Siebenb\u00fcrgen, zu dem Schluss, dass ein neues Element in einem Golderz aus den Bergwerken in Zlatna, nahe der heutigen Stadt Alba Iulia, Rum\u00e4nien, vorhanden war.  1789 entdeckte ein ungarischer Wissenschaftler, P\u00e1l Kitaibel, das Element unabh\u00e4ngig in einem Erz aus Deutsch-Pilsen, das als silberhaltiger Molybd\u00e4nit galt, aber sp\u00e4ter machte er M\u00fcller 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 Salzs\u00e4ure, hielt es jedoch f\u00fcr 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 \u00e4hnliche 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 &#8220;Selen&#8221; 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 ver\u00f6ffentlichten ihre Ergebnisse im folgenden Jahr.Ende des 19. Jahrhunderts: He, F, (Ge), Ar, Kr, Ne, Xe[edit]Helium: 1868 beobachteten Janssen und Lockyer unabh\u00e4ngig voneinander eine gelbe Linie im Sonnenspektrum, die mit keinem anderen Element \u00fcbereinstimmte.  Im Jahr 1895, jeweils ungef\u00e4hr zur gleichen Zeit, beobachteten Ramsay, Cleve und Langlet unabh\u00e4ngig voneinander in Cleveit eingeschlossenes Helium. Fluor: Andr\u00e9-Marie Amp\u00e8re sagte ein dem Chlor analoges Element voraus, das aus Flusss\u00e4ure erh\u00e4ltlich ist, und zwischen 1812 und 1886 versuchten viele Forscher, es zu erhalten.  Fluor wurde schlie\u00dflich 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 Verfl\u00fcssigung 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 fl\u00fcssigem 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 anschlie\u00dfend 1910 Radon. Astatin wurde 1940 von Dale R. Corson, Kenneth Ross MacKenzie und Emilio Segr\u00e8 synthetisiert.  Sie beschossen Wismut-209 mit Alpha-Teilchen in einem Zyklotron, um nach Emission von zwei Neutronen Astat-211 zu erzeugen.^ Eine Ionisationsenergie von weniger als 750 kJ\/mol gilt als gering, 750\u20131000 als moderat und > 1000 als hoch (> 2000 ist sehr hoch);  eine Elektronenaffinit\u00e4t von weniger als 70 kJ\/mol gilt als gering, 70\u2013140 als m\u00e4\u00dfig und > 140 als hoch;  eine Elektronegativit\u00e4t von weniger als 1,8 wird als gering angesehen;  1,8\u20132,2 ist moderat;  und > als 2,2 hoch ist (> 4,0 ist sehr hoch).^ F\u00fcr die Halbmetalle und reaktive Nichtmetalle werden \u00fcberarbeitete Pauling-Werte verwendet;  Allred-Rochow-Werte f\u00fcr die Edelgase^ Die nichtmetallischen Halogene (F, Cl, Br, I) bilden leicht Anionen, auch in w\u00e4ssriger L\u00f6sung;  das Oxidion O2\u2212 ist in w\u00e4ssriger L\u00f6sung instabil \u2013 seine Affinit\u00e4t zu H+ ist so gro\u00df, dass es ein Proton aus einem L\u00f6sungsmittel H . abstrahiert2O-Molek\u00fcl (O2\u2212  + H2O \u2192 2OH\u2212) \u2013 kommt aber in einer umfangreichen Reihe von Metalloxiden vor^ Das gew\u00f6hnliche Oxid ist das stabilste Oxid f\u00fcr dieses ElementVerweise[edit]Datenquellen[edit]Schmelzpunkte, Siedepunkte, Dichten, kristalline Strukturen, Ionisationsenergien, Elektronenaffinit\u00e4ten und Elektronegativit\u00e4tswerte stammen, sofern nicht anders angegeben, aus den CRC-Handbuch f\u00fcr Physik und Chemie;[80]  Standardelektrodenpotentiale stammen aus der Zusammenstellung von 1989 von Steven Bratsch.[81]Zitate[edit]^ Sukys 1999, S.  60.^ Bettelheimet al.  2016, s.  33.^ Schulze-Makuch &#038; Irwin 2008, p.  89.^ Steurer 2007, S.  7.^ ein b Cox 2004, S.  26^ Meyeret al.  2005, s.  284;  Manahan 2001, S.  911;  Szpunaret al.  2004, s.  17^ Brown &#038; Rogers 1987, p.  40^ Kneen, Rogers &#038; Simpson 1972, p.  262^ Greenwood &#038; Earnshaw 2002, p.  434^ Bratsch 1989;  Bard, Parsons &#038; Jordan 1985, p.  133^ Yoder, Suydam &#038; Snavely 1975, S.  58^ Kneen, Rogers &#038; Simpson 1972, p.  360^ Lee 1996, S.  240^ Greenwood &#038; Earnshaw 2002, p.  43^ Cressey 2010^ Siekierski &#038; Burgess 2002, p.  24\u201325^ Siekierski &#038; Burgess 2002, p.  23^ Cox 2004, S.  146^ Kneen, Rogers &#038; Simpson 1972, p.  362^ Bailaret al.  1989, S.  742^ Stein 1983, S.  165^ Jolly 1966, S.  20^ Clugston &#038; Flemming 2000, S. 100\u20131, 104\u20135, 302^ Seaborg 1969, S.  626^ Nash 2005^ Scerri 2013, S. 204\u20138^ Chaloner 2014, S.  5;  Regierung von Kanada 2015;  Gargaud et al.  2006, s.  447^ Ivanenkoet al.  2011, s.  784^ Catling 2013, S.  12^ Crawford 1968, S.  540^ Berkowitz 2012, S.  293^ J\u00f8rgensen &#038; Mitsch 1983, S.  59^ Wulfsberg 1987, S.  159\u2013160^ Bettelheimet al.  2016, s.  33\u201434^ Field &#038; Grey 2011, S.  12^ Dinwiddleet al.  2018, S. 34\u201335^ Vernon 2020^ Dingle 2017, S. 9, 101, 179^ Myers, Oldham &#038; Tocci 2004, S. 120\u2013121^ Dupasquier 1844, S. 66\u201367^ Stein 1969;  Pitzer 1975;  Schr\u00f6bilgen 2011^ Brasted 1974, S.  814^ Sidorow 1960^ Rochow 1966, S.  4^ Atkins 2006 et al., S. 8, 122\u201323^ Ritter 2011, S.  10^ &#8220;Elements Electrical Conductivity Reference Table \u2013 Angstrom Sciences&#8221;. www.angstromsciences.com.  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