Ikke -metaller er kemiske grundstoffer med typisk ikke-metalliske egenskaber, der optager det øverste højre hjørne af det periodiske system . Kursiv angiver metalloider , hvis egenskaber er tæt på metallers.
| Gruppe | jeg | III | IV | V | VI | VII | VIII |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 1. periode | H | Han | |||||
| 2. periode | B | C | N | O | F | Ne | |
| 3. periode | Si | P | S | Cl | Ar | ||
| 4. periode | Som | Se | Br | kr | |||
| 5. periode | Te | jeg | Xe | ||||
| 6. periode | På | Rn |
I modsætning til metaller er der meget færre ikke-metaller, i alt er der 22 - 23 grundstoffer.
Et karakteristisk træk ved ikke-metaller er et større (sammenlignet med metaller ) antal elektroner ved deres atomers ydre energiniveau . Dette bestemmer deres større evne til at vedhæfte yderligere elektroner, og manifestationen af en højere oxidativ aktivitet end metallers.
Ikke-metaller har høje elektronaffinitetsværdier , stor elektronegativitet og højt redoxpotentiale.
På grund af ikke-metallers høje ioniseringsenergier kan deres atomer danne kovalente kemiske bindinger med atomer af andre ikke-metaller og amfotere elementer . I modsætning til den overvejende ioniske natur af strukturen af typiske metalforbindelser , har simple ikke-metalliske stoffer såvel som ikke-metalforbindelser en kovalent karakter af strukturen.
I fri form kan der være gasformige ikke-metalliske simple stoffer - fluor , klor , oxygen , nitrogen , brint , inerte gasser , fast jod , astatin , svovl , selen , tellur , fosfor , arsen , kulstof , silicium , bor stuetemperatur i flydende brom .
Nogle ikke-metaller udviser allotropi . Så gasformig oxygen er karakteriseret ved to allotropiske modifikationer - oxygen (O 2 ) og ozon (O 3 ), fast kulstof har mange former - diamant , astralener , grafen , grafit , karbin , lonsdaleite , fullerener , glasagtig kulstof , dicarbon , kulstof nanostrukturer ( nanoskum , nanokegler , nanorør , nanofibre ) og amorft kulstof er allerede blevet opdaget, og andre modifikationer er også mulige, for eksempel chaoit og metallisk kulstof .
I molekylær form forekommer nitrogen , oxygen og svovl som simple stoffer i naturen . Oftere er ikke-metaller i en kemisk bundet form: disse er vand , mineraler , sten , forskellige silikater , fosfater , borater . Med hensyn til udbredelse i jordskorpen adskiller ikke-metaller sig væsentligt. De mest almindelige er ilt , silicium , brint ; de sjældneste er arsen , selen , jod , tellur , astatin .
Et ikke-metal er et kemisk grundstof, der blandt andet har en relativt lav massefylde og en moderat til høj elektronegativitet . Generelt mangler de de typiske metalliske egenskaber, såsom metallisk glans, deformerbarhed , god termisk og elektrisk ledningsevne og lav elektronegativitet. Fordi der ikke er nogen streng definition af et ikke-metal, kan der være en vis variation blandt kilder med hensyn til, hvilke elementer der klassificeres som ikke-metaller. Sådanne beslutninger afhænger af, hvilken eller hvilke egenskaber der anses for at være de mest repræsentative for den ikke-metalliske eller metalliske karakter.
Selvom Steudel anerkendte 23 elementer som ikke-metaller i 2020, er enhver sådan liste åben for udfordring. Fjorten grundstoffer genkendes næsten altid som sådanne: brint, oxygen, nitrogen og svovl; ætsende halogener fluor, klor, brom og jod; og ædelgasserne helium, neon, argon, krypton, xenon og radon; se for eksempel Larrañaga et al. Selvom de samme forfattere anerkendte kulstof, fosfor og selen som ikke-metaller, havde Vernon tidligere rapporteret, at disse tre grundstoffer nogle gange blev betragtet som metalloider i stedet for. De grundstoffer, der almindeligvis omtales som metalloider, nemlig bor, silicium, germanium, arsen, antimon og tellur, betragtes undertiden som en mellemklasse mellem metaller og ikke-metaller, når de kriterier, der bruges til at skelne mellem metaller og ikke-metaller, er usikre; i andre tilfælde betragtes de som ikke-metaller i lyset af deres ikke-metalkemi.
Af de 118 kendte grundstoffer kan 23 betragtes som ikke-metaller; metaller overstiger dem flere gange. Astatin, det femte halogen, overses ofte på grund af dets sjældenhed og høje radioaktivitet ; indirekte teoretiske og eksperimentelle data indikerer overbevisende, at det er et metal. De supertunge elementer af copernicium ( Z = 112) og oganesson (118) kan vise sig at være ikke-metaller ; deres faktiske status er endnu ikke bekræftet.
Udadtil er omkring halvdelen af de ikke-metalliske elementer under normale forhold farveløse eller farvede gasser, og de fleste af resten er skinnende faste stoffer. Brom, den eneste væske, er så flygtig, at den sædvanligvis er dækket af et lag af sin damp; Svovl er det eneste farvede faste ikke-metal. Flydende ikke-metaller har meget lave densiteter, smelte- og kogepunkter og er dårlige ledere af varme og elektricitet. Hårde ikke-metalliske elementer er lav densitet, sprøde eller smuldrende med lav mekanisk og strukturel styrke og dårlige til gode ledere.
Den indre struktur og arrangement af bindinger af ikke-metaller forklarer deres forskelle i form. De ikke-metaller, der eksisterer som individuelle atomer (f.eks. xenon) eller molekyler (f.eks. oxygen, svovl, brom) har tendens til at have lave smelte- og kogepunkter, fordi de holdes sammen af svage London-spredningskræfter, der virker mellem deres atomer eller molekyler. Mange af dem er gasser ved stuetemperatur. Dem, der danner gigantiske strukturer, såsom kæder på op til 1000 atomer (som selen), plader (carbon) eller tredimensionelle gitter (silicium), har højere smelte- og kogepunkter, fordi der kræves mere energi for at overvinde deres stærkere kovalente binding , de er alle solide. Dem tættere på venstre side af det periodiske system, eller lavere nede i søjlen, har ofte nogle svage metalliske interaktioner mellem deres molekyler, kæder eller lag, i overensstemmelse med deres nærhed til metaller; dette forekommer i bor, kulstof, phosphor, arsen, selen, antimon, tellur og jod.
Ledningsevnen af ikke-metaller og sprødheden af faste stoffer er også relateret til deres indre struktur. God termisk og elektrisk ledningsevne og plasticitet (duktilitet, duktilitet) er normalt forbundet med tilstedeværelsen af frit bevægelige og ensartet fordelte elektroner i metaller; med få undtagelser mangler elektroner i ikke-metaller normalt en sådan mobilitet. Blandt de ikke-metalliske elementer:
De fysiske forskelle mellem metaller og ikke-metaller opstår fra interne og eksterne atomkræfter. Inde i et atom holder den positive nukleare ladning sine ydre elektroner på plads. Udadtil er de samme elektroner udsat for tiltrækningskræfter fra kerneladninger i naboatomer. Når de ydre kræfter er større end eller lig med den indre kraft, forventes de ydre elektroner at blive roaming (fri til at bevæge sig mellem atomer), og metalliske egenskaber forudsiges. Ellers forventes ikke-metalliske egenskaber.
| Aspekt | Metaller | ikke-metaller |
|---|---|---|
| elektronegativitet | Lavere end ikke-metaller
med nogle undtagelser |
Moderat til Høj |
| Kemisk
forbindelse |
Former sjældent
kovalente bindinger |
Former ofte
kovalente bindinger |
| Metalbindinger (legeringer)
mellem metaller |
kovalente bindinger
mellem ikke-metaller | |
| Ioniske bindinger mellem ikke-metaller og metaller | ||
| Oxidationstilstande | Positiv | negativ eller positiv |
| oxider | Basisk i lavere oxider;
mere sure i højere oxider |
Syre; aldrig større |
| I vandet
løsning |
De eksisterer som kationer. | De eksisterer som anioner.
eller oxyanioner |
Ikke-metaller har moderate til høje elektronegativitetsværdier og har tendens til at danne sure forbindelser i kemiske reaktioner. For eksempel reagerer faste ikke-metaller (herunder metalloider) med salpetersyre for at danne enten en syre eller et oxid, der er surt eller har overvejende sure egenskaber.
De har tendens til at få eller dele elektroner, når de reagerer, i modsætning til metaller, der har tendens til at donere elektroner. Mere specifikt, og givet stabiliteten af ædelgaselektronkonfigurationer (fyldte ydre skaller), får ikke-metaller typisk nok elektroner til at få elektronkonfigurationen af den næste ædelgas, mens metaller har en tendens til at miste nok elektroner til at beholde dem. med den elektroniske konfiguration af den foregående ædelgas. For ikke-metalliske elementer er denne tendens indkapslet af de empiriske regler for duet og oktet (og for metaller er der en mindre streng 18-elektronregel).
Kvantitativt har ikke-metaller generelt højere ioniseringsenergier, højere elektronaffiniteter, højere elektronegativitetsværdier og højere standardreduktionspotentialer end metaller. Generelt gælder det, at jo højere disse værdier er, jo mere ikke-metallisk er det pågældende grundstof.
De kemiske forskelle mellem metaller og ikke-metaller skyldes i vid udstrækning den tiltrækkende kraft mellem den positive nukleare ladning af et individuelt atom og dets negativt ladede ydre elektroner. Fra venstre mod højre, i hver periode i det periodiske system, stiger ladningen af kernen, når antallet af protoner i kernen stiger. Der er et tilhørende fald i atomradius, da den stigende kerneladning trækker de ydre elektroner tættere på kernen. I metaller er påvirkningen af kerneladningen normalt svagere end i ikke-metalliske grundstoffer. Når metaller binder kemisk, har metaller en tendens til at miste elektroner og danne positivt ladede eller polariserede atomer eller ioner, mens ikke-metaller har tendens til at få de samme elektroner på grund af deres stærkere nukleare ladning og danne negativt ladede ioner eller polariserede atomer.
Antallet af forbindelser dannet af ikke-metaller er enormt. De ti øverste pladser på "Top 20"-tabellen over elementer, der oftest findes i de 895.501.834 forbindelser, der er opført i Chemical Abstracts Service-registret pr. 2. november 2021, er ikke-metaller. Brint, kulstof, oxygen og nitrogen findes i de fleste (80%) forbindelser. Silicium, en metalloid, var på en 11. plads. Det højest placerede metal med en forekomstfrekvens på 0,14 % var jern, som blev placeret på en 12. plads. Eksempler på ikke-metalforbindelser er: borsyre (H 3 BO 3 ) anvendt i keramiske glasurer; selenocystein (C 3 H 7 NO 2 Se), den 21. aminosyre, der kræves til; phosphor sesquisulfid (P 4 S 3 ), falder sammen på nedslagsstedet; og Teflon ( ( C2F4 ) n ) .
Kemien af ikke-metaller er kompliceret af de anomalier, der observeres i den første række af hver blok i det periodiske system. Disse anomalier er mærkbare i brint, bor (uanset om det er i form af et ikke-metal eller metalloid), kulstof, nitrogen, oxygen og fluor; og udvide til sekundær periodicitet eller uensartede periodiske tendenser, der går ned i de fleste p-boksgrupper; og usædvanlige oxidationstilstande i tungere ikke-metaller.
Første række anomaliStartende med brint opstår den første rækkes anomali hovedsageligt fra de elektroniske konfigurationer af de pågældende elementer. Hydrogen er kendt for forskellige måder at danne bindinger på. Danner oftest kovalente bindinger. Den kan miste sin enkelte elektron i en vandig opløsning og efterlade en bar proton med en enorm polariserende kraft. Dette knytter sig derfor til det enlige elektronpar i iltatomet i vandmolekylet og danner dermed grundlaget for syre-base kemi. Et brintatom i et molekyle kan danne en anden, svagere binding med et atom eller en gruppe af atomer i et andet molekyle. Denne binding "hjælper med at give snefnuggene deres sekskantede symmetri, binder DNA'et til en dobbelt helix; danner tredimensionelle former for proteiner; og hæver endda vandets kogepunkt højt nok til at lave en anstændig kop te."
For brint og helium og fra bor til neon, da 1s og 2p subskallerne ikke har nogen indre modstykker (dvs. der er ingen null shell og 1p subshell) og derfor ikke oplever elektronafstødningseffekter, har de relativt små radier, i modsætning hertil. til subshell 1p. 3p, 4p og 5p subshells af tungere elementer. Ioniseringsenergierne og elektronegativiteten blandt disse elementer er derfor højere, end man ellers ville forvente under hensyntagen til periodiske tendenser. De små atomare radier af kulstof, nitrogen og oxygen letter dannelsen af dobbelt- eller tredobbeltbindinger.
Selvom brint og helium generelt forventes at sidde oven på de tungt metalliske s-blokelementer baseret på deres elektronkonfiguration, er den første rækkes anomali i disse to elementer stærk nok til at berettige en alternativ placering. Brint sidder nogle gange over fluor i gruppe 17 frem for lithium i gruppe 1. Helium sidder normalt over neon i gruppe 18 frem for beryllium i gruppe 2.
Sekundær periodicitetUmiddelbart efter den første række af overgangsmetaller er 3d-elektronerne i 4. række af grundstoffer, det vil sige i gallium (metal), germanium, arsen, selen og brom, ikke så effektive til at skærme den øgede positive ladning af kernen . En lignende effekt ledsager udseendet af de fjorten f-blokmetaller mellem barium og lutetium, hvilket til sidst resulterer i mindre end forventet atomradius for grundstofferne fra hafnium (Hf) og fremefter. Slutresultatet, især for gruppe 13-15, er en vekslen mellem nogle periodiske tendenser, der går ned i gruppe 13 til 17.
Usædvanlige oxidationstilstandeDe større atomradier af den tungere gruppe 15-18 ikke-metaller giver højere bulkkoordinationstal og resulterer i lavere elektronegativitetsværdier, der bedre tolererer højere positive ladninger. De involverede grundstoffer kan således udvise andre oxidationstilstande end de laveste i deres gruppe (dvs. 3, 2, 1 eller 0), for eksempel i phosphorpentachlorid (PCl 5 ), svovlhexafluorid (SF 6 ), iodheptafluorid (IF ) 7 ) og xenondifluorid ( XeF2 )
Tilgange til klassificering af ikke-metaller kan omfatte fra to til seks eller syv underklasser. For eksempel har Encyclopædia Britannicas periodiske system ædelgasser, halogener og andre ikke-metaller, og grundstoffer, der almindeligvis betragtes som metalloider, er opdelt i "andre metaller" og "andre ikke-metaller"; mens det periodiske system i Royal Society of Chemistry bruger forskellige farver for hver af sine otte hovedgrupper, og ikke-metaller kan findes i syv af dem.
Fra højre til venstre, hvad angår det periodiske system, skelnes der mere eller mindre normalt mellem tre eller fire slags ikke-metaller. Det:
Da metalloider indtager et grænseområde, hvor metaller møder ikke-metaller, varierer deres fortolkning fra forfatter til forfatter. Nogle betragter dem som adskilte fra både metaller og ikke-metaller; nogle betragter dem som ikke-metaller eller en underklasse af ikke-metaller. Andre anser nogle af dem for at være metaller, såsom arsen og antimon, på grund af deres lighed med tungmetaller. Metalloider behandles her som ikke-metaller i lyset af deres kemiske adfærd og til sammenligningsformål.
Ud over metalloider kan en vis uklarhed og overlap skelnes blandt andre underklasser af ikke-metaller (som det normalt forekommer med klassifikationsskemaer). Kulstof, phosphor, selen, jod grænser op til metalloider og udviser en vis metallisk karakter, ligesom brint. Blandt ædelgasserne er radon den mest metalliske og begynder at udvise en vis kationisk adfærd, hvilket er usædvanligt for et ikke-metal.
Seks ikke-metaller er klassificeret som ædelgasser: helium, neon, argon, krypton, xenon og radioaktivt radon. I almindelige periodiske tabeller optager de kolonnen længst til højre. De kaldes ædelgasser på grund af deres meget lave reaktivitet.
De har meget lignende egenskaber: de er alle farveløse, lugtfri og ikke-brændbare. De fyldte ydre elektronskaller af inerte gasser forårsager deres svage interatomiske tiltrækningskræfter, hvilket fører til meget lave smelte- og kogepunkter. Derfor er de alle gasser under standardbetingelser, selv dem med en atommasse større end mange normalt faste grundstoffers.
Fra et kemisk synspunkt har ædelgasser relativt høje ioniseringsenergier, nul eller negativ elektronaffinitet og relativt høj elektronegativitet. Inerte gasforbindelser tæller i hundredvis, selvom listen fortsætter med at vokse, hvor de fleste skyldes kombinationen af oxygen eller fluor med krypton, xenon eller radon.
Med hensyn til det periodiske system kan der drages en analogi mellem ædelgasser og ædelmetaller som platin og guld, hvor sidstnævnte også er tilbageholdende med at indgå i en kemisk kombination. Som et andet eksempel danner xenon i +8-oxidationstilstanden et bleggult eksplosivt oxid, XeO 4 , og osmium, et andet ædelmetal, danner et gult stærkt oxiderende oxid, OsO 4 . Der er også paralleller i formlerne for oxyfluorider: XeO 2 F 4 og OsO 2 F 4 , samt XeO 3 F 2 og OsO 3 F 2 .
Jordens atmosfære indeholder omkring 10 15 tons inaktive gasser. Helium er også indeholdt i naturgas i en mængde på op til 7%. Radon diffunderer fra bjergarter, hvor det dannes under det naturlige nedbrydning af uran og thorium. I 2014 blev det rapporteret, at Jordens kerne kunne indeholde ca. 10 13 tons xenon, i form af stabile intermetalliske XeFe 3 og XeNi 3 . Dette kan forklare, hvorfor "undersøgelser af Jordens atmosfære har vist, at mere end 90% af den forventede mængde af Xe er blevet opbrugt."
Selvom ikke-metalliske halogener er ætsende grundstoffer, kan de findes i harmløse forbindelser såsom almindeligt bordsalt (NaCl). Deres høje reaktivitet som ikke-metaller kan sammenlignes med den lige så høje reaktivitet af alkalimetaller som natrium og kalium .
Fysisk er fluor og klor lysegule og gulgrønne gasser; brom er en rødbrun væske (normalt dækket af et lag af røg); og jod i hvidt lys er et metallisk fast stof. Elektrisk er de tre første isolatorer, og jod er en halvleder (ledningsevnen er højere langs krystalplanerne).
Kemisk har de høje ioniseringsenergier, elektronaffiniteter og elektronegativitetsværdier og er generelt relativt stærke oxidationsmidler. Manifestationer af denne status inkluderer deres iboende ætsende natur. Alle fire har en tendens til at danne overvejende ioniske forbindelser med metaller, mens de resterende ikke-metaller, undtagen oxygen, har tendens til at danne overvejende kovalente forbindelser med metaller. Den reaktive og stærkt elektronegative natur af de ikke-metalliske halogener repræsenterer udførelsesformen af den ikke-metalliske karakter.
Med hensyn til det periodiske system er analogerne af de stærkt ikke-metalliske halogener i gruppe 17 de meget reaktive metaller såsom natrium og kalium i gruppe 1. halogener.
Ikke-metal halogener findes i saltmineraler. Fluor findes i fluorit, som er et udbredt mineral. Saltlagene indeholder klor, brom og jod. Som en undtagelse rapporterede en undersøgelse fra 2012 tilstedeværelsen af 0,04% naturligt fluor (F 2 ) efter vægt i anthosonit, hvilket tilskrev disse indeslutninger til stråling fra tilstedeværelsen af små mængder uran.
Efter at ikke-metaller er klassificeret som ædelgasser, halogener eller metalloider (se nedenfor), er de resterende syv ikke-metaller hydrogen, kulstof, nitrogen, oxygen, fosfor, svovl og selen. Tre af dem i de mest stabile allotroper er farveløse gasser (H, N, O); tre er metalliske (C, P, Se); og en gul (S). Elektrisk er grafitisk kulstof et halvmetal langs dets planer og en halvleder i en retning vinkelret på dets planer; fosfor og selen er halvledere; og brint, nitrogen, oxygen og svovl er isolatorer. De anses generelt for at være for forskellige til at fortjene kollektive undersøgelser, og omtales som andre ikke-metaller [eller, mere enkelt, ikke-metaller , placeret mellem metalloiderne og halogenerne. Derfor har deres kemi en tendens til at blive undervist forskelligt i henhold til deres respektive fire grupper i det periodiske system, for eksempel: brint i gruppe 1; gruppe 14 kulstof ikke-metaller (kulstof og muligvis silicium og germanium); ikke-metaller fra gruppe 15 pnictogener (nitrogen, phosphor og muligvis arsen og antimon); og gruppe 16 chalcogen ikke-metaller (ilt, svovl, selen og muligvis tellur). Andre opdelinger er mulige i henhold til forfatternes individuelle præferencer.
Især brint opfører sig som et metal i nogle henseender og som et ikke-metal i andre. Som et metal kan det (først) miste sin enkelte elektron; det kan erstatte alkalimetaller i typiske alkalimetalstrukturer; og er i stand til at danne metalbundne legeringslignende hydrider med nogle overgangsmetaller. På den anden side er det en isolerende diatomisk gas, som et typisk ikke-metal, og i mere generelle kemiske reaktioner har den en tendens til at nå heliums elektronkonfiguration. Det gør den ved at danne en kovalent eller ionisk binding eller, hvis den har mistet sin elektron, ved at forbinde et ensomt elektronpar.
Nogle eller alle disse ikke-metaller deler dog flere egenskaber. De fleste af dem, der er mindre reaktive end halogener, kan forekomme naturligt i miljøet. De spiller en fremtrædende biologisk og geokemisk rolle. Selvom deres fysiske og kemiske egenskaber er "moderat ikke-metalliske", er de generelt alle ætsende. Brint kan korrodere metaller. Kulstofkorrosion kan forekomme i brændselsceller. Sur regn skyldes opløst nitrogen eller svovl. Ilt korroderer jern gennem rust. Hvidt fosfor, den mest ustabile form, antændes i luften og danner en rest af fosforsyre. Ubehandlet selen i jord kan føre til dannelse af ætsende hydrogenselenidgas. Når de kombineres med metaller, kan uklassificerede ikke-metaller danne faste (indlejrede eller ildfaste) forbindelser på grund af deres relativt små atomradius og ret lave ioniseringsenergier. De har tendens til at binde sig til hinanden, især i faststofforbindelser. Forholdet mellem det diagonale periodiske system blandt disse ikke-metaller gentager lignende forhold blandt metalloiderne.
Med hensyn til det periodiske system er der en geografisk analogi mellem uklassificerede ikke-metaller og overgangsmetaller. De uklassificerede ikke-metaller optager territoriet mellem de stærkt ikke-metalliske halogener til højre og de svagt ikke-metalliske metalloider til venstre. Overgangsmetaller indtager territorium "mellem de giftige og ætsende metaller til venstre i det periodiske system og de rolige og tilfredse metaller til højre ... [og] ... danner en bro mellem dem."
Uklassificerede ikke-metaller forekommer normalt i elementære former (ilt, svovl) eller forekommer i forbindelse med et af disse to elementer:
De seks grundstoffer, der oftest omtales som metalloider, er bor, silicium, germanium, arsen, antimon og tellur, som alle har et metallisk udseende. I det periodiske standardsystem optager de et diagonalt område i p-blokken, der strækker sig fra bor øverst til venstre til tellur nederst til højre langs skillelinjen mellem metaller og ikke-metaller vist i nogle periodiske tabeller.
De er skøre og leder ikke varme og elektricitet godt. Bor, silicium, germanium og tellur er halvledere. Arsen og antimon har halvmetalliske elektroniske strukturer, selvom begge har mindre stabile halvlederallotroper.
Kemisk opfører metalloider sig generelt som (svage) ikke-metaller. Blandt de ikke-metalliske grundstoffer har de en tendens til at have de laveste ioniseringsenergier, elektronaffiniteter og elektronegativitetsværdier; og er relativt svage oxidationsmidler. Derudover viser de en tendens til at danne legeringer med metaller.
Med hensyn til det periodiske system er til venstre for de svagt ikke-metalliske metalloider et ubestemt sæt af svagt metalliske metaller (såsom tin, bly og bismuth), nogle gange kaldet post-transition metaller. Dingle forklarer situationen som følger:
... med "utvivlsomt" metaller længst til venstre på bordet, og ubestridte ikke-metaller yderst til højre... hullet mellem de to yderpunkter udfyldes først af dårlige (post-transition) metaller, og derefter af metalloider , som måske på samme princip alle sammen kunne omdøbes til "fattige ikke-metaller".Metalloider forekommer generelt i former forbundet med oxygen eller svovl, eller, i tilfælde af tellur, med guld eller sølv. Bor er indeholdt i bor-ilt boratmineraler, herunder i vandet i vulkanske kilder. Silicium forekommer i silicamineralet silica (sand). Germanium, arsen og antimon findes hovedsageligt i sammensætningen af sulfidmalme. Tellur forekommer i telluridmineralerne af guld eller sølv. Naturlige former for arsen, antimon og tellur er blevet rapporteret.
De fleste ikke-metalliske grundstoffer findes i allotropiske former. Kulstof forekommer for eksempel som grafit og diamant. Sådanne allotroper kan udvise fysiske egenskaber, der er mere metalliske eller mindre ikke-metalliske.
Blandt ikke-metalliske halogener og uklassificerede ikke-metaller:
Alle de elementer, der oftest betragtes som metalloider, danner allotroper:
Andre allotrope former for ikke-metalliske grundstoffer er også kendt, enten under tryk eller i form af monolag. Ved tilstrækkeligt høje tryk har mindst halvdelen af de ikke-metalliske grundstoffer, der er halvledere eller isolatorer, startende med fosfor ved 1,7 GPa, vist sig at danne metalliske allotroper. Enkeltlags todimensionelle former for ikke-metaller omfatter borophen (bor), grafen (carbon), silicen (silicium), phosphoren (phosphor), germanen (germanium), arsenen (arsen), antimonen (antimon). og tellurene (tellur), samlet omtalt som xenos.
| Domæne | Hovedkomponenter | Næste på
antal |
|---|---|---|
| Skorpe | 61 %, 20 % | H 2,9 % |
| Stemning | H 78 %, O 21 % | Fra 0,5 % |
| Hydrosfære | O 66,2 %, H 33,2 % | Cl 0,3 % |
| Biomasse | O 63 %, C 20 %, H 10 % | H 3,0 % |
Brint og helium anslås at udgøre cirka 99 % af alt almindeligt stof i universet og mere end 99,9 % af dets atomer. Ilt anses for at være det næstmest udbredte grundstof med ca. 0,1 %. Det menes, at mindre end fem procent af universet består af almindeligt stof, repræsenteret af stjerner, planeter og levende væsener. Balancen består af mørk energi og mørkt stof, som i øjeblikket er dårligt forstået.
Fem ikke-metaller, nemlig brint, kulstof, nitrogen, oxygen og silicium, udgør hovedparten af jordskorpen, atmosfæren, hydrosfæren og biomassen i de mængder, der er angivet i tabellen.
Ikke-metaller og metalloider udvindes i deres rå form fra:
Fra januar 2022, selvom ikke-radioaktive ikke-metaller er relativt billige, er der nogle undtagelser. Bor, germanium, arsen og brom kan koste alt fra $3 til $11 pr. gram (jf. sølv omkring $0,75 pr. gram). Priserne kan falde kraftigt, når det kommer til engrospartier. Fosfor i sin mest stabile sorte form "kan koste op til $1.000 pr. gram" (ca. 15 gange prisen på guld), mens almindelig hvid fosfor er tilgængelig for $30 pr. 100 gram. Forskerne håber, at de kan bringe prisen på sort fosfor ned til 1 dollar pr. gram. Indtil 2013 var radon tilgængelig fra National Institute of Standards and Technology for $1.636 per 0,2 ml enhed, svarende til ca. 86.000.000 $ pr. gram uden rabat for bulkpartier.
De fleste ikke-metaller blev opdaget i det 18.-19. århundrede. Før dette kendte man kulstof, svovl og antimon i oldtiden; arsen blev opdaget i middelalderen (af Albert den Store); og Hennig Brand isolerede fosfor fra urin i 1669. Helium (1868) betragtes som det første (og indtil videre eneste) grundstof, der ikke er opdaget på Jorden. Radon var det sidste ikke-metal, der blev opdaget, først opdaget i slutningen af det 19. århundrede.
Teknikker baseret på kemi eller fysik brugt i forsøg på isolation omfattede spektroskopi, fraktioneret destillation, strålingsdetektion, elektrolyse, forsuring af malmen, forbrænding, substitutionsreaktioner og opvarmning: nogle ikke-metaller forekommer naturligt som frie grundstoffer.
Af ædelgasserne blev helium detekteret ved sin gule linje i Solens koronale spektrum og senere ved at observere bobler undslippe fra uranit UO 2 opløst i syre Neon blev opnået gennem xenon ved fraktioneret destillation af luft. Radon blev først opdaget i thoriumforbindelser tre år efter opdagelsen af stråling af Henri Becquerel i 1896.
Ikke-metalhalogener er blevet fremstillet ud fra deres halogenider ved elektrolyse, syreaddition eller substitution. Nogle kemikere er døde som følge af deres eksperimenter med fluorisolering.
Blandt de uklassificerede ikke-metaller var kulstof kendt (eller produceret) som trækul, sod, grafit og diamant; nitrogen er blevet observeret i luft, hvorfra ilt er blevet fjernet; oxygen blev opnået ved opvarmning af kviksølvoxid; fosfor frigives, når ammonium-natriumhydrogenphosphat (Na(NH 4 )HPO 4 ) opvarmes, som findes i urinen; svovl blev mødt i naturen som et frit grundstof; og selen blev fundet som en rest i svovlsyre.
De fleste af de grundstoffer, der almindeligvis betragtes som metalloider, er blevet isoleret ved at opvarme deres oxider (bor, silicium, arsen, tellur) eller sulfider (germanium). Antimon var kendt i sin naturlige form, og også ved at det kunne isoleres ved at opvarme dets sulfid.
Forskellen mellem metaller og ikke-metaller opstod på en indviklet måde fra en rå erkendelse af naturlige slags stof, nemlig rene stoffer, blandinger, forbindelser og grundstoffer. Således kunne stof opdeles i rene stoffer (såsom salt, natriumbicarbonat eller svovl) og blandinger (såsom aqua regia, krudt eller bronze), og rene stoffer kunne i sidste ende skelnes som forbindelser og grundstoffer. De "metalliske" grundstoffer så ud til at have vidt forskellige egenskaber, som andre grundstoffer ikke havde, såsom deres evne til at lede varme eller deres "jord" (oxider.) til at danne basiske opløsninger i vand, som det skete med brændt kalk (CaO) ).
Udtrykket "ikke-metallisk" går tilbage til 1566. I en medicinsk afhandling udgivet samme år nævnte Loys de L'Aunay (en fransk læge) egenskaberne af plantestoffer fra metalliske og "ikke-metalliske" jordarter.
I den tidlige kemi nævnte Wilhelm Homberg (en tysk naturforsker) "ikke-metallisk" svovl i Des Essais de Chimie (1708). Han satte spørgsmålstegn ved den femdobbelte opdeling af alt stof i svovl, kviksølv, salt, vand og jord, som postuleret af Étienne de Clave [fr] (1641) i The New Philosophical Light of the True Principles and Elements of Nature. Hombergs tilgang repræsenterer "et vigtigt skridt hen imod det moderne begreb om elementet".
Lavoisier udgav i sit "revolutionære" arbejde fra 1789, Traité élémentaire de chimie, den første moderne liste over kemiske grundstoffer, hvori han skelnede mellem gasser, metaller, ikke-metaller og jordarter (varmestabile oxider). I de første sytten år af hans arbejde blev Lavoisier genoptrykt i treogtyve udgaver på seks sprog og "førte ... [hans] nye kemi i hele Europa og Amerika".
I 1809 "ødelagde" Humphry Davys opdagelse af natrium og kalium grænsen mellem metaller og ikke-metaller. Metaller plejede at være kendetegnet ved deres tunge vægt eller relativt høje densitet. Natrium og kalium på den anden side flød på overfladen af vandet og var alligevel klart metaller baseret på deres kemiske adfærd.
Siden 1811 er forskellige egenskaber - fysiske, kemiske og dem, der er forbundet med elektroner - blevet brugt i forsøg på at tydeliggøre skelnen mellem metaller og ikke-metaller. Den vedhæftede tabel viser 22 sådanne ejendomme efter type og datorækkefølge.
Den nok bedst kendte egenskab er, at et metals elektriske ledningsevne stiger med faldende temperatur, mens den elektriske ledningsevne af et ikke-metal stiger. Denne ordning virker dog ikke for plutonium, kulstof, arsen og antimon. Plutonium, som er et metal, øger dets elektriske ledningsevne, når det opvarmes i temperaturområdet fra -175 til +125 °C. Kulstof, på trods af at det i vid udstrækning betragtes som et ikke-metal, øger også dets ledningsevne, når det opvarmes. Arsen og antimon er nogle gange klassificeret som ikke-metaller, men virker på samme måde som kulstof.
Emsley bemærkede, at "Ingen egenskab ... kan bruges til at klassificere alle elementer som metaller eller ikke-metaller." Kneen et al. foreslog, at ikke-metaller kunne skelnes efter et [enkelt] kriterium for metallicitet var blevet valgt, og tilføjede, at "mange vilkårlige klassifikationer er mulige, hvoraf de fleste, hvis de vælges med omtanke, vil være ens, men ikke nødvendigvis identiske." Jones, derimod, observerede, at "klasser er normalt defineret af mere end to attributter."
Johnson foreslog, at fysiske egenskaber bedst kunne indikere de metalliske eller ikke-metalliske egenskaber af et element, forudsat at andre egenskaber ville være påkrævet i tvetydige tilfælde. Især bemærkede han, at alle gasformige eller ikke-ledende elementer er ikke-metaller; hårde ikke-metaller - metaller er hårde og skøre eller bløde og smuldrende, mens metaller normalt er formbare og formbare; og oxider af ikke-metaller er sure.
Når først grundlaget for at skelne mellem de "to store klasser af grundstoffer" er etableret, viser sig ikke-metaller at være blottet for metallers egenskaber i større eller mindre grad. Nogle forfattere opdeler yderligere grundstofferne i metaller, metalloider og ikke-metaller, selvom alt, der ikke er et metal, baseret på klassificeringen er et ikke-metal.
Den grundlæggende taksonomi af ikke-metaller blev skabt i 1844 af den franske læge, farmaceut og kemiker Alphonse Dupasquier. For at lette studiet af ikke-metaller skrev han:
De vil blive opdelt i fire grupper eller sektioner som vist nedenfor: Organogener O, N, H, C Sulfurider S, Se, P Chlorider F, Cl, Br, I Boroider B, C.Et ekko af Dupasquiers firedelte klassifikation kan ses i moderne underklasser. Organogener og sulfuroider er en samling af uklassificerede ikke-metaller. Forskellige konfigurationer af disse syv ikke-metaller kaldes for eksempel grundlæggende ikke-metaller. biogener; centrale ikke-metaller; CHNOPS; hovedelementer; "ikke-metaller"; forældreløse ikke-metaller; eller redox-ikke-metaller; Chloriderne af ikke-metaller blev uafhængigt omtalt som halogener. Boroid ikke-metaller udvidet til metalloider. , startende fra 1864. Ædelgasser, som en separat gruppe, blev klassificeret som ikke-metaller siden 1900.
Nogle egenskaber for metaller og metalloider, uklassificerede ikke-metaller, ikke-metalliske halogener og inerte gasser er angivet i tabellen. Fysiske egenskaber refererer til grundstofferne i deres mest stabile former under miljøforhold og er anført i nogen bestemt rækkefølge for at lette identifikation. Kemiske egenskaber er listet fra generelle til beskrivende og derefter til specifikke. Den stiplede linje rundt om metalloiderne betyder, at afhængigt af forfatteren, kan de involverede elementer eller måske ikke genkendes som en separat klasse eller underklasse af elementer. Metaller indgår som referencepunkt.
De fleste egenskaber viser en progression fra venstre mod højre fra metallisk til ikke-metallisk karakter eller gennemsnitlige værdier. Det periodiske system kan således betinget opdeles i metaller og ikke-metaller, og blandt ikke-metaller er der en mere eller mindre tydelig graduering.
| Nogle egenskaber mellem underklasser | |||||
| fysisk ejendom | Metaller | Metalloider | Uklassificerede ikke-metaller | Ikke-metalliske halogener | ædelgasser |
|---|---|---|---|---|---|
| Alkali, jordalkali, lanthanid, actinid, overgangs- og post-transition metaller | Bor, silicium, germanium, arsen, antimon (Sb), tellur | Brint, kulstof, nitrogen, fosfor, oxygen, svovl, selen | Fluor, klor, brom, jod | Helium, neon, argon, krypton, xenon, radon | |
| Form og vægt |
|
|
|
|
|
| Udseende | strålende | strålende |
|
|
farveløs |
| Elasticitet | for det meste formbar og duktil (Hg væske) | skrøbelig |
|
jod er skrøbeligt | ubrugelig |
| elektrisk ledningsevne | godt |
|
|
|
fattige |
| Elektronisk struktur | metal (Bi - semi-metal) | halvmetal (As, Sb) eller halvleder |
|
halvleder (I) eller isolator | isolator |
| kemisk egenskab | Metaller | Metalloider | Uklassificerede ikke-metaller | Ikke-metalliske halogener | ædelgasser |
| Alkali, jordalkali, lanthanid, actinid, overgangs- og post-transition metaller | Bor, silicium, germanium, arsen, antimon (Sb), tellur | Brint, kulstof, nitrogen, fosfor, oxygen, svovl, selen | Fluor, klor, brom, jod | Helium, neon, argon, krypton, xenon, radon | |
| Generel kemisk adfærd |
|
svagt ikke-metallisk | moderat ikke-metallisk | stærkt ikke-metallisk |
|
| oxider |
|
|
|
|
|
| Forbindelser med metaller | legeringer eller intermetalliske forbindelser | har tendens til at danne legeringer eller intermetalliske forbindelser |
|
mest ionisk | simple forbindelser ved omgivende forhold ukendte |
| Ioniseringsenergi (kJ mol −1 )†
(dataside) |
|
|
|
|
|
| Elektronegativitet (Pauling-skala) †
(dataside) |
|
|
|
|
|
| † Betegnelserne " lav", "middel", "høj" og " meget høj " er vilkårlige baseret på værdiintervallerne i tabellen.
‡ Brint kan også danne legeringslignende hydrider | |||||
| Periodiske system | |
|---|---|
| Formater |
|
| Varelister efter | |
| Grupper | |
| Perioder | |
| Familier af kemiske grundstoffer |
|
| Periodisk tabel blok | |
| Andet | |
| |
| Periodisk system af kemiske elementer af D. I. Mendeleev | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||