Egenskaper hos icke-metaller (och metalloider) efter grupp
| Del av en serie om det |
| periodiska systemet |
|---|
Ickemetaller visar mer variation i sina egenskaper än metaller. Metalloider ingår här eftersom de övervägande beter sig som kemiskt svaga icke-metaller.
Fysiskt existerar de nästan alla som diatomiska eller monoatomiska gaser, eller polyatomära fasta ämnen som har mer betydande (öppna packade) former och relativt små atomradier, till skillnad från metaller, som nästan alla är fasta och tätpackade, och oftast har större atomradier. Om de är fasta, har de ett submetalliskt utseende (med undantag av svavel) och är spröda , i motsats till metaller, som är glänsande och i allmänhet formbara eller formbara ; de har vanligtvis lägre densiteter än metaller; är för det mesta sämre ledare av värme och elektricitet ; och tenderar att ha betydligt lägre smältpunkter och kokpunkter än de för de flesta metaller.
Kemiskt sett har icke-metallerna för det mesta högre joniseringsenergier , högre elektronaffiniteter (kväve och ädelgaserna har negativ elektronaffinitet) och högre elektronegativitetsvärden än metaller, varvid man noterar att, i allmänhet, ju högre ett elements joniseringsenergi, elektronaffinitet och elektronegativitet, mer icke-metalliskt det elementet är. Icke-metaller, inklusive (i begränsad omfattning) xenon och troligen radon, existerar vanligtvis som anjoner eller oxyanjoner i vattenlösning; de bildar i allmänhet joniska eller kovalenta föreningar när de kombineras med metaller (till skillnad från metaller, som oftast bildar legeringar med andra metaller); och har sura oxider medan de vanliga oxiderna av nästan alla metaller är basiska .
Egenskaper
- Förkortningar som används i detta avsnitt är: AR Allred-Rochow ; KN- koordinationsnummer ; och MH Mohs hårdhet
Grupp 1
Väte är en färglös, luktlös och jämförelsevis oreaktiv diatomisk gas med en densitet på 8,988 × 10 −5 g/cm 3 och är cirka 14 gånger lättare än luft. Det kondenserar till en färglös vätska -252,879 °C och fryser till ett is- eller snöliknande fast ämne vid -259,16 °C. Den fasta formen har en hexagonal kristallin struktur och är mjuk och lätt att krossa. Väte är en isolator i alla dess former. Den har en hög joniseringsenergi (1312,0 kJ/mol), måttlig elektronaffinitet (73 kJ/mol) och måttlig elektronegativitet (2,2). Väte är ett dåligt oxidationsmedel (H 2 + 2 e − → 2H – = –2,25 V vid pH 0). Dess kemi, varav de flesta är baserad på dess tendens att förvärva elektronkonfigurationen av ädelgasen helium, är till stor del kovalent till sin natur, och noterar att den kan bilda joniska hydrider med mycket elektropositiva metaller och legeringsliknande hydrider med vissa övergångsmetaller. Den vanliga oxiden av väte ( H 2 O ) är en neutral oxid.
Grupp 13
Bor är ett glänsande, knappt reaktivt fast ämne med en densitet 2,34 g/cm 3 (jfr aluminium 2,70), och är hårt ( MH 9,3) och spröd. Den smälter vid 2076 °C (jfr stål ~1370 °C) och kokar vid 3927 °C. Bor har en komplex romboedrisk kristallin struktur (CN 5+). Det är en halvledare med ett bandgap på cirka 1,56 eV. Bor har en måttlig joniseringsenergi (800,6 kJ/mol), låg elektronaffinitet (27 kJ/mol) och måttlig elektronegativitet (2,04). Eftersom det är en metalloid är det mesta av dess kemi icke-metallisk till sin natur. Bor är ett dåligt oxidationsmedel (B 12 + 3 e → BH 3 = –0,15 V vid pH 0). Även om det binder kovalent i nästan alla dess föreningar, kan det bilda intermetalliska föreningar och legeringar med övergångsmetaller med sammansättningen M n B, om n > 2. Den vanliga oxiden av bor ( B 2 O 3 ) är svagt sur.
Grupp 14
Kol (som grafit, dess mest termodynamiskt stabila form) är en glänsande och jämförelsevis oreaktiv fast substans med en densitet på 2,267 g/cm 3 och är mjuk (MH 0,5) och spröd. Den sublimeras till ånga vid 3642 C°. Kol har en hexagonal kristallin struktur (CN 3). Det är en halvmetall i riktning mot sina plan, med en elektrisk ledningsförmåga som överstiger den för vissa metaller, och beter sig som en halvledare i riktningen vinkelrät mot sina plan. Den har en hög joniseringsenergi (1086,5 kJ/mol), måttlig elektronaffinitet (122 kJ/mol) och hög elektronegativitet (2,55). Kol är ett dåligt oxidationsmedel (C + 4 e − → CH 4 = 0,13 V vid pH 0). Dess kemi är till stor del kovalent till sin natur, och noterar att den kan bilda saltliknande karbider med mycket elektropositiva metaller. Den vanliga oxiden av kol ( CO 2 ) är en medelstark sur oxid.
Kisel är ett metalliskt utseende relativt oreaktivt fast ämne med en densitet på 2,3290 g/cm 3 och är hårt (MH 6,5) och skört. Det smälter vid 1414 °C (jfr stål ~1370 °C) och kokar vid 3265 °C. Kisel har en diamantkubisk struktur (CN 4). Det är en icke-ledande med ett bandgap på cirka 1,11 eV. Kisel har en måttlig joniseringsenergi (786,5 kJ/mol), måttlig elektronaffinitet (134 kJ/mol) och måttlig elektronegativitet (1,9). Det är ett dåligt oxidationsmedel (Si + 4 e → Si 4 = –0,147 vid pH 0). Som metalloid är kiselns kemi till stor del kovalent till sin natur, och noterar att det kan bilda legeringar med metaller som järn och koppar. Den vanliga oxiden av kisel ( SiO 2 ) är svagt sur.
Germanium är ett glänsande, mestadels oreaktivt gråvitt fast ämne med en densitet på 5,323 g/cm 3 (ungefär två tredjedelar av järn) och är hårt (MH 6,0) och sprött. Den smälter vid 938,25 °C (jfr silver 961,78 °C) och kokar vid 2833 °C. Germanium har en diamantkubisk struktur (CN 4). Det är en halvledare med ett bandgap på cirka 0,67 eV. Germanium har en måttlig joniseringsenergi (762 kJ/mol), måttlig elektronaffinitet (119 kJ/mol) och måttlig elektronegativitet (2,01). Det är ett dåligt oxidationsmedel (Ge + 4 e → GeH 4 = –0,294 vid pH 0). Som metalloid är germaniums kemi till stor del kovalent till sin natur, och noterar att det kan bilda legeringar med metaller som aluminium och guld. De flesta legeringar av germanium med metaller saknar metallisk eller semimetallisk ledningsförmåga. Den vanliga oxiden av germanium ( GeO 2 ) är amfoter.
Grupp 15
Kväve är en färglös, luktfri och relativt inert diatomisk gas med en densitet på 1,251 × 10 −3 g/cm 3 (marginellt tyngre än luft). Det kondenserar till en färglös vätska vid -195,795 °C och fryser till ett is- eller snöliknande fast ämne vid -210,00 °C. Den fasta formen (densitet 0,85 g/cm 3 ; jfr litium 0,534) har en hexagonal kristallin struktur och är mjuk och lätt att krossa. Kväve är en isolator i alla dess former. Den har hög joniseringsenergi (1402,3 kJ/mol), låg elektronaffinitet (–6,75 kJ/mol) och hög elektronegativitet (3,04). Den senare egenskapen visar sig i kvävets förmåga att bilda vanligtvis starka vätebindningar, och dess preferens för att bilda komplex med metaller med låg elektronegativitet, små katjoniska radier och ofta höga laddningar (+3 eller mer). Kväve är ett dåligt oxidationsmedel (N 2 + 6 e − → 2NH 3 = −0,057 V vid pH 0). Endast när det är i ett positivt oxidationstillstånd, det vill säga i kombination med syre eller fluor, är dess föreningar bra oxidationsmedel, till exempel 2NO 3 − → N 2 = 1,25 V. Dess kemi är till stor del kovalent till sin natur; anjonbildning är energetiskt ogynnsam på grund av starka interelektronrepulsioner associerade med att ha tre oparade elektroner i sitt yttre valensskal, därav dess negativa elektronaffinitet. Den vanliga kväveoxiden ( NO ) är svagt sur. Många föreningar av kväve är mindre stabila än diatomiskt kväve, så kväveatomer i föreningar försöker rekombinera om möjligt och frigöra energi och kvävgas i processen, vilket kan utnyttjas för explosiva ändamål.
Fosfor i sin mest termodynamiskt stabila svarta form, är ett glänsande och jämförelsevis oreaktivt fast ämne med en densitet på 2,69 g/cm 3 , och är mjukt (MH 2,0) och har en flagnande del. Den sublimeras vid 620 °C. Svart fosfor har en ortorombisk kristallin struktur (CN 3). Det är en halvledare med ett bandgap på 0,3 eV. Den har en hög joniseringsenergi (1086,5 kJ/mol), måttlig elektronaffinitet (72 kJ/mol) och måttlig elektronegativitet (2,19). I jämförelse med kväve bildar fosfor vanligtvis svaga vätebindningar och föredrar att bilda komplex med metaller med hög elektronegativitet, stora katjoniska radier och ofta låga laddningar (vanligtvis +1 eller +2. Fosfor är ett dåligt oxidationsmedel (P 4 + 3 ) e − → PH 3 – = −0,046 V vid pH 0 för den vita formen, −0,088 V för den röda). Dess kemi är till stor del kovalent till sin natur, och noterar att den kan bilda saltliknande fosfider med mycket elektropositiva metaller. Jämfört med kväve , har elektroner mer utrymme på fosfor, vilket minskar deras ömsesidiga repulsion och resulterar i att anjonbildning kräver mindre energi.Den vanliga oxiden av fosfor ( P 2 O 5 ) är en medelstark sur oxid.
När man bedömer periodicitet i grundämnenas egenskaper måste man komma ihåg att de angivna egenskaperna hos fosfor tenderar att vara de av dess minst stabila vita form snarare än, som är fallet med alla andra grundämnen, den mest stabila formen. Vit fosfor är den vanligaste, industriellt viktiga och lätt reproducerbara allotropen. Av dessa skäl är det standardtillståndet för elementet. Paradoxalt nog är det också termodynamiskt den minst stabila, såväl som den mest flyktiga och reaktiva formen. Det övergår gradvis till röd fosfor. Denna omvandling påskyndas av ljus och värme, och prover av vit fosfor innehåller nästan alltid lite röd fosfor och ser därför gula ut. Av denna anledning kallas vit fosfor som är åldrad eller på annat sätt oren också gul fosfor. När den utsätts för syre lyser vit fosfor i mörkret med en mycket svag nyans av grönt och blått. Det är mycket brandfarligt och pyrofor (självantändande) vid kontakt med luft. Vit fosfor har en densitet på 1,823 g/cm 3 , är mjuk (MH 0,5) som vax, böjlig och kan skäras med kniv. Den smälter vid 44,15 °C och, om den upphettas snabbt, kokar den vid 280,5 °C; den förblir annars fast och omvandlas till violett fosfor vid 550 °C. Den har en kroppscentrerad kubisk struktur, analog med mangans, med enhetsceller som består av 58 P4- molekyler . Det är en isolator med ett bandgap på ca 3,7 eV.
Arsenik är ett grått, metalliskt utseende fast ämne som är stabilt i torr luft men utvecklar en gyllene bronspatina i fuktig luft, som svartnar vid ytterligare exponering. Den har en densitet på 5,727 g/cm 3 och är spröd och måttligt hård (MH 3,5; mer än aluminium; mindre än järn). Arsenik sublimeras vid 615 °C. Den har en romboedrisk polyatomisk kristallstruktur (CN 3). Arsenik är en halvmetall med en elektrisk ledningsförmåga på cirka 3,9 × 10 4 S•cm −1 och en bandöverlappning på 0,5 eV. Den har en måttlig joniseringsenergi (947 kJ/mol), måttlig elektronaffinitet (79 kJ/mol) och måttlig elektronegativitet (2,18). Arsenik är ett dåligt oxidationsmedel (As + 3e → AsH 3 = –0,22 vid pH 0). Som en metalloid är dess kemi till stor del kovalent till sin natur, och noterar att den kan bilda spröda legeringar med metaller och har en omfattande organometallisk kemi. De flesta legeringar av arsenik med metaller saknar metallisk eller semimetallisk ledningsförmåga. Den vanliga oxiden av arsenik ( As 2 O 3 ) är sur men svagt amfoter.
Antimon är ett silvervitt fast ämne med en blå nyans och en lysande lyster. Den är stabil i luft och fukt vid rumstemperatur. Antimon har en densitet på 6,697 g/cm 3 och är måttligt hård (MH 3,0; ungefär samma som koppar). Den har en romboedrisk kristallin struktur (CN 3). Antimon smälter vid 630,63 °C och kokar vid 1635 °C. Det är en halvmetall med en elektrisk ledningsförmåga på cirka 3,1 × 10 4 S•cm −1 och en bandöverlappning på 0,16 eV. Antimon har en måttlig joniseringsenergi (834 kJ/mol), måttlig elektronaffinitet (101 kJ/mol) och måttlig elektronegativitet (2,05). Det är ett dåligt oxidationsmedel (Sb + 3e → SbH 3 = –0,51 vid pH 0). Som metalloid är dess kemi till stor del kovalent till sin natur, och noterar att den kan bilda legeringar med en eller flera metaller som aluminium, järn, nickel , koppar, zink, tenn, bly och vismut, och har en omfattande organometallisk kemi. De flesta legeringar av antimon med metaller har metallisk eller semimetallisk ledningsförmåga. Den vanliga oxiden av antimon ( Sb 2 O 3 ) är amfoter.
Grupp 16
Bara i USA går mer än 10 miljarder dollar förlorade varje år på grund av korrosion...Mycket av denna korrosion är rost på järn och stål...Oxidationsmedlet som orsakar all denna korrosion är vanligtvis syre.
MD Joesten, L Hogg och ME Castellion In The world of chemistry (2007, s. 217)
Syre är en färglös, luktfri och oförutsägbart reaktiv diatomisk gas med en gasformig densitet på 1,429 × 10 −3 g/cm 3 (marginellt tyngre än luft). Det är i allmänhet oreaktivt vid rumstemperatur. Således kommer natriummetall "behålla sin metalliska lyster i dagar i närvaro av absolut torr luft och kan till och med smältas (smp 97,82 °C) i närvaro av torrt syre utan att antändas". Å andra sidan kan syre reagera med många oorganiska och organiska föreningar antingen spontant eller under rätt förhållanden, (som en låga eller en gnista) [eller ultraviolett ljus?]. Det kondenserar till en ljusblå vätska -182,962 °C och fryser till en ljusblå fast substans vid -218,79 °C. Den fasta formen (densitet 0,0763 g/cm 3 ) har en kubisk kristallin struktur och är mjuk och lätt att krossa. Syre är en isolator i alla dess former. Den har en hög joniseringsenergi (1313,9 kJ/mol), måttligt hög elektronaffinitet (141 kJ/mol) och hög elektronegativitet (3,44). Syre är ett starkt oxidationsmedel (O 2 + 4 e → 2H 2 O = 1,23 V vid pH 0). Metalloxider är till stor del joniska till sin natur.
Svavel är ett ljust gult måttligt reaktivt fast ämne. Den har en densitet på 2,07 g/cm 3 och är mjuk (MH 2,0) och skör. Den smälter till en ljusgul vätska 95,3 °C och kokar vid 444,6 °C. Svavel har ett överflöd på jorden en tiondel av syre. Den har en ortorombisk polyatomisk (CN 2) kristallin struktur och är skör. Svavel är en isolator med ett bandgap på 2,6 eV, och en fotoledare som betyder att dess elektriska ledningsförmåga ökar miljonfalt när den är belyst. Svavel har en måttlig joniseringsenergi (999,6 kJ/mol), hög elektronaffinitet (200 kJ/mol) och hög elektronegativitet (2,58). Det är ett dåligt oxidationsmedel (S 8 + 2 e − → H 2 S = 0,14 V vid pH 0). Svavelets kemi är till stor del kovalent till sin natur, och noterar att det kan bilda joniska sulfider med mycket elektropositiva metaller. Den vanliga oxiden av svavel (SO 3 ) är starkt sur.
.jpg)
Selen är ett metalliskt utseende, måttligt reaktivt fast ämne med en densitet på 4,81 g/cm 3 och är mjukt (MH 2,0) och skört. Den smälter vid 221 °C till en svart vätska och kokar vid 685 °C till en mörkgul ånga. Selen har en hexagonal polyatomisk (CN 2) kristallin struktur. Det är en halvledare med ett bandgap på 1,7 eV, och en fotoledare som betyder att dess elektriska ledningsförmåga ökar en miljon gånger när den är upplyst. Selen har en måttlig joniseringsenergi (941,0 kJ/mol), hög elektronaffinitet (195 kJ/mol) och hög elektronegativitet (2,55). Det är ett dåligt oxidationsmedel (Se + 2 e − → H 2 Se = −0,082 V vid pH 0). Kemin av selen är till stor del kovalent till sin natur, och noterar att det kan bilda joniska selenider med mycket elektropositiva metaller. Den vanliga oxiden av selen (SeO 3 ) är starkt sur.
Tellur är ett silvervitt, måttligt reaktivt, glänsande fast ämne, som har en densitet på 6,24 g/cm 3 och är mjukt (MH 2,25) och skört. Det är den mjukaste av de allmänt erkända metalloiderna. Tellur reagerar med kokande vatten, eller när det är nyfällt även vid 50 °C, för att ge dioxiden och vätet: Te + 2 H 2 O → TeO 2 + 2 H 2 . Den har en smältpunkt på 450 °C och en kokpunkt på 988 °C. Tellur har en polyatomisk (CN 2) hexagonal kristallin struktur. Det är en halvledare med ett bandgap på 0,32 till 0,38 eV. Tellur har en måttlig joniseringsenergi (869,3 kJ/mol), hög elektronaffinitet (190 kJ/mol) och måttlig elektronegativitet (2,1). Det är ett dåligt oxidationsmedel (Te + 2 e − → H 2 Te = −0,45 V vid pH 0). Kemin hos tellur är till stor del kovalent till sin natur, och noterar att den har en omfattande organometallisk kemi och att många tellurider kan betraktas som metalliska legeringar. Den vanliga oxiden av tellur (TeO 2 ) är amfoter.
Grupp 17
Fluor är en extremt giftig och reaktiv blekgul diatomisk gas som med en gasdensitet på 1,696 × 10 −3 g/cm 3 är cirka 40 % tyngre än luft. Dess extrema reaktivitet är sådan att den inte isolerades (via elektrolys) förrän 1886 och inte isolerades kemiskt förrän 1986. Dess förekomst i okombinerat tillstånd i naturen rapporterades först 2012, men är omtvistad. Fluor kondenserar till en blekgul vätska vid -188,11 °C och fryser till en färglös fast substans vid -219,67 °C. Den fasta formen (densitet 1,7 g/cm −3 ) har en kubisk kristallin struktur och är mjuk och lätt att krossa. Fluor är en isolator i alla dess former. Den har hög joniseringsenergi (1681 kJ/mol), hög elektronaffinitet (328 kJ/mol) och hög elektronegativitet (3,98). Fluor är ett kraftfullt oxidationsmedel (F 2 + 2 e → 2HF = 2,87 V vid pH 0); "även vatten, i form av ånga, kommer att fatta eld i en atmosfär av fluor". Metallfluorider är i allmänhet joniska till sin natur.
Klor är en irriterande grön-gul diatomisk gas som är extremt reaktiv och har en gasdensitet på 3,2 × 10 −3 g/cm 3 (ca 2,5 gånger tyngre än luft). Det kondenserar vid -34,04 °C till en bärnstensfärgad vätska och fryser vid -101,5 °C till ett gult kristallint fast ämne. Den fasta formen (densitet 1,9 g/cm −3 ) har en ortorombisk kristallin struktur och är mjuk och lätt att krossa. Klor är en isolator i alla dess former. Den har en hög joniseringsenergi (1251,2 kJ/mol), hög elektronaffinitet (349 kJ/mol; högre än fluor) och hög elektronegativitet (3,16). Klor är ett starkt oxidationsmedel (Cl 2 + 2 e → 2HCl = 1,36 V vid pH 0). Metallklorider är till stor del joniska till sin natur. Den vanliga oxiden av klor (Cl 2 O 7 ) är starkt sur.
.png){kind=spacer}
Brom är en djupt brun diatomisk vätska som är ganska reaktiv och har en vätskedensitet på 3,1028 g/cm 3 . Det kokar vid 58,8 °C och stelnar vid -7,3 °C till ett orangefärgat kristallint fast ämne (densitet 4,05 g/cm −3 ). Det är det enda grundämnet, förutom kvicksilver, känt för att vara en vätska vid rumstemperatur. Den fasta formen, liksom klor, har en ortorombisk kristallstruktur och är mjuk och lätt att krossa. Brom är en isolator i alla dess former. Den har en hög joniseringsenergi (1139,9 kJ/mol), hög elektronaffinitet (324 kJ/mol) och hög elektronegativitet (2,96). Brom är ett starkt oxidationsmedel (Br 2 + 2 e → 2HBr = 1,07 V vid pH 0). Metallbromider är till stor del joniska till sin natur. Den instabila vanliga oxiden av brom (Br 2 O 5 ) är starkt sur.
Jod, den mest sällsynta av de icke-metalliska halogenerna, är ett metalliskt utseende fast ämne som är måttligt reaktivt och har en densitet på 4,933 g/cm 3 . Den smälter vid 113,7 °C till en brun vätska och kokar vid 184,3 °C till en violettfärgad ånga. Den har en ortorombisk kristallstruktur med en flagnande vana. Jod är halvledare i dess plans riktning, med ett bandgap på cirka 1,3 eV och en konduktivitet på 1,7 × 10 −8 S •cm −1 vid rumstemperatur. Detta är högre än selen men lägre än bor, den minst elektriskt ledande av de kända metalloiderna. Jod är en isolator i riktningen vinkelrätt mot dess plan. Den har en hög joniseringsenergi (1008,4 kJ/mol), hög elektronaffinitet (295 kJ/mol) och hög elektronegativitet (2,66). Jod är ett måttligt starkt oxidationsmedel (I 2 + 2 e → 2I − = 0,53 V vid pH 0). Metalljodider är till övervägande del joniska till sin natur. Den enda stabila oxiden av jod (I 2 O 5 ) är starkt sur.
Astatin, är det mest sällsynta naturligt förekommande elementet i jordskorpan, som endast förekommer som sönderfallsprodukt av olika tyngre element. Alla astatins isotoper är kortlivade; den mest stabila är astatin-210, med en halveringstid på 8,1 timmar. Astatin beskrivs ibland som troligtvis ett svart fast ämne (förutsatt att det följer denna trend), eller som att det har ett metalliskt utseende. Astatin förutspås vara en halvledare med ett bandgap på cirka 0,7 eV. Den har en måttlig joniseringsenergi (900 kJ/mol), hög elektronaffinitet (233 kJ/mol) och måttlig elektronegativitet (2,2). Astatin är ett måttligt svagt oxidationsmedel (At 2 + 2 e → 2At − = 0,3 V vid pH 0).
Grupp 18
Helium har en densitet på 1,785 × 10 −4 g/cm 3 (jfr luft 1,225 × 10 −3 g/cm 3 ), kondenserar vid -268,928 °C och kan inte stelna vid normalt tryck. Den har den lägsta kokpunkten av alla grundämnen. Flytande helium uppvisar superfluiditet, supraledning och nära nollviskositet; dess värmeledningsförmåga är större än för något annat känt ämne (mer än 1 000 gånger koppars). Helium kan endast stelna vid -272,20 °C under ett tryck på 2,5 MPa. Den har en mycket hög joniseringsenergi (2372,3 kJ/mol), låg elektronaffinitet (uppskattad till -50 kJ/mol) och hög elektronegativitet (4,16 χSpec). Inga normala heliumföreningar har hittills syntetiserats.
Neon har en densitet på 9,002 × 10 −4 g/cm 3 , flyter vid -245,95 °C och stelnar vid -248,45 °C. Den har det smalaste vätskeområdet av alla grundämnen och har i flytande form över 40 gånger kylkapaciteten för flytande helium och tre gånger så stor som flytande väte. Neon har en mycket hög joniseringsenergi (2080,7 kJ/mol), låg elektronaffinitet (uppskattad till -120 kJ/mol) och mycket hög elektronegativitet (4,787 χSpec). Det är den minst reaktiva av ädelgaserna; inga normala föreningar av neon har hittills syntetiserats.
Argon har en densitet på 1,784 × 10 −3 g/cm 3 , flyter vid -185,848 °C och stelnar vid -189,34 °C. Även om den inte är giftig, är den 38 % tätare än luft och anses därför vara en farlig kvävning i slutna områden. Det är svårt att upptäcka eftersom det (som alla ädelgaser) är färglöst, luktlöst och smaklöst. Argon har en hög joniseringsenergi (1520,6 kJ/mol), låg elektronaffinitet (uppskattad till -96 kJ/mol) och hög elektronegativitet (3,242 χSpec). En interstitiell förening av argon , Ar1C60 , är en stabil fast substans vid rumstemperatur .
Krypton har en densitet på 3,749 × 10 −3 g/cm 3 , flyter vid -153,415 °C och stelnar vid -157,37 °C. Den har en hög joniseringsenergi (1350,8 kJ/mol), låg elektronaffinitet (uppskattad till -60 kJ/mol) och hög elektronegativitet (2,966 χSpec). Krypton kan reageras med fluor för att bilda difluoriden, KrF2 . Reaktionen av KrF
2 med B(OTeF
5 )
3 ger en instabil förening, Kr(OTeF
5 )
2 , som innehåller en krypton- syrebindning .
Xenon har en densitet på 5,894 × 10 −3 g/cm 3 , flyter vid -161,4 °C och stelnar vid -165,051 °C. Det är giftfritt och tillhör en utvald grupp av ämnen som penetrerar blod-hjärnbarriären och orsakar mild till full kirurgisk anestesi vid inandning i höga koncentrationer med syre. Xenon har en hög joniseringsenergi (1170,4 kJ/mol), låg elektronaffinitet (uppskattad till -80 kJ/mol) och hög elektronegativitet (2,582 χSpec). Det bildar ett relativt stort antal föreningar , mestadels innehållande fluor eller syre. En ovanlig jon som innehåller xenon är tetraxenonogold(II) -katjonen, AuXe
2+ 4 , som innehåller Xe–Au-bindningar. Denna jon förekommer i föreningen AuXe
4 (Sb
2 F
11 )
2 och är anmärkningsvärd genom att ha direkta kemiska bindningar mellan två notoriskt oreaktiva atomer, xenon och guld , med xenon som fungerar som en övergångsmetallligand. Föreningen Xe
2 Sb
2 F
11 innehåller en Xe–Xe-bindning, den längsta element-elementbindningen som är kända (308,71 pm = 3,0871 Å ). Den vanligaste oxiden av xenon ( XeO 3 ) är starkt sur.
Radon, som är radioaktivt, har en densitet på 9,73 × 10 −3 g/cm 3 , flyter vid -61,7 °C och stelnar vid -71 °C. Den har en hög joniseringsenergi (1037 kJ/mol), låg elektronaffinitet (uppskattad till -70 kJ/mol) och en hög elektronegativitet (2,60 χSpec). De enda bekräftade föreningarna av radon, som är den mest sällsynta av de naturligt förekommande ädelgaserna, är difluoriden RnF 2 och trioxid, RnO 3 . Det har rapporterats att radon kan bilda en enkel Rn 2+ katjon i halogenfluoridlösning, vilket är mycket ovanligt beteende för en icke-metall, och en ädelgas på det. Radontrioxid (RnO 3 ) förväntas vara surt.
Oganesson, det tyngsta grundämnet i det periodiska systemet, har först nyligen syntetiserats. På grund av dess korta halveringstid har dess kemiska egenskaper ännu inte undersökts. På grund av den betydande relativistiska destabiliseringen av 7p 3/2 -orbitaler, förväntas den vara signifikant reaktiv och uppföra sig mer likt element i grupp 14, eftersom den i praktiken har fyra valenselektroner utanför en pseudoädelgaskärna. Dess förutsagda smält- och kokpunkter är 52±15 °C respektive 177±10 °C, så att den förmodligen varken är ädel eller en gas; den förväntas ha en densitet på cirka 6,6–7,4 g/cm 3 runt rumstemperatur. Den förväntas ha en knappt positiv elektronaffinitet (uppskattad till 5 kJ/mol) och en måttlig joniseringsenergi på cirka 860 kJ/mol, vilket är ganska lågt för en icke-metall och nära de för tellur och astatin. Oganesson-fluoriderna OgF 2 och OgF 4 förväntas visa betydande jonkaraktär, vilket tyder på att oganesson kan ha åtminstone begynnande metalliska egenskaper. Oxiderna av oganesson, OgO och OgO2, förutspås vara amfotera.
Se även
Anteckningar
Citat
Bibliografi
- Brown WH & Rogers EP 1987, Allmänt, organiskt och biokemi , 3:e upplagan, Brooks/Cole, Monterey, Kalifornien, ISBN 0-534-06870-7
- Cotton FA, Darlington C & Lynch LD 1976, Chemistry: An investigative approach, Houghton Mifflin, Boston ISBN 978-0-395-21671-2
- "Referenstabell för element elektrisk konduktivitet – Angstrom Sciences" . www.angstromsciences.com . Hämtad 2021-06-02 .
- Greenwood NN & Earnshaw A 2002, Chemistry of the elements , 2nd ed., Butterworth-Heinemann, ISBN 0-7506-3365-4
- Moeller T 1952, Inorganisk kemi: En avancerad lärobok, John Wiley & Sons, New York
- Wiberg N 2001, Oorganisk kemi , Academic Press, San Diego, ISBN 0-12-352651-5
- Wulfsberg G 1987, Principles of descriptive Inorganic chemistry, Brooks/Cole Publishing Company, Monterey, Kalifornien ISBN 0-534-07494-4
- Yoder CH, Suydam FH & Snavely FA 1975, Chemistry, 2nd ed, Harcourt Brace Jovanovich, New York, ISBN 978-0-15-506470-6