En química , un no metal (o no metal ) es un elemento químico que en su mayoría carece de las características de un metal . Físicamente, un no metal tiende a tener un punto de fusión , un punto de ebullición y una densidad relativamente bajos . [ cita requerida ] Un no metal es típicamente quebradizo cuando es sólido y por lo general tiene poca conductividad térmica y conductividad eléctrica . Químicamente, los no metales tienden a tener una energía de ionización relativamente alta , afinidad electrónicay electronegatividad . Ganan o comparten electrones cuando reaccionan con otros elementos y compuestos químicos . Diecisiete elementos se clasifican generalmente como no metales: la mayoría son gases (hidrógeno, helio, nitrógeno, oxígeno, flúor, neón, cloro, argón, criptón, xenón y radón); uno es un líquido (bromo); y algunos son sólidos (carbono, fósforo, azufre, selenio y yodo). Los metaloides como el boro, el silicio y el germanio a veces se cuentan como no metales.
Los no metales se dividen en dos categorías que reflejan su propensión relativa a formar compuestos químicos: no metales reactivos y gases nobles . Los no metales reactivos varían en su carácter no metálico. Los menos electronegativos de ellos, como el carbono y el azufre, en su mayoría tienen propiedades no metálicas débiles a moderadamente fuertes y tienden a formar compuestos covalentes con metales. Los más electronegativos de los no metales reactivos, como el oxígeno y el flúor, se caracterizan por tener propiedades no metálicas más fuertes y una tendencia a formar compuestos predominantemente iónicos con los metales. Los gases nobles se distinguen por su gran renuencia a formar compuestos con otros elementos.
La distinción entre categorías no es absoluta. Las superposiciones de límites, incluso con los metaloides, ocurren cuando los elementos periféricos en cada categoría muestran o comienzan a mostrar propiedades menos distintas, similares a híbridas o atípicas.
Aunque cinco veces más elementos son metales que no metales, dos de los no metales, el hidrógeno y el helio, constituyen más del 99 por ciento del universo observable . [1] Otro no metal, el oxígeno, constituye casi la mitad de la corteza terrestre, los océanos y la atmósfera. [2] Los organismos vivos están compuestos casi en su totalidad por no metales: hidrógeno, oxígeno, carbono y nitrógeno. [3] Los no metales forman muchos más compuestos que los metales. [4]
Definición y elementos aplicables
No existe una definición rigurosa de un no metal. En términos generales, cualquier elemento que carece de una preponderancia de propiedades metálicas puede considerarse un no metal.
Los elementos generalmente clasificados como no metales incluyen un elemento en el grupo 1 ( hidrógeno ); uno en el grupo 14 ( carbono ); dos en el grupo 15 ( nitrógeno y fósforo ); tres en el grupo 16 ( oxígeno , azufre y selenio ); la mayor parte del grupo 17 ( flúor , cloro , bromo y yodo ); y todos del grupo 18 (con la posible excepción de Oganesson ).
Como no existe una definición ampliamente aceptada de un no metal, los elementos en la tabla periódica cerca de donde los metales se encuentran con los no metales son clasificados de manera inconsistente por diferentes autores. Los elementos que a veces también se clasifican como no metales son los metaloides boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico (As), antimonio (Sb), telurio (Te) y astato (At). [5] En cambio, el selenio (Se) no metálico se clasifica a veces como un metaloide, particularmente en la química ambiental . [6]
Propiedades
JJ Zuckerman y FC Nachod
en la Química de los no metales de Steudel (1977, prefacio)
Los no metales muestran más variabilidad en sus propiedades que los metales. [7] Estas propiedades están determinadas en gran medida por las fuerzas de enlace interatómico y las estructuras moleculares de los no metales involucrados, los cuales están sujetos a variación a medida que varía el número de electrones de valencia en cada no metal. Los metales, en cambio, tienen estructuras más homogéneas y sus propiedades se concilian más fácilmente. [8]
Físicamente, existen en gran medida como gases diatómicos o monoatómicos, y el resto tiene formas más sustanciales (empaquetadas abiertas), a diferencia de los metales, que son casi todos sólidos y empaquetados. Si son sólidos, tienen una apariencia submetálica (con la excepción del azufre) y son en su mayoría quebradizos , a diferencia de los metales, que son lustrosos y generalmente dúctiles o maleables ; suelen tener densidades más bajas que los metales; son en su mayoría conductores más pobres de calor y electricidad ; y tienden a tener puntos de fusión y de ebullición significativamente más bajos que los de los metales.
Químicamente, los no metales tienen en su mayoría altas energías de ionización , altas afinidades electrónicas (el nitrógeno y los gases nobles tienen afinidades electrónicas negativas) y altos valores de electronegatividad [n 1], teniendo en cuenta que, en general, cuanto mayor es la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad de un elemento, cuanto más no metálico sea ese elemento. [11] Los no metales (incluidos, en cierta medida, el xenón y probablemente el radón) suelen existir como aniones u oxianiones en solución acuosa; generalmente forman compuestos iónicos o covalentes cuando se combinan con metales (a diferencia de los metales, que en su mayoría forman aleaciones con otros metales); y tienen óxidos ácidos mientras que los óxidos comunes de casi todos los metales son básicos .
Para complicar la química de los no metales está la anomalía de la primera fila que se observa particularmente en el hidrógeno, (boro), carbono, nitrógeno, oxígeno y flúor; y el efecto de alternancia observado en (arsénico), selenio y bromo. [12] La anomalía de la primera fila surge en gran parte de las configuraciones electrónicas de los elementos en cuestión.
El hidrógeno se destaca por las diferentes formas en que forma enlaces. Más comúnmente forma enlaces covalentes. [13] Puede perder su único electrón de valencia en una solución acuosa, dejando un protón desnudo con un tremendo poder de polarización. Posteriormente, este se adhiere al par de electrones solitarios de un átomo de oxígeno en una molécula de agua, formando así la base de la química ácido-base. [14] Bajo ciertas condiciones, un átomo de hidrógeno en una molécula puede formar un segundo enlace, más débil, con un átomo o grupo de átomos en otra molécula. Tal unión "ayuda a dar a los copos de nieve su simetría hexagonal, une el ADN en una doble hélice, da forma a las formas tridimensionales de las proteínas e incluso eleva el punto de ebullición del agua lo suficiente como para hacer una taza de té decente". [15]
Desde (boro) hasta neón, dado que la subcapa 2p no tiene un análogo interno y no experimenta efectos de repulsión de electrones, por lo tanto tiene un radio relativamente pequeño, a diferencia de las subcapas 3p, 4p y 5p de elementos más pesados [16] (se observa un efecto similar en los elementos 1s, hidrógeno y helio). Las energías de ionización y electronegatividades entre estos elementos son, en consecuencia, más altas de lo que cabría esperar, teniendo en cuenta las tendencias periódicas. Los pequeños radios atómicos de carbono, nitrógeno y oxígeno facilitan la formación de enlaces triples o dobles. [17] Los radios atómicos más grandes, que permiten números de coordinación más altos, y electronegatividades más bajas, que toleran mejor cargas positivas más altas, de los no metales del grupo más pesado 15-18 significa que pueden exhibir valencias distintas de las más bajas para su grupo (es decir, , 3, 2, 1 o 0) por ejemplo en PCl 5 , SF 6 , IF 7 y XeF 2 . [18] Los elementos del período cuatro inmediatamente después de la primera fila de metales de transición, como el selenio y el bromo, tienen radios atómicos inusualmente pequeños porque los electrones 3d no son efectivos para proteger el aumento de la carga nuclear y el tamaño atómico más pequeño se correlaciona con una mayor electronegatividad. [19]
Categorías
Inmediatamente a la izquierda de la mayoría de los no metales en la tabla periódica se encuentran los metaloides como el boro, el silicio y el germanio, que generalmente se comportan químicamente como los no metales, [20] y se incluyen aquí con fines comparativos. En este sentido, pueden considerarse como los elementos no metálicos más metálicos.
Según los atributos compartidos, los no metales se pueden dividir en dos categorías de no metales reactivos y gas noble. Los metaloides y las dos categorías de no metales abarcan una progresión en la naturaleza química desde débilmente no metálico, a moderadamente no metálico, a fuertemente no metálico (oxígeno y los cuatro halógenos no metálicos), hasta casi inertes. Se encuentran categorías análogas entre los metales en forma de débilmente metálico (los metales posteriores a la transición ), moderadamente metálico (la mayoría de los metales de transición ), fuertemente metálico (los metales alcalinos y alcalinotérreos , y los lantánidos y actínidos ). y los relativamente inertes (los metales de transición nobles ).
Como ocurre con los esquemas de categorización en general, existe cierta variación y superposición de propiedades dentro y entre cada categoría. A veces, uno o más de los metaloides se clasifican como no metales. [5] Entre los no metales reactivos, el carbono, el fósforo, el selenio y el yodo, que bordean los metaloides, muestran cierto carácter metálico, al igual que el hidrógeno. Entre los gases nobles, el radón es el más metálico y comienza a mostrar algún comportamiento catiónico, que es inusual para un no metal. [21]
Metaloide
Los siete metaloides son boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico (As), antimonio (Sb), telurio (Te) y astato (At). En una tabla periódica estándar, ocupan un área diagonal en el bloque p que se extiende desde el boro en la parte superior izquierda hasta el astato en la parte inferior derecha, a lo largo de la línea divisoria entre metales y no metales que se muestra en algunas tablas periódicas. Se denominan metaloides principalmente a la luz de su parecido físico con los metales.
Si bien cada uno tiene una apariencia metálica, son frágiles y solo conductores justos de electricidad. El boro, el silicio, el germanio y el telurio son semiconductores. El arsénico y el antimonio tienen las estructuras de bandas electrónicas de los semimetales, aunque ambos tienen alótropos semiconductores menos estables. Se ha predicho que la astatina tiene una estructura cristalina metálica.
Valores de electronegatividad de metaloides y no metales [n 2] | |||||||||
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1 | 2 | 13 | 14 | 15 | dieciséis | 17 | 18 | ||
Gases nobles | |||||||||
1 | H 2.2 | No metales reactivos | El (5,5) | ||||||
2 | B 2.04 | C 2.55 | N 3.04 | O 3,44 | F 3,98 | Ne (4,84) | |||
3 | Si 1.9 | P 2.19 | S 2.58 | Cl 3.16 | Ar (3,2) | ||||
4 | Ge 2.01 | Como 2.18 | Se 2.55 | Br 2.96 | Kr (2,94) | ||||
5 | Sb 2.05 | Te 2.1 | Yo 2,66 | Xe (2,4) | |||||
6 | Metaloides | Rn (2,06) | |||||||
La electronegatividad (EN) da alguna indicación de carácter no metálico. Los metaloides tienen valores uniformemente moderados (1.8-2.2). Entre los no metales reactivos, el hidrógeno (2.2) y el fósforo (2.19) tienen valores moderados, pero cada uno de ellos tiene energías de ionización más altas que los metaloides, y rara vez se clasifican como tales. El oxígeno y los halógenos no metálicos tienen valores EN uniformemente altos; El nitrógeno tiene un EN alto pero una afinidad electrónica marginalmente negativa que lo convierte en un formador de aniones reacio. [n 3] Los gases nobles tienen algunos de los EN más altos, pero sus capas de valencia completas y sus afinidades electrónicas considerablemente negativas los hacen químicamente inertes en gran medida. |
Químicamente, los metaloides generalmente se comportan como no metales (débiles). Tienen energías de ionización moderadas, afinidades electrónicas de bajas a altas, valores de electronegatividad moderados, son agentes oxidantes de pobres a moderadamente fuertes y muestran una tendencia a formar aleaciones con metales.
Reactivo no metálico
Los no metales reactivos tienen una amplia gama de propiedades físicas y químicas individuales. En términos de la tabla periódica, ocupan en gran medida una posición entre los metaloides débilmente no metálicos de la izquierda y los gases nobles de la derecha.
Físicamente, cinco son sólidos, uno es líquido (bromo) y cinco son gases. De los sólidos, el grafito , el carbono, el selenio y el yodo tienen un aspecto metálico, mientras que el azufre S 8 tiene un aspecto amarillo pálido. El fósforo blanco común tiene un aspecto blanco amarillento, pero el alótropo negro , que es la forma más estable de fósforo, tiene un aspecto metálico. El bromo es un líquido de color marrón rojizo. De los gases, el flúor y el cloro son de color amarillo pálido y verde amarillento. Eléctricamente, la mayoría son aislantes, mientras que el grafito es un semimetal y el fósforo negro, el selenio y el yodo son semiconductores.
Químicamente, tienden a tener energías de ionización, afinidades electrónicas y valores de electronegatividad de moderados a altos, y son agentes oxidantes relativamente fuertes. En conjunto, los valores más altos de estas propiedades se encuentran entre el oxígeno y los halógenos no metálicos. Las manifestaciones de este estado incluyen la principal asociación del oxígeno con los procesos ubicuos de corrosión y combustión, y la naturaleza intrínsecamente corrosiva de los halógenos no metálicos. Los cinco no metales exhiben una tendencia a formar compuestos predominantemente iónicos con metales, mientras que los no metales restantes tienden a formar compuestos predominantemente covalentes con metales.
gas noble
Seis no metales se clasifican como gases nobles: helio (He) , neón (Ne) , argón (Ar) , criptón (Kr) , xenón (Xe) y radón radiactivo (Rn) . En términos de la tabla periódica, ocupan la columna más externa a la derecha. Se denominan gases nobles a la luz de su característicamente muy baja reactividad química .
Tienen propiedades muy similares, siendo todos incoloros, inodoros y no inflamables. Con sus capas de valencia cerradas, los gases nobles tienen débiles fuerzas interatómicas de atracción que dan como resultado puntos de fusión y ebullición muy bajos. [22] Es por eso que todos son gases en condiciones estándar , incluso aquellos con masas atómicas mayores que muchos elementos normalmente sólidos. [23]
Químicamente, los gases nobles tienen energías de ionización relativamente altas, afinidades electrónicas negativas y electronegatividades relativamente altas. Los compuestos de los gases nobles son menos de medio millar, y la mayoría de ellos se producen a través del oxígeno o el flúor combinados con criptón, xenón o radón.
Se desconoce el estado del congénere del período 7 de los gases nobles, oganesson (Og) , que puede ser o no un gas noble. Originalmente se predijo que era un gas noble [24], pero en cambio puede ser un sólido bastante reactivo con un potencial de primera ionización anormalmente bajo y una afinidad electrónica positiva, debido a efectos relativistas . [25] Por otro lado, si los efectos relativistas alcanzan su punto máximo en el período 7 en el elemento 112, copernicium , el oganesson puede resultar ser un gas noble después de todo, [26] aunque más reactivo que el xenón o el radón. Si bien se podría esperar que el oganesson sea el más metálico de los elementos del grupo 18, parece que faltan predicciones creíbles sobre su estado como metal o no metal (o metaloide).
Categorías alternativas
Reactivo no metálico | gas noble | ||||
H, C, N, P, O, S, Se, F, Cl, Br, I | Él, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn | ||||
( 1 ) | Otros no metálicos | Halógeno | gas noble | ||
---|---|---|---|---|---|
H, C, N, P, O, S, (Se) | F, Cl, Br, I, en | Él, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn | |||
( 2 ) | Sólido | Líquido | Gaseoso | ||
C, P, S, Se, I, en | Br | H, N, O, F, Cl, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn | |||
( 3 ) | No metal electronegativo | No metal muy electronegativo | gas noble | ||
H, C, P, S, Se, I | N, O, F, Cl, Br | Él, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn | |||
( 4 ) | Elemento poliatómico | Elemento diatómico | Elemento monoatómico (gas noble) | ||
C, P, S, Se | H, N, O, F, Cl, Br, I | Él, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn | |||
( 5 ) | Hidrógeno | No metal | Halógeno | gas noble | |
H | C, N, P, O, S, Se | F, Cl, Br, I, en | Él, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn | ||
( 6 ) | Hidrógeno | Carbono y otros no metales | Halógeno | gas noble | |
H | C, N, P, O, S, Se | F, Cl, Br, I, en | Él, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn | ||
( 7 ) | Metaloide | Intermedio no metálico | No metal corrosivo | gas noble | |
B, Si, Ge, As, Sb, Te | H, C, N, P, S, Se | O, F, Cl, Br, I, en | Él, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn | ||
( 8 ) | Hidrógeno | Metaloide | No metal | Halógeno | gas noble |
H | B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po | C, N, P, O, S, Se | F, Cl, Br, I, en | Él, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn | |
( 9 ) | Hidrógeno | Semiconductor | Otros no metálicos | Halógeno | gas noble |
H | B, Si, Ge, As, Sb, Te | C, N, P, O, S, Se | F, Cl, Br, I, en | Él, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn | |
( 10 ) | Boroide | Organógeno | Sulfuroide | Cloroide | gas noble |
B, Si | H, C, N, O | P, S, Se | F, Cl, Br, I | Entonces no conocido |
En cambio, los no metales a veces se dividen según, por ejemplo, la homogeneidad relativa de los halógenos; forma física; electronegatividad; estructura molecular; la peculiar naturaleza del hidrógeno; la naturaleza corrosiva del oxígeno los halógenos; y variaciones de los mismos.
En el esquema (1) , los halógenos están en una categoría propia; el astato se clasifica como un no metal, en lugar de un metaloide; y los restantes no metales se denominan otros no metales . [27] Si el selenio se cuenta como un metaloide en lugar de otro no metal, el conjunto resultante de no metales menos activos (H, C, N, P, O, S) a veces se denomina o categoriza como organógenos , [28] CHON PS elementos [29] o biógenos . [30] En conjunto, estos seis no metales comprenden la mayor parte de la vida en la Tierra; [31] una estimación aproximada de la composición de la biosfera es C 1450 H 3000 O 1450 N 15 P 1 S 1 . [32]
En el esquema (2) , los no metales se pueden dividir simplemente en función de sus formas físicas a temperatura y presión ambiente. Los no metales fluidos (bromo y los no metales gaseosos) tienen los valores más altos de energía de ionización y electronegatividad entre los elementos, con la excepción del hidrógeno, que tiende a ser anómalo en cualquier categoría en la que se ubiquen. Los no metales sólidos son colectivamente los más metálicos de los elementos. elementos no metálicos, aparte de los metaloides.
En el esquema (3) , los no metales se dividen en función de una correlación débil entre la electronegatividad y el poder oxidante. [33] Los no metales muy electronegativos tienen valores de electronegatividad superiores a 2,8; los no metales electronegativos tienen valores de 1,9 a 2,8.
En el esquema (4) , los no metales se distinguen en función de las estructuras moleculares de sus formas más termodinámicamente estables en condiciones ambientales. [34] Los no metales poliatómicos forman estructuras o moléculas en las que cada átomo tiene dos o tres vecinos más cercanos (C x , P 4 , S 8 , Se x ); los no metales diatómicos forman moléculas en las que cada átomo tiene un vecino más cercano (H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 ); y los gases nobles monoatómicos existen como átomos aislados (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) sin vecino fijo más cercano. Esta reducción paulatina del número de vecinos más próximos corresponde (aproximadamente) a una reducción del carácter metálico. Parece una progresión similar entre los metales. La unión metálica tiende a involucrar estructuras centrosimétricas compactas con un gran número de vecinos más cercanos. Los metales y metaloides posteriores a la transición, intercalados entre los metales verdaderos y los no metales, tienden a tener estructuras más complejas con un número intermedio de vecinos más cercanos.
En el esquema (5) , el hidrógeno se coloca por sí mismo debido a que es "tan diferente de todos los demás elementos". [35] Los no metales restantes se dividen en no metales , halógenos y gases nobles , y la categoría sin nombre se distingue por incluir no metales con enlaces interatómicos relativamente fuertes, y los metaloides se tratan eficazmente como una tercera supercategoría junto con metales y no metales.
Gases nobles He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn | |
Metales activos Grupos 1-3, Ln, An, (Al) | No metales corrosivos O, F, Cl, Br, I |
Metales de transición La mayoría de ellos | No metales intermedios H, C, N, P, S, Se |
Metales de frontera (Al) Ag, Sn, Bi, etc. | Metaloides B, Si, Ge, As, Sb, Te |
Metales nobles Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, Au |
El esquema (6) es una variante del esquema 5 en el que el C, N, O, P, S, Se se clasifican como carbono y otros no metales (sin énfasis). [36]
En el esquema (7) los no metales se dividen en cuatro clases que complementan una división cuádruple de los metales, con los metales nobles tratados como un subconjunto de los metales de transición . Los metaloides se tratan como no metales químicamente débiles, de manera análoga a sus homólogos de metales fronterizos químicamente débiles . [37]
En el esquema (8) , el hidrógeno se coloca nuevamente por sí mismo debido a su singularidad. Los no metales restantes se dividen en metaloides, no metales (denominados "no metales por excelencia"), halógenos y gases nobles. Dado que los metaloides colindan con los metales de postransición o "pobres", podrían rebautizarse como "no metales pobres". [38]
El esquema (9) es una variante del esquema 8 en el que los metaloides se etiquetan como semiconductores (con Po considerado como un metal de post-transición) y C, N, O, P, S, Se categorizados como otros no metales. [39]
El esquema (10) es de 1844, momento en el que aún no se conocían los gases nobles. H, C, N y O se agruparon debido a su aparición en los seres vivos. P, S y Se se caracterizaron por ser sólidos; volátil a una temperatura promedio entre 100 grados y al rojo vivo; y combustible e inflamable. [40]
Comparación de propiedades
Las características y otras propiedades de los metaloides, los no metales reactivos y los gases nobles se resumen en la siguiente tabla. Los metaloides se han incluido a la luz de su química generalmente no metálica. Las propiedades físicas se enumeran en orden impreciso para facilitar su determinación; Las propiedades químicas van de lo general a lo específico y luego a lo descriptivo.
Propiedad fisica | Metaloide | Reactivo no metálico | gas noble |
---|---|---|---|
Formulario | sólido | sólido: C, P, S, Se, I líquido: Br gaseoso: H, N, O, F, Cl | gaseoso |
Apariencia | metálico | metálico, de color o translúcido | translúcido |
Elasticidad | frágil | quebradizo si es sólido | suave y fácilmente aplastado cuando se congela |
Estructura atomica | compacto * o poliatómico | poliatómico: C, P, S, Se diatómico: H, N, O, F, Cl, Br, I | monoatómico |
Número de coordinación a granel | 12 *, 6, 4, 3 o 2 | 3, 2 o 1 | 0 |
Alótropos | la mayoría de las formas | conocido por C, P, O, S, Se | ninguna forma |
Conductividad eléctrica | moderar | pobre a moderado | pobre |
Volatilidad | bajo: B, Si, Ge, Sb, Te moderado: As, At? | baja: C moderada: P, S, Se, Br, I alta: H, N, O, F, Cl | elevado |
Estructura electronica | metálico * a semiconductor | semimetálico, semiconductor o aislante | aislante |
Exterior s y p electrones | 3-7 | 1, 4–7 | 2, 8 |
Estructura cristalina | romboédrico: B, As, Sb cúbico: Si, Ge, At? hexagonal: Te | cúbico: P, O, F hexagonal: H, C, N, Se ortorrómbico: S, Cl, Br, I | cúbico: Ne, Ar, Kr, Xe, Rn hexagonal: He |
Propiedad quimica | Metaloide | Reactivo no metálico | gas noble |
Comportamiento químico general | no metálico a metálico incipiente | • inerte a no metálico • Rn muestra cierto comportamiento catiónico [41] | |
Energía de ionización | bajo | moderado a alto | alto a muy alto |
Afinidad electronica | bajo a alto | moderado a alto (excepción: N es negativo) | negativo |
Electronegatividad | moderado: Si | moderada a alta: P | moderado a muy alto |
Estados de oxidación distintos de cero | • estados de oxidación negativos conocidos para todos, pero para H este es un estado inestable • estados de oxidación positivos conocidos para todos menos F, y solo excepcionalmente para O • de −5 para B a +7 para Cl, Br, I y At | • solo se conocen estados de oxidación positivos, y solo para gases nobles más pesados • de +2 para Kr, Xe y Rn a +8 para Xe | |
Poder oxidante | bajo (excepción: At es moderado) | bajo a alto | n / A |
Cadena | tendencia marcada | tendencia marcada: C, P, S, Se tendencia menor: H, N, O, F, Cl, Br, I | menor inclinación |
Compuestos con metales | tienden a formar aleaciones o compuestos intermetálicos | principalmente covalentes: H †, C, N, P, S, Se principalmente iónico: O, F, Cl, Br, I | ninguno forma compuestos simples |
Óxidos | • estructura polimérica [42] • B , Si , Ge , As , Sb , Te [43] son formadores de vidrio • tienden a ser anfóteros o débilmente ácidos [44] [45] | • C, P, S, Se e I son conocidos en al menos una forma polimérica • P, S, Se son formadores de vidrio; El CO 2 forma un vidrio a 40 GPa • ácido o neutro (H 2 O, CO, NO, N 2 O) | • XeO 2 es polimérico; [46] otros óxidos de gases nobles son moleculares • no formadores de vidrio • los óxidos de xenón estables (XeO 3 , XeO 4 ) son ácidos |
Sulfatos | la mayoría de las formas | alguna forma | no conocida |
* Se ha predicho que el astato a granel tiene una estructura cúbica metálica centrada en la cara
† El hidrógeno también puede formar hidruros similares a aleaciones
Propiedades de los no metales (y metaloides) por grupo
- Las abreviaturas utilizadas en esta sección son: AR Allred-Rochow ; Número de coordinación CN ; y la dureza de MH Moh
Grupo 1
El hidrógeno es un gas diatómico incoloro, inodoro y comparativamente no reactivo con una densidad de 8,988 × 10 −5 g / cm 3 y es aproximadamente 14 veces más liviano que el aire. Se condensa en un líquido incoloro a -252.879 ° C y se congela en un sólido similar al hielo o la nieve a -259.16 ° C. La forma sólida tiene una estructura cristalina hexagonal y es suave y fácil de triturar. El hidrógeno es un aislante en todas sus formas. Tiene una alta energía de ionización (1312.0 kJ / mol), afinidad electrónica moderada (73 kJ / mol) y electronegatividad moderada (2.2). El hidrógeno es un agente oxidante pobre (H 2 + 2 e - → 2H - = –2.25 V a pH 0). Su química, la mayor parte de la cual se basa en su tendencia a adquirir la configuración electrónica del gas noble helio, es en gran parte de naturaleza covalente, y señala que puede formar hidruros iónicos con metales altamente electropositivos e hidruros similares a aleaciones con algunos metales de transición. El óxido común de hidrógeno ( H 2 O ) es un óxido neutro. [n 4]
Grupo 13
El boro es un sólido brillante, apenas reactivo, con una densidad de 2,34 g / cm 3 (cf. aluminio 2,70), y es duro ( MH 9,3) y quebradizo. Se funde a 2076 ° C (cf. acero ~ 1370 ° C) y hierve a 3927 ° C. El boro tiene una estructura cristalina romboédrica compleja (CN 5+). Es un semiconductor con una banda prohibida de aproximadamente 1,56 eV. El boro tiene una energía de ionización moderada (800,6 kJ / mol), baja afinidad electrónica (27 kJ / mol) y electronegatividad moderada (2,04). Al ser un metaloide, la mayor parte de su química es de naturaleza no metálica. El boro es un agente oxidante pobre (B 12 + 3 e → BH 3 = –0.15 V a pH 0). Si bien se une covalentemente en casi todos sus compuestos, puede formar compuestos intermetálicos y aleaciones con metales de transición de la composición M n B, si n > 2. El óxido común de boro ( B 2 O 3 ) es débilmente ácido.
Grupo 14
El carbono (como el grafito, su forma más estable termodinámicamente) es un sólido brillante y comparativamente no reactivo con una densidad de 2.267 g / cm 3 , y es blando (MH 0.5) y quebradizo. Se sublima al vapor a 3642 C °. El carbono tiene una estructura cristalina hexagonal (CN 3). Es un semimetal en la dirección de sus planos, con una conductividad eléctrica superior a la de algunos metales, y se comporta como semiconductor en la dirección perpendicular a sus planos. Tiene una alta energía de ionización (1086,5 kJ / mol), una afinidad electrónica moderada (122 kJ / mol) y una alta electronegatividad (2,55). El carbono es un agente oxidante pobre (C + 4 e - → CH 4 = 0.13 V a pH 0). Su química es en gran parte de naturaleza covalente, teniendo en cuenta que puede formar carburos similares a la sal con metales altamente electropositivos. El óxido de carbono común ( CO 2 ) es un óxido ácido de fuerza media.
El silicio es un sólido de aspecto metálico relativamente no reactivo con una densidad de 2,3290 g / cm 3 , y es duro (MH 6,5) y quebradizo. Se funde a 1414 ° C (cf. acero ~ 1370 ° C) y hierve a 3265 ° C. El silicio tiene una estructura cúbica de diamante (CN 4). Es un no conductor con una banda prohibida de aproximadamente 1,11 eV. [47] El silicio tiene una energía de ionización moderada (786,5 kJ / mol), una afinidad electrónica moderada (134 kJ / mol) y una electronegatividad moderada (1,9). Es un agente oxidante pobre (Si + 4 e → Si 4 = –0,147 a pH 0). Como metaloide, la química del silicio es en gran parte de naturaleza covalente, teniendo en cuenta que puede formar aleaciones con metales como el hierro y el cobre. El óxido común de silicio ( SiO 2 ) es débilmente ácido.
El germanio es un sólido blanco grisáceo brillante, en su mayoría no reactivo, con una densidad de 5.323 g / cm 3 (aproximadamente dos tercios de la del hierro), y es duro (MH 6.0) y quebradizo. Se funde a 938,25 ° C (cf. plata 961,78 ° C) y hierve a 2833 ° C. El germanio tiene una estructura cúbica de diamante (CN 4). Es un semiconductor con una banda prohibida de aproximadamente 0,67 eV. El germanio tiene una energía de ionización moderada (762 kJ / mol), una afinidad electrónica moderada (119 kJ / mol) y una electronegatividad moderada (2.01). Es un agente oxidante pobre (Ge + 4 e → GeH 4 = –0,294 a pH 0). Como metaloide, la química del germanio es en gran parte de naturaleza covalente, teniendo en cuenta que puede formar aleaciones con metales como el aluminio y el oro. La mayoría de las aleaciones de germanio con metales carecen de conductividad metálica o semimetálica. El óxido común de germanio ( GeO 2 ) es anfótero.
Grupo 15
El nitrógeno es un gas diatómico incoloro, inodoro y relativamente inerte con una densidad de 1,251 × 10 −3 g / cm 3 (ligeramente más pesado que el aire). Se condensa en un líquido incoloro a -195,795 ° C y se congela en un sólido similar al hielo o la nieve a -210,00 ° C. La forma sólida (densidad 0,85 g / cm 3 ; cf. litio 0,534) tiene una estructura cristalina hexagonal y es blanda y fácil de triturar. El nitrógeno es un aislante en todas sus formas. Tiene una alta energía de ionización (1402,3 kJ / mol), baja afinidad electrónica (–6,75 kJ / mol) y alta electronegatividad (3,04). Esta última propiedad se manifiesta en la capacidad del nitrógeno para formar enlaces de hidrógeno generalmente fuertes y su preferencia por formar complejos con metales que tienen electronegatividades bajas, radios catiónicos pequeños y, a menudo, cargas altas (+3 o más). El nitrógeno es un agente oxidante pobre (N 2 + 6 e - → 2NH 3 = −0.057 V a pH 0). Sólo cuando se encuentra en un estado de oxidación positivo, es decir, en combinación con oxígeno o flúor, sus compuestos son buenos agentes oxidantes, por ejemplo, 2NO 3 - → N 2 = 1,25 V. Su química es en gran parte de naturaleza covalente; La formación de aniones es energéticamente desfavorable debido a las fuertes repulsiones entre electrones asociadas con tener tres electrones no apareados en su capa de valencia externa, de ahí su afinidad electrónica negativa. El óxido común de nitrógeno ( NO ) es débilmente ácido. Muchos compuestos de nitrógeno son menos estables que el nitrógeno diatómico, por lo que los átomos de nitrógeno en los compuestos buscan recombinarse si es posible y liberan energía y gas nitrógeno en el proceso, que pueden aprovecharse con fines explosivos.
El fósforo en su forma negra más termodinámicamente estable, es un sólido brillante y comparativamente no reactivo con una densidad de 2.69 g / cm 3 , y es blando (MH 2.0) y tiene un comportamiento escamoso. Se sublima a 620 ° C. El fósforo negro tiene una estructura cristalina ortorrómbica (CN 3). Es un semiconductor con una banda prohibida de 0,3 eV. Tiene una alta energía de ionización (1086,5 kJ / mol), una afinidad electrónica moderada (72 kJ / mol) y una electronegatividad moderada (2,19). En comparación con el nitrógeno, el fósforo generalmente forma enlaces de hidrógeno débiles y prefiere formar complejos con metales que tienen electronegatividades altas, radios catiónicos grandes y, a menudo, cargas bajas (generalmente +1 o +2. El fósforo es un agente oxidante deficiente (P 4 + 3). e - → PH 3 - = −0.046 V a pH 0 para la forma blanca, −0.088 V para la roja). Su química es en gran parte de naturaleza covalente, notando que puede formar fosfuros salinos con metales altamente electropositivos. En comparación con el nitrógeno , los electrones tienen más espacio en el fósforo, lo que reduce su repulsión mutua y da como resultado la formación de aniones que requieren menos energía El óxido común de fósforo ( P 2 O 5 ) es un óxido ácido de fuerza media.
Al evaluar la periodicidad en las propiedades de los elementos, debe tenerse en cuenta que las propiedades citadas del fósforo tienden a ser las de su forma blanca menos estable y no, como es el caso de todos los demás elementos, la forma más estable. El fósforo blanco es el alótropo más común, de importancia industrial y fácilmente reproducible. Por esas razones, es el estado estándar del elemento. Paradójicamente, también es termodinámicamente la forma menos estable, así como la forma más volátil y reactiva. Gradualmente cambia a fósforo rojo. Esta transformación se acelera con la luz y el calor, y las muestras de fósforo blanco casi siempre contienen algo de fósforo rojo y, en consecuencia, aparecen amarillas. Por esta razón, el fósforo blanco envejecido o impuro también se denomina fósforo amarillo. Cuando se expone al oxígeno, el fósforo blanco brilla en la oscuridad con un tenue tinte de verde y azul. Es altamente inflamable y pirofórico (autoinflamable) al entrar en contacto con el aire. El fósforo blanco tiene una densidad de 1.823 g / cm 3 , es blando (MH 0.5) como cera, maleable y se puede cortar con un cuchillo. Se funde a 44,15 ° C y, si se calienta rápidamente, hierve a 280,5 ° C; de lo contrario, permanece sólido y se transforma en fósforo violeta a 550 ° C. Tiene una estructura cúbica centrada en el cuerpo, análoga a la del manganeso, con una celda unitaria que comprende 58 moléculas de P 4 . Es un aislante con una banda prohibida de aproximadamente 3,7 eV.
El arsénico es un sólido gris de aspecto metálico que es estable en el aire seco, pero desarrolla una pátina de bronce dorado en el aire húmedo, que se ennegrece con la exposición posterior. Tiene una densidad de 5,727 g / cm 3 , es quebradizo y moderadamente duro (MH 3,5; más que el aluminio; menos que el hierro). El arsénico se sublima a 615 ° C. Tiene una estructura cristalina poliatómica romboédrica (CN 3). El arsénico es un semimetal, con una conductividad eléctrica de alrededor de 3,9 × 10 4 S • cm −1 y una superposición de bandas de 0,5 eV. Tiene una energía de ionización moderada (947 kJ / mol), una afinidad electrónica moderada (79 kJ / mol) y una electronegatividad moderada (2.18). El arsénico es un agente oxidante pobre (As + 3e → AsH 3 = –0,22 a pH 0). Como metaloide, su química es en gran parte de naturaleza covalente, notando que puede formar aleaciones frágiles con metales y tiene una extensa química organometálica. La mayoría de las aleaciones de arsénico con metales carecen de conductividad metálica o semimetálica. El óxido común de arsénico ( As 2 O 3 ) es ácido pero débilmente anfótero.
El antimonio es un sólido blanco plateado con un tinte azul y un brillo brillante. Es estable al aire y a la humedad a temperatura ambiente. El antimonio tiene una densidad de 6.697 g / cm 3 y es moderadamente duro (MH 3.0; aproximadamente lo mismo que el cobre). Tiene una estructura cristalina romboédrica (CN 3). El antimonio se funde a 630,63 ° C y hierve a 1635 ° C. Es un semimetal, con una conductividad eléctrica de alrededor de 3,1 × 10 4 S • cm −1 y una superposición de banda de 0,16 eV. El antimonio tiene una energía de ionización moderada (834 kJ / mol), una afinidad electrónica moderada (101 kJ / mol) y una electronegatividad moderada (2.05). Es un agente oxidante pobre (Sb + 3e → SbH 3 = –0,51 a pH 0). Como metaloide, su química es en gran parte de naturaleza covalente, teniendo en cuenta que puede formar aleaciones con uno o más metales como aluminio, hierro, níquel , cobre, zinc, estaño, plomo y bismuto, y tiene una extensa química organometálica. La mayoría de las aleaciones de antimonio con metales tienen conductividad metálica o semimetálica. El óxido común de antimonio ( Sb 2 O 3 ) es anfótero.
Grupo 16
MD Joesten, L Hogg y ME Castellion
en El mundo de la química (2007, p. 217)
El oxígeno es un gas diatómico incoloro, inodoro e impredeciblemente reactivo con una densidad gaseosa de 1,429 × 10 −3 g / cm 3 (ligeramente más pesado que el aire). Generalmente no reacciona a temperatura ambiente. Así, el sodio metálico "conservará su brillo metálico durante días en presencia de aire absolutamente seco e incluso puede fundirse (pf 97,82 ° C) en presencia de oxígeno seco sin encenderse". [49] Por otro lado, el oxígeno puede reaccionar con muchos compuestos inorgánicos y orgánicos, ya sea de forma espontánea o en las condiciones adecuadas, [50] (como una llama o una chispa) [¿o luz ultravioleta?]. Se condensa en un líquido azul pálido a −182,962 ° C y se congela en un sólido azul claro a −218,79 ° C. La forma sólida (densidad 0,0763 g / cm 3 ) tiene una estructura cristalina cúbica y es blanda y fácil de triturar. El oxígeno es un aislante en todas sus formas. Tiene una alta energía de ionización (1313,9 kJ / mol), una afinidad electrónica moderadamente alta (141 kJ / mol) y una alta electronegatividad (3,44). El oxígeno es un agente oxidante fuerte (O 2 + 4 e → 2H 2 O = 1.23 V a pH 0). Los óxidos metálicos son principalmente de naturaleza iónica. [51]
El azufre es un sólido [52] moderadamente reactivo de color amarillo brillante . Tiene una densidad de 2,07 g / cm 3 y es suave (MH 2,0) y quebradizo. Se funde hasta convertirse en un líquido amarillo claro a 95,3 ° C y hierve a 444,6 ° C. El azufre tiene una abundancia en la tierra de una décima parte de la del oxígeno. Tiene una estructura cristalina poliatómica ortorrómbica (CN 2) y es frágil. El azufre es un aislante con una banda prohibida de 2,6 eV y un fotoconductor, lo que significa que su conductividad eléctrica aumenta un millón de veces cuando se ilumina. El azufre tiene una energía de ionización moderada (999,6 kJ / mol), alta afinidad electrónica (200 kJ / mol) y alta electronegatividad (2,58). Es un agente oxidante pobre (S 8 + 2 e - → H 2 S = 0.14 V a pH 0). La química del azufre es en gran parte de naturaleza covalente, teniendo en cuenta que puede formar sulfuros iónicos con metales altamente electropositivos. El óxido de azufre común (SO 3 ) es fuertemente ácido.
El selenio es un sólido [52] de aspecto metálico, moderadamente reactivo, con una densidad de 4,81 g / cm 3 y es blando (MH 2,0) y quebradizo. Se derrite a 221 ° C en un líquido negro y hierve a 685 ° C en un vapor de color amarillo oscuro. El selenio tiene una estructura cristalina poliatómica hexagonal (CN 2). Es un semiconductor con una banda prohibida de 1,7 eV y un fotoconductor, lo que significa que su conductividad eléctrica aumenta un millón de veces cuando se ilumina. El selenio tiene una energía de ionización moderada (941,0 kJ / mol), alta afinidad electrónica (195 kJ / mol) y alta electronegatividad (2,55). Es un agente oxidante pobre (Se + 2 e - → H 2 Se = −0.082 V a pH 0). La química del selenio es en gran parte de naturaleza covalente, teniendo en cuenta que puede formar seleniuros iónicos con metales altamente electropositivos. El óxido común de selenio (SeO 3 ) es fuertemente ácido.
El telurio es un sólido brillante de color blanco plateado, moderadamente reactivo [52] , que tiene una densidad de 6,24 g / cm 3 y es blando (MH 2,25) y quebradizo. Es el más blando de los metaloides comúnmente reconocidos. El telurio reacciona con agua hirviendo, o cuando está recién precipitado incluso a 50 ° C, para dar el dióxido y el hidrógeno: Te + 2 H 2 O → TeO 2 + 2 H 2 . Tiene un punto de fusión de 450 ° C y un punto de ebullición de 988 ° C. El telurio tiene una estructura cristalina hexagonal poliatómica (CN 2). Es un semiconductor con una banda prohibida de 0,32 a 0,38 eV. El telurio tiene una energía de ionización moderada (869,3 kJ / mol), una alta afinidad electrónica (190 kJ / mol) y una electronegatividad moderada (2.1). Es un agente oxidante pobre (Te + 2 e - → H 2 Te = −0.45 V a pH 0). La química del telurio es en gran parte de naturaleza covalente, teniendo en cuenta que tiene una química organometálica extensa y que muchos telururos pueden considerarse aleaciones metálicas. El óxido común de telurio (TeO 2 ) es anfótero.
Grupo 17
El flúor es un gas diatómico amarillo pálido extremadamente tóxico y reactivo que, con una densidad gaseosa de 1,696 × 10 −3 g / cm 3 , es aproximadamente un 40% más pesado que el aire. Su extrema reactividad es tal que no se aisló (mediante electrólisis) hasta 1886 y no se aisló químicamente hasta 1986. Su aparición en un estado no combinado en la naturaleza se informó por primera vez en 2012, pero es controvertido. El flúor se condensa en un líquido amarillo pálido a -188,11 ° C y se congela en un sólido incoloro [49] a -219,67 ° C. La forma sólida (densidad 1,7 g / cm- 3 ) tiene una estructura cristalina cúbica y es blanda y fácil de triturar. El flúor es un aislante en todas sus formas. Tiene una alta energía de ionización (1681 kJ / mol), alta afinidad electrónica (328 kJ / mol) y alta electronegatividad (3,98). El flúor es un poderoso agente oxidante (F 2 + 2 e → 2HF = 2,87 V a pH 0); "Incluso el agua, en forma de vapor, se incendiará en una atmósfera de flúor". [53] Los fluoruros metálicos son generalmente de naturaleza iónica.
El cloro es un gas diatómico irritante de color verde amarillento que es extremadamente reactivo y tiene una densidad gaseosa de 3,2 × 10 −3 g / cm 3 (aproximadamente 2,5 veces más pesado que el aire). Se condensa a -34,04 ° C en un líquido de color ámbar y se congela a -101,5 ° C en un sólido cristalino amarillo. La forma sólida (densidad 1,9 g / cm- 3 ) tiene una estructura cristalina ortorrómbica y es blanda y fácil de triturar. El cloro es un aislante en todas sus formas. Tiene una alta energía de ionización (1251,2 kJ / mol), alta afinidad electrónica (349 kJ / mol; más alta que el flúor) y alta electronegatividad (3,16). El cloro es un agente oxidante fuerte (Cl 2 + 2 e → 2HCl = 1.36 V a pH 0). Los cloruros metálicos son principalmente de naturaleza iónica. El óxido común de cloro (Cl 2 O 7 ) es fuertemente ácido.
El bromo es un líquido diatómico de color marrón oscuro que es bastante reactivo y tiene una densidad de líquido de 3,1028 g / cm 3 . Hierve a 58.8 ° C y solidifica a -7.3 ° C a un sólido cristalino naranja (densidad 4.05 g / cm -3 ). Es el único elemento, aparte del mercurio, que se sabe que es líquido a temperatura ambiente. La forma sólida, como el cloro, tiene una estructura cristalina ortorrómbica y es blanda y fácil de triturar. El bromo es un aislante en todas sus formas. Tiene una alta energía de ionización (1139,9 kJ / mol), alta afinidad electrónica (324 kJ / mol) y alta electronegatividad (2,96). El bromo es un agente oxidante fuerte (Br 2 + 2 e → 2HBr = 1.07 V a pH 0). Los bromuros metálicos son en gran parte de naturaleza iónica. El inestable óxido de bromo común (Br 2 O 5 ) es fuertemente ácido.
El yodo, el más raro de los halógenos no metálicos, es un sólido de aspecto metálico que es moderadamente reactivo y tiene una densidad de 4.933 g / cm 3 . Se derrite a 113,7 ° C a un líquido marrón y hierve a 184,3 ° C a un vapor de color violeta. Tiene una estructura cristalina ortorrómbica con hábito escamoso. El yodo es un semiconductor en la dirección de sus planos, con una banda prohibida de aproximadamente 1.3 eV y una conductividad de 1.7 × 10 −8 S • cm −1 a temperatura ambiente. Esto es más alto que el selenio pero más bajo que el boro, el menos conductor eléctrico de los metaloides reconocidos. El yodo es un aislante en la dirección perpendicular a sus planos. Tiene una alta energía de ionización (1008,4 kJ / mol), alta afinidad electrónica (295 kJ / mol) y alta electronegatividad (2,66). El yodo es un agente oxidante moderadamente fuerte (I 2 + 2 e → 2I - = 0.53 V a pH 0). Los yoduros metálicos son predominantemente de naturaleza iónica. El único óxido estable de yodo (I 2 O 5 ) es fuertemente ácido.
Grupo 18
El helio tiene una densidad de 1.785 × 10 −4 g / cm 3 (cf. aire 1.225 × 10 −3 g / cm 3 ), se licua a −268,928 ° C y no puede solidificarse a presión normal. Tiene el punto de ebullición más bajo de todos los elementos. El helio líquido exhibe superfluidez, superconductividad y viscosidad cercana a cero; su conductividad térmica es mayor que la de cualquier otra sustancia conocida (más de 1000 veces la del cobre). El helio solo se puede solidificar a -272,20 ° C bajo una presión de 2,5 MPa. Tiene una energía de ionización muy alta (2372,3 kJ / mol), baja afinidad electrónica (estimada en -50 kJ / mol) y alta electronegatividad (4,16 χSpec). Hasta ahora no se han sintetizado compuestos normales de helio .
El neón tiene una densidad de 9,002 × 10 −4 g / cm 3 , se licua a −245,95 ° C y se solidifica a −248,45 ° C. Tiene el rango líquido más estrecho de cualquier elemento y, en forma líquida, tiene más de 40 veces la capacidad de refrigeración del helio líquido y tres veces la del hidrógeno líquido. El neón tiene una energía de ionización muy alta (2080,7 kJ / mol), baja afinidad electrónica (estimada en -120 kJ / mol) y electronegatividad muy alta (4,787 χSpec). Es el menos reactivo de los gases nobles; hasta ahora no se han sintetizado compuestos normales de neón .
El argón tiene una densidad de 1,784 × 10 −3 g / cm 3 , se licua a −185,848 ° C y se solidifica a −189,34 ° C. Aunque no es tóxico, es un 38% más denso que el aire y, por lo tanto, se considera un asfixiante peligroso en áreas cerradas. Es difícil de detectar porque (como todos los gases nobles) es incoloro, inodoro e insípido. El argón tiene una alta energía de ionización (1520,6 kJ / mol), baja afinidad electrónica (estimada en -96 kJ / mol) y alta electronegatividad (3,242 χSpec). Un compuesto intersticial de argón , Ar 1 C 60 es un sólido estable a temperatura ambiente.
El criptón tiene una densidad de 3,749 × 10 −3 g / cm 3 , se licua a −153,415 ° C y se solidifica a −157,37 ° C. Tiene una alta energía de ionización (1350,8 kJ / mol), baja afinidad electrónica (estimada en -60 kJ / mol) y alta electronegatividad (2,966 χSpec). El criptón se puede hacer reaccionar con flúor para formar el difluoruro, KrF 2 . La reacción de KrF
2con B (OTeF
5)
3produce un compuesto inestable, Kr (OTeF
5)
2, que contiene un enlace criptón- oxígeno .
El xenón tiene una densidad de 5,894 × 10 −3 g / cm 3 , se licua a −161,4 ° C y se solidifica a −165,051 ° C. No es tóxico y pertenece a un grupo selecto de sustancias que penetran la barrera hematoencefálica , causando anestesia quirúrgica de leve a completa cuando se inhalan en altas concentraciones con oxígeno. El xenón tiene una alta energía de ionización (1170,4 kJ / mol), baja afinidad electrónica (estimada en -80 kJ / mol) y alta electronegatividad (2.582 χSpec). Forma una cantidad relativamente grande de compuestos , que en su mayoría contienen flúor u oxígeno. Un ion inusual que contiene xenón es el catión tetraxenonogold (II) , AuXe2+
4, que contiene enlaces Xe-Au. Este ion se encuentra en el compuesto AuXe.
4(Sb
2F
11)
2, y es notable por tener enlaces químicos directos entre dos átomos notoriamente no reactivos, el xenón y el oro , con el xenón actuando como un ligando de metal de transición. El compuesto Xe
2Sb
2F
11contiene un enlace Xe – Xe, el enlace elemento-elemento más largo conocido (308,71 pm = 3,0871 Å ). El óxido de xenón más común ( XeO 3 ) es fuertemente ácido.
El radón, que es radiactivo, tiene una densidad de 9,73 × 10 −3 g / cm 3 , se licua a −61,7 ° C y se solidifica a −71 ° C. Tiene una alta energía de ionización (1037 kJ / mol), baja afinidad electrónica (estimada en -70 kJ / mol) y una alta electronegatividad (2,60 χSpec). Los únicos compuestos confirmados del radón, que es el más raro de los gases nobles naturales, son el difluoruro RnF 2 y el trióxido RnO 3 . Se ha informado que el radón es capaz de formar un catión Rn 2+ simple en una solución de fluoruro de halógeno, lo que es un comportamiento muy inusual para un no metal y un gas noble. Se espera que el trióxido de radón (RnO 3 ) sea ácido.
Oganesson, el elemento más pesado de la tabla periódica, solo se ha sintetizado recientemente. Debido a su corta vida media, aún no se han investigado sus propiedades químicas. Debido a la desestabilización relativista significativa de los orbitales 7p 3/2 , se espera que sea significativamente reactivo y se comporte de manera más similar a los elementos del grupo 14, ya que efectivamente tiene cuatro electrones de valencia fuera de un núcleo de gas pseudo-noble. Se espera que su punto de ebullición sea de aproximadamente 80 ± 30 ° C, por lo que probablemente no sea ni noble ni gas; como líquido se espera que tenga una densidad de aproximadamente 5 g / cm 3 . Se espera que tenga una afinidad electrónica apenas positiva (estimada en 5 kJ / mol) y una energía de ionización moderada de aproximadamente 860 kJ / mol, que es bastante baja para un no metal y cercana a las de los metaloides telurio y astato. Se espera que los fluoruros de oganesson OgF 2 y OgF 4 muestren un carácter iónico significativo, lo que sugiere que el oganesson puede tener al menos propiedades metálicas incipientes. Se prevé que los óxidos de oganesson, OgO y OgO 2 sean anfóteros.
Relaciones transversales
Algunos pares de no metales muestran relaciones adicionales, más allá de las asociadas con la pertenencia a un grupo.
H y C. El hidrógeno en el grupo 1 y el carbono en el grupo 14 muestran algunas similitudes fuera del grupo. [54] Estos incluyen la proximidad en las energías de ionización, las afinidades electrónicas y los valores de electronegatividad; conchas de valencia medio llenas; y correlaciones entre la química de los enlaces H – H y C – H.
H y N. Ambos son gases diatómicos incoloros relativamente no reactivos, con energías de ionización comparativamente altas (1312.0 y 1402.3 kJ / mol), cada uno con subcapas de valencia media, 1s y 2p respectivamente. Al igual que la azida reactiva N 3 - anión, repulsiones inter-electrón en el H - anión hidruro (con su carga nuclear individual) hacen hidruros iónicos altamente reactivo. Inusualmente para los no metales, los dos elementos se conocen en formas catiónicas. En el agua, el "catión" H + existe como un ion H 13 O 6 + , con un protón deslocalizado en un grupo OHO central. [55] El nitrógeno forma un N 5 + catión pentazenium; Se pueden preparar cantidades a granel de la sal N 5 + SbF 6 - . Casualmente, el catión amonio NH 4 + se comporta en muchos aspectos como un anión de metal alcalino. [56]
C y P. El carbono y el fósforo representan un ejemplo de una relación diagonal menos conocida, especialmente en química orgánica. En 1987 se proporcionó una evidencia "espectacular" de esta relación con la síntesis de una molécula similar al ferroceno en la que seis de los átomos de carbono fueron reemplazados por átomos de fósforo. [56] Otro ejemplo de este tema es la similitud "extraordinaria" entre los compuestos de fósforo bajo coordinado y los compuestos de carbono insaturado, y la investigación relacionada con la química de los organofosforados. [57] En 2020, el primer compuesto que contiene tres átomos de carbono y uno de fósforo dispuestos en un tetraedro, tri- terc -butil phosphatetrahedrane, (PC 3 ) (C 4 H 9 ) 3 se sintetizó. Si bien nunca se ha aislado tetraedrano (CH) 4 puro de carbono , el fósforo se seleccionó a la luz de su capacidad para formar moléculas tetraédricas y la similitud de algunas de sus propiedades con las del carbono. [58]
C y N. Con el nitrógeno, el carbono forma una extensa serie de compuestos de nitruro, incluidos aquellos con relaciones N: C elevadas y con estructuras simples (CN 12 ); en forma de cadena (C 6 N 2 por ejemplo); grafítico (vinculado C 6 N 7 unidades); fullerénico (C 48 N 12 ) o polimérico ( unidades C 3 N 3 ). La mayoría de los compuestos preparados hasta la fecha también contienen cantidades de hidrógeno. [59]
N y P. Como el nitrógeno, la química del fósforo es la del enlace covalente; los dos no metales rara vez forman aniones. A pesar de que están en el mismo grupo y la composición de algunos de sus compuestos se parece entre sí, las químicas individuales del nitrógeno y el fósforo son muy diferentes. [60] Dicho esto, los dos elementos forman una extensa serie de compuestos de fósforo-nitrógeno que tienen estructuras de cadena, anillo y jaula; la unidad de repetición P – N en estas estructuras tiene un gran parecido con la unidad de repetición S – N que se encuentra en la amplia gama de compuestos de azufre-nitrógeno, que se analizan a continuación. [61]
N y S. El nitrógeno y el azufre tienen una relación diagonal menos conocida, que se manifiesta en densidades de carga y electronegatividades similares (estas últimas son idénticas si solo se cuentan los electrones p ; ver Hinze y Jaffe 1962) especialmente cuando el azufre está unido a un electrón. -grupo de retirada. Son capaces de formar una serie extensa de nitruros de azufre aparentemente intercambiables, el más famoso de los cuales, el nitruro de azufre polimérico, es metálico y un superconductor por debajo de 0,26 K. La naturaleza aromática del ion S 3 N 2 2+ , en particular, sirve como un "ejemplo" de la similitud de energías electrónicas entre los dos no metales. [56]
N y O. El nitrógeno y el oxígeno representan las partes principales del aire. Ambos se vuelven tóxicos bajo presión, por lo tanto, narcosis por nitrógeno; narcosis por oxígeno. Reaccionan fácilmente entre sí. El nitrógeno forma varios óxidos, incluido el óxido nitroso, N 2 O, en el que el nitrógeno se encuentra en el estado de oxidación +1; óxido nítrico, NO, en el que se encuentra en estado +2; y dióxido de nitrógeno, NO 2 , en el que se encuentra en el estado +4.
Muchos de los óxidos de nitrógeno son extremadamente volátiles; son las principales fuentes de contaminación de la atmósfera. El óxido nitroso, también conocido como gas de la risa, se utiliza a veces como anestésico; cuando se inhala produce una leve histeria. El óxido nítrico reacciona rápidamente con el oxígeno para formar dióxido de nitrógeno marrón, un intermedio en la fabricación de ácido nítrico y un poderoso agente oxidante utilizado en procesos químicos y combustibles para cohetes.
De manera más general, el nitrógeno se parece al oxígeno con su alta electronegatividad y su capacidad concomitante para formar puentes de hidrógeno y la capacidad de formar complejos de coordinación mediante la donación de sus pares de electrones solitarios. Existen algunos paralelismos entre la química del amoníaco NH 3 y el agua H 2 O. Por ejemplo, la capacidad de ambos compuestos de ser pronados para dar NH 4 + y H 3 O + o desprotonados para dar NH 2 - y OH - , con todos ellos capaces de aislarse en compuestos sólidos.
O y S. El oxígeno y el azufre reaccionan fácilmente entre sí, formando óxidos de azufre más bajos (S n O, S 7 O 2 y S 6 O 2 ); monóxido de azufre (SO) y su dímero, dióxido de disulfuro (S 2 O 2 ); dióxido de azufre (SO 2 ); trióxido de azufre (SO 3 ); óxidos de azufre superiores (SO 3 y SO 4 y sus condensados poliméricos); y monóxido de disulfuro (S 2 O). La quema de carbón y / o petróleo por parte de la industria y las centrales eléctricas genera dióxido de azufre (SO 2 ) que reacciona con el agua atmosférica y el oxígeno para producir ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) y ácido sulfuroso (H 2 SO 3 ). Estos ácidos son componentes de la lluvia ácida, que reducen el pH del suelo y los cuerpos de agua dulce, lo que a veces da como resultado un daño sustancial al medio ambiente y la erosión química de estatuas y estructuras. En la mayoría de las moléculas orgánicas que contienen oxígeno, los átomos de oxígeno pueden reemplazarse por átomos de azufre.
O y Cl. "Las reacciones de cloración tienen muchas similitudes con las reacciones de oxidación. Tienden a no limitarse al equilibrio termodinámico ya menudo llegan a una cloración completa. Las reacciones son a menudo altamente exotérmicas. El cloro, como el oxígeno, forma mezclas inflamables con compuestos orgánicos". [62]
O y F. El flúor y el oxígeno comparten la capacidad de provocar a menudo los estados de oxidación más altos entre los elementos.
P y S (Se). El fósforo reacciona con azufre y selenio (y oxígeno) para formar una gran cantidad de compuestos. Estos compuestos se caracterizan por analogías estructurales derivadas del tetraedro de fósforo blanco P 4 . [63]
S y Se Las similitudes entre el azufre y el selenio son muy obvias. Por ejemplo, el selenio se encuentra en minerales de sulfuro metálico, donde reemplaza parcialmente al azufre; Ambos elementos son fotoconductores: sus conductividades eléctricas aumentan hasta en seis órdenes de magnitud cuando se exponen a la luz. [64]
Yo y Xe. La química del yodo en sus estados de oxidación de +1, +3, +5 y +7 es análoga a la del xenón en un estado de oxidación inmediatamente superior.
Alótropos
Muchos no metales tienen alótropos menos estables , con propiedades metálicas o no metálicas. El grafito, el estado estándar del carbono, tiene un aspecto brillante y es un conductor eléctrico bastante bueno. El diamante alótropo del carbono es claramente no metálico, sin embargo, es translúcido y tiene una conductividad eléctrica relativamente pobre. El carbono también se conoce en varias otras formas alotrópicas, incluido el buckminsterfullereno semiconductor (C 60 ). El nitrógeno puede formar tetranitrógeno gaseoso (N 4 ), una molécula poliatómica inestable con una vida útil de aproximadamente un microsegundo. [65] El oxígeno es una molécula diatómica en su estado estándar; también existe como ozono (O 3 ), un alótropo no metálico inestable con una vida media de alrededor de media hora. [66] El fósforo, de forma única, existe en varias formas alotrópicas que son más estables que las de su estado estándar como fósforo blanco (P 4 ). Los alótropos rojo y negro son probablemente los más conocidos; ambos son semiconductores. El fósforo también se conoce como difósforo (P 2 ), un alótropo diatómico inestable. [67] El azufre tiene más alótropos que cualquier otro elemento; [68] todos estos, excepto el azufre plástico (una mezcla dúctil metaestable de alótropos) [69] tienen propiedades no metálicas. El selenio tiene varios alótropos no metálicos, todos los cuales son mucho menos conductores de electricidad que su estado estándar de selenio gris "metálico". [70] El yodo también se conoce en forma amorfa semiconductora. [71] Bajo presiones suficientemente altas, se ha observado que poco más de la mitad de los no metales, comenzando con fósforo a 1,7 GPa, [72] forman alótropos metálicos.
La mayoría de los metaloides, como los no metales menos electronegativos, forman alótropos. El boro se conoce en varias formas cristalinas y amorfas . El descubrimiento de una molécula alotrópica cuasiesférica, el borosfera (B 40 ), se anunció en julio de 2014. El silicio se conocía más recientemente solo en sus formas cristalina y amorfa. Silicene , un alótropo bidimensional de silicio, con una estructura de panal hexagonal similar a la del grafeno , se observó en 2010. La síntesis de un alótropo ortorrómbico Si 24 , se informó posteriormente en 2014. A una presión de ~ 10-11 GPa, el germanio se transforma en una fase metálica con la misma estructura tetragonal que el estaño; cuando se descomprime, y dependiendo de la velocidad de liberación de la presión, el germanio metálico forma una serie de alótropos que son metaestables en condiciones ambientales. El germanio también forma un análogo del grafeno, germanene . El arsénico y el antimonio forman varios alótropos bien conocidos (amarillo, gris y negro). El telurio sólo se conoce en sus formas cristalina y amorfa; no se sabe que astatine tenga alótropos.
Abundancia y extracción
Se estima que el hidrógeno y el helio constituyen aproximadamente el 99 por ciento de toda la materia ordinaria del universo. Se cree que menos del cinco por ciento del Universo está compuesto por materia ordinaria, representada por estrellas, planetas y seres vivos. El equilibrio está hecho de energía oscura y materia oscura , las cuales son poco conocidas en la actualidad. [73]
El hidrógeno, el carbono, el nitrógeno y el oxígeno constituyen la mayor parte de la atmósfera, los océanos, la corteza y la biosfera de la Tierra; los restantes no metales tienen una abundancia del 0,5 por ciento o menos. En comparación, el 35 por ciento de la corteza está compuesta por los metales sodio , magnesio , aluminio , potasio y hierro ; junto con un metaloide, silicio . Todos los demás metales y metaloides tienen abundancias dentro de la corteza, los océanos o la biosfera del 0,2% o menos. [74]
Los no metales y metaloides, en sus formas elementales, se extraen de: [75] salmuera : Cl, Br, I; aire líquido : N, O, Ne, Ar, Kr, Xe; minerales : B ( minerales de borato ); C (carbón, diamante, grafito); F ( fluorita ); Si ( sílice ) P (fosfatos); Sb ( estibina , tetraedrita ); I (en yodato de sodio NaIO 3 y yoduro de sodio NaI); gas natural : H, He, S; ya partir de minerales , como subproductos del procesamiento: Ge (minerales de zinc); Como (minerales de cobre y plomo); Se, Te (minerales de cobre); y Rn (minerales que contienen uranio). La astatina se produce en cantidades diminutas mediante la irradiación de bismuto.
Aplicaciones en común
- Para aplicaciones prevalentes y especializadas de no metales individuales, consulte el artículo principal de cada elemento.
Los no metales no tienen aplicaciones universales o casi universales. Este no es el caso de los metales, la mayoría de los cuales tienen usos estructurales; ni los metaloides, cuyos usos típicos se extienden a (por ejemplo) vidrios de óxido, componentes de aleación y semiconductores.
Las aplicaciones compartidas de diferentes subconjuntos de no metales abarcan en cambio su presencia o usos específicos en los campos de la criogenia y refrigerantes : H, He, N, O, F y Ne; fertilizantes : H, N, P, S, Cl (como micronutriente) y Se; pertrechos domésticos : H (componente principal del agua), He (globos de fiesta), C (en lápices, como grafito), N ( aparatos de cerveza ), O (como peróxido, en detergentes), F (como fluoruro, en pasta de dientes), Ne (iluminación), P (fósforos), S (tratamientos de jardín), Cl (componente de lejía), Ar (ventanas aisladas), Se (vidrio; células solares), Br (como bromuro, para la purificación del agua del spa), Kr ( lámparas fluorescentes ahorradoras de energía), I (en soluciones antisépticas), Xe (en celdas de pantallas de TV de plasma , una tecnología que posteriormente se hizo redundante por las pantallas OLED de bajo costo ), mientras que Rn también ocurre a veces, pero luego como un contaminante interior no deseado y potencialmente peligroso; [77] ácidos industriales : C, N, F, P, S y Cl; reemplazos de aire inerte : N, Ne, S (en hexafluoruro de azufre SF 6 ), Ar, Kr y Xe; Láseres e iluminación : He, C (en láseres de dióxido de carbono, CO 2 ), N, O (en un láser de yodo de oxígeno químico ), F (en un láser de fluoruro de hidrógeno , HF), Ne, S (en una lámpara de azufre ), Ar, Kr y Xe; y medicina y productos farmacéuticos : He, O, F, Cl, Br, I, Xe y Rn.
El número de compuestos formados por no metales es enorme. [78] Los primeros nueve lugares en una tabla de los "20 principales" de elementos que se encuentran con mayor frecuencia en 8.427.300 compuestos, según se enumeran en el registro del Chemical Abstracts Service de julio de 1987, estaban ocupados por no metales. El hidrógeno, el carbono, el oxígeno y el nitrógeno se encontraron en la mayoría (más del 64 por ciento) de los compuestos. El silicio, un metaloide, ocupó el décimo lugar. El metal mejor calificado, con una frecuencia de ocurrencia del 2,3 por ciento, fue el hierro, en el undécimo lugar. [79]
Descubrimiento
Antigüedad: C, S, (Sb)
El carbono, el azufre y el antimonio se conocían en la antigüedad . El uso más antiguo conocido de carbón vegetal data de alrededor del 3750 a. C. Los egipcios y sumerios lo emplearon para la reducción de minerales de cobre , zinc y estaño en la fabricación de bronce . Los diamantes probablemente se conocían desde el año 2500 a. C. Los primeros análisis químicos verdaderos se realizaron en el siglo XVIII; Lavoisier reconoció el carbono como un elemento en 1789. El uso de azufre data de antes del 2500 a. C.; fue reconocido como un elemento por Antoine Lavoisier en 1777. El uso de antimonio coincidía con el de azufre; el Louvre tiene un jarrón de 5.000 años hecho de antimonio casi puro.
Siglo XIII: (As)
Se cree que Alberto Magno (Alberto el Grande, 1193-1280) fue el primero en aislar el elemento de un compuesto en 1250, calentando jabón junto con trisulfuro de arsénico . Si es así, fue el primer elemento en ser descubierto químicamente.
Siglo XVII: P
El fósforo fue preparado a partir de orina, por Hennig Brand , en 1669.
Siglo XVIII: H, O, N, (Te), Cl
Hidrógeno: Cavendish , en 1766, fue el primero en distinguir el hidrógeno de otros gases, aunque Paracelso alrededor de 1500, Robert Boyle (1670) y Joseph Priestley (?) Habían observado su producción haciendo reaccionar ácidos fuertes con metales. Lavoisier lo nombró en 1793. Oxígeno: Carl Wilhelm Scheele obtuvo oxígeno calentando óxido de mercurio y nitratos en 1771, pero no publicó sus hallazgos hasta 1777. Priestley también preparó este nuevo "aire" en 1774, pero solo Lavoisier lo reconoció como un verdadero elemento; lo nombró en 1777. Nitrógeno: Rutherford descubrió el nitrógeno mientras estudiaba en la Universidad de Edimburgo . Demostró que el aire en el que respiraban los animales, después de eliminar el dióxido de carbono exhalado, ya no podía encender una vela. Scheele, Henry Cavendish y Priestley también estudiaron este elemento aproximadamente al mismo tiempo; Lavoisier lo nombró en 1775 o 1776. Telurio: en 1783, Franz-Joseph Müller von Reichenstein , que entonces se desempeñaba como inspector jefe austríaco de minas en Transilvania, concluyó que un nuevo elemento estaba presente en un mineral de oro de las minas de Zlatna. , cerca de la actual ciudad de Alba Iulia, Rumania. En 1789, un científico húngaro, Pál Kitaibel , descubrió el elemento de forma independiente en un mineral de Deutsch-Pilsen que había sido considerado como molibdenita argentífera , pero más tarde le dio el crédito a Müller. En 1798, fue nombrado por Martin Heinrich Klaproth , quien lo había aislado anteriormente del mineral calaverita . Cloro: En 1774, Scheele obtuvo cloro del ácido clorhídrico, pero pensó que era un óxido . Solo en 1808 Humphry Davy lo reconoció como un elemento.
Principios del siglo XIX: (B) I, Se, (Si), Br
El boro fue identificado por Sir Humphry Davy en 1808, pero el químico estadounidense Ezekiel Weintraub no lo aisló en forma pura hasta 1909. El yodo fue descubierto en 1811 por Courtois a partir de las cenizas de las algas. Selenio: en 1817, cuando Berzelius y Johan Gottlieb Gahn estaban trabajando con plomo , descubrieron una sustancia similar al telurio. Después de más investigación, Berzelius concluyó que se trataba de un elemento nuevo, relacionado con el azufre y el telurio. Debido a que el telurio recibió el nombre de la Tierra, Berzelius nombró al nuevo elemento "selenio", en honor a la luna . Silicio: En 1823, Berzelius preparó silicio amorfo reduciendo el fluorosilicato de potasio con potasio metálico fundido. Bromo: Balard y Gmelin descubrieron el bromo en el otoño de 1825 y publicaron sus resultados el año siguiente.
Finales del siglo XIX: He, F, (Ge), Ar, Kr, Ne, Xe
Helio: En 1868, Janssen y Lockyer observaron de forma independiente una línea amarilla en el espectro solar que no coincidía con la de ningún otro elemento. En 1895, en cada caso aproximadamente al mismo tiempo, Ramsay, Cleve y Langlet observaron de forma independiente el helio atrapado en cleveita . Flúor: André-Marie Ampère predijo un elemento análogo al cloro que se puede obtener a partir del ácido fluorhídrico , y entre 1812 y 1886 muchos investigadores intentaron obtenerlo. El flúor fue finalmente aislado en 1886 por Moissan . Germanio: a mediados de 1885, en una mina cerca de Freiberg, Sajonia , se descubrió un nuevo mineral y se denominó argyrodita debido a su contenido de plata . El químico Clemens Winkler analizó este nuevo mineral, que resultó ser una combinación de plata, azufre y un nuevo elemento, el germanio, que pudo aislar en 1886. Argón: Lord Rayleigh y Ramsay descubrieron el argón en 1894 comparando el pesos de nitrógeno preparados por licuefacción del aire y nitrógeno preparado por medios químicos. Fue el primer gas noble en ser aislado. Criptón, neón y xenón: en 1898, en un período de tres semanas, Ramsay y Travers separaron sucesivamente el criptón, el neón y el xenón del argón líquido aprovechando las diferencias en sus puntos de ebullición.
Siglo XX: Rn, (At)
En 1898, Friedrich Ernst Dorn descubrió un gas radiactivo resultante de la desintegración radiactiva del radio; Ramsay y Robert Whytlaw-Gray aislaron posteriormente el radón en 1910. La astatina fue sintetizada en 1940 por Dale R. Corson , Kenneth Ross MacKenzie y Emilio Segrè . Bombardearon bismuto-209 con partículas alfa en un ciclotrón para producir, después de la emisión de dos neutrones, astato-211.
Notas
- ^ Una energía de ionización de menos de 750 kJ / mol se considera baja, 750–1000 es moderada y> 1000 es alta (> 2000 es muy alta); una afinidad electrónica de menos de 70 kJ / mol se considera baja, 70-140 es moderada y> 140 es alta; una electronegatividad inferior a 1,8 se considera baja; 1.8-2.2 es moderado; y> 2,2 es alto (> 4,0 es muy alto).
- ^ Los valores de Pauling revisados se utilizan para los metaloides y los no metales reactivos; Valores de Allred-Rochow para los gases nobles
- ^ Los halógenos no metálicos (F, Cl, Br, I) forman fácilmente aniones incluso en solución acuosa; el ion óxido O 2− es inestable en solución acuosa —su afinidad por H + es tan grande que extrae un protón de unamolécula deH 2 Osolvente(O 2− + H 2 O → 2 OH - ) —pero se encuentra en una extensa serie de óxidos metálicos
- ^ El óxido común es el óxido más estable para ese elemento.
Referencias
Fuentes de datos
A menos que se indique lo contrario, los puntos de fusión, los puntos de ebullición, las densidades, las estructuras cristalinas, las energías de ionización, las afinidades electrónicas y los valores de electronegatividad proceden del Manual de Física y Química de CRC; [80] Los potenciales de electrodo estándar son de la compilación de 1989 de Steven Bratsch. [81]
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enlaces externos
- Medios relacionados con no metales en Wikimedia Commons