Metalen ezaugarri fisiko-kimikoak agertzen ez dituen elementua; ez da metala ez metaloidea, eta disoluzio elektrolitiko batean, ez da gai ioi positiboak sortzeko. Besteak beste, hidrogenoa, karbonoa, nitrogenoa eta fosforoa ez-metalak dira
Taula periodikoaren zati bat, adierazten duena ea elementu kimiko bakoitza zer maiztasunekin sailkatzen den ez-metaltzat: 14 beti. 3 askotan. 6 batzuetan (metaloideak). Ez-metalen ondoan dauden elementuak letra grisekin ageri dira. Ez dago ez-metal kontzeptuaren definizio zehatzik; ez-metaltzat hartzen diren elementuak aldatu egiten dira autore batzuetatik beste batzuetara. Hidrogenoa 1. taldean sartu ohi dute (beheko taula periodiko osoan ageri denez), baina 17. taldean sartzen dute batzuek (goiko taula zatian ageri denez).
Konposatu kimikoak osatzeko joera erlatiboan oinarrituz bi ez-metal kategoria daude, ez-metal erreaktiboak eta gas nobleak. Ez-metal erreaktiboak izaera ez-metalikoarekin aldatzen dira. Hauetatik elektronegatibotasun txikiena dutenek, karbono eta sufreak, propietate ez-metalikoak dituzte batez ere eta metalekin konposatu kobalenteak eratzeko joera dute. Elektronegatibotasun altuen dutenek , oxigeno eta fluorrak esaterako, propietate ez-metaliko indartsuagoak dauzkate eta metalekin konposatu ionikoak sortzeko jora dute. Gas nobleak beste elementuekin konposatuak eratzeko joera eskasarengatik bereizten dira.
Hala ere, gaur egun kategorien arteko bereizketa ez da absolutua, bata eta bestearen limiteak gainjarri ohi baitira.
Metalen kopurua ez-metalena baino bost aldiz handiagoa den arren, ez-metalak diren hidrogeno eta helioa unibertsoaren %99a osatzen dute.[1] Era berean, oxigenoak, lurrazal, ozeano eta atmosferaren ia erdia osatzen du.[2] Organismo bizidunak ia osotasunean ez-metalez osatuta daude,[3] eta ez metalek metalek baino konposatu gehiago sortzen dituzte.[4]
1. Elektronegatibotasun dispertsio balioen diagrama eta elektrodo potentzial estandarrak kimikoki aktiboak diren elementu ez-metalikoentzat, bi propietateen arteko korrelazioa erakutsiz. Zenbat eta handiagoa izan elektrodoaren potentzial estandarra orduan eta handiagoa oxidatzaile gisa jarduteko gaitasuna.[7] Taulak erakusten duenez, oxigenoa eta halogenoak ez metalikoak dira oxidatzaile indartsuenak dira, metaloideak ahulenak izanik. Elektrodoen potentzialak elementuen erredukziorako dira, zeinak anioi monoatomikoak ematen dituzten (X = X-; X = F, Cl, Br, I edo H) edo haien forma protonatuak (O2→H2O; N2→NH3).[8] 2. Hidrogeno eta nitrogenoek elektrodo-potentzial estandar anomaloak dituzte anioiak osatzeko errezeloak direla-e3=ta. 3. Izaera ez-metalikoaren progresio zabala ikusten da, beheko ezkerreko aldean metaloideak eta goiko eskuineko aldean oxigenoa eta hidrogenoa egonik.
Kimikoki, ez-metalek ionizazio-energia, afinitate elektroniko eta elektronegatibotasun altuak dituzte (nitrogeno eta gas nobleek afinitate elektroniko negatiboa dute). Zenbat eta elementu baten ionizazio-energia, elektronegatibotasuna eta afinitatea elektronikoa altuagoa izan orduan eta nabarmenagoa izango da izaera ez-metalikoa.[9] Ez-metalak (xenona, eta radona seguruenik, kontuan hartuz) disoluzio akuosoetan anioi eta oxoanioi bezala existitzen dira eta metalekin konbinatzea konposatu ioniko edo kobalenteak eratzen dituzte, metalak ez bezala (metalek beste metalekin aleazioak eratu ohi dituzte). Halaber, ez-metalen oxidoakazidoak dira, metalenak basikoak diren bitartean.
Ez-metalek metalek baino propietateen aldakortasuna erakusten dute haien propietateetan.[10] Ezaugarri horiek, neurri handi batean, ez-metalen lotura interatomiko eta egitura molekularraren araberakoak dira, elementuen balentzia elektroi kopuruan oinarritzen direnak. Metalek, aldiz, egitura homogeneoak dituzte, eta haien propietateak errazagoak bihurtzen dira.[11]
Fisikoki, hein handi batean, gas diatomiko eta monoatomiko gisa existitzen dira, besteek funtsezko egiturak (paketatze irekiak) izanik. Metalak, ordea, ia guztiak solidoak eta konpaktuak dira. Solidoak izatekotan, itxura azpimetaliko bat dute (sufrea ezik) eta hauskorrak dira, metalak ez bezala, zeinak harikor, xaflakor eta distiratsuagoak diren. Oro har ez, metalek baino dentsitate txikiagoak dituzte eta bero eta elektrizitatearen eroale txarragoak dira, urtze eta irakite-puntuak nabarmenki txikiagoak izanik.Ez-metalen kimika korapilatuz, lehen lerroaren anomalia hidrogenoan, (boroan), karbonoan, nitrogenoan, oxigenoan eta fluorrean, alternantzia efektua (artseniko), selenio eta bromoan agertzen da.[12] Lehenengo errenkadako anomaliak dagokion elementuen konfigurazio elektronikoetatik sortzen dira.
Hidrogenoa lotura-kimikoak eratzeko modu anitzengatik nabarmentzen da, lotura kobalenteak ohikoenak izanik.[13] Disoluzio akusoan bere balentzia elektroi bakarra galtzeko gai da polarizazio gaitasun handiko protoi bat atzean utziz. Azken hau oxigeno atomo baten elektroi bikote bakarti lotzean ur molekula bat osatzen da, azido-base kimikaren oinarria eratuz.[13] Hidrogeno atomoa baldintza batzuen pean ahulagoa den bigarren lotura bat eratzeko gai da. Bigarren lotura hau elurraren simetria hexagonalaren, ADNaren helize bikoitzaren batzearen edota proteinen forma tridimentsionalaren erantzule da.[14]
Taula periodikoan, ez-metalen ezker aldean metaloideak aurki daitezke. Hauek ez-metalen antzera jokatzen dute kimikoki, eta konparatzeko asmoarekin gehitzen dira hemen. Honela, izaera metalikoagoa duten ez-metal bezala defini daitezke.[15]
Partekatzen dituzten ezaugarrietan oinarrituz, ez-metalak bi taldetan sailka daitezke, ez-metal erreaktibo eta gas nobleak. Metaloideek eta bi kategoria ez-metalikoek izaera ez-metaliko ahula, sendoa (oxigenoa eta lau halogeno ez-metalikoak) edota izaera inertea izan ditzakete.
Kategorizazio-sistemen kasu guztietan gertatu ohi den moduan, kategoria bakoitzean propietateen bariazio eta gainjartze bat dago. Ez-metal erreaktiboen artean, karbono, fosforo, selenio eta iodoak, metaloideak inguratzen dituztenak, izaera metalikoa erakusten dute, hidrogenoaren moduan. Gas nobleen artean, radona da metalikoena eta portaera kationikoa erakusten hasten da, ezohikoa dena ez-metal batentzako.[16]
Zazpi metaloideak boroa (B), silizioa (Si), germanioa (Ge), artsenikoa (As), antimonioa (Sb), telurioa (Te) eta astatoa (At) dira. Taula periodiko estandarrean azalera diagonal bat okupatzen dute p blokean, goi ezker aldetik behe eskuin aldera arte, metalen eta ez-metalen arteko lerro banatzailean zehar. Metaloide izena dute metalekin duten itxura fisiko antzekoarengatik.
Denek metalezko itxura duten arren, hauskorrak eta elektrizitatearen eroale txarrak dira. Boroa, silizioa, germanioa eta telurioa erdieroaleak dira. Artsenikoak eta antimonioak erdimetalen banda elektronikoaren egiturak dituzte, biek alotropo erdieroale ezegonkorragoak dituzten arren.
Elektronegatibotasun balioak metaloide eta ez-metalentzako
Elektronegatibotasunak (EN) izaera ez-metalikoaren inguruko informazioa ematen ditu. Metaloideek neurrizko balioak dituzte (1,8-2,2). Ez-metal erreaktiboen artean, hidrogeno (2,2) eta fosforoak (2,19) balioak moderatuak dituzte baina metaloideek baino ionizazio energia handiagoak dituzte eta oso gutxitan sailkatzen dira talde honetan. Oxigenoak eta halogeno ez-metalikoek EN balio altuak dituzte; Nitrogenoak EN altua du baina afinitate elektroniko negatibo bat du, anioiak sortzaile nakarra bihurtuz. Gas nobleek EN altuenetako batzuk dituzte baina balentzia-geruzak beterik eta afinitate elektroniko negatiboak izateak kimikoki inerteak bihurtzen dituzte neurri handi batean.
Kimikoki, metaloideek metalen ahulen antzera jokatu ohi dute. Ionizazio energetiko eta elektronegatibotasun eta afinitate elektroniko baxuak dituzte, eta metalekin aleazioak eratzeko joera dute, oxidazio gaitasuna balio baxuetatik altuetara hedatzen delarik.
Ez-metal erreaktiboek propietate fisiko eta kimiko ezberdinak dituzte. Taula periodikoan metaloide ez-metaliko ahulen eta gas nobleen artean kokatzen dira.
Fisikoki, bost solidoak, bat likidoa (bromoa) eta bost gasak dira. Solidoen artean, karbono, selenioeta iodoa itxura metalikoa dute, sufreak kolore horixka duen bitartean. Fosforo zuri arruntek itxura zuri horixka bat dute, baina fosforo forma egonkorra den alotropo beltzak itxura metalikoa du. Bromoa likido gorri-marroixka da. Gasei dagokienez, fluor eta kloroa kolore hori-berdexkakoak dira. Elektrikoki, gehienak isolatzaileak dira, karbonoa erdimetala eta fosforo beltza, selenioa eta iodo erdieroaleak diren bitartean.
Kimikoki, ionizazio energia, afinitate elektroniko eta elektronegatibotasun balio moderatuetatik altuetara dauzkate oxidatzaile sendoak izanik. Bost ez-metal hauek metalekin konposatu ionikoak eratzen dituzte, beste ez metal guztiek konposatu kobalenteak eratzen dituzten bitartean.
Sei ez-metal sailkatzen dira gas noble gisa: helioa (He), neona (Ne), argona (Ar), kriptona (Kr), xenona (Xe) eta radon erradioaktiboa (Rn). Taula periodikoan eskuin aldeko zutabea osatzen dute eta gas noble deritze haien erreaktibotasun kimiko baxua dela eta.
Ezaugarri oso antzekoak dituzte guztiek, kolore eta usainik gabekoak eta ez sukoiak izanik. Haien balentzia geruza itxita dutenez, gas nobleek erakarpenaren indar interatomiko ahula dute eta urtze-puntu eta irakite-puntuak oso txikiak dira.[17] Hori dela eta, baldintza estandarrean guztiak gasak dira, batzuen masa atomikoa elementu solido askorena baino handiagoa den arren.[18]
Kimikoki, gas nobleek ionizazio energia handiak, afinitate elektroniko negatiboak eta elektronegatibotasun erlatiboak dituzte. Gas nobleen konposatu kopurua ez da bostehunera iristen, gehiengoa oxigenoa edota fluorra kripton, xenon edo radonarekin konbinatzean sortzen direlarik.
Ez da ezagutzen gas natural nobleen 7. periodoan dagoen elementuaren egoera, Oganesonaren (Og), hain zuzen ere. Jatorriz gas noblea zela aurresan zen[19] baina nahiko erreaktiboa den solido bat izan daiteke, efektu erlatibistengatik ezohikoa den lehenengo ionizazio potentzial baxu eta afinitate elektroniko positiboa bat izanik.[20] Bestalde, efektu erlatibistak maximora iristen direnez 7. periodoko 112 elementuarekin, kopernikoarekin, oganesona gas noblea bihur daiteke,[21] xenon edo radona baino erreaktiboagoa izan arren. Oganesona 18. taldeko elementu metalikoena izatea espero den moduan, metal edo ez-metal (edo metaloide) bezalako egoera baten iragarpen fidagarririk ez dago oraingoz.
Ez-metalak batzuetan ondorengo baldintzen arabera sailkatzen dira: (1) halogenoen homogeneotasun erlatiboa; (2) forma fisikoa; (3) elektronegatibotasuna; (4) egitura molekularra; edo (5) hidrogenoaren izaera partikularra eta haluroen homogeneotasun erlatiboa.
(1) eskeman, halogenoak kategoria propio batean daude; Astatoa ez-metal bezala sailkatzen da eta ez metaloide gisa; eta gainerako ez-metalak beste ez-metal bezala sailkatzen dira.[22] Selenioa metaloide gisa kontuan hartzen bada (eta ez ez-metal gisa), beste ez-metal aktibo eskasenei (H, C, N, P, O, S) organogeno[23], CHONPS elementuak[24] edo biogenoak[25] deritze. Oro har, sei ez-metal hauek osatzen dute Lurraren bizitza gehiena[26]biosferaren osaeraren gutxi gorabeherako estimazioa bat C1450H3000O1450N15P1S1 izanik.[27] (2) eskeman, giro-tenperaturan eta presioan duten forma fisikoaren arabera banatzen dira. Fluido ez-metalikoek (bromo eta gasak diren ez-metalak) ionizazio energia eta elektronegatibotasun balio altuenak dituzte, hidrogenoa salbu, edozein kategoriatan eszepzioa izateko joera duena. Metaloideak alde batera utziz, solidoak dira izaera metalikoena duten ez-metalak. (3) eskeman, ez-metalak elektronegatibotasunaren eta ahalmen oxidatzaileen arteko korrelazio baten arabera sailkatzen dira.[28] Ez-metal elektronegatiboek 1,9-2,8 elektronegatibotasun balioak izan ohi dituzte eta oso elektronegatiboak direnak, berriz, 2,8 baino balio altuagoak. (4) eskeman giro baldintzetan termodinamikoki egonkorrenak diren egitura molekularren araberako sailkapena egiten da.[29] Ez-metal poliatomikoek bi edo hiru “bizilagun” dituen egiturak edo molekulak eratzen dituzte (Cx, P4, S8, Sex), ez-metal diatomikoek berriz, bakarra daukate (H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2); eta gas noble monatomikoak atomo isolatu gisa existitzen dira, “bizilagun” gabe (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Bizilagun hurbilen beherapen gradual hau (gutxi gorabehera) metal izaera murrizketa bati dagokio. Metalen artean badirudi antzeko progresio bat ematen dela. (5) eskeman, hidrogenoa bere baitan kokatzen da "gainerako elementuen ezberdina izategatik".[30]; Gainerako ez-metalak halogeno, gas noble eta ez-metaletan sailkatzen. Klasifikatu gabeko kategorian lotura interatomiko sendoak dituzten ez-metalak gehitzen dira, metaloideak ez metal eta metal ez diren beste kategoria batean sartuz.
Taulan metaloideen, ez-metal erreaktiboen eta gas nobleen zenbait ezaugarri eta bestelako propietateak laburbiltzen dira. Metaloideak kimika ez-metalikodunaren baitan sartu dira. Propietate fisikoek ez dute ordenamendu espezifikorik eta kimikoek, orokortasunetatik espezifikotasunera dihardute, deskripzio labur batekin amaituz.
Metaloide, ez-metal erreaktibo eta gas nobleen zenbait propietate
Propietate fisikoak
Metaloide
Ez-metal erreaktibo
Gas noble
Forma
Solidoa
Solidoa: C, P, S, Se, I Likidoa: Br Gasa: H, N, O, F, Cl
Gasa
Itxura
Metalikoa
Metalikoa, koloreduna edo zeharrargia
Zeharrargia
Elastizitatea
Hauskorra
Hauskorra solidoa bada
Biguna eta hauskorra izozturik
Egitura atomikoa
Paketatze itxia* edo poliatomikoa
Poliatomikoa: C, P, S, Se Diatomikoa: H, N, O, F, Cl, Br, I
Monoatomikoa
Bulk koordinazio zenbakia
12*, 6, 4, 3, edo 2
3, 2, edo 1
0
Alotropoak
Forma gehienak
C, P, O, S eta Se
Formarik ez
Konduktibitate elektrikoa
Moderatua
Baxua-moderatua
Baxua
Lurrunkortasuna
Baxua B, Si, Ge, Sb eta Te Moderatua: As eta At?
Baxua: C Moderatua: P, S, Se, Br eta I Handia: H, N, O, F eta Cl
Kubikoa: P, O, F Hexagonala: H, C, N, Se Ortoerronbikoa: S, Cl, Br, I
Kubikoa: Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Hexagonala: He
Propietate kimikoak
Metaloide
Ez-metal erreaktibo
Gas noble
Izaera kimiko orokorra
Ez metalikotik metaliko hasiberrira
• Inertetik ez-metalikora • Rn-ak izaera metaliko apurra aurkezten du[31]
Ionizazio energia
low
Moderatua-handia
Handia-Oso handia
Afinitate elektronikoa
Baxua-handia
Moderatua-Altua (Salbuespena: N negatiboa da)
Negatiboa
Elektronegatibotasuna
Moderatua: • Si < Ge ≈ B ≈ Sb < Te < As ≈ At
Moderatua-altua: • P < Se ≈ C < S < I < Br < N < Cl < O < F
Moderatua-altua
Oxidazio egoerak (0 ez direnak)
• Oxidazio egoera negatiboak: denak hidrogenoa izan ezik (egoera ez egonkorra hidrogenoarentzat) • Oxidazio egoera positiboak : denak fluorra izan ezik • −5etik (B) +7ra (Cl, Br, I, eta At)
• Oxidazio egoera positiboak, (gas noble pisutsuentzako soilik)• +2tik (Kr, Xe, eta Rn) +8ra (Xe)
Hidrogenoa gas diatomiko kolorgea, usainik gabekoa eta erreaktiboa da, 0,08988×10−3 g/cm3 dentsitatearekin, airea baino 14 aldiz arinagoa izanik. Kolore gabeko likido batean kondentsatzen da −252,879 °C-tan eta izotz-edo elur-itxurako solidoa bihurtzen da −259.16 °C-tan. Forma solidoak egitura kristalino hexagonal bat du, leuna da eta erraz birrintzen da. Hidrogenoa isolatzailea da bere forma guztietan. Ionizazio energia handia (1312,0 kJ/mol), afinitate elektroniko moderatua (73 kJ/mol) eta elektronegatibotasun balio moderatu bat (2,2) du. Hidrogenoa oxidatzaile txarra da (H2 + 2e− → 2H– = –2.25 V pH 0an) da. Helio gasaren konfigurazio eskuratu ohi du, izaera kobalentea duena. Hiduro ionikoak sor ditzake oso elektropositiboak diren metalekin eta aleazio hidruroak trantsizio-metal batzuekin. Oxido headatuena (H2O) oxido neutro bat da.
Boroa solido eta distiratsua da, erreaktiboa oso txikikoa, 2,34 g/cm3 dentsitatea du (aluminioa 2,70) eta gogorra (ME 9,3) eta hauskorra da. 2076 °C-tan urtzen da (altzairua ~1370 °C) eta 3927 °C-tan irakiten du. Boroak egitura kristalino erronboedriko konplexua du (CN 5+). Erdioeroalea da, 1,56 eV inguruko banda-hutsunearekin. Ionizazio-energia moderatua (800,6 kJ/mol), elektroi-afinitate baxua (27 kJ/mol) eta elektronegatibotasun moderatua (2,04) du. Metaloida izanik, ez-metalikoa da ia bere osotasunean eta oxidatzaile ahula da (B12 + 3e → BH3 = –0.15 V at pH 0). Konposatu ia guztietan kobalenteki lotzen den arren, konposatu intermetalikoak eta MnB konposizioko trantsizioko metalekin (n > 2 bada) osa ditzake. Boro oxido arrunta (B2O3) ahulki azidoa da.
Karbonoa (grafitoa bezala, bere forma termodinamikorik egonkorrena) solido distiratsu bat da, erreaktibitate txikikoa. 2,267 g/cm3-ko dentsitatea du eta leuna (MH 0,5) eta hauskorra da. 3642C°-ko tenperaturan sublimatzen da eta egitura kristalino hexagonal bat du (CN 3). Erdimetal bat da bere planoen norabidean, metal batzuen gainetik dagoen eroankortasun elektriko bat edukiz. Bere plano perpendikularretan erdieroale gisa jokatzen du. Ionizazio energia handia du (1086,5 kJ/mol), elektroiaren afinitate moderatua (122 kJ/mol) eta elektronegatibotasun altukoa (2,55) da. Oxidatzaile eskasa da (C + 4e− → CH4 = 0.13 V pH 0an). Neurri handi batean, kobalentea da naturan eta oso elektropositiboak diren metalekin gatzeb abtzerako karburoak sor ditzake. Karbono oxido komuna (CO2) indar ertaineko oxido azidoa da.
Silizioak distira metaliko urdin grisa du
Silizioa itxura metalikoa duen solido bat da, erreaktibitate txikikoa. 2,3290 g/cm3-ko dentsitatea du eta gogorra (MH 6,5) eta hauskorra da. 1414 °C-tan urtzen da (altzairua ~1370 °C) eta 3265 °C-tan irakiten du. Silizioak diamante egitura kubikoa du (CN 4). 1,11 eV inguruko banda-hutsunedun erdieroale bat da. Silizioak ionizazio energia moderatua (786,5 kJ/mol), elektroiaren afinitate moderatua (134 kJ / mol) eta elektronegatibotasun moderatua (1,9) ditu. Oxidatzaile eskasa da (Si + 4e → Si4 = –0.147 at pH 0). Metaloide gisa, silizioa naturan kobalentea da, burdina eta kobrea bezalako metalekin aleazioak sortzen baititu. Siliziozko oxido arrunta (SiO2) ahulki azidoa da.
Germanioa
Germanioa solido txuri-gris distiratsu bat da, erreaktibitaterik gabeko 5,323 g/cm3 -ko dentsitatea du eta eta hauskorra da (MH 6,0). 938,25 °C-tan urtzen da (zilarra 961,78 °C) eta 2833 °C-tan irakiten du. Germanioak diamante egitura kubikoa du (CN 4). 0,67 eV inguruko banda-hutsunedun erdieroale bat da. Ionizazio energetiko moderatua (762 kJ/mol), elektroiaren afinitate moderatua (119 kJ/mol) eta elektroegatibotasun moderatua (2,01) ditu. Oxidatzaile eskasa da (Ge + 4e → GeH4 = –0.294 pH 0an). Metaloide gisa, izaera kobalentea du, aluminiozko eta urrezko metalekin aleazioak osatuz. Germanio aleazio gehienek ez dute eroankortasun metalikoa edo erdimetalikorik. Germanioaren oxido arruntena (GeO2) anfoterikoa da.
Nitrogenoa gas diatomiko bat da, usain gabeko eta inertea. 1,251 × 10−3 g/cm3-ko dentsitatea du (airea baino astunagoa). −195,795 °C-tan kondentsatzen da eta izotz-edo elur-itxurako solidoa bihurtzen da −210.00 °C-tan. Forma solidoak (0,85 g/cm3-ko dentsitatea) egitura kristalino hexagonal bat du, leuna da eta erraz birrintzen da. Nitrogenoa isolatzaile bat da bere forma guztietan. Ionizazio energetia handia (1402,3 kJ/mol), afinitate elektroniko baxua baxua (–6.75 kJ/mol) eta elektronegatibotasun altua (3,04) ditu. Azken propietate honek hidrogeno lotura sendoak sortzeko gaitasuna adierazten du eta lektronegatibitate eta erradio kationiko txikiak eta karga altuak dituzten metalekin sortzen ditu konplexuak (+3 edo gehiago) eta oxidatzaile txarra da (N2 + 6e− → 2NH3 = −0.057 V pH 0an). Soilik oxidazio-egoera positiboan dagoenean, hau da, oxigenoarekin edo fluorarekin batera, oxidatzaile onak dira, adibidez, 2NO3− → N2 = 1.25 V. Izaera kobalentea du. Anioen eraketa energetikoki desfaboratuta dago aldarapen interelektronikoak direla eta, parekatu gabeko hiru elektroi baitauzka kanpoko balentzia geruzan. Oxido arruntena (NO) ahulki azidoa da. Nitrogeno konposatu asko nitrogeno diatomikoa baino ezegonkorragoak dira, beraz nitrogeno atomoak konbinatu egiten dira energia askatuz, lehergaiak egiteko aprobetxatzen dena.
Fosforo beltza
Fosforoa termodinamikoki egonkorrena den bere forma beltzean, errekatibitate baxuko solido distiratu abt da. 2,69 g/cm3-ko dentsitatea du, leuna (MH 2,0) da eta “ezkata” moduko jokabidea du.. 620 °C-tan sublimatzen da. Fosforo beltzak egitura ortoerronbiko kristalinoa du (CN 3) eta 0.3 eV-ko banda hutsunea duen erdieroale bat da. Ionizazio energia handia (1086,5 kJ/mol), afinitate elektroniko moderatua (72 kJ/mol) eta elektronegatibitate moderatua (2,19) du. Nitrogenoarekin konparatuz, fosforoak hidrogeno lotura ahulak sortzen ditu normalean, eta elektronegatibotasun altua, erradio kationiko handiak eta karga baxuak (normalean +1 edo +2). Fosforoa oxidatzaile eskasa da ((P4 + 3e− → PH3– = −0.046 V pH 0an forma zuri eta −0.088 V forma gorrirako). Izaera kobalentea du eta metal elektropositibo altuekin gatz txurako fosfuroak era ditzake. Nitrogenoarekin alderatuta, elektroiek espazio handiagoa dute fosforoan, ondorioz aldarapenak txikiagoak dira eta anoien eraketa emateko energia gutxiago da beharrezkoa. Oxido ohikoena (P2O5) erresistentzia ertaineko oxidoa da.
Bere oxidazioa ekiditeko ur azpian gordetako fosforo zuria[37]
Fosforo zuria alotropo ohikoena da, erreproduzitzeko erraza, eta ondorioz, industrialki garrantzitsuena. Harrigarriki, forma ezegonkorrena da termodinamikoki pixkanaka fosforo gorrira aldatzen baita. Eraldaketa hau bizkortu egiten da argia eta beroaren laguntzaz. Fosforo zuriaren laginek beti izaten dute fosforo gorri apur bat, horregatik agertzen da horia. Oxigenoarekin erreakzionatzean distira egiten du ilunpean. Oso sukoi eta piroforikoa da airearekin kontaktua egiten. Fosforo zuriak 1,823 g/cm3-ko dentsitatea du, argizaria bezain leuna (MH 0.5) da eta labana batekin moztu daiteke. 44,15 °C-tan urtzen da eta azkar berotzen bada, 280.5 °C-tan irakiten du; bestela, sendoa izaten jarraitzen du eta 550 °C-ko fosforo bioleta bihurtzen da. Gorputzean zentraturiko egitura kubikoa du, manganesoaren antzekoa, 58 P4 molekula osatzen duten unitate zelularra duena eta 3.7 eV inguruko banda-hutsune duen isoltzailea da.
Oxigenoa kolore eta usainik ez duen eta oso erreaktiboa den gas diatomiko bat da. 1,429 × 10−3 g/cm3ko dentsitatea du (airea baino apur bat astunagoa) eta giro-tneperaturan ez da erreaktiboa. Oxigenoak konposatu organiko eta ez-organiko askorekin erreakziona dezake baldintza egokietan edota espontaneoki.[38] Likido urdin zurbil gisa kondentsatzen da −182,962 °C-tan, eta −218.79 °C-tan solido urdin gisa izozten da. Forma solidoak (0.0763 g/cm3-ko dentsitatea) kristal egitura kubikoa du, biguna eta erraz birrintzen da. Oxigenoa isolatzaile bat da bere forma guztietan. Ionizazio energetiko handia du (1313,9 kJ/mol), elektroiaren afinitate handia (141 kJ/mol) eta elektronegatibotasun handia (3,44).Oxidatzaile sendoa da (O2 + 4e → 2H2O = 1.23 V pH 0an)eta metal oxidoek izaera ioniko handia dute.[39]
Sufrea
Sufrea solido hori distiratsu bat da, moderatuki erreaktiboa.[40] 2,07 g/cm3-ko dentsitatea du eta leuna (MH 2,0) eta hauskorra da. Likido hori argi bezala urtzen da 95,3 °C-tan eta 444,6 °C-tan irakiten du. Egitura kristalino poliatomiko ortoerronbikoa du (CN 2) eta hauskorra da. Sufrea isolatzaile bat da, 2,6 eV-ko banda hutsunea duena. Fotoeroalea izanik haren eroankortasun elektrikoa milioi bat aldiz handitzen da argiztatzen denean. Sufreak ionizazio energetiko moderatua du (999,6 kJ/mol), afinitate elektroniko moderatua (200 kJ/mol) eta elektronegatibotasun altua (2,58). Oxidatzaile eskasa da (S8 + 2e− → H2S = 0.14 V pH 0an). Sufreak izaera kobalentea du eta oso elektropositiboak diren metalekin sulfuro ionikoak sor ditzake. Sufre (SO3) oxido arrunta sendoki azidoa da.
Selenioa
Selenioa itxura metalikoa duen solido bat da, moderatuki erreaktiboa.[40] 4,81 g/cm3-ko dentsitatea du eta leuna (MH 2,0) eta hauskorra da. 221 °C-tan urtzen da likido beltz bat sortuz eta 685 °C-tan irakiten du lurrun ilun gisa. Selenioak egitura kristalino hexagonal poliatomikoa (CN 2) dauka. 1.7 eV-ko banda-hutsunea duen erdieroale bat da eta fotoeroalea da. Selenioak ionizazio energetiko moderatua (941,0 kJ/mol), afinitate elektroiko handia (195 kJ/mol) eta elektronegatibotasun altua (2,55) du. Oxidatzaile eskasa da (Se + 2e− → H2Se = −0.082 V pH 0an). Izaera kobalente du eta oso elektropositiboak diren metalekin seleniuro ionikoak sor ditzake. Selenioaren oxido arrunta (SeO3) biziki azidoa da.
Telurioa
Telurioa zilar-txuri koloreko solidodistiratsu bat da, moderatuki erreaktiboa.[40] 6,24 g/cm3-ko dentsitatea du eta leuna (MH 2,25) eta hauskorra da. Metaloideen artean leunena da. Telurioak irakiten dagoen urarekin (prezipitatzen duenean edota 50 °C-tan baita ere) erreakzionatzen du dioxidoa eta hidrogenoa emateko: Te + 2 H2O → TeO2 + 2 H2. 450 °C-ko urtze-puntua eta 988 °C-ko irakite-puntua du. Telurioak kristal egitura hexagonal poliatomiko bat (CN 2) du. Erdieroale bat da, 0,32 eta 0.38 eV bitarteko banda-hutsune batekin. Telurioak ionizazio energetiko moderatua du (869,3 kJ/mol), afinitate elektroniko handia (190 kJ/mol) eta elektronegatibotasun moderatua (2,1). Oxidatzaile ahula da (Te + 2e− → H2Te = −0.45 V pH 0an) eta izaera kobalentea du. Oxigeno arrunta (TeO2)anfoteroa da.
Fluoroa kolore horiko gas diatomiko oso toxikoa eta erreaktibo bat da. 1.696 × 10−3 g/cm3-ko dentsitatea du, airea baino % 40 handiagoa da. 1886. urtera arte ez zen isolatu (elektrolisiaren bidez) haren erreaktibotasun altua dela eta. Fluorra likido hori batean kondentsatzen da −188,11 °C-tan eta kolorerik gabeko solido bihurtzen da −219,67 °C-tan.[41] Forma solidoak (1.7 g/cm−3-ko dentsitatea) kristal egitura kubikoa du, leuna da eta erraz birrintzen da. Fluorra isolatzaile bat da bere forma guztietan. Ionizazio energetiko handia (1681 kJ/mol), afinitate lektroniko handia (328 kJ/mol) eta elektronegatibotasun altua (3,98) du. Fluorra oxidatzaile indartsua da (F2 + 2e → 2HF = 2.87 V pH 0an). Metalen fluoruroak ionikoak izan ohi dira.
Kloro gasa
Kloroagas diatomiko berde-hori irritagarri eta oso erreaktibo bat da. 3,2 × 10−3 g/cm3-ko dentsitatea du (airea baino 2,5 aldiz astunagoa). −34,04 °C-tan kondentsatzen da anbar koloreko likido batean eta −101.5 °C-tan kristalino horian izoztu egiten da. Forma solidoak (1.9 g/cm−3-ko dentsitatea) egitura ortoerronbiko kristalinoa du, leuna da eta erraz birrintzen da. Kloroa isolatzaile bat da bere forma guztietan. Ionizazio energetiko handia (1251,2 kJ/mol), afinitate elektroniko handia (349 kJ/mol, fluorra baino handiagoa), eta elektronegatibotasun altua (3,16) du. Kloroa oxidatzaile sendoa da (Cl2 + 2e → 2HCl = 1.36 V pH 0an). Metal kloruroek izaera ioniko handia dute oxido arrunta (Cl2O7) biziki azidoa izanik.
Bromo likidoa
Bromoa marroi koloreko likido diatomiko bat da, nahiko erreaktiboa, eta 3.1028 g/cm3-ko dentsitatea du. 58,8 °C-tan irakiten du eta −7,3 °C-tan solido kristalino laranja bihurtzen da (4.05 g/cm−3-ko dentsitatea). Giro tenperaturan likidoa den elementu bakarra da, merkurioaz gain. Forma solidoak, kloroak bezala, egitura ortoerronbiko kristalino bat du, biguna da eta erraz birrintzen da. Bromoa isolatzaile bat da bere forma guztietan. Ionizazio energetiko handia du (1139.9 kJ/mol), afinitate elektroniko handia (324 kJ/mol) eta elektronegatibotasun handia (2,96). Oxidatzaile sendoa da (Br2 + 2e → 2HBr = 1.07 V pH 0an) eta metal bromuroek izaera ioniko handia dute. Bromo oxido arruntena (Br2O5) ezegonkorra eta oso azidoa da.
Iodo kristalak
Iodoa, halogeno ez-metalikoen artean arraroena, metal itxura duen solido bat da. Moderatuki erreaktiboa da eta 4,933 g/cm3-ko dentsitatea du. 113,7 °C-tan urtzen da likido marroi gisa eta 184,3 °C-tan irakiten du bioleta koloreko lurruna bezala. Egitura kristalinoa ortoerronbikoa du eta erdieroalea da bere planoetan zehar, 1,3 eV inguruko banda-hutsunearekin eta 1.7 × 10−8 S•cm−1 eroankortasunarekin (giro-tenperaturan). Selenioarena baino handiagoa da baina boroarena baino txikiagoa, metaloideen artean eroale eskasena izanik. Iodoa isolatzaile bat da bere planoekiko perpendikularrak diren norabideetan. Ionizazio energetiko handia du (1008,4 kJ/mol), afinitate elektroniko handia (295 kJ/mol) eta elektronegatibotasun handia (2,66). Oxidatzaile sendoa da (I2 + 2e → 2I− = 0.53 V pH 0an) eta ioduroak batez ere ionikoak dira. Iodo oxido egonkor bakarra (I2O5) biziki azidoa da.
Astatoak iodo eta teneso (edo ununseptio)aren arteko propietateak izatea espero da, baina oraindik kantitate nahikoa sintetizatu ez denez ez dira bere propietateak guztiz zehaztu. Metalezko itxura, 6,35±0.15 g/cm3-ko dentsitatea, 302 °C-ko urtze-puntua, 337 °C-ko irakite-puntua eta aurpegietan zentraturiko kristal egitura kubiko bat du. Ionizazio energi moderatua (899,003 kJ/mol) du eta afinitate elektroniko handia (222 kJ/mol) eta elektronegatibotasun moderatua (2,2) izatea espero da. Astatoa oxidatzaile ahula da (At + e → At− = 0.3 V pH 0an).
Helioak 0,1785 × 10−3 g/cm3-ko dentsitatea du, −268,928 °C-tan likidotzen da eta ezin da presio atmosferikoan solidotu. Elementu guztietatik irakite-punturik baxuena dauka. Helio likidoak superfluidoen, superkonduktibitatearen eta biskositatearen zero inguruko balioak ditu eta bere eroankortasun termikoa beste substantzia ezagunena baino handiagoa da (kobrea baino 1.000 aldiz gehiago). Helioa −272.20 °C-tan 2,5 MPa presiopean solidotu daiteke bakarrik. Ionizazio energia handia du (2372.3 kJ/mol), afinitate elektroniko baxua (−50 kJ/mol-etan estimatua) eta elektronegatibotasun oso handia (5,5 AR). Orain arte ez dira konposatu normalak sintetizatu.
Neona deskarga elektriko hodi batean
Neonak 0,9002 × 10−3 g/cm3-ko dentsitatea du, −245,95 °C-tan likidotu eta −248,45 °C-tan solidotzen da. Neonak ionizazio-energia oso altua du (2080,7 kJ/mol), afinitate elektroniko baxua (−120 kJ/mol-etan estimatua) eta elektronegatibotasun oso handia (4,84 AR). Gas nobleen artean erreaktibotasun txikiena du eta oraindik ez da neon konposatu normalik sintetizatu.
Azkar urten ari den argon solidoa
Argonak 1,784 × 10−3 g/cm3-ko dentsitatea du, −185,848 °C-ta likidotu eta −189.34 °C-tan solidotzen da. Toxikoa ez den arren airea baino %38 dentsoagoa da eta, ondorioz, eremu itxietan arriskutsua da. Detektatzeko zaila da (gas noble guztiak bezala), ez baitu ez kolore, zapore ezta usainik ere. Argonak ionizazio energetiko handia du (1520,6 kJ/mol), afinitate elektroniko baxua (−96 kJ/mol-etan kalkulatua) eta elektronegatibotasun handia (3,2 AR). Ar1C60, konposatu interstizial bat solido egonkorra da giro-tenperaturan.
Kr formako kripton hodi bat
Kriptonak 3,749 × 10−3 g/cm3-ko dentsitatea du, −153,415 °C-tan likidotu eta −157,37 °C-tan solidotzen da. Ionizazio energetiko handia du (1350.8 kJ/mol), afinitate elektroniko baxua (−60 kJ/mol-etan estimatua) eta elektronegatibotasun handia (2,94 AR). Kriptonak fluorrarekin erreakziona dezake difluoruroa osatzeko, KrF2. KrF 2 eta B(OTeF 5) 3-aren arteko erreakzioak konposatu ezegonkorra sortzen du, Kr(OTeF 5) 2, kripton-oxigeno lotura duena.
Presiopean dagoen xenona kubo akriliko batean
Xenonak 5,894 × 10−3 g/cm3-ko dentsitatea du, −161,4 °C-tan likidotu eta −165,051 °C-tan solidotzen da. Ez da toxikoa eta odol-garuneko hesia barneratzen duten substantzia multzo jakin bati dagokio, oxigeno kontzentrazio altuarekin batera anestesia kirurgikoa eratuz. Xenonak ionizazio energetiko handia du (1170,4 kJ/mol), afinitate elektroniko baxua (−80 kJ/mol-etan estimatua) eta elektronegatibotasun altua (2,4 AR). Konposatu kopuru nahiko handia sortzen ditu, gehiengoa fluor edo oxigenodunak izanik. Xenona duen ioi bitxi bat dago: AuXe2+ 4 katioia, Xe-Au lotura dituena. AuXe 4(Sb 2F 11) 2 konposatuak Xe-Xe lotura bat dauka, ezagutzen den elementu-elementu lotura luzeena (308,71 pm = 3.0871 Å). Xenoiaren oxido ohikoena (XeO3) biziki azidoa da.
Radona, erradioaktiboa dena, 9,73 × 10−3 g/cm3-ko dentsitatea du, −61,7 °C-tan likidotu eta −71 °C-tan solidotzen da. Ionizazio energetiko handia (1037 kJ/mol), afinitate elektroniko baxua (−70 kJ/mol-etan estimatua) eta elektronegatibotasun moderatua (2,06 AR) du. Radon konposatu bakarrak RnF2 difluoridoa eta RnO3 trioxidoa dira. Radona Rn2+ katioia eratzeko gai da halogeno fluoruro disoluzio batean, ez-metalentzat ezohikoa dena. Radon trioxidoa (RnO3) azidoa izatea espero da.
Oganesona, taula periodikoko elementurik astunena, orain dela gutxi sintetizatu da. Bere bizitza laburra dela eta oraindik ez dira bere propietate kimikoak ikertu. 7p3/2 orbitalen ezegonkortasun erlatibo esanguratsuak direla eta nabarmenki erreaktiboagoa izatea espero da, 14. taldeko elementuekin antzekotasun handiagoak edukiz. Izan ere, gas sasi-noblez osatutako nukleo baten kanpoan lau balentzia elektroi ditu. Bere irakite-puntua 80±30 °C inguruko izatea espero da; beraz, seguruenik ez da ez noblea ezta gasa ere. Likido gisa 5 g / cm3 inguruko dentsitatea edukitzea espero da. Afinitate elektroniko positiboak (5 kJ/mol) eta 860 kJ/mol inguruko ionizazio energia moderatua izatea espero da. Ez-metal batentzat nahiko baxuak dira azken balio hauek, astato edo telurioa bezalako metaloideen balioetara gehiago hurbilduz. Oganesonaren OgF2 eta OgF4 fluoruroek izaera ioniko esanguratsua izatea espero da. Oganeson oxidoak , OgO eta OgO2 oxidoak anfoteroak direla aurresaten da.
Zenbaki ez-metalikoen bikoteek, talde-kideekin harremanak elkarbanatzeaz gain, harreman osagarriak erakusten dituzte.
Hidrogenoak 1 taldean eta karbonoak 14 zenbait antzekotasun erakusten dituzte taldeetatik at.[42] Hauen adibide ditugu ionizazio energien, afinitate elektroniko eta elektronegatibotasunaren hurbiltasun balioak, erdi betetako balentzia geruzak eta H-H eta C-H lotura kimikoen arteko korrelazioak.
Metaloideak bezala, diagonal baten ibilbidean zehar taldekatzen dira. Erlazio diagonal antzekoak suertatzen dira karbono-fosforo eta nitrogeno-sufre artean.
Karbonoa eta fosforoa gutxien ezagutzen den diagonal-harreman ereduaren adibide dira, kimika organikoan batez ere. Harreman honi ikusgarritasuna eman zitzaion 1987. urtean, sei karbono atomo fosforoengatik ordezkatu zirenean ferrozenoaren antzeko molekula baten sintesian.[43]
Nitrogeno eta sufrearen arteko harreman ez da oso ezaguna. Dentsitate karga eta elektronegatibotasun berdinak dituzte (p elektroiak zenbatzen badira soilik, ikus Hinze eta Jaffe 1962), batez ere sufrae elektroiak kentzen dituen talde bati lotuta dagoenean. Sufre nitruro anitz osatzeko gai dira, ezagunena den sufre nitruro polimerikoa metalikoa eta 0,26K-azpitik supereroalea izanik. S3N22+ ioiaren izaera aromatikoa metodo ezberdinen arteko energia elektronikoen antzekotasunaren eredu argi bat da.
Fluorra eta oxigenoak elementuen artean oxidazio-egoera altuenak sortzeko gaitasuna dute.
“Klorazioaren eta oxidazioaren artean antzekotasun handiak daude. Ez daude oreka termodinamikora mugaturik eta sarritan, ezta klorazio osoetara ere. Erreakzioak oso exotermikoak dira askotan. Kloroak, oxigenoak bezala, konposatu organikoekin nahasketa sukoiak sortzen ditu".[44]
Iodoaren kimika bere +1, +3, +5 eta +7 oxidazio egoeran oxidazio egoera altuago batean dagoen xenonaren analogoa da.
Ez-metal askok ezegonkorragoak diren alotropoak dituzte, propietate metaliko edo ez-metalikoekin. Grafitoak, karbonoaren egoera estandarrak, itxura argia du eta eroale elektriko nahiko ona da. Karbonoaren alotropoa den diamantea ez- metalikoa den arren zeharrargitsua da eta eroankortasun elektriko nahiko baxua du. Karbonoa beste forma alotropiko batzuetan ere ezaguna da, erdieroale den buckminsterfullerenoa (C60) barne. Nitrogenoak tetranitrogeno gasa (N4) era dezake, mikrosegundo baten inguruko bizitza duen molekula poliatomiko ezegonkorra.[45] Oxigenoa molekula diatomiko bat da egoera estandarrean; ozono (O3) gisa ere existitzen da, ordu erdi inguru erdi-bizitza duen alotropo ez-metaliko bat izanik.[46] Fosforoa, hainbat forma alotropikoetan existitzen da soilik, fosforo zuria (P4) estandarra baino egonkorragoa direnak. Alotropo gorri eta beltza dira ezagunenak, biak erdieroaleak izanik. Fosforoa difosforo (P2) bezala ere ezaguna da, alotropo diatomiko ezegonkorra izanik.[47] Sulfuroak beste edozein elementu baino alotropo gehiago ditu,[48] guztiek, sufre plastikoa izan ezik,[49] propietate ez-metalikoak izanik. Selenioak hainbat alotropo ez-metaliko ditu, denak selenio metaliko estandarrak baino eroankortasun elektriko baxuagoarekin.[50] Iodoa ere amorfo erdieroale gisa ezagutzen da.[51] Presio nahiko altuen pean, alotropo metalikoak eratzen dituzte metrotik gora metatzen dira.
Metaloide gehienek, elektronegatibotasun txikieneko ez-metalek bezala, alotropoak eratzen dituzte. Boroa hainbat forma kristalinoa eta amorfotan ezaguna da. Borosfereno izeneko molekula alotropiko kuasiesferikoaren (B40) aurkikuntza 2014ko uztailean emanzen. Silizioa bere forma kristalino eta amorfoetan besterik ez zen ezagutzen. Silizenoa, silizioaren alotropo bidimentsional bat, grafenoaren panel hexagonalaren egitura antzekoa duena, 2010ean ezagutu zen. Si24-ren alotropo ortoerronbikoaren sintesia 2014. urtean jakinarazi zen. ~10-11 GPa presiopean, germanioa eraldatu egiten da fase metaliko batean, eztainuaren egitura tetragonala duena. Deskonpresioan, eta periaoren askatze abiaduraren arabera, germanio metalikoak inguruko baldintzetan metaegonkorrak diren alotropoak eratzen ditu. Germanioak grafenoarekin analogo bat eratzen du, germanenoa. Artseniko eta antimonioak ezagunak diren hainbat alotropo eratzen dituzte (horia, grisa eta beltza). Telurioa bere forma kristalino eta amorfoetan ezagutzen da soilik. Astatoak ez du alotroporik.
Hidrogeno eta helioak unibertsoaren oinarrizko materiaren %99a osatzen dutela kalkulatzen da. Oinarrizko materia hau (izarrak, planetak eta izaki bizidunak) unibertsoaren ehuneko bosta baino gutxiago dela uste da. Energia eta materia ilunak oreka osatzen dute, gaur egun oraindik ere oso ondo ulertzen ez direnak.[52]
Hidrogeno, karbono, nitrogeno eta oxigenoak atmosferaren masa, ozeanoak, lurrazala eta biosfera osatzen dute; gainerako ez-metalek % 0,5 edo kantitate gutxiagotan aurkitzen dira. Esate baterako, lurrazalaren % 35a sodio, magnesio, aluminio, potasio eta burdin metalek osatzen dute silizioarekin batera. Beste metal eta metaloide guztiek lurrazalaren, ozeanoen edo biosferaren barruan duten ugaritasuna % 0,2 edo gutxiagokoa da.[53]
Ez-metal eta metaloideak haien forma elementaletan hurrengoetatik erauzten dira:[54]gatzuna: Cl, Br, I; aire likidoa: N, O, Ne, Ar, Kr, Xe; mineralak: B (boratozko mineralak); C (ikatza; diamantea; grafitoa); F (fluorita); Si (silika) P (fosfato); Sb (estibina, tetraedrita); I (sodio iodatoa NaIO3 eta sodio ioduroa NaI); gas naturala: H, He, S; eta mineraletatik, prozesatzeko produktu gisa: Ge (zink mineralak); As (kobre eta berunezko mineralak); Se, Te (kobre minerala); eta Rn (uranioa). Astatoa kantitate txikietan sortzen da bismuto irradiatuz.
Tentsio handiko zirkuitu-disjuntore batek sufre hexafluoridoa (SF6) erabiltzen du (airearen ordez) interruptore inerte gisa [55]
Ez-metalek ez dute aplikazio unibertsal edo gertukorik. Ez-metalek ez dute erabilpen estrukturalik (metalek bai) eta ez dute beira oxido, aleazio edota erdieroaleen egiturak osatzeko balio (metaloideak bai).
Hainbat arloetan presentzia dute ez-metalek, hala nola kriogenian eta hozgarrietan: H, He, N, O, F eta Ne; Ongarriaetan: H, N, P, S, Cl (elikagai gisa) eta Se; Etxeko edukiontzietan: H (uraren osagai nagusiak), He (festa globoak), C (arkatzak, grafito gisa), N (garagardo txapak), O (detergenteetan peroxido gisa), F (hortzetako pasta, fluoro gisa), Ne (argiztapena), S (lorategiko tratamenduak), Cl (lixibaren osagaia), Ar (leiho isolatuak), Se (betaurrekoak, eguzki-zelulak), Br (energia aurrezteko lanpara fluoreszenteak, bromuro gisa), I (soluzio antiseptikoetan), Xe (plasma telebistako pantaila)[56]Azido industrialak: C, N, F , P, S eta Cl; Aire inertzialen ordezkoak: N, Ne, S (sufre hexafluoruro SF6), Ar, Kr eta Xe; Laserrak eta argiztapena: He, C (karbono dioxidoaren laserrak, CO2), N, O (iodo kimiko laserra oxigenoarekin), F (hidrogeno fluoruroaren laser bat, HF), Ne, S (sufre lanpara batean), Ar , Kr eta Xe; Medikuntza eta farmazia: He, O, F, Cl, Br, I, Xe eta Rn.
Ez-metalez osatutako konposatu kopurua erraldoia da.[57] Hidrogeno, karbono, oxigeno eta nitrogenoa dira konposatu gehienetan (% 64 baino handiagoa) aurkitzen direnak. Silizioa, metaloide bat, 10. postuan dago metal ugaritasunaren listan. Kalifikazio altuena duen metala, % 2,3ko maiztasunarekin, burdina da.[58]
Karbonoa, sufrea eta antimonio ezagunak ziren antzinaroan. Karbono begetalaren lehenengo erabilera K. a. 3750 ingurukoa zen. Egiptoarrek eta sumeriarrek kobre, zinka eta lata txikiak murrizten zituzten brontzearen fabrikazioan. Diamanteak K.a 2500. urtean ezagutu ziren ziurrenik, lehenengo analisi kimikoak XVIII. mendean egin ziren arren (Lavoisierrek karbonoa elementu gisa onartu zuen 1789. urtean). Antimonioaren erabilera sufrearenarekin konparatu zen; Louvren 5.000 urte dituen lapiko bat du antimonioz osaturik ia bere osotasunean.
Albertus Magnus (Alberto Handia, 1193-1280) konposatu baten elementua isolatu zuen lehenengoa izan zen, 1250. urtean hain zuzen ere. Xaboia beroa artseniko trisulfidoarekin konbinatuz. Beraz, kimikoki aurkitu den lehen elementua izan zen.
Hidrogenoa:Cavendish, 1766an, beste gas batzuen artean hidrogenoa bereizi zuen lehenengo izan zen, nahiz eta Paracelsusek 1500 inguruan, Robert Boylek (1670) eta Joseph Priestleyek (?), hidrogenoa behatu zuten azido sendoak metalekin erreakzionaraziz. Lavoisier-ek 1793an izendatu zuen.
Oxigenoa: Merkurio oxido eta nitratoak berotuz Carl Wilhelm Scheelek oxigenoa eskuratu zuen 1771. urtean, baina 1777. urtera arte ez zuen bere aurkikuntzak argitaratu. Priestleyk ere "aire" berri hau prestatu zuen 1774. Urtean, baina Lavoisier izan zen elementu gisa egiaztatu zuena (1977).
Nitrogenoa:Rutherfordek nitrogenoa aurkitu zuen Edinburgoko Unibertsitatean. Animaliek arnasten zuten airean, arnastutako karbono dioxidoa kendu ondoren, kandela bat erretzea ezinezkoa zela frogatu zuen. Scheele, Henry Cavendish eta Priestleyek ere aldi berean aztertu zuten elementu hau; Lavoisierrek 1775ean edo 1776an izendatu zuen.
Telurioa: 1783an, Franz-Joseph Müller von Reichensteinek, Transylvaniaeko ministro ikertzaile austriar gisa zerbitzatzen zuena, Zlatna-ko meategietako (egungo Alba Iulia hiriburutik gertu, Errumanian) urrezko mineralean elementu berri bat zegoela ondorioztatu zuen. Martin Heinrich Klaproth-ek izendatu zuen 1798an, aurretiaz kalaberita mineraletik isolatu zuena.
Kloroa: 1774an, Scheelek kloroa lortu zuen azido klorhidrikotik, baina oxido bat zela pentsatu zuen. Soilik 1808an Humphry Davyk elementu gisa aitortu zuen.
XIX. mendearen hasieran: (B) I, Se, (Si), Braldatu
Boroa: Sir Humphry Davy-k identifikatu zuen 1808an baina 1909ra arte ez zen era puru batean isolatu (Ezekiel Weintraub).
Iodoa: 1811an aurkitu zuen Courtois-ek, algen errautsetatik.
Selenioa: 1817an, Berzelius eta Johan Gottlieb Gahn berunarekin lanean zeudenean, telurioaren antzeko sustantzia bat aurkitu zuten. Ikerketa gehiago egin ondoren Berzeliusek ondorioztatu zuen sufre eta telurioarekin erlazionatutako elementu berria zela. Telurioa Lurraren omenez izendatu zenez Berzeliusek "selenio" elementu berria izendatu zuen ilargiaren omenez.
Silizioa: 1823. urtean, Berzeliusek silizio amorfoa prestatu zuen potasioa fluorosilikatoa potasio metal likidoarekin murriztuz.
Bromoa:Balard eta Gmelinek 1825eko udazkenean aurkitu zuten eta hurrengo urtean argitaratu zituzten emaitzak.
XIX. mendearen bukaera: He, F, (Ge) Ar, Kr, Ne, Xealdatu
Helioa: 1868an, Janssen eta Lockyer-ek beste elementuekin bat ez zetorren eguzki-espektroko lerro hori bat ikusi zuten. 1895ean, aldi berean, Ramsay, Cleve eta Langletekklebeitan harrapatuta zegoen helioa ikusi zuten.
Fluorra:André-Marie Ampèrekazido fluorhidrikotik eskuratutako kloroaren analogoa den elementu baten existentzia aurreikusi zuen, eta 1812 eta 1886 urteen artean hainbat ikertzaile hura eskuratzen saiatu ziren. Moisssanek isolatu zuen azkenean 1886. urtean.
Germanioa: 1885. urtean, Freibergetik (Saxonia) gertu dagoen meategi batean, mineral berri bat aurkitu zen eta argirodita gisa izendatu zen haren zilar edukiarengatik. Clemens Winkler kimikariak minerala berri hau aztertu zuen, zilar, sufre eta elementu berri baten (germanioa) arteko nahasketa zena. 1886an isolatu zuen.
Argona: Isolatutako lehenengo gas noblea izan zen eta Lord Rayleigh eta Ramsay-k aurkitu zuten 1894an, kimikoki eta airearen likidotzearen bitartez eskuratutako nitrogenoaren pisu molekularra alderatuz.
TKriptona, neona eta xenona: 1898an, hiru astetan, Ramsay eta Travers-ek argon likidotik kripton, neon eta xenona bereizten zituzten, beren irakite-puntuetako desberdintasunak ustiatuz.
Radona:1898an, Dornek radioaren deskonposizio erradioaktiboaren ondoriozko gas erradioaktibo bat eskuratu zuen eta Ramsay eta Robert Whytlaw-Grayk isolatu zuten 1910ean.
Addison WE 1964, The allotropy of the elements, Oldbourne Press, London
Arunan E, Desiraju GR, Klein RA, Sadlej J, Scheiner S, Alkorta I, Clary DC, Crabtree RH, Dannenberg JJ, Hobza P, Kjaergaard HG, Legon AC, Mennucci B & Nesbitt DJ 2011, "Defining the hydrogen bond: An account (IUPAC Technical Report)", Pure and Applied Chemistry, vol. 83, no. 8, pp. 1619–36, doi:10.1351/PAC-REP-10-01-01
Ashford TA 1967, The physical sciences: From atoms to stars, 2nd ed., Holt, Rinehart and Winston, New York
Atkins P & de Paula J 2011, Physical chemistry for the life sciences, 2nd ed., Oxford University Press, Oxford, ISBN 978-1429231145
Aylward G & Findlay T 2008, SI chemical data, 6th ed., John Wiley & Sons Australia, Milton, Queensland
Bailar JC, Moeller T, Kleinberg J, Guss CO, Castellion ME & Metz C 1989, Chemistry, 3rd ed., Harcourt Brace Jovanovich, San Diego, ISBN 0-15-506456-8
Ball P 2013, "The name's bond", Chemistry World, vol. 10, no. 6, p. 41
Bard AJ, Parsons R & Jordan J 1985, Standard potentials in aqueous solution, Marcel Dekker, New York, ISBN 978-0-8247-7291-8
Berkowitz J 2012, The stardust revolution: The new story of our origin in the stars, Prometheus Books, Amherst, New York, ISBN 978-1-61614-549-1
Bettelheim FA, Brown WH, Campbell MK, Farrell SO 2010, Introduction to general, organic, and biochemistry, 9th ed., Brooks/Cole, Belmont California, ISBN 9780495391128
Bettelheim FA, Brown WH, Campbell MK, Farrell SO & Torres OJ 2016, Introduction to general, organic, and biochemistry, 11th ed., Cengage Learning, Boston, ISBN 978-1-285-86975-9
Bogoroditskii NP & Pasynkov VV 1967, Radio and electronic materials, Iliffe Books, London
Bolin P 2000, "Gas-insulated substations, in JD McDonald (ed.), Electric power substations engineering, 3rd, ed., CRC Press, Boca Raton, FL, pp. 2–1–2-19, ISBN 9781439856383
Borg RJ & Dienes GJ 1992, The physical chemistry of solids, Academic Press, San Diego, California, ISBN 9780121184209
Brady JE & Senese F 2009, Chemistry: The study of matter and its changes, 5th ed., John Wiley & Sons, New York, ISBN 9780470576427
Bratsch SG 1989, "Standard electrode potentials and temperature coefficients in water at 298.15 K," Journal of Physical Chemical Reference Data, vol. 18, no. 1, pp. 1–21, doi:10.1063/1.555839
Brown WH & Rogers EP 1987, General, organic and biochemistry, 3rd ed., Brooks/Cole, Monterey, California, ISBN 0534068707
Bryson PD 1989, Comprehensive review in toxicology, Aspen Publishers, Rockville, Maryland, ISBN 0871897776
Bunge AV & Bunge CF 1979, "Electron affinity of helium (1s2s)3S", Physical Review A, vol. 19, no. 2, pp. 452–456, doi:10.1103/PhysRevA.19.452
Cacace F, de Petris G & Troiani A 2002, "Experimental detection of tetranitrogen", Science, vol. 295, no. 5554, pp. 480–81, doi:10.1126/science.1067681
Cairns D 2012, Essentials of pharmaceutical chemistry, 4th ed., Pharmaceutical Press, London, ISBN 9780853699798
Catling DC 2013, Astrobiology: A very short introduction, Oxford University Press, Oxford, ISBN 978-0-19-958645-5
Challoner J 2014, The elements: The new guide to the building blocks of our universe, Carlton Publishing Group, ISBN 978-0-233-00436-5
Chapman B & Jarvis A 2003, Organic chemistry, kinetics and equilibrium, rev. ed., Nelson Thornes, Cheltenham, ISBN 978-0-7487-7656-6
Chung DD 1987, "Review of exfoliated graphite", Journal of Materials Science, vol. 22, pp. 4190–98, doi:10.1007/BF01132008
Clugston MJ & Flemming R 2000, Advanced chemistry, Oxford University Press, Oxford, ISBN 9780199146338
Conroy EH 1968, "Sulfur", in CA Hampel (ed.), The encyclopedia of the chemical elements, Reinhold, New York, pp. 665–680
Cotton FA, Darlington C & Lynch LD 1976, Chemistry: An investigative approach, Houghton Mifflin, Boston ISBN 978-0-395-21671-2
Cotton S 2006, Lanthanide and actinide chemistry, 2nd ed., John Wiley & Sons, New York, ISBN 9780470010068
Cox T 2004, Inorganic chemistry, 2nd ed., BIOS Scientific Publishers, London, ISBN 1-85996-289-0
Cracolice MS & Peters EI 2011, Basics of introductory chemistry: An active learning approach, 2nd ed., Brooks/Cole, Belmont California, ISBN 9780495558507
Crawford FH 1968, Introduction to the science of physics, Harcourt, Brace & World, New York
Cronyn MW 2003, "The proper place for hydrogen in the periodic table", Journal of Chemical Education, vol. 80, no. 8, pp. 947—951, doi:10.1021/ed080p947
Daniel PL & Rapp RA 1976, "Halogen corrosion of metals", in MG Fontana & RW Staehle (eds), Advances in corrosion science and technology, Springer, Boston, pp. 55–172, doi:10.1007/978-1-4615-9062-0_2
DeKock RL & Gray HB 1989, Chemical structure and bonding, 2nd ed., University Science Books, Mill Valley, California, ISBN 093570261X
Desch CH 1914, Intermetallic Compounds, Longmans, Green and Co., New York
Dias RP, Yoo C, Kim M & Tse JS 2011, "Insulator-metal transition of highly compressed carbon disulfide," Physical Review B, vol. 84, pp. 144104–1–6, doi:10.1103/PhysRevB.84.144104
Dillon KB, Mathey F & Nixon JF 1998, Phosphorus: The carbon copy: From organophosphorus to phospha-organic chemistry, John Wiley & Sons, Chichester
Donohue J 1982, The structures of the elements, Robert E. Krieger, Malabar, Florida, ISBN 0-89874-230-7
Eagleson M 1994, Concise encyclopedia chemistry, Walter de Gruyter, Berlin, ISBN 3110114518
Eastman ED, Brewer L, Bromley LA, Gilles PW, Lofgren NL 1950, "Preparation and properties of refractory cerium sulfides", Journal of the American Chemical Society, vol. 72, no. 5, pp. 2248–50, doi:10.1021/ja01161a102
Emsley J 1971, The inorganic chemistry of the non-metals, Methuen Educational, London, ISBN 0423861204
Faraday M 1853, The subject matter of a course of six lectures on the non-metallic elements, (arranged by J Scoffern), Longman, Brown, Green, and Longmans, London
Field SQ & Gray T 2011, Theodore Gray's elements vault, Black Dog & Leventhal Publishers, New York, ISBN 978-1-57912-880-7
Finney J 2015, Water: A Very Short Introduction, Oxford University Press, Oxford, ISBN 978-0198708728,
Gargaud M, Barbier B, Martin H & Reisse J (eds) 2006, Lectures in astrobiology, vol. 1, part 1: The early Earth and other cosmic habitats for life, Springer, Berlin, ISBN 3-540-29005-2
Godfrin H & Lauter HJ 1995, "Experimental properties of 3He adsorbed on graphite", in WP Halperin (ed.), Progress in low temperature physics, volume 14, pp. 213–320 (216–8), Elsevier Science B.V., Amsterdam, ISBN 9780080539935
Greenwood NN & Earnshaw A 2002, Chemistry of the elements, 2nd ed., Butterworth-Heinemann, ISBN 0750633654
Henderson W 2000, Main group chemistry, Royal Society of Chemistry, Cambridge, ISBN 9780854046171
Holderness A & Berry M 1979, Advanced level inorganic chemistry, 3rd ed., Heinemann Educational Books, London, ISBN 9780435654351
Irving KE 2005, "Using chime simulations to visualize molecules", in RL Bell & J Garofalo (eds), Science units for Grades 9–12, International Society for Technology in Education, Eugene, Oregon, ISBN 9781564842176
Ivanenko NB, Ganeev AA, Solovyev ND & Moskvin LN 2011, "Determination of trace elements in biological fluids", Journal of Analytical Chemistry, vol. 66, no. 9, pp. 784–799 (784), doi:10.1134/S1061934811090036
Jenkins GM & Kawamura K 1976, Polymeric carbons—carbon fibre, glass and char, Cambridge University Press, Cambridge, ISBN 0521206936
Jolly WL 1966, The chemistry of the non-metals, Prentice-Hall, Englewood Cliffs, New Jersey
Jones WN 1969, Textbook of general chemistry, C. V. Mosby Company, St Louis, ISBN 978-0-8016-2584-8
Jorgensen CK 2012, Oxidation numbers and oxidation states, Springer-Verlag, Berlin, ISBN 978-3-642-87760-5
Jørgensen SE & Mitsch WJ (eds) 1983, Application of ecological modelling in environmental management, part A, Elsevier Science Publishing, Amsterdam, ISBN 0-444-42155-6
Keith JA & Jacob T 2010, "Computational simulations on the oxygen reduction reaction in electrochemical systems", in PB Balbuena & VR Subramanian, Theory and experiment in electrocatalysis, Modern aspects of electrochemistry, vol. 50, Springer, New York, pp. 89–132, ISBN 978-1-4419-5593-7
Kent JA 2007, Kent and Riegel's Handbook of industrial chemistry and biotechnology, 11th ed., vol. 1, Spring Science + Business Media, New York, ISBN 978-0-387-27842-1
King RB 2004, "The metallurgist's periodic table and the Zintl-Klemm concept", in DH Rouvray & BR King (eds), The periodic table: into the 21st century, Research Studies Press, Philadelphia, pp. 189–206, ISBN 0863802923
King GB & Caldwell WE 1954, The fundamentals of college chemistry, American Book Company, New York
Kneen WR, Rogers MJW & Simpson P 1972, Chemistry: Facts, patterns, and principles, Addison-Wesley, London, ISBN 0201037793
Koziel JA 2002, "Sampling and sample preparation for indoor air analysis", in J Pawliszyn (ed.), Comprehensive analytical chemistry, vol. 37, Elsevier Science B.V., Amsterdam, pp. 1–32, ISBN 0444505105
Krikorian OH & Curtis PG 1988, "Synthesis of CeS and interactions with molten metals", High Temperatures-High Pressures, vol. 20, pp. 9–17, ISSN 0018-1544
Labes MM, Love P & Nichols LF 1979, "Polysulfur nitride—a metallic, superconducting polymer", Chemical Review, vol. 79, no. 1, pp. 1–15,
Lee JD 1996, Concise inorganic chemistry, 5th ed., Blackwell Science, Oxford, ISBN 978-0-6320-5293-6
Lide DR (ed.) 2003, CRC handbook of chemistry and physics, 84th ed., CRC Press, Boca Raton, Florida, Section 6, Fluid properties; Vapor pressure, ISBN 0849304849
Manahan SE 2001, Fundamentals of environmental chemistry, 2nd ed., CRC Press, Boca Raton, Florida, ISBN 156670491X
Maroni M, Seifert B & Lindvall T (eds) 1995, "Physical pollutants", in Indoor air quality: A comprehensive reference book, Elsevier, Amsterdam, pp. 108–123, ISBN 0444816429
Martin RM & Lander GD 1946, Systematic inorganic chemistry: From the standpoint of the periodic law, 6th ed., Blackie & Son, London
McCall BJ & Oka T 2003, "Enigma of H3+ in diffuse interstellar clouds", in SL Guberman (ed.), Dissociative recombination of molecular ions with electrons, Springer Science+Business Media, New York, ISBN 978-1-4613-4915-0
McMillan PF 2006, "Solid-state chemistry: A glass of carbon dioxide", Nature, vol. 441, p. 823, doi:10.1038/441823a
Merchant SS & Helmann JD 2012, "Elemental economy: Microbial strategies for optimizing growth in the face of nutrient limitation", in Poole RK (ed), Advances in Microbial Physiology, vol. 60, pp. 91–210, doi:10.1016/B978-0-12-398264-3.00002-4
Meyer JS, Adams WJ, Brix KV, Luoma SM, Mount DR, Stubblefield WA & Wood CM (eds) 2005, Toxicity of dietborne metals to aquatic organisms, Proceedings from the Pellston Workshop on Toxicity of Dietborne Metals to Aquatic Organisms, 27 July–1 August 2002, Fairmont Hot Springs, British Columbia, Canada, Society of Environmental Toxicology and Chemistry, Pensacola, Florida, ISBN 1880611708
Miller T 1987, Chemistry: a basic introduction, 4th ed., Wadsworth, Belmont, California, ISBN 0534069126
Mitchell JBA & McGowan JW 1983, "Experimental studies of electron-ion combination", Physics of ion-ion and electron-ion collisions, F Brouillard F & JW McGowan (eds), Plenum Press, ISBN 978-1-4613-3547-4
Mitchell SC 2006, "Biology of sulfur", in SC Mitchell (ed.), Biological interactions of sulfur compounds, Taylor & Francis, London, pp. 20–41, ISBN 0203375122
Moeller T 1952, Inorganic chemistry: An advanced textbook, John Wiley & Sons, New York
Moss T 1952, Photoconductivity in the elements, Butterworths Scientific Publications, London
Murray PRS & Dawson PR 1976, Structural and comparative inorganic chemistry: A modern approach for schools and colleges, Heinemann Educational Book, London, ISBN 9780435656447
Myers RT, Oldham KB & Tocci S 2004, Holt Chemistry, teacher ed., Holt, Rinehart & Winston, Orlando, ISBN 0-03-066463-2
Nash CS 2005, "Atomic and molecular properties of elements 112, 114, and 118", Journal of Physical Chemistry A, vol. 109, pp. 3493–500, doi:10.1021/jp050736o
Nelson PG 1987, "Important elements", Journal of Chemical Education, vol. 68, no. 9, pp. 732–737, doi:10.1021/ed068p732
Nelson PG 1998, "Classifying substances by electrical character: An alternative to classifying by bond type", Journal of Chemical Education, vol. 71, no. 1, pp. 24–6, doi:10.1021/ed071p24
Novak A 1979, "Vibrational spectroscopy of hydrogen bonded systems", in TM Theophanides (ed.), Infrared and Raman spectroscopy of biological molecules, proceedings of the NATO Advanced Study Institute held at Athens, Greece, August 22–31, 1978, D. Reidel Publishing Company, Dordrecht, Holland, pp. 279–304, ISBN 9027709661
Partington JR 1944, A text-book of inorganic chemistry, 5th ed., Macmillan & Co., London
Patil UN, Dhumal NR & Gejji SP 2004, "Theoretical studies on the molecular electron densities and electrostatic potentials in azacubanes", Theoretica Chimica Acta, vol. 112, no. 1, pp 27–32, doi:10.1007/s00214-004-0551-2
Patten MN 1989, Other metals and some related materials, in MN Patten (ed.), Information sources in metallic materials, Bowker-Saur, London, ISBN 0408014911
Patterson CS, Kuper HS & Nanney TR 1967, Principles of chemistry, Appleton Century Crofts, New York
Pearson WB 1972, The crystal chemistry and physics of metals and alloys, Wiley-Interscience, New York, ISBN 0-471-67540-7
Pearson RG & Mawby RJ 1967, "The nature of metal–halogen bonds", in V Gutmann (ed.), Halogen chemistry, Academic Press, pp. 55–84
Scerri E 2013, A tale of seven elements, Oxford University Press, Oxford, ISBN 9780195391312
Schaefer JC 1968, "Boron" in CA Hampel (ed.), The encyclopedia of the chemical elements, Reinhold, New York, pp. 73–81
Scharfe ME & Schmidlin FW 1975, "Charged pigment xerography", in L Marton (ed.), Advances in Electronics and Electron Physics, vol. 38, Academic Press, New York, ISBN 0-12-014538-3, pp. 93–147
Schulze-Makuch D & Irwin LN 2008, Life in the Universe: Expectations and constraints, 2nd ed., Springer-Verlag, Berlin, ISBN 9783540768166
Seaborg GT 1969, "Prospects for further considerable extension of the periodic table", Journal of Chemical Education, vol. 46, no. 10, pp. 626–34, doi:10.1021/ed046p626
Shanabrook BV, Lannin JS & Hisatsune IC 1981, "Inelastic light scattering in a onefold-coordinated amorphous semiconductor", Physical Review Letters, vol. 46, no. 2, 12 January, pp. 130–133
Sherwin E & Weston GJ 1966, Chemistry of the non-metallic elements, Pergamon Press, Oxford
Shipman JT, Wilson JD & Todd AW 2009, An introduction to physical science, 12th ed., Houghton Mifflin Company, Boston, ISBN 9780618935963
Siebring BR & Schaff ME 1980, General chemistry, Wadsworth Publishing, Belmont, California
Siekierski S & Burgess J 2002, Concise chemistry of the elements, Horwood Press, Chichester, ISBN 1-898563-71-3
Silvera I & Walraven JTM 1981, "Monatomic hydrogen – a new stable gas", New Scientist, 22 January
Smith MB 2011, Organic Chemistry: An Acid—Base Approach, CRC Press, Boca Raton, Florida, ISBN 978-1-4200-7921-0
Stein L 1969, "Oxidized radon in halogen fluoride solutions", Journal of the American Chemical Society, vol. 19, no. 19, pp. 5396–7,
Stein L 1983, "The chemistry of radon", Radiochimica Acta, vol. 32, pp. 163–71
Steudel R 1977, Chemistry of the non-metals: With an introduction to atomic structure and chemical bonding, Walter de Gruyter, Berlin, ISBN 3110048825
Steudel R 2003, "Liquid sulfur", in R Steudel (ed.), Elemental sulfur and sulfur-rich compounds I, Springer-Verlag, Berlin, pp. 81–116, ISBN 9783540401919
Steudel R & Eckert B 2003, "Solid sulfur allotropes", in R Steudel (ed.), Elemental sulfur and sulfur-rich compounds I, Springer-Verlag, Berlin, pp. 1–80, ISBN 9783540401919
Steudel R & Strauss E 1984, "Homcyclic selenium molecules and related cations", in HJ Emeleus (ed.), Advances in inorganic chemistry and radiochemistry, vol. 28, Academic Press, Orlando, Florida, pp. 135–167, ISBN 9780080578774
Steurer W 2007, "Crystal structures of the elements" in JW Marin (ed.), Concise encyclopedia of the structure of materials, Elsevier, Oxford, pp. 127–45, ISBN 0080451276
Stwertka A 2012, A guide to the elements, 3rd ed., Oxford University Press, Oxford, ISBN 9780199832521
Sukys P 1999, Lifting the scientific veil: Science appreciation for the nonscientist, Rowman & Littlefield, Oxford, ISBN 0847696006
Szpunar J, Bouyssiere B & Lobinski R 2004, "Advances in analytical methods for speciation of trace elements in the environment", in AV Hirner & H Emons (eds), Organic metal and metalloid species in the environment: Analysis, distribution processes and toxicological evaluation, Springer-Verlag, Berlin, pp. 17–40, ISBN 3540208291
Taylor MD 1960, First principles of chemistry, Van Nostrand, Princeton, New Jersey
Townes CH & Dailey BP 1952, "Nuclear quadrupole effects and electronic structure of molecules in the solid state", Journal of Chemical Physics, vol. 20, pp. 35–40, doi:10.1063/1.1700192
Winkler MT, Recht D, Sher M, Said AJ, Mazur E & Aziz MJ 2011, "Insulator-to-metal transition in sulfur-doped silicon", Physical Review Letters, vol. 106, pp. 178701–4
Wulfsberg G 1987, Principles of descriptive Inorganic chemistry, Brooks/Cole Publishing Company, Monterey, California 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
Yousuf M 1998, "Diamond anvil cells in high-pressure studies of semiconductors", in T Suski & W Paul (eds), High pressure in semiconductor physics II, Semiconductors and semimetals, vol. 55, Academic Press, San Diego, pp. 382–436, ISBN 9780080864532
Yu PY & Cardona M 2010, Fundamentals of semiconductors: Physics and materials properties, 4th ed., Springer, Heidelberg, ISBN 9783642007101
Zumdahl SS & DeCoste DJ 2013, Chemical principles, 7th ed., Brooks/Cole, Belmont, California, ISBN 9781111580650
.jpg)
.png){kind=spacer}
