Nichtmetalle sind die elektronegativen Elemente, die im Periodensystem rechts oben stehen. Es handelt sich um typische Anionenbildner. Als Kennzeichen nichtmetallischer Elemente können zunächst genannt werden:

• Die Elemente sind Gase (Edelgase, Wasserstoff, Fluor, Chlor, Sauerstoff, Stickstoff), Flüssigkeiten (Brom) oder Festkörper ohne metallischen Glanz (Schwefel, weißer Phosphor), die meistens durchsichtig sind.
• Die festen Elemente sind schlechte elektrische Leiter (Ausnahme: Graphit).
• und meist auch schlechte Wärmeleiter (Ausnahme: Diamant).
• Die Halbleiter wie Silicium, Bismut, Selen und Tellur bilden den Übergang zu den Metallen (s.u.). Ihre Bandlücken sind klein und die Elemente sind schwarz oder bereits von metallischem Glanz (s. Abb. 1.1.1.).

Bor	Silicium	Schwefel	Selen	Tellur
Abb. 1.1.1.: Fotos von nichtmetallischer Elementen an der Grenze zu den Metallen

• metallisches Aussehen, d.h. metallischer Glanz der Oberfläche
• undurchsichtig
• duktil, dehnbar
• gute Wärmeleitfähigkeit
• gute elektronische Leitfähigkeit σ, d.h. geringer elektrischer Widerstand ρ

Leiter	Stoffklasse	Substanz	spezifischer elektr. Widerstand	Bandlücke ΔE
			[Ω m] bei 25oC	[eV] bei 0 K
1. Klasse	Metalle	Cu	1.7 * 10-8	keine
		Li	8.6 * 10-8	keine
	Halbmetalle	As	3.5 * 10-7	0
		Bi	1.2 * 10-6	0
		C (Graphit)	0.8 * 10-5	0
2. Klasse	Halbleiter	Te	2 * 10-3	0.33
		Si	1 * 101	1.17
	Nichtmetalle	Glas	109	>> 3 eV
		S	1014	>> 3 eV
		C (Diamant)		5.4 eV

Für die genaue Eingruppierung und die Trennung der Nichtmetalle von den Metallen aus physikalischer Sicht ist die Temperaturabhängigkeit der elektrischen Leitfähigkeit σ maßgeblich. Danach unterschiedet man in:

1. Leiter 1. Klasse (z.B. Metalle oder Halbmetalle), bei denen eine Temperaturerhöhung zu einer Verringerung der Leitfähigkeit, d.h. zu einer Erhöhung des elektrischen Widerstands führt.
2. Leiter 2. Klasse (z.B. Isolatoren oder Halbleiter), bei denen genau die umgekehrten Effekte auftreten. Mit der Temperatur nimmt die Leitfähigkeit zu, der Widerstand entsprechend ab.

Abb. 1.1.2. Temperaturabhängigkeit des elektrischen Widerstands ρ ‣SVG

• Bei den Leitern 1. Klasse (d.h. bei Metallen und Halbmetallen) bleibt die Zahl der Ladungsträger gleich und hoch, es kommt aber bei Erhöhung der Temperatur zu einer stärkeren Bewegung der Atomrümpfe und dadurch zu einem höherer Widerstand. Entscheidend ist hier also die Abnahme der Beweglichkeit der Ladungsträger mit steigender Temperatur.
• Bei Nichtmetallen und Halbleitern, d.h. bei den Leitern 2. Klasse werden dagegen bei höherer Temperatur erst mehr Elektronen aus den Atomrümpfen freigesetzt, d.h. hier kommt es zu einer Zunahme der Zahl der Ladunsgträger mit steigender Temperatur.

Die Gruppierung in Metalle und Nichtmetalle aus bindungstheoretischer Sicht hängt mit diesen physikalischen Messungen natürlich direkt zusammen. Entscheidend ist der energetische Abstand zwischen besetzten und unbesetzten elektronischen Zuständen, im MO-Modell der Molekülchemie der HOMO-LUMO-Abstand. Molekülverbindungen (ohne ausgedehnte Wechselwirkungen der Atomorbitale) sind damit Nichtmetalle. In allen Festkörpern kommt es unabhängig vom Bindungstyp zu einer Wechselwirkung sehr vieler Atomorbitale miteinander, die zu einer Verbreiterung der Energieniveaus führt. Im Extremfall (s. Abb. 1.1.3. rechts) entsteht dabei ein kontinuierlicher Bereich erlaubter elektronischer Zustände (Grenzfall Elektronen im potentialfreien Kasten), ein einfaches Modell für ein Metall.

Abb. 1.1.3. Beschreibung der Bindung in Feststoffen (rechts: Metall, vgl. Elektron im Kasten) ‣SVG

Aufgrund der Zustandsdichten (DOS = Density of States = Zustandsdichte, s. Abb. 1.1.4.) können die Feststoffe dann eingeteilt werden in:

Abb. 1.1.4. Zustandsichten in Metallen, Halbmetallen, Halbleitern und Isolatoren ‣SVG

• Metalle: überlappende (z.B. Ca) oder teilbesetzte (z.B. Na) Bänder.
• Halbmetalle: einander gerade berührende Valenz- und Leitungsbänder (keine Bandlücke, aber nur sehr geringe DOS am Fermi-Niveau).
• Halbleiter: schmale (ca. 1-2 eV) verbotene Zone zwischen Valenz- und Leitungsband
• Isolatoren: große verbotene Zone zwischen besetztem Valenz- und leerem Leitungsband

Da für die elektronischen Eigenschaften (elektronische Leitfähigkeit) nur die energiereichen Elektronen des obersten Bereichs des Valenzbandes verantwortlich sind, folgt daraus die oben zur Unterscheidung genannte elektronische Leitfähigkeit:

• Leiter 1. Klasse:
  • Δ E = 0, DOS_EF groß --> Metalle
  • Δ E = 0/sehr klein (Richtwert: kT = 0.03 eV = 30 kJ/mol), DOS_EF = 0/sehr klein --> Halbmetalle
• Leiter 2. Klasse:
  • Δ E = 1 - 3 eV --> Halbleiter
  • Δ E > 3 eV --> Nichtleiter (Isolatoren)

Für die optischen Eigenschaften ('Absorptionsfarbe') folgt aus dem Energiebereich des sichtbaren Lichtes (1.5 - 3.0 eV), dass alle Feststoffe mit Bandlücken kleiner 1.5 eV schwarz (oder bei sehr kleinen Bandlücken metallisch glänzend) erscheinen. Stoffe mit breiten Leitungsbändern und Bandlücken zwischen 1.5 und 3.0 eV sind farbig, mit Farben zwischen gelb -- orange -- rot -- violett-braun -- schwarz (vgl. Metall-Sulfide).

Die Grenze zwischen Metallen und Nichtmetalle im Periodensystem ist ebenfalls nicht ganz eindeutig zu ziehen. Eine Reihe von Elementen bildet zusätzlich mehrere Modifikationen mit unterschiedlichen elektrischen Eigenschaften und elektronischen Strukturen:

Abb. 1.1.5. Details zur Grenze zwischen Metallen und Nichtmetallen im Periodensystem ‣SVG

• Die Elemente der Nebengruppen sind hellrosa, die Elemente der Hauptgruppe (p-Block) hellrot gekennzeichnet. Alle Elemente links des gezeigten Ausschnitts sind echte Metalle, alle Elemente rechts echte Nichtmetalle!
• Die grün eingezeichnete Linie bezeichnet eine Grenze nach Aussehen der Elemente. Kritisch wird die Einstufung z.B. bei Kohlenstoff (Graphit und Diamant als Polymorphe) oder bei Bi (extrem kleine Bandlücke).
• Gelegentlich werden auch noch weiter unterschieden:
  • Halbmetalle (hier durch gelbe Kreise gekennzeichnet) sind spröde und dehnen sich beim Erwärmen aus. Sie haben überwiegend kovalente Strukturen (die 8-N-Regel für die Bindigkeit ist erfüllt), sehen aber schon metallisch aus. Sie haben keine oder nur eine winzig kleine Bandl¨cke, die Zustandsdichte am Ferminiveau ist 0.
  • 'Meta'-Metalle (hier durch blaue Sechsecke gekennzeichnet) bilden die Übergangsglieder zwischen Metallen und Halbmetallen. Diese Elemente haben besondere, meist von echten Metallpackungen durch Verzerrung abgeleitete Strukturen. Physikalische sind sie echte Metalle (Leiter 1. Klasse).
  • Aluminium und Blei liegen als echte Metalle mitten im Übergangsbereich!
• Als 'chemische' Trennung zwischen Metallen (d.h. Kationenbildnern) und Nichtmetallen (d.h. Anionenbildnern) kann die sogenannte 'Zintl-Linie' (oben als blaue Linie zwischen der III. und der IV. Hauptgruppe eingezeichnet) angesehen werden. Allerdings gilt auch diese Grenze nicht streng, wie die von Zintl selber gefundene Verbindung NaTl belegt, in der ein Diamant-analoger Tl^--Anionenverband vorliegt.
• Als Grenze für die Vorlesungen Chemie der Metalle und Chemie der Nichtmetalle wird etwas willkürlich die in Abb. 1.1.6. grün eingezeichnete Linie verwendet:

Abb. 1.1.6. Nichtmetalle im Periodensystem ‣SVG

Abb. 1.1.7. Tendenzen verschiedener Elementeigenschaften im Periodensystem ‣SVG

• Die Ionenradien (für Ionen mit Edelgasschale) sind groß,
• die Atomradien/Abstände im Element dagegen klein.
  • Bindungsabstände im Element graphisch
  Alle Radien steigen mit der Ordnungszahl in einer Gruppe. Mehrfachbindungen beeinflussen die Gänge innerhalb einer Periode erheblich.
• Die Elektronenaffinität der Nichtmetalle ist negativ (!), die Bildung von Anionen also begünstigt.
  • EA graphisch
  Die Elektronenaffinität fällt im PSE von links nach rechts und steigt von oben nach unten. Sie ist bei den Erdalkalimetallen (gefüllte s-Unterschale) und bei den Elementen der Stickstoff-Gruppe (halbbesetzte p-Unterschale) weniger negativ.
• Die 1. Ionisierungsenergie der Nichtmetalle ist groß (positiv!), die Bildung von Kationen also sehr unwahrscheinlich.
  • 1. IE graphisch
  • 2. IE graphisch
  Die Ionisierungsenergie steigt im Periodensystem von unten nach oben und von links nach rechts.
• Nichtmetalle haben große Elektronegativitäten.
  • Pauling-Skala, graphisch
  • Allred-Rochow, graphisch
  Da die Elektronegativität über die Summe von IE und EA definiert wird und die absoluten Werte der 1. Ionisierungsenergie deutlich größer sind als die der Elektronenaffinität, verläuft die Elektronegativität im Periodensystem parallel mit der 1. Ionisierungsenergie.
• Die Sauerstoffverbindungen der Nichtmetalle reagieren sauer, sind also die Anhydride starker Säuren.

In der Vorlesung werden die nichtmetallischen Elemente im Wesentlichen von rechts nach links besprochen, und zwar

• Wasserstoff, und seine Sonderstellung im Periodensystem.
• Die Chemie aller Elemente aus den Gruppen der Edelgase, Halogene und Chalkogene.
• Von den Pentelen die ersten drei Elemente, Stickstoff, Phosphor und Arsen (Sb und Bi sind bei den Metallen enthalten).
• Aus der Gruppe der Tetrele werden nur Kohlenstoff und Silicium (nicht Ge, Sn und Pb) besprochen.
• Das Bor wird als einziges Element der III. (13.) Gruppe behandelt.

• technisch wichtige Verfahren zur Herstellung wichtiger Grundstoffe
• sowie an geeigneten Stellen ausführliche Exkurse zu Konzepten der chemischen Bindung in Nichtmetall-Verbindungen.

Konkret ergibt sich für die Vorlesung Chemie der Nichtmetalle die folgende Inhaltsübersicht:

1. Einleitung, Allgemeines
   • 1.1. Metalle, Nichtmetalle, Abgrenzung im PSE
   • 1.2. Chemische Bindung in Nichtmetallen und ihren Verbindungen
   • 1.3. Literaturhinweise
2. Wasserstoff (H)
   • 2.1. Elemente
   • 2.2. Verbindungen: Übersicht, Einteilung
3. Edelgase (8. Hauptgruppe: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)
   • 3.1. Elemente
   • 3.2. Clathrathydrate
   • 3.3. Edelgasverbindungen
   • 3.4. VSEPR-Konzept (Gillespie-Nyholm-Konzeption)
4. Halogene (7. Hauptgruppe: F, Cl, Br, I, At)
   • 4.1. Elemente
   • 4.2. Wasserstoffverbindungen
   • 4.3. Interhalogenverbindungen
   • 4.4. Sauerstoffhalogenide - Halogenoxide
   • 4.5. Sauerstoffsäuren und ihre Salze
5. Chalkogene (6. Hauptgruppe: O, S, Se, Te, Po)
   • 5.1. Überblick
   • 5.2. Elemente
   • 5.3. Wasserstoffverbindungen
   • 5.4. Chalkogen-Oxide
   • 5.5. Sauerstoffsäuren von S, Se und Te
6. Pentele (Pnicogene, 5. Hauptgruppe, Stickstoff-Gruppe: N, P, As)
   • 6.1. Überblick
   • 6.2. Elemente
   • 6.3. Halogenide
   • 6.4. Chalkogenide
   • 6.5. Sauerstoffsäuren
   • 6.6. Phosphor-Stickstoff-Verbindungen
   • 6.7. Nitride, Phosphide, Arsenide
7. Tetrele (4. Hauptgruppe: C, Si)
   • 7.1. Elemente
   • 7.2. Wasserstoffverbindungen
   • 7.3. Halogenide
   • 7.4. Chalkogenide
   • 7.5. Organische Verbindungen
   • 7.6. Carbide und Silicide
   • 7.7. Weitere wichtige Verbindungen
8. Bor (Triele, 3. Hauptgruppe)
   • 8.1. Element
   • 8.2. Boride
   • 8.3. Borane
   • 8.4. Halogenverbindungen
   • 8.5. Chalkogenide
   • 8.6. Nitride und Phosphide

• 1.2 Chemische Bindung in Nichtmetallen und ihren Verbindungen
• 1.3 Literturhinweise