Quelques propriétés physiques des non-métaux

Les non-métaux sont les éléments qui ne sont ni des métalloïdes ni des halogènes, sur le tableau périodique. Ils ne sont pas non plus des métaux, puisque leurs propriétés physiques ne sont pas pareilles. Par exemple, ces derniers sont des éléments chimiques durs. En revanche, presque tous les non-métaux sont mous.

Voici les principales propriétés des dix-sept non-métaux du tableau périodique.

L’hydrogène de symbole chimique H

• État standard : gaz
• Masse atomique : 1,007 975 u
• Masse volumique : 0,089 88 g·L^-1
• Température de fusion : −259,16 °C
• Température d’ébullition : −252,879 °C
• Rayon de covalence : 31 ± 5 pm
• Configuration électronique : 1s¹
• Énergie d’ionisation : 1 312,0 kJ·mol^-1

L’hélium de symbole chimique He

• État standard : gaz
• Masse atomique : 4,002 602 u
• Masse volumique : 0,178 6 g·L^-1
• Température d’ébullition : −268,928 °C
• Rayon de covalence : 28 pm
• Configuration électronique : 1s²
• Énergie d’ionisation : 2 372,3 kJ·mol^-1

Le carbone de symbole chimique C

• État standard : solide diamagnétique
• Masse atomique : 12,010 6 u
• Masse volumique : 2,267 g·cm^-3
• Température de fusion : 3 642 °C
• Température d’ébullition : 3 642 °C
• Rayon de covalence : 69 pm
• Configuration électronique : [He] 2s² 2p²
• Énergie d’ionisation : 1 086,5 kJ·mol^-1

L’azote de symbole chimique N

• État standard : gaz
• Masse atomique : 14,006 855 u
• Masse volumique : 1,251 g·L^-1
• Température de fusion : −210,00 °C
• Température d’ébullition : −195,795 °C
• Rayon de covalence : 71 ± 1 pm
• Configuration électronique : [He] 2s² 2p³
• Énergie d’ionisation : 1 402,3 kJ·mol^-1

L’oxygène de symbole chimique O

• État standard : gaz paramagnétique
• Masse atomique : 15,999 40 u
• Masse volumique : 1,429 g·L^-1
• Température de fusion : −218,79
• Température d’ébullition : −182,962 °C
• Rayon de covalence : 66 ± 2 pm
• Configuration électronique : [He] 2s² 2p⁴
• Énergie d’ionisation : 1 313,9 kJ·mol^-1

Le fluor de symbole chimique F

• État standard : gaz
• Masse atomique : 18,998 403 16 u
• Masse volumique : 1,696 g·L^-1
• Température de fusion : −219,67 °C
• Température d’ébullition : −188,11 °C
• Rayon de covalence : 64 pm
• Configuration électronique : [He] 2s² 2p⁵
• Énergie d’ionisation : 1 681 kJ·mol^-1

Le néon de symbole chimique Ne

• État standard : gaz
• Masse atomique : 20,179 7 u
• Masse volumique : 0,900 2 g·L^-1
• Température de fusion : −248,59 °C
• Température d’ébullition : −246,046 °C
• Rayon de covalence : 58 pm
• Configuration électronique : [He] 2s² 2p⁶
• Énergie d’ionisation : 2 080,7 kJ·mol^-1

Le phosphore de symbole chimique P

• État standard : solide
• Masse atomique : 30,973 762 00 u
• Masse volumique : 1,823 g·cm^-3
• Température de fusion : 44,15 °C
• Température d’ébullition : 280,5 °C
• Rayon de covalence : 107 ± 3 pm
• Configuration électronique : [Ne] 3s² 3p³
• Énergie d’ionisation : 1 011,8 kJ·mol^-1

Le soufre de symbole chimique S

• État standard : solide
• Masse atomique : 32,067 5 u
• Masse volumique : 2,07 g·cm^-3
• Température de fusion : 115,21 °C
• Température d’ébullition : 444,6 °C
• Rayon de covalence : 105 ± 3 pm
• Configuration électronique : [Ne] 3s² 3p⁴
• Énergie d’ionisation : 999,6 kJ·mol^-1

Le chlore de symbole chimique Cl

• État standard : gaz
• Masse atomique : 35,451 5 u
• Masse volumique : 3,2 g·L^-1
• Température de fusion : −101,5 °C
• Température d’ébullition : −34,04 °C
• Rayon de covalence : 102 ± 4 pm
• Configuration électronique : [Ne] 3s² 3p⁵
• Énergie d’ionisation : 1 251,2 kJ·mol^-1

L’argon de symbole chimique Ar

• État standard : gaz
• Masse atomique : 39,948 u
• Masse volumique : 1,784 g·L^-1
• Température de fusion : −189,34 °C
• Température d’ébullition : −185,848 °C
• Rayon de covalence : 106 ± 10 pm
• Configuration électronique : [Ne] 3s² 3p⁶
• Énergie d’ionisation : 1 520,6 kJ·mol^-1

Le sélénium de symbole chimique Se

• État standard : solide
• Masse atomique : 78,971 u
• Masse volumique : 4,81 g·cm^-3
• Température de fusion : 221 °C
• Température d’ébullition : 685 °C
• Rayon de covalence : 120 ± 4 pm
• Configuration électronique : [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴
• Énergie d’ionisation : 941,0 kJ·mol^-1

Le brome de symbole chimique Br

• État standard : liquide
• Masse atomique : 79,904 u
• Masse volumique : 3,102 8 g·cm^-3
• Température de fusion : −7,2 °C
• Température d’ébullition : 58,8 °C
• Rayon de covalence : 120 ± 3 pm
• Configuration électronique : [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁵
• Énergie d’ionisation : 1 139,9 kJ·mol^-1

Le krypton de symbole chimique Kr

• État standard : gazeux
• Masse atomique : 83,798 u
• Masse volumique : 3,749 g·L^-1
• Température de fusion : −157,37 °C
• Température d’ébullition : −153,415 °C
• Rayon de covalence : 116 ± 4 pm
• Configuration électronique : [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁶
• Énergie d’ionisation : 1 350,8 kJ·mol^-1

L’iode de symbole chimique I

• État standard : solide
• Masse atomique : 126,904 47 u
• Masse volumique : 4,933 g·cm^-3
• Température de fusion : 113,7 °C
• Température d’ébullition : 184,3 °C
• Rayon de covalence : 139 ± 3 pm
• Configuration électronique : [Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p⁵
• Énergie d’ionisation : 1 008,4 kJ·mol^-1

Le xénon de symbole chimique Xe

• État standard : gaz
• Masse atomique : 131,293 u
• Masse volumique : 5,894 g·L^-1
• Température de fusion : −111,75 °C
• Température d’ébullition : −108,099 °C
• Rayon de covalence : 140 ± 9 pm
• Configuration électronique : [Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p⁶
• Énergie d’ionisation : 1 170,4 kJ· mol^-1

Le radon de symbole chimique Rn

• État standard : gaz
• Masse atomique : 222 u
• Masse volumique : 9,73 g·L^-1
• Température de fusion : −71 °C
• Température d’ébullition : −61,7 °C
• Rayon de covalence : 150 pm
• Configuration électronique : [Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶
• Énergie d’ionisation : 1 037 kJ·mol^-1

Les non-métaux sont cinq fois moins nombreux que les métaux. Néanmoins, ils constituent en grande partie les êtres vivants. En effet, l’azote, l’hydrogène, le phosphore, l’oxygène et le carbone sont les principaux constituants des molécules biologiques. En outre, le soufre et le sélénium sont des composants de nombreuses protéines.

L’oxygène constitue environ 50 % de la masse des océans, de l’écorce terrestre et de l’atmosphère. Quant à l’hélium et l’hydrogène, ces deux éléments représentent plus de 99 % de la matière composée essentiellement de baryons de l’Univers.

Les non-métaux polyatomiques

Ils forment deux, trois ou quatre liaisons covalentes par atome. Ces éléments sont solides à pression et température ambiantes. Leurs propriétés se rapprochent de celles des métalloïdes. C’est le cas du phosphore noir, du carbone graphite et du sélénium.

À l’état standard, quatre éléments chimiques non-métaux polyatomiques peuvent être recensés. Il s’agit du phosphore, du sélénium, du carbone et du soufre. Ces éléments chimiques sont solides à l’état standard. À la différence des autres non-métaux, ils présentent tous un caractère métallique beaucoup plus marqué. Ces corps simples possèdent la faculté d’exister sous diverses structures moléculaires ou cristallines différentes. Ils sont généralement semi-conducteurs, comme le cas du sélénium gris et du carbone graphite.

Parmi ces quatre non-métaux polyatomiques, le soufre est l’élément chimique le moins métallique. En effet, ses structures cristallines sont aussi bien vitreuses que cassantes. Il est également doté d’une faible conductivité électrique.

Les particularités des propriétés chimiques des non-métaux polyatomiques résident dans leur coordinence, leur température d’ébullition et de fusion élevées. Les non-métaux polyatomiques  disposent de la plus large amplitude liquide et leur volatilité à température ambiante est la plus faible.

Les non-métaux polyatomiques présentent une tendance développée à la caténation. En d’autres termes, ils sont capables de former une longue structure identique à une chaîne par l’intermédiaire d’une série de liaisons covalentes. En revanche, ils présentent une faible affinité avec l’hydrogène.

La faculté du carbone à la caténation est d’une importance capitale en biochimie et en chimie organique. En effet, la chimie des hydrocarbures est fondée sur cette formation et elle assure la production de chaînes carbonées. Ces derniers constituent l’ossature d’un grand nombre de molécules biologiques.

Les non-métaux diatomiques

Les non-métaux diatomiques sont capables de présenter de multiples phases métalliques à haute pression. Ils forment une liaison covalente par atome. Plus précisément, la molécule de ces éléments est formée de deux atomes, elle est dite diatomique.

À l’état standard, sept éléments chimiques sont des non-métaux diatomiques, ce sont :

• l’azote (N₂) ;
• le fluor (E₂) ;
• le brome (Br₂) ;
• l’hydrogène (H₂) ;
• l’oxygène (O₂) ;
• le chlore (Cl₂) ;
• l’iode (I₂).

Deux de ces non-métaux diatomiques sont volatils à température ambiante, tandis que le reste est gazeux à pression et température ambiantes. En principe, ces éléments chimiques sont d’excellents isolants électriques. Ils sont, par ailleurs, électronégatifs, sauf l’hydrogène. Ce dernier possède une configuration électronique spécifique. Ainsi, il est faiblement électronégatif.

La coordinence des non-métaux diatomiques est égale à un. Par rapport aux non-métaux polyatomiques, ils ont des températures d’ébullition et de fusion plus basses. Contrairement à ces derniers, leur allotropie est également moins développée. En revanche, leur aptitude à établir des liaisons hydrogène est beaucoup plus marquée. Quant à leur énergie d’ionisation, elle est aussi plus élevée que celle des non-métaux polyatomiques.

Les non-métaux monoatomiques ou gaz nobles

Un gaz noble est monoatomique. Il est peu réactif. Six gaz nobles sont recensés dans le tableau périodique, ce sont l’hélium, l’argon, le xénon, le néon, le krypton et le radon. Ces éléments constituent une famille homogène. Ces gaz sont incolores et inertes, à température et pression normales.

Chacun de ces gaz présente la plus forte énergie d’ionisation de sa période. Les gaz nobles établissent de très faibles liaisons interatomiques. C’est pourquoi leurs températures d’ébullition et de fusion sont basses.

Voici un tableau récapitulatif des propriétés physiques des différents types de non-métaux :

L’allotropie

Un grand nombre de non-métaux disposent de plusieurs formes allotropiques. En d’autres termes, ces corps simples ont la capacité de se présenter sous des formes moléculaires ou cristallines différentes. Selon les cas, ces éléments disposent de propriétés plus ou moins métalliques.

Le carbone

Le carbone diamant est un mauvais conducteur d’électricité. Il présente une apparence transparente et il n’est pas métallique. En revanche, le carbone graphite est d’une apparence luisante. Dans cet état standard, le carbone est un assez bon conducteur d’électricité. Le C₆₀ ou le buckminsterfullerène sont, entre autres, d’autres allotropes du carbone.

L’azote

L’azote est un non-métal capable de former du tétrazote (N₄) et du diazote (N₂) standard. Le tétrazote est un allotrope gazeux instable. Sa durée de vie est d’environ une microseconde.

L’oxygène standard

L’oxygène standard est constitué de deux atomes sous forme de dioxygène O₂. En revanche, il existe aussi en molécule triatomique, cette formule O₃ constitue l’ozone. Ce dernier est instable et sa durée de vie est à peu près d’une demi-heure.

Le phosphore

Le phosphore dispose d’allotropes beaucoup plus stables que le phosphore blanc (P₄) qui est son état standard. Le phosphore rouge est dérivé de ce dernier quand il est chauffé à une température supérieure à 300 °C. Au début, il est amorphe, mais quand le chauffage se poursuit, il se cristallise dans le système cubique.

La forme thermodynamique stable du phosphore est le phosphore noir. Il est d’un éclat brillant et structure est identique à celle du graphite. Il dispose aussi des mêmes qualités électriques. En outre, le phosphore peut exister sous forme de molécule diatomique instable formée par deux atomes de P.

Le soufre

Le soufre est l’élément possédant le plus d’allotropes. À l’exception du soufre plastique, tous les autres sont non métalliques.

Le sélénium

Le sélénium est un élément disposant de plusieurs isotopes non métalliques. Quand il est gris, il est conducteur d’électricité.

L’iode

L’iode est un non-métal existant sous forme non cristallisée semi-conductrice.

Les principales caractéristiques des halogènes

Les halogènes sont aussi classés parmi les « autres non-métaux ». Ils figurent dans l’avant-dernière colonne du tableau périodique. Six éléments chimiques appartiennent à la famille des halogènes :

• le chlore Cl ;
• l’astate At ;
• le fluor F ;
• l’iode I ;
• le tennesse Ts ;
• le brome Br.

Les halogènes sont réactifs, à l’inverse des gaz rares. Leur réactivité chimique s’affaiblit à mesure que l’on descend dans la liste des éléments chimiques de la 17^e colonne du tableau de Mendeleïev.

Les halogènes disposent tous de sept électrons de valence et sont liés à différents éléments chimiques. Ils ont des propriétés toxiques et bactéricides remarquables. C’est pourquoi ils sont utilisés dans la fabrication de désinfectants. Les halogènes sont également nécessaires à la synthèse des hormones iodées ou pour la composition de divers médicaments.

Les caractéristiques des CHNOPS

CHNOPS est l’acronyme des six éléments suivants :

• le carbone, de symbole C ;
• l’hydrogène, dont le symbole est H ;
• l’azote, de symbole N ;
• l’oxygène connu sous le symbole O ;
• le phosphore, de symbole P ;
• le soufre, dont le symbole est S.

À cette famille s’ajoute également le sélénium. Ces CHNOPS font partie des éléments les plus abondants sur Terre. Ils sont, par ailleurs, les principaux composants des matières vivantes.

Le tableau ci-après représente quelques propriétés des sept autres non-métaux de la famille des CHNOPS :