In die periodieke tabel is nie-metale in die regter boonste driehoek geleë, en wanneer die groepgetal afneem, val hul getal daarin ook. In die sewende groep (halogene) is alle elemente nie-metale. Dit is fluoor, chloor, broom, jodium en astatien. Alhoewel ons nie laasgenoemde oorweeg nie, aangesien dit eerstens op sigself radioaktief is, kom dit slegs in die aardkors voor as 'n tussenproduk van die verval van uraan, en die verbinding daarvan HAt (waterstofastatied), wat in die laboratorium verkry word, is uiters onstabiel en tree in oplossing nie soos ander waterstofhaliede op nie. In die sesde groep is daar reeds minder nie-metale (suurstof, swael, selenium en tellurium, wat 'n metalloïed is), in die vyfde is daar drie (stikstof, fosfor en arseen), in die vierde - twee (koolstof en silikon), en in die derde is daar 'n eensame boor. Waterstofverbindings van nie-metale van dieselfde groep het soortgelyke chemiese eienskappe.
Halogens
Hidrohaliede is die belangrikste halogeenverbindings. Volgens hul eienskappe is dit anoksiese sure wat in water dissosieer in 'n halogeenanioon en 'n waterstofkation. Almal van hulle is hoogs oplosbaar. Die chemiese binding tussen die atome in die molekule is kovalent, die elektronpaar word na die halogeen verskuif as meer elektronegatief. Aangesien hoe hoër die periodieke tabel, hoe groter is die elektronegatiwiteit van die atoom, metSoos die tydperk afneem, word die kovalente binding meer en meer polêr. Waterstof dra 'n groter gedeeltelike positiewe lading, in oplossing is dit makliker om weg te breek van halogeen, dit wil sê, die verbinding dissosieer meer volledig en meer suksesvol, en die sterkte van sure neem toe in die reeks van jodium tot chloor. Ons het nie oor fluoor gesê nie, want in sy geval word presies die teenoorgestelde waargeneem: fluorwaterstof (fluorsuursuur) is swak en dissosieer baie swak in oplossings. Dit word verklaar deur so 'n verskynsel soos waterstofbindings: waterstof word in die elektrondop van die fluoor-atoom van 'n "vreemde" molekule ingebring, en 'n intermolekulêre binding vind plaas wat nie die verbinding toelaat om te dissosieer soos verwag is nie.
Dit word duidelik bevestig deur die grafiek met die kookpunte van verskeie waterstofverbindings van nie-metale: verbindings van elemente van die eerste periode - stikstof, suurstof en fluoor - wat waterstofbindings het, word daarvan onderskei.
Suurstofgroep
Die waterstofverbinding van suurstof is natuurlik water. Daar is niks merkwaardig daaraan nie, behalwe dat suurstof in hierdie verbinding, anders as swael, selenium en telluur in soortgelyke, in sp3-hibridisasie is - dit word bewys deur die bindingshoek tussen die twee bindings met waterstof. Daar word aanvaar dat dit nie waargeneem word vir die oorblywende elemente van groep 6 nie as gevolg van die groot verskil in die energie-eienskappe van die buitenste vlakke (waterstof het 1s, suurstof het 2s, 2p, terwyl die res onderskeidelik 3, 4 en 5 het.).
Waterstofsulfied word vrygestel tydens proteïenbederf, daarom manifesteer dit met die reuk van vrot eiers, giftig. Dit kom in die natuur voor in die vorm van vulkaniese gas, word vrygestel deur lewende organismes tydens die prosesse wat reeds genoem is (verrotting). In chemie word dit as 'n sterk reduseermiddel gebruik. Wanneer vulkane uitbars, meng dit met swaeldioksied om vulkaniese swael te vorm.
Waterstofselenied en waterstoftelluried is ook gasse. Verskriklik giftig en het 'n selfs meer walglike reuk as waterstofsulfied. Soos die tydperk toeneem, neem die reduseer-eienskappe toe, so ook die sterkte van waterige oplossings van sure.
Stikstofgroep
Ammoniak is een van die bekendste waterstofverbindings van nie-metale. Stikstof hier is ook in sp3-hibridisering, wat een ongedeelde elektronpaar behou, waardeur dit dan verskeie ioniese verbindings vorm. Dit het sterk herstellende eienskappe. Dit is bekend vir sy goeie vermoë (as gevolg van dieselfde eensame elektronpaar) om komplekse te vorm, wat as 'n ligand optree. Ammoniakkomplekse van koper, sink, yster, kob alt, nikkel, silwer, goud en nog baie meer is bekend.
Fosfien - 'n waterstofverbinding van fosfor - het selfs sterker reduseer-eienskappe. Uiters giftig, ontsteek spontaan in lug. Het 'n dimeer teenwoordig in die mengsel in klein hoeveelhede.
Arsine - arseenwaterstof. Giftig, soos alle arseenverbindings. Dit het 'n kenmerkende knoffelreuk, wat voorkom as gevolg van die oksidasie van 'n deel van die stof.
Koolstof en silikon
Metaan - waterstofdie verbinding van koolstof is die beginpunt in die grenslose ruimte van organiese chemie. Dit is presies wat met koolstof gebeur het, want dit kan lang stabiele kettings met koolstof-koolstofbindings vorm. Vir die doeleindes van hierdie artikel is dit die moeite werd om te sê dat die koolstofatoom ook hier sp3 hibridisasie het. Die hoofreaksie van metaan is verbranding, waartydens 'n groot hoeveelheid hitte vrygestel word, en daarom word metaan (aardgas) as brandstof gebruik.
Silaan is 'n soortgelyke silikonverbinding. Dit ontbrand spontaan in lug en brand uit. Dit is opmerklik dat dit ook in staat is om koolstofagtige kettings te vorm: disilaan en trisilaan is byvoorbeeld bekend. Die probleem is dat die silikon-silikonbinding baie minder stabiel is en die kettings breek maklik.
Bor
Met boor is alles baie interessant. Die feit is dat sy eenvoudigste waterstofverbinding - boraan - onstabiel is en dimeriseer en diboraan vorm. Diboraan ontbrand spontaan in lug, maar is self stabiel, net soos sommige daaropvolgende borane wat tot 20 booratome in 'n ketting bevat - hierin het hulle verder gevorder as silane met 'n maksimum aantal van 8 atome. Alle borane is giftig, insluitend senuwee-agente.
Molekulêre formules van waterstofverbindings van nie-metale en metale word op dieselfde manier geskryf, maar hulle verskil in struktuur: metaalhidriede het 'n ioniese struktuur, nie-metale het 'n kovalente struktuur.
