Tema 47

Els elements no metàl·lics constitueixen un grup reduït però decisiu de la taula periòdica: a penes una vintena d'elements que, no obstant, formen la base de la matèria orgànica, de l'atmosfera, de l'aigua i de la immensa majoria dels compostos moleculars. Enfront dels metalls —majoritaris en nombre—, els no metalls es distingeixen per la seua tendència a captar electrons i per formar enllaços predominantment covalents. Comprendre la seua química descriptiva és imprescindible per explicar des de la respiració cel·lular fins a la fabricació de fertilitzants o la potabilització de l'aigua.

Aquest tema s'integra en el bloc de química inorgànica descriptiva del temari i complementa el dedicat als metalls. El seu fil conductor és la sistemàtica periòdica: les propietats de cada element no es memoritzen de forma aïllada, sinó que es dedueixen de la seua posició en la taula, de la seua configuració electrònica i de les tendències periòdiques que Mendeléiev va intuir i que la mecànica quàntica va justificar després. Al llarg del tema es caracteritzen els no metalls, es recorren grup a grup, es descriuen els seus mètodes d'obtenció i propietats, i s'analitzen els compostos que originen junt amb les seues aplicacions.

1. Elements no metàl·lics: naturalesa i posició en la taula periòdica

Delimitació i ubicació

Els no metalls ocupen la regió superior dreta de la taula periòdica, en el bloc p (llevat de l'hidrogen, que per la seua configuració $1s^1$ se situa convencionalment en el grup 1 però té comportament propi). Es consideren no metalls l'hidrogen, el carboni, el nitrogen, el fòsfor, l'oxigen, el sofre, el seleni, els halògens (F, Cl, Br, I) i els gasos nobles. Entre metalls i no metalls, al llarg de la diagonal que va del bor a l'àstat, se situen els semimetalls o metal·loides (B, Si, Ge, As, Sb, Te), de propietats intermèdies i gran interés tecnològic com a semiconductors.

Configuració electrònica i tendències periòdiques

Els no metalls tenen la capa de valència quasi completa: les seues configuracions van des de $ns^2 np^2$ (carboni) fins a $ns^2 np^6$ (gasos nobles). Aquesta proximitat a la configuració de gas noble explica la seua tendència a guanyar electrons o a compartir-los. Les magnituds periòdiques que governen el seu comportament són:

• Energia d'ionització elevada: costa molt arrancar-los un electró.
• Afinitat electrònica marcadament negativa: alliberen energia en captar un electró.
• Electronegativitat alta. En l'escala de Pauling, el fluor és l'element més electronegatiu ($\chi = 4{,}0$), seguit d'oxigen i nitrogen.

Totes aquestes magnituds augmenten cap amunt i cap a la dreta en la taula, de manera que el caràcter no metàl·lic s'accentua en aquesta direcció i culmina en el fluor.

Propietats generals

En contraposició als metalls, els no metalls presenten:

• Estat físic variable a temperatura ambient: gasos ($\mathrm{H_2}$, $\mathrm{N_2}$, $\mathrm{O_2}$, $\mathrm{F_2}$, $\mathrm{Cl_2}$ i gasos nobles), un líquid ($\mathrm{Br_2}$) i sòlids (C, P, S, Se, $\mathrm{I_2}$).
• Mals conductors de la calor i l'electricitat (amb la notable excepció del grafit i del caràcter semiconductor d'alguns metal·loides).
• Sòlids fràgils, sense lluïssor metàl·lica, no mal·leables ni dúctils.
• Molts existeixen com a molècules diatòmiques ($\mathrm{H_2}$, $\mathrm{N_2}$, $\mathrm{O_2}$, $\mathrm{X_2}$) o presenten al·lotropia (el mateix element en distintes formes estructurals: oxigen/ozó, diamant/grafit, sofre ròmbic i monoclínic).

Quant a la seua reactivitat, en combinar-se amb metalls capten electrons i formen compostos iònics (anions com $\mathrm{Cl^-}$, $\mathrm{O^{2-}}$); en combinar-se entre si o amb l'hidrogen formen compostos covalents. Els seus òxids són de caràcter àcid (anhídrids): en reaccionar amb aigua originen oxoàcids.

2. Característiques dels diferents grups

Hidrogen

L'hidrogen és l'element més abundant de l'univers i el més lleuger. Amb un sol electró $1s^1$, té un comportament singular: pot cedir el seu electró formant el catió $\mathrm{H^+}$ (protó) o captar-ne un per completar el nivell i formar l'anió hidrur $\mathrm{H^-}$. Presenta tres isòtops: proti, deuteri ($^2\mathrm{H}$) i triti ($^3\mathrm{H}$, radioactiu). És un gas diatòmic $\mathrm{H_2}$, incolor i inflamable.

Grup 14: el carboni

El carboni ($ns^2 np^2$) és la base de la química orgànica. La seua capacitat de formar quatre enllaços covalents i llargues cadenes (concatenació) el fa únic. Presenta nombrosos al·lòtrops: diamant (xarxa covalent tridimensional, molt dur i aïllant), grafit (làmines conductores), fullerens, nanotubs i grafé. El silici i el germani, del mateix grup, són semimetalls.

Grup 15: nitrogenoides (pnictògens)

Amb configuració $ns^2 np^3$, destaquen el nitrogen i el fòsfor. El nitrogen forma la molècula $\mathrm{N_2}$, amb un triple enllaç molt fort ($\approx 945\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}$) que la fa molt inerta i explica que constituïsca el 78 % de l'aire. El fòsfor presenta al·lòtrops (blanc $\mathrm{P_4}$, molt reactiu; roig i negre). L'arsènic i l'antimoni són metal·loides.

Grup 16: calcògens (amfígens)

De configuració $ns^2 np^4$, comprèn oxigen, sofre i seleni. L'oxigen és essencial per a la respiració i la combustió; existeix com $\mathrm{O_2}$ (dioxigen) i com $\mathrm{O_3}$ (ozó), el seu al·lòtrop triatòmic de l'estratosfera. El sofre forma molècules cícliques $\mathrm{S_8}$ i presenta al·lotropia (ròmbic i monoclínic). El seu estat d'oxidació característic és $-2$, però sofre i seleni assoleixen també $+4$ i $+6$.

Grup 17: halògens

Els halògens ($ns^2 np^5$) són els no metalls més reactius: només els falta un electró per completar l'octet, per la qual cosa són forts oxidants i formen amb facilitat l'anió $\mathrm{X^-}$. Existeixen com a molècules diatòmiques $\mathrm{X_2}$. El seu poder oxidant disminueix en baixar en el grup:

$$\mathrm{F_2} > \mathrm{Cl_2} > \mathrm{Br_2} > \mathrm{I_2}$$

El fluor és tan oxidant que Henri Moissan només va aconseguir aïllar-lo el 1886, mitjançant electròlisi a baixa temperatura. L'estat físic varia amb la massa: $\mathrm{F_2}$ i $\mathrm{Cl_2}$ són gasos, $\mathrm{Br_2}$ líquid i $\mathrm{I_2}$ sòlid que sublima.

Grup 18: gasos nobles

Amb la capa de valència completa ($ns^2 np^6$; l'heli $1s^2$), els gasos nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) són monoatòmics i químicament molt poc reactius, d'on la seua antiga denominació d'"inerts". La seua gran estabilitat va inspirar la regla de l'octet. No obstant, des de 1962 (Neil Bartlett) es coneixen compostos dels més pesants, com $\mathrm{XeF_2}$, $\mathrm{XeF_4}$ i $\mathrm{XeO_3}$.

3. Obtenció i propietats

L'obtenció dels no metalls combina processos físics de separació amb processos químics, molts d'ells electroquímics, i constitueix una part essencial de la indústria química bàsica.

A partir de l'aire i de l'aigua

• Nitrogen i oxigen s'obtenen per destil·lació fraccionada de l'aire liquat: en escalfar lentament l'aire líquid, el $\mathrm{N_2}$ ($-196\ ^{\circ}\mathrm{C}$) destil·la abans que l'$\mathrm{O_2}$ ($-183\ ^{\circ}\mathrm{C}$). El mateix procés proporciona argó, neó, criptó i xenó com a subproductes.
• Hidrogen: industrialment, per reformat amb vapor del gas natural, i en laboratori o de forma sostenible per electròlisi de l'aigua:

$$\mathrm{CH_4} + \mathrm{H_2O} \xrightarrow{\ \Delta\ } \mathrm{CO} + 3\,\mathrm{H_2}$$ $$2\,\mathrm{H_2O} \xrightarrow{\ \text{electròlisi}\ } 2\,\mathrm{H_2} + \mathrm{O_2}$$

Per electròlisi

• Clor i hidrogen es produeixen alhora en el procés clor-àlcali, electròlisi d'una dissolució concentrada de clorur de sodi (salmorra), que a més genera hidròxid de sodi:

$$2\,\mathrm{NaCl} + 2\,\mathrm{H_2O} \xrightarrow{\ \text{electròlisi}\ } 2\,\mathrm{NaOH} + \mathrm{H_2} + \mathrm{Cl_2}$$

• Fluor: per electròlisi de $\mathrm{KHF_2}$ dissolt en fluorur d'hidrogen anhidre, ja que cap reactiu químic és prou oxidant per desplaçar-lo.

Altres processos

• Sofre: s'extrau de jaciments pel mètode Frasch (fusió amb aigua sobreescalfada) i, cada vegada més, com a subproducte de la desulfuració de gasos i petrolis.
• Fòsfor: per reducció de fosfat de calci amb carbó i sílice en forn elèctric.

Propietats destacables

Les propietats físiques segueixen les tendències periòdiques ja descrites (punts de fusió, densitat i estat d'agregació). Químicament, els no metalls actuen com a oxidants enfront de metalls i hidrogen, i la seua reactivitat relativa s'ordena segons l'electronegativitat. Una regla útil és que un halogen més lleuger desplaça l'anió d'un altre més pesant de les seues sals, per ser millor oxidant:

$$\mathrm{Cl_2} + 2\,\mathrm{KBr} \rightarrow 2\,\mathrm{KCl} + \mathrm{Br_2}$$

4. Compostos que originen i aplicacions

Els no metalls originen famílies completes de compostos: hidrurs (covalents o salins), òxids àcids, oxoàcids i les seues sals, a més de les combinacions binàries amb metalls. La seua importància econòmica i biològica és enorme.

Hidrurs i la seua acidesa

Amb l'hidrogen formen hidrurs covalents: $\mathrm{CH_4}$, $\mathrm{NH_3}$, $\mathrm{H_2O}$, $\mathrm{H_2S}$, $\mathrm{HCl}$. Els halurs d'hidrogen dissolts en aigua originen àcids hidràcids; el $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$ i $\mathrm{HI}$ són àcids forts, mentre que el $\mathrm{HF}$ és feble per l'enllaç tan fort $\mathrm{H-F}$.

Òxids àcids i oxoàcids

Els òxids no metàl·lics són anhídrids: reaccionen amb aigua per donar oxoàcids. Dos exemples de gran rellevància industrial:

Àcid sulfúric (procés de contacte), el compost químic més produït del món, indicador clàssic del desenvolupament industrial d'un país:

$$\mathrm{S} + \mathrm{O_2} \rightarrow \mathrm{SO_2}$$ $$2\,\mathrm{SO_2} + \mathrm{O_2} \rightleftharpoons 2\,\mathrm{SO_3}$$ $$\mathrm{SO_3} + \mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{H_2SO_4}$$

Àcid nítric (procés d'Ostwald), a partir de l'amoníac:

$$4\,\mathrm{NH_3} + 5\,\mathrm{O_2} \rightarrow 4\,\mathrm{NO} + 6\,\mathrm{H_2O}$$ $$2\,\mathrm{NO} + \mathrm{O_2} \rightarrow 2\,\mathrm{NO_2}$$ $$3\,\mathrm{NO_2} + \mathrm{H_2O} \rightarrow 2\,\mathrm{HNO_3} + \mathrm{NO}$$

Els halògens formen tota una sèrie d'oxoàcids amb estats d'oxidació creixents, com els del clor: $\mathrm{HClO}$ (hipoclorós), $\mathrm{HClO_2}$ (clorós), $\mathrm{HClO_3}$ (clòric) i $\mathrm{HClO_4}$ (perclòric).

La química del nitrogen: el procés Haber-Bosch

La síntesi de l'amoníac a partir del nitrogen atmosfèric, desenvolupada per Fritz Haber, va permetre la producció massiva de fertilitzants i va transformar l'agricultura mundial:

$$\mathrm{N_2} + 3\,\mathrm{H_2} \rightleftharpoons 2\,\mathrm{NH_3} \qquad (\Delta H < 0)$$

Es treballa a alta pressió i temperatura moderada amb catalitzador de ferro, un exemple paradigmàtic d'aplicació del principi de Le Chatelier a l'equilibri químic. De l'amoníac deriven l'àcid nítric, els nitrats fertilitzants i nombrosos explosius.

Aplicacions per element

• Hidrogen: síntesi d'amoníac, hidrogenació de greixos, i com a vector energètic (piles de combustible, "hidrogen verd").
• Oxigen: siderúrgia, oxitall, medicina i tractament d'aigües.
• Nitrogen: atmosferes inertes, criogènia ($\mathrm{N_2}$ líquid), fertilitzants.
• Sofre: producció d'àcid sulfúric, vulcanització del cautxú.
• Clor: potabilització de l'aigua, lleixiu ($\mathrm{NaClO}$), PVC i dissolvents.
• Fòsfor: fertilitzants, detergents, mistos.
• Carboni: combustibles fòssils, acer, plàstics; el seu òxid $\mathrm{CO_2}$ és central en el problema del canvi climàtic.
• Gasos nobles: heli en criogènia i globus, neó en tubs lluminosos, argó en soldadura i bombetes, xenó en làmpades d'alta intensitat.

Aplicació didàctica

En el currículum LOMLOE (Real Decreto 217/2022), els continguts d'aquest tema es distribueixen al llarg de l'etapa. En l'ESO s'introdueixen la taula periòdica, la distinció metall/no metall i la formulació inorgànica bàsica (òxids, hidrurs, sals), mentre que en 2n de Batxillerat (Química) s'aprofundeix en l'enllaç, les tendències periòdiques i la química descriptiva dels grups. El tema connecta de forma natural amb l'enllaç químic, l'equilibri (Haber, contacte) i la química del medi ambient (ozó, pluja àcida, efecte hivernacle), la qual cosa el fa idoni per plantejar situacions d'aprenentatge contextualitzades.

És un contingut molt propici per desenvolupar la competència STEM i la sensibilitat ambiental: la fixació del nitrogen, la desinfecció de l'aigua amb clor o el cicle de l'ozó permeten vincular la química amb reptes socials reals. Convé anticipar idees prèvies i errors freqüents: creure que "no metall" equival a "gas"; confondre els al·lòtrops amb isòtops; pensar que els gasos nobles no formen cap compost; o suposar que la reactivitat dels halògens augmenta en baixar en el grup (és al contrari). L'ús de la taula periòdica com a eina predictiva, més que com a llista memorística, és la clau metodològica del tema.

Conclusió

Els elements no metàl·lics, situats en la zona superior dreta de la taula periòdica, es caracteritzen per la seua elevada electronegativitat i la seua tendència a captar o compartir electrons, formant enllaços covalents i òxids àcids. El seu estudi grup a grup —hidrogen, carboni, nitrogenoides, calcògens, halògens i gasos nobles— mostra com les propietats deriven sistemàticament de la configuració electrònica i de les tendències periòdiques. La seua obtenció (destil·lació de l'aire, electròlisi, processos industrials) i els compostos que originen (hidrurs, oxoàcids com el sulfúric i el nítric, amoníac) sostenen bona part de la indústria química i de la vida moderna. Dominar aquesta química descriptiva, recolzant-se sempre en la lògica de la taula periòdica, és essencial tant per al rigor científic del docent com per transmetre a l'alumnat una visió coherent i predictiva de la matèria.