Tema 47

Los elementos no metálicos constituyen un grupo reducido pero decisivo de la tabla periódica: apenas una veintena de elementos que, sin embargo, forman la base de la materia orgánica, de la atmósfera, del agua y de la inmensa mayoría de los compuestos moleculares. Frente a los metales —mayoritarios en número—, los no metales se distinguen por su tendencia a captar electrones y por formar enlaces predominantemente covalentes. Comprender su química descriptiva es imprescindible para explicar desde la respiración celular hasta la fabricación de fertilizantes o la potabilización del agua.

Este tema se integra en el bloque de química inorgánica descriptiva del temario y complementa al dedicado a los metales. Su hilo conductor es la sistemática periódica: las propiedades de cada elemento no se memorizan de forma aislada, sino que se deducen de su posición en la tabla, de su configuración electrónica y de las tendencias periódicas que Mendeléyev intuyó y que la mecánica cuántica justificó después. A lo largo del tema se caracterizan los no metales, se recorren grupo a grupo, se describen sus métodos de obtención y propiedades, y se analizan los compuestos que originan junto con sus aplicaciones.

1. Elementos no metálicos: naturaleza y posición en la tabla periódica

Delimitación y ubicación

Los no metales ocupan la región superior derecha de la tabla periódica, en el bloque p (salvo el hidrógeno, que por su configuración $1s^1$ se sitúa convencionalmente en el grupo 1 pero tiene comportamiento propio). Se consideran no metales el hidrógeno, el carbono, el nitrógeno, el fósforo, el oxígeno, el azufre, el selenio, los halógenos (F, Cl, Br, I) y los gases nobles. Entre metales y no metales, a lo largo de la diagonal que va del boro al ástato, se sitúan los semimetales o metaloides (B, Si, Ge, As, Sb, Te), de propiedades intermedias y gran interés tecnológico como semiconductores.

Configuración electrónica y tendencias periódicas

Los no metales tienen la capa de valencia casi completa: sus configuraciones van desde $ns^2 np^2$ (carbono) hasta $ns^2 np^6$ (gases nobles). Esta proximidad a la configuración de gas noble explica su tendencia a ganar electrones o a compartirlos. Las magnitudes periódicas que gobiernan su comportamiento son:

• Energía de ionización elevada: cuesta mucho arrancarles un electrón.
• Afinidad electrónica marcadamente negativa: liberan energía al captar un electrón.
• Electronegatividad alta. En la escala de Pauling, el flúor es el elemento más electronegativo ($\chi = 4{,}0$), seguido de oxígeno y nitrógeno.

Todas estas magnitudes aumentan hacia arriba y hacia la derecha en la tabla, de modo que el carácter no metálico se acentúa en esa dirección y culmina en el flúor.

Propiedades generales

En contraposición a los metales, los no metales presentan:

• Estado físico variable a temperatura ambiente: gases ($\mathrm{H_2}$, $\mathrm{N_2}$, $\mathrm{O_2}$, $\mathrm{F_2}$, $\mathrm{Cl_2}$ y gases nobles), un líquido ($\mathrm{Br_2}$) y sólidos (C, P, S, Se, $\mathrm{I_2}$).
• Malos conductores del calor y la electricidad (con la notable excepción del grafito y del carácter semiconductor de algunos metaloides).
• Sólidos frágiles, sin brillo metálico, no maleables ni dúctiles.
• Muchos existen como moléculas diatómicas ($\mathrm{H_2}$, $\mathrm{N_2}$, $\mathrm{O_2}$, $\mathrm{X_2}$) o presentan alotropía (el mismo elemento en distintas formas estructurales: oxígeno/ozono, diamante/grafito, azufre rómbico y monoclínico).

En cuanto a su reactividad, al combinarse con metales captan electrones y forman compuestos iónicos (aniones como $\mathrm{Cl^-}$, $\mathrm{O^{2-}}$); al combinarse entre sí o con el hidrógeno forman compuestos covalentes. Sus óxidos son de carácter ácido (anhídridos): al reaccionar con agua originan oxoácidos.

2. Características de los diferentes grupos

Hidrógeno

El hidrógeno es el elemento más abundante del universo y el más ligero. Con un solo electrón $1s^1$, tiene un comportamiento singular: puede ceder su electrón formando el catión $\mathrm{H^+}$ (protón) o captar uno para completar el nivel y formar el anión hidruro $\mathrm{H^-}$. Presenta tres isótopos: protio, deuterio ($^2\mathrm{H}$) y tritio ($^3\mathrm{H}$, radiactivo). Es un gas diatómico $\mathrm{H_2}$, incoloro e inflamable.

Grupo 14: el carbono

El carbono ($ns^2 np^2$) es la base de la química orgánica. Su capacidad de formar cuatro enlaces covalentes y largas cadenas (concatenación) lo hace único. Presenta numerosos alótropos: diamante (red covalente tridimensional, muy duro y aislante), grafito (láminas conductoras), fullerenos, nanotubos y grafeno. El silicio y el germanio, del mismo grupo, son semimetales.

Grupo 15: nitrogenoides (pnictógenos)

Con configuración $ns^2 np^3$, destacan el nitrógeno y el fósforo. El nitrógeno forma la molécula $\mathrm{N_2}$, con un triple enlace muy fuerte ($\approx 945\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}$) que la hace muy inerte y explica que constituya el 78 % del aire. El fósforo presenta alótropos (blanco $\mathrm{P_4}$, muy reactivo; rojo y negro). El arsénico y el antimonio son metaloides.

Grupo 16: calcógenos (anfígenos)

De configuración $ns^2 np^4$, comprende oxígeno, azufre y selenio. El oxígeno es esencial para la respiración y la combustión; existe como $\mathrm{O_2}$ (dioxígeno) y como $\mathrm{O_3}$ (ozono), su alótropo triatómico de la estratosfera. El azufre forma moléculas cíclicas $\mathrm{S_8}$ y presenta alotropía (rómbico y monoclínico). Su estado de oxidación característico es $-2$, pero azufre y selenio alcanzan también $+4$ y $+6$.

Grupo 17: halógenos

Los halógenos ($ns^2 np^5$) son los no metales más reactivos: solo les falta un electrón para completar el octeto, por lo que son fuertes oxidantes y forman con facilidad el anión $\mathrm{X^-}$. Existen como moléculas diatómicas $\mathrm{X_2}$. Su poder oxidante disminuye al bajar en el grupo:

El flúor es tan oxidante que Henri Moissan solo logró aislarlo en 1886, mediante electrólisis a baja temperatura. El estado físico varía con la masa: $\mathrm{F_2}$ y $\mathrm{Cl_2}$ son gases, $\mathrm{Br_2}$ líquido e $\mathrm{I_2}$ sólido que sublima.

Grupo 18: gases nobles

Con la capa de valencia completa ($ns^2 np^6$; el helio $1s^2$), los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) son monoatómicos y químicamente muy poco reactivos, de donde su antigua denominación de “inertes”. Su gran estabilidad inspiró la regla del octeto. No obstante, desde 1962 (Neil Bartlett) se conocen compuestos de los más pesados, como $\mathrm{XeF_2}$, $\mathrm{XeF_4}$ y $\mathrm{XeO_3}$.

3. Obtención y propiedades

La obtención de los no metales combina procesos físicos de separación con procesos químicos, muchos de ellos electroquímicos, y constituye una parte esencial de la industria química básica.

A partir del aire y del agua

• Nitrógeno y oxígeno se obtienen por destilación fraccionada del aire licuado: al calentar lentamente el aire líquido, el $\mathrm{N_2}$ ($-196\ ^{\circ}\mathrm{C}$) destila antes que el $\mathrm{O_2}$ ($-183\ ^{\circ}\mathrm{C}$). El mismo proceso proporciona argón, neón, kriptón y xenón como subproductos.
• Hidrógeno: industrialmente, por reformado con vapor del gas natural, y en laboratorio o de forma sostenible por electrólisis del agua:

Por electrólisis

• Cloro e hidrógeno se producen a la vez en el proceso cloro-álcali, electrólisis de una disolución concentrada de cloruro de sodio (salmuera), que además genera hidróxido de sodio:

• Flúor: por electrólisis de $\mathrm{KHF_2}$ disuelto en fluoruro de hidrógeno anhidro, ya que ningún reactivo químico es lo bastante oxidante para desplazarlo.

Otros procesos

• Azufre: se extrae de yacimientos por el método Frasch (fusión con agua sobrecalentada) y, cada vez más, como subproducto de la desulfuración de gases y petróleos.
• Fósforo: por reducción de fosfato de calcio con carbón y sílice en horno eléctrico.

Propiedades destacables

Las propiedades físicas siguen las tendencias periódicas ya descritas (puntos de fusión, densidad y estado de agregación). Químicamente, los no metales actúan como oxidantes frente a metales e hidrógeno, y su reactividad relativa se ordena según la electronegatividad. Una regla útil es que un halógeno más ligero desplaza al anión de otro más pesado de sus sales, por ser mejor oxidante:

4. Compuestos que originan y aplicaciones

Los no metales originan familias completas de compuestos: hidruros (covalentes o salinos), óxidos ácidos, oxoácidos y sus sales, además de las combinaciones binarias con metales. Su importancia económica y biológica es enorme.

Hidruros y su acidez

Con el hidrógeno forman hidruros covalentes: $\mathrm{CH_4}$, $\mathrm{NH_3}$, $\mathrm{H_2O}$, $\mathrm{H_2S}$, $\mathrm{HCl}$. Los haluros de hidrógeno disueltos en agua originan ácidos hidrácidos; el $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$ y $\mathrm{HI}$ son ácidos fuertes, mientras que el $\mathrm{HF}$ es débil por el enlace tan fuerte $\mathrm{H-F}$.

Óxidos ácidos y oxoácidos

Los óxidos no metálicos son anhídridos: reaccionan con agua para dar oxoácidos. Dos ejemplos de gran relevancia industrial:

Ácido sulfúrico (proceso de contacto), el compuesto químico más producido del mundo, indicador clásico del desarrollo industrial de un país:

Ácido nítrico (proceso de Ostwald), a partir del amoníaco:

Los halógenos forman toda una serie de oxoácidos con estados de oxidación crecientes, como los del cloro: $\mathrm{HClO}$ (hipocloroso), $\mathrm{HClO_2}$ (cloroso), $\mathrm{HClO_3}$ (clórico) y $\mathrm{HClO_4}$ (perclórico).

La química del nitrógeno: el proceso Haber-Bosch

La síntesis del amoníaco a partir del nitrógeno atmosférico, desarrollada por Fritz Haber, permitió la producción masiva de fertilizantes y transformó la agricultura mundial:

Se trabaja a alta presión y temperatura moderada con catalizador de hierro, un ejemplo paradigmático de aplicación del principio de Le Chatelier al equilibrio químico. Del amoníaco derivan el ácido nítrico, los nitratos fertilizantes y numerosos explosivos.

Aplicaciones por elemento

• Hidrógeno: síntesis de amoníaco, hidrogenación de grasas, y como vector energético (pilas de combustible, “hidrógeno verde”).
• Oxígeno: siderurgia, oxicorte, medicina y tratamiento de aguas.
• Nitrógeno: atmósferas inertes, criogenia ($\mathrm{N_2}$ líquido), fertilizantes.
• Azufre: producción de ácido sulfúrico, vulcanización del caucho.
• Cloro: potabilización del agua, lejía ($\mathrm{NaClO}$), PVC y disolventes.
• Fósforo: fertilizantes, detergentes, cerillas.
• Carbono: combustibles fósiles, acero, plásticos; su óxido $\mathrm{CO_2}$ es central en el problema del cambio climático.
• Gases nobles: helio en criogenia y globos, neón en tubos luminosos, argón en soldadura y bombillas, xenón en lámparas de alta intensidad.

Aplicación didáctica

En el currículo LOMLOE (Real Decreto 217/2022), los contenidos de este tema se distribuyen a lo largo de la etapa. En la ESO se introducen la tabla periódica, la distinción metal/no metal y la formulación inorgánica básica (óxidos, hidruros, sales), mientras que en 2.º de Bachillerato (Química) se profundiza en el enlace, las tendencias periódicas y la química descriptiva de los grupos. El tema conecta de forma natural con el enlace químico, el equilibrio (Haber, contacto) y la química del medio ambiente (ozono, lluvia ácida, efecto invernadero), lo que lo hace idóneo para plantear situaciones de aprendizaje contextualizadas.

Es un contenido muy propicio para desarrollar la competencia STEM y la sensibilidad ambiental: la fijación del nitrógeno, la desinfección del agua con cloro o el ciclo del ozono permiten vincular la química con retos sociales reales. Conviene anticipar ideas previas y errores frecuentes: creer que “no metal” equivale a “gas”; confundir los alótropos con isótopos; pensar que los gases nobles no forman ningún compuesto; o suponer que la reactividad de los halógenos aumenta al bajar en el grupo (es al contrario). El uso de la tabla periódica como herramienta predictiva, más que como lista memorística, es la clave metodológica del tema.

Conclusión

Los elementos no metálicos, situados en la zona superior derecha de la tabla periódica, se caracterizan por su elevada electronegatividad y su tendencia a captar o compartir electrones, formando enlaces covalentes y óxidos ácidos. Su estudio grupo a grupo —hidrógeno, carbono, nitrogenoides, calcógenos, halógenos y gases nobles— muestra cómo las propiedades derivan sistemáticamente de la configuración electrónica y de las tendencias periódicas. Su obtención (destilación del aire, electrólisis, procesos industriales) y los compuestos que originan (hidruros, oxoácidos como el sulfúrico y el nítrico, amoníaco) sostienen buena parte de la industria química y de la vida moderna. Dominar esta química descriptiva, apoyándose siempre en la lógica de la tabla periódica, es esencial tanto para el rigor científico del docente como para transmitir al alumnado una visión coherente y predictiva de la materia.