Metales, no metales y metaloides

Trabajo de Química
Metales, No Metales y Metaloides
Introducción


Aún antes de establecerse la tabla periódica; ya el
creador de la simbología de los elementos J. J.
BERZELIUS publicó en 1814 una clasificación
sistemática en donde agrupaba dos tipos: los METALES
y los NO METALES. Esta clasificación se basa en las
características físicas y químicas de los elementos.
Además de estos 2 tipos, hoy en día existe un tercer tipo
llamado “metaloides” Los cuales tienen características
intermedias de los 2 grupos.
En esta disertación nos referiremos a estos tres grupos
con sus características, utilidades y algunos ejemplos de
ellos.
Tabla Periódica
Tabla Periódica
Metales

Son elementos químicos que generalmente
contienen entre uno y tres electrones en la
última órbita, que pueden ceder con facilidad, lo
que los convierte en conductores del calor y la
electricidad. El oro y la plata, por ejemplo,
poseen mucho brillo y debido a sus
características físicas constituyen magníficos
conductores de la electricidad, aunque por su
alto precio en el mercado se prefiere emplear,
como sustitutos, el cobre y el aluminio, metales
más baratos e igualmente buenos conductores.
Propiedades Químicas





Tendencia a la perdida de electrones de la última
capa para transformarse en iones electropositivos
(cationes), generalmente al combinarse con no metales.
La mayoría se combinan con el oxígeno para formar
óxidos.
Reaccionan con los ácidos para formar sales.
Ej: Zinc + ácido clorhídrico cloruro de cinc + hidrógeno
Zin + HCI znCI² + H²
Forman aleaciones (mezclas homogéneas formada
por dos o más metales o elementos de carácter metálico
en mezcla, disolución o combinación).
Por lo regular a temperatura ambiente son sólidos
excepto Hg, Ga, Cs y Fr.
Propiedades Físicas

Brillo: reflejan la luz que incide sobre su superficie. La inmensa mayoría
presenta un brillo metálico muy intenso.

Dureza: las superficies de los metales oponen resistencia a dejarse
rayar por objetos agudos.

Tenacidad: los metales presentan menor o mayor resistencia a romperse
cuando se ejerce sobre ellos una presión.

Maleabilidad: ciertos metales, tales como la plata, el oro y el cobre,
presentan la propiedad de ser reducidos a delgadas laminas, sin romperse.

Conductividad calórica: los metales absorben y conducen la energía
calórica.

Conductividad eléctrica: los metales permiten el paso de la corriente
eléctrica a través de su masa.
Densidad: la inmensa mayoría de los
metales presentan altas densidades.
Fusibilidad: la inmensa mayoría de los
metales presentan elevadísimos puntos de
fusión, en mayor o menor medida, para ser
fundidos.
Ductibilidad: los metales son fácilmente
estirados en hilos finos (alambres), sin
romperse.
No Metales

Poseen, generalmente, entre cinco y siete
electrones en su última órbita. Debido a
esa propiedad, en lugar de ceder
electrones su tendencia es ganarlos para
poder completar ocho en su última órbita.
Los no metales son malos conductores del
calor y la electricidad, no poseen brillo, no
son maleables ni dúctiles y, en estado
sólido, son frágiles.
Propiedades Químicas
Sus óxidos (anhídridos) al reaccionar
con agua forman ácidos oxácidos.

Los no metales pueden actuar
positivamente (si ceden electrones), y
negativamente, esta última opción al
combinarse con los Metales, quedando
como aniones.

Propiedades Fisicas
No son conductores de la electricidad
ni del calor.

En condiciones ambientales los hay
gaseosos (H2 , O2, N2, Cl2, etc) y los
restantes son sólidos (azufre, carbono,
fósforo, etc.), a excepción del Bromo (Br)
que es liquido.

No son maleables ni dúctiles.

Metaloides

Algunos elementos suelen comportarse según las condiciones
como metales o como no metales; a estos se les conoce como
METALOIDES.

Son elementos que poseen, generalmente, cuatro electrones en su
última órbita, por lo que poseen propiedades intermedias entre los
metales y los no metales. Esos elementos conducen la electricidad
solamente en un sentido, no permitiendo hacerlo en sentido
contrario como ocurre en los metales. El silicio (Si), por ejemplo, es
un metaloide ampliamente utilizado en la fabricación de elementos
semiconductores para la industria electrónica, como rectificadores
diodos, transistores, circuitos integrados, microprocesadores, etc.
Pueden ser tanto brillantes como opacos, y su forma puede cambiar
fácilmente. Generalmente, los metaloides son conductores de calor
y de electricidad, de mejor manera que los no metales, y no tan bien
como los metales.
Enlaces Metálicos o de Banda.



Consiste en un conjunto de cargas positivas que son los átomos metálicos
desprovistos de sus electrones de valencia, los cuales pertenecen y unen a todos los
cationes. Los metales en estado sólido forman un retículo cristalino tridimensional, en
cuyos nudos hay los cationes metálicos, y entre ellos se mueven libremente los
electrones de valencia. En este enlace, los electrones negativos se distribuyen por
todo el metal formando enlaces no direccionales o deslocalizados con los iones plata
positivos. Puede decirse que los orbitales atómicos de valencia se superponen en
gran número dando lugar a bandas de energía continuas en las que los electrones se
desplazan libremente. Esta estructura, conocida como enlace metálico, explica las
propiedades características de los metales: brillo, ductilidad, son buenos conductores
de la electricidad al estar los electrones libres para moverse de un sitio a otro, y
resultan maleables porque sus iones positivos se mantienen unidos por fuerzas no
direccionales.
En las sustancias metálicas, como en las iónicas, no existen moléculas, es el cristal
en su conjunto el que se considera como una molécula
. Los electrones están totalmente deslocalizados, lo que significa que el enlace es
completamente adireccional., ya que los enlaces se extienden en las tres direcciones
del espacio. Los sólidos metálicos son excelentes conductores eléctricos y térmicos,
debido a la existencia de electrones libres, poseen brillo metálico y son tenaces,
dúctiles y opacos.
Generalmente se considera que el enlace metálico
consiste de un grupo de iones positivos y una gran
cantidad de electrones, los cuales pueden
moverse libremente entre los iones. Este
comportamiento influye sobre las propiedades
generales de los metales como en el caso de su
habilidad para conducir la corriente eléctrica.
Enlace covalente









Las reacciones entre dos NO METALES producen enlace covalente. Este tipo de enlace se forma
cuando la diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande como para que se
efectúe transferencia de electrones, entonces los átomos comparten uno o más pares
electrónicos en un nuevo tipo de orbital denominado orbital molecular.
Veamos , por ejemplo la reacción entre dos átomos de hidrógeno para formar la molécula
diatómica de hidrógeno: cada átomo de hidrógeno aislado tiene la siguiente configuración
electrónica:
H: 1s1 1s1 :H
Cada átomo suministra un electrón, los cuales se comparten entre los dos átomos de hidrógeno
en la formación de un solo enlace covalente. Entonces cada átomo de hidrógeno adquiere la
configuración del gas noble helio
2 He = 1s2 ↑↓
Los orbitales 1s se superponen de manera que ambos electrones se encuentran en los orbitales
de los dos átomos de hidrógeno. Por eso los átomos enlazados tienen un ordenamiento más
estable y menor energía que los átomos aislados. Esto ocurre cuando los electrones de estos dos
átomos de hidrógeno aislados tienen giros opuestos.
En algunos casos, sin embargo, es un solo átomo el que suministra ambos electrones y se
denomina enlace covalente coordinado, que luego de formarse no es diferente a otro enlace
covalente.
Si entre los dos átomos se comparten dos pares de electrones se denomina ENLACE
COVALENTE DOBLE.
Si entre los dos átomos se comparten tres pares de electrones se denomina ENLACE
COVALENTE TRIPLE.
Cuando los atomos son identicos la
molécula resultante se llama Homonuclear y
es apolar.
Cuando el enlace tiene lugar entre dos átomos que no son idénticos, la
molécula resultante se denomina heteronuclear y en ella los electrones
del enlace no serán atraídos con igual fuerza por ambos átomos ya
que éstos presentan distinta electronegatividad, por lo que es polar.
Veamos el caso del HF: la molécula se forma mediante la combinación
de un átomo de hidrógeno con un átomo de flúor.
La electronegatividad del F (Fluor) es 4.0
La electronegatividad del H (Hidrogeno) es 2.1
Esta distribución asimétrica de la densidad electrónica hace que el
elemento más electropositivo sea ligeramente positivo y viceversa.
Oxidación


Los términos oxidación y reducción son procesos donde hay
transferencia de electrones entre los átomos de los elementos que
reaccionan; la sustancia que pierde electrones (por ejemplo un
metal) se dice que se oxida y la que los gana (por ejemplo el
oxígeno) es la que se reduce. Siempre que se realiza una oxidación
se produce una reducción, y viceversa, ya que se requiere que una
sustancia química pierda electrones y otro los gane. Se dice que la
oxidación y la reducción son fenómenos concomitantes porque no
es posible que uno se realice sin el otro.
El estado de oxidación o número de oxidación se define como la
suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual
indirectamente indica el número de electrones que el átomo ha
aceptado o cedido. El estado de oxidación es una aproximación
conceptual, útil por ejemplo cuando se producen procesos de
oxidación y reducción (procesos rédox).


ENLACE IÓNICO
Los compuestos iónicos resultan normalmente
de la reacción de un metal de bajo potencial de
ionización, con un no metal. Los electrones se
transfieren del metal al no metal, dando lugar a
cationes y aniones, respectivamente. Estos se
mantienen unidos por fuerzas electrostáticas
fuertes llamadas enlaces iónicos.
Cobre
Nombre
Cobre
Número atómico
Valencia
29
1,2
Estado de oxidación
Electronegatividad
+2
1,9
Radio covalente (Å)
1,38
Radio iónico (Å)
0,69
Radio atómico (Å)
1,28
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
[Ar]3d104s1
7,77
63,54
Densidad (g/ml)
8,96
Punto de ebullición (ºC)
2595
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
1083
Los antiguos

El cobre es el primer elemento del subgrupo Ib de la
tabla periódica y también incluye los otros metales de
acuñación, plata y oro. Su átomo tiene la estructura
electrónica 1s22s22p63s23p63d104s1. El bajo
potencial de ionización del electrón 4s1 da por
resultado una remoción fácil del mismo para obtener
cobre. El cobre se caracteriza por su baja actividad
química. Se combina químicamente en alguno de sus
posibles estados de valencia.

Un metal comparativamente pesado, el cobre sólido
puro, tiene una densidad de 8.96 g/cm3 a 20ºC,
mientras que el del tipo comercial varía con el método
de manufactura, oscilando entre 8.90 y 8.94. El punto
de fusión del cobre es de 1083.0 (+/-) 0.1ºC (1981.4
+/- 0.2ºF). Su punto de ebullición normal es de 2595ºC
(4703ºF). El cobre no es magnético; o más
exactamente, es un poco paramagnético. Su
conductividad térmica y eléctrica son muy altas. Es
uno de los metales que puede tenerse en estado más
puro, es moderadamente duro, es tenaz en extremo y
resistente al desgaste. La fuerza del cobre está
acompañada de una alta ductibilidad. Las propiedades
mecánicas y eléctricas de un metal dependen en gran
medida de las condiciones físicas, temperatura y
tamaño de grano del metal.
Las principales aplicaciones de los compuestos de
cobre las encontramos en la agricultura, en especial
como fungicidas e insecticidas; como pigmentos; en
soluciones galvanoplásticas; en celdas primarias;
como mordentes en teñido, y como catalizadores.
Fluor
Nombre
Flúor
Número atómico
9
Valencia
-1
Estado de oxidación
-1
Electronegatividad
4,0
Radio covalente (Å)
0,72
Radio iónico (Å)
1,36
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
1s22s22p5
17,54
18,9984
1,11
-188,2
-219,6
Moissan en 1886

Propiedades. El flúor elemental es un gas de color amarillo pálido a
temperaturas normales. El olor del elemento es algo que está todavía
en duda. La reactividad del elemento es tan grande que reacciona
con facilidad, a temperatura ambiente, con muchas otras sustancias
elementales, entre ellas el azufre, el yodo, el fósforo, el bromo y la
mayor parte de los metales. Dado que los productos de reacción con
los no metales son líquidos o gases, las reacciones continúan hasta
consumirlo por completo, con frecuencia con producción
considerable de calor y luz.

El flúor reacciona con violencia considerable con la mayor parte de
los compuestos que contienen hidrógeno, como el agua, el amoniaco
y todas las sustancias orgánicas, sean líquidos, sólidos o gases. La
reacción del flúor con el agua es compleja y produce principalmente
fluoruro de hidrógeno y oxígeno, así como cantidades menores de
peróxido de hidrógeno, difluoruro de oxígeno y ozono. El flúor
desplaza otros elementos no metálicos de sus compuestos, aun
aquellos muy cercanos en cuanto a actividad química. Desplaza el
cloro del cloruro de sodio y el oxígeno en la sílica, en vidrio y en
algunos materiales cerámicos. En ausencia de fluoruro de hidrógeno,
el flúor no ataca en forma significativa al cuarzo o al vidrio, ni aun
después de varias horas a temperaturas hasta de 200ºC (390ºF).


El flúor es un elemento muy
tóxico y reactivo. Muchos de
sus compuestos, en especial
los inorgánicos, son también
tóxicos y pueden causar
quemaduras severas y
profundas. Hay que tener
cuidado para prevenir que
líquidos o vapores entren en
contacto con la piel y los
ojos.
Algunos compuestos se han
vuelto familiares a través de
usos menores pero
importantes, como aditivos
en pastas de dientes y
superficies fluoropoliméricas,
también antiadherentes
sobre sartenes y hojas de
afeitar (teflón por ejemplo).
Silicio
Silicio
Nombre
Número atómico
Valencia
14
4
Estado de oxidación
Electronegatividad
+4
1,8
Radio covalente (Å)
1,11
Radio iónico (Å)
0,41
Radio atómico (Å)
1,32
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
[Ne]3s23p2
8,15
28,086
Densidad (g/ml)
2,33
Punto de ebullición (ºC)
2680
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
1410
Jons Berzelius en
1823





El silicio es un elemento químico no metálico
situado en el grupo 14 de la tabla periódica de
los elementos formando parte de la familia de
los carbonoideos. Es el segundo elemento
más abundante en la corteza terrestre (27,7%
en peso) después del oxígeno. Se presenta
en forma amorfa y cristalizada; el primero es
un polvo parduzco, más activo que la variante
cristalina, que se presenta en octaedros de
color azul grisáceo y brillo metálico.
Caracteristicas
Sus propiedades son intermedias entre las
del carbono y el germanio. En forma cristalina
es un muy duro y poco soluble y presenta un
brillo metálico y color grisáceo. Aunque es un
elemento relativamente inerte y resiste la
acción de la mayoría de los ácidos, reacciona
con los halógenos y álcalis diluidos. El silicio
transmite más del 95% de las longitudes de
onda de la radiación infrarroja.
Aplicaciones
Se utiliza en aleaciones, en la preparación de
las siliconas, en la industria cerámica y debido
a que es un material semiconductor muy
abundante, tiene un interés especial en la
industria electrónica y microelectrónica como
material básico para la creación de obleas o
chips que se pueden implantar en
transistores, pilas solares, y una gran
variedad de circuitos electrónicos.
El silicio es un elemento vital en numerosas industrias. El
dióxido de silicio (arena y arcilla) es un importante
constituyente del hormigón y los ladrillos y se emplea además
en la producción de cemento portland. Por sus propiedades
semiconductoras se usa en la fabricación de transistores,
células solares y todo tipo de dispositivos semicondutores; por
esta razón se conoce como Silicon Valley (Valle del Silicio) a la
región de California en la que concentran numerosas empresas
del sector de la electrónica y la informática.
Abundancia y obtención
El silicio es uno de los componentes principales de los
aerolitos, una clase de meteoroides.
El silicio no se encuentra en estado nativo; arena, cuarzo,
amatista, ágata, pedernal, ópalo y jaspe son algunas de los
minerales en los que aparece el óxido, mientras que formando
silicatos se encuentra, entre otros, en el granito, feldespato,
arcilla, hornblenda y mica.
El silicio comercial se obtiene a partir de sílice de alta pureza
en horno de arco eléctrico reduciendo el óxido con electrodos
de carbono a temperatura superior a 1900 ºC:
SiO2 + C → Si + CO2
Los métodos físicos de purificación del silicio metalúrgico se
basan en la mayor solubilidad de las impurezas en el silicio
líquido, de forma que éste se concentra en las últimas zonas
solidificadas. La fusión por zonas, el primer método usado a
escala industrial, consiste en fundir un extremo de la barra de
silicio y trasladar lentamente el foco de calor a lo largo de la
barra de modo que el silicio va solidificando con una pureza
mayor al arrastrar la zona fundida gran parte de las impurezas.
El proceso puede repetirse las veces que sea necesario hasta
lograr la pureza deseada bastando entonces cortar el extremo
final en el que se han acumulado las impurezas.
Los métodos químicos, usados
actualmente, actúan sobre un
compuesto de silicio que sea
más fácil de purificar
descomponiendolo tras la
purificación para obtener el
silicio. Los compuestos
comúnmente usados son el
triclorosilano (HSiCl3), el
tetracloruro de silicio (SiCl4) y el
silano (SiH4).
Una vez obtenido el silicio
ultrapuro es necesario obtener
un monocristal, para lo que se
utiliza el proceso Czochralski.
Galio
Nombre
Galio
Número atómico
Valencia
31
3
Estado de oxidación
Electronegatividad
+3
1,6
Radio covalente (Å)
1,26
Radio iónico (Å)
0,62
Radio atómico (Å)
1,41
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización
(eV)
Masa atómica (g/mol)
[Ar]3d104s24p1
6,02
69,72
Densidad (g/ml)
5,91
Punto de ebullición (ºC)
2237
Punto de fusión (ºC)
29,8



Tiene un gran intervalo de temperatura en el estado
líquido, y se ha recomendado su uso en
termómetros de alta temperatura y manómetros. En
aleación con plata y estañó, sirve para soldar
materiales no metálicos, incluyendo gemas y otros.
Los artículos sintéticos superconductores pueden
prepararse por la fabricación de matrices porosas de
vanadio o tántalo impregnados con hidruro de galio.
El galio ha dado excelentes resultados como
semiconductor para uso en rectificadores,
transistores, fotoconductores, fuentes de luz, diodos
láser o máser y aparatos de refrigeración.
El galio sólido parece gris azulado cuando se
expone a la atmósfera. El galio líquido es blanco
plateado, con una superficie reflejante brillante. Su
punto de congelación es más bajo que el de
cualquier metal con excepción del mercurio (-39ºC o
-38ºF) y el cesio (28.5ºC u 83.3ºF).
El galio es semejante químicamente al aluminio. Es
un pocotas acido. La valencia normal del galio es 3+
y forma hidróxidos, óxidos y sales. El galio funde al
contacto con el aire cuando se calienta a 500ºC
(930ºF). Reacciona vigorosamente con agua
hirviendo, pero ligeramente con agua a temperatura
ambiente. Las sales de galio son incoloras; se
preparan de manera directa a partir del metal, dado
que la purificación de éste es más simple que la de
sus sales.




Todo el aluminio contiene cantidades pequeñas
de galio, como impureza inofensiva, pero la
penetración intergranular de grandes
cantidades a 30ºC causa fallas catastróficas.
El galio es un elemento que se encuentra en el
cuerpo, pero en cantidades muy pequeñas. Por
ejemplo, en una persona con una masa de 70
kilos
el componente radioactivo del galio, citrato de
galio (67Ga), puede ser inyectado en el cuerpo
y usado para escáneres con galio sin efectos
perjudiciales. Aunque no es peligroso en
pequeñas cantidades, el galio no debe ser
consumido a propósito en grandes dosis.
Algunos compuestos del galio pueden ser de
hecho muy peligrosos, sin embargo. Por
ejemplo, altas exposiciones al cloruro de galio
(III) pueden causar irritación de la garganta,
dificultades de respiración, dolores pectorales,
y sus vapores pueden provocar afecciones
muy graves como edema pulmonar y parálisis
parcial.
El galio es un elemento ideal para ser usado en
minas, pero la polución es destructiva para La
Tierra y para la salud de sus habitantes.
Incluso haciéndose esfuerzos para eliminar la
polución del agua, esto incrementaría
significativamente los costes de procedimiento
de la conversión de plutonio en un combustible
FIN