QUIMICA: ELEMENTOS

METALES Y NO METALES

INTRODUCCIÓN

Toda la materia está formada a partir de átomos, unidades elementales que existen en un número limitado. Los átomos no pueden ser divididos en partes más sencillas mediante los métodos físicos o químicos usuales. en la naturaleza existe 92 elementos químicos, aunque se han creado unos 20 elementos más mediante reacciones nucleares. los elementos químicos fueron clasificados por primera vez por Mendelejev siguiendo unas pautas determinadas.

Estos elementos están divididos en tres categorías: metales, no metales y metaloides 

De los 112 elementos que se conocen, sólo 25 son no metálicos; su química a diferencia de los no metales, es muy diversa, a pesar de que representa un número muy reducido, la mayoría de ellos son esenciales para los sistemas biológicos (O, C, H, N, P y S). En el grupo de los no metales se incluyen los menos reactivos: los gases nobles. Las propiedades únicas del H lo apartan del resto de los elementos en la tabla periódica.

Los metales en su mayoría provienen de los minerales. Los metales más abundantes en la corteza terrestre que existen en forma mineral son: aluminio, hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, titanio, y manganeso. El agua de mar es una rica fuente de iones metálicos como Na+, Mg+ y Ca+. La obtención del elemento puro como el hierro, aluminio, entre otros se logra mediante procesos metalúrgicos.

METALES Y NO METALES

Metales

La mayoría de los elementos metálicos presenta lustre brillante. Los metales conducen el calor y la electricidad, son maleables (se pueden golpear para formar láminas delgadas) y dúctiles (se pueden estirar para formar alambres). Todos son sólidos a temperatura ambiente con excepción del mercurio (punto de fusión =-39 ºC), que es un líquido. Dos metales se funden ligeramente por encima de la temperatura ambiente: el cesio a 28.4 ºC y el galio a 29.8 ºC. Por otra parte, muchos metales se funden a temperaturas muy altas. Por ejemplo, el cromo se funde a 1900 ºC.

Los metales tienden a tener energías de ionización bajas y por tanto se oxidan (pierden electrones) cuando sufren reacciones químicas. Los metales comunes tienen una relativa facilidad de oxidación. Muchos metales se oxidan con diversas sustancias comunes.

Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad. Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel y otros.

NO METALES

Los no metales varían mucho en su apariencia no son lustrosos y por lo general son malos conductores del calor y la electricidad. Sus puntos de fusión son más bajos que los de los metales (aunque el diamante, una forma de carbono, se funde a 3570 ºC). Varios no metales existen en condiciones ordinarias como moléculas diatómicas. En esta lista están incluidos cinco gases (H2, N2, 02, F2 y C12), un líquido (Br2) y un sólido volátil (I2). El resto de los no metales son sólidos que pueden ser duros como el diamante o blandos como el azufre. Al contrario de los metales, son muy frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). No tienen brillo metálico y no reflejan la luz. Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro.

Comparación DE LOS METALES Y NO METALES

Metales	no metales
Tienen un lustre brillante; diversos colores, pero casi todos son plateados. Los sólidos son maleables y dúctiles Buenos conductores del calor y la electricidad Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos. Tienden a formar cationes en solución acuosa. Las capas externas contienen poco electrones habitualmente trss o menos.	No tienen lustre; diversos colores. Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos. Malos conductores del calor y la electricidad La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa. Las capas externas contienen cuatro o más electrones*.

* Excepto hidrógeno y helio

LOCALIZACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA

Metales

Corresponde a los elementos situados a la izquierda y centro de la Tabla Periódica (Grupos 1 (excepto hidrógeno) al 12, y en los siguientes se sigue una línea quebrada que, aproximadamente, pasa por encima de Aluminio (Grupo 13), Germanio (Grupo 14), Antimonio (Grupo 15) y Polonio (Grupo 16) de forma que al descender aumenta en estos grupos el carácter metálico).

No Metales

Los no metales son los elementos situados a la derecha en la Tabla Periódica por encima de la línea quebrada de los grupos 14 a 17 y son tan solo 25 elementos. (Incluyendo el Hidrógeno). Colocados en orden creciente de número atómico, los elementos pueden agruparse, por el parecido de sus propiedades, en 18 familias o grupos (columnas verticales). Desde el punto de vista electrónico, los elementos de una familia poseen la misma configuración electrónica en la última capa, aunque difieren en el número de capas (periodos). Los grupos o familias son 18 y se corresponden con las columnas de la Tabla Periódica.

ESTADO FÍSICO DE LOS NO METALES MÁS IMPORTANTES

Hidrógeno

Es un gas incoloro, inodoro e insípido. Poco soluble en agua (2,5 volúmenes/%): la molécula de hidrógeno es muy apolar. Se absorbe muy bien por los metales: el paladio absorbe hasta 850 veces su volumen de hidrógeno. El hidrógeno gas difunde fácilmente a través de los metales y del cuarzo. Es relativamente inerte, pero con un ligero aporte energético se disocia y el hidrógeno monoatómico resultante es muy reactivo: con el oxígeno lo hace de forma explosiva y llama azul pálida. Reacciona con otros muchos elementos: metales alcalinos, alcalinotérreos (excepto berilio), algunos metales del grupo d para formar hidruros metálicos; con los del grupo del nitrógeno forma amoníaco, fosfina; con los halógenos forma los halogenuros de hidrógeno.

Carbono

El carbono es un no metal inodoro e insípido, Es insoluble en la mayoría de los disolventes. Se encuentra en la naturaleza en cuatro formas alotrópicas: nanotubos, fullerenos, grafito y diamante.

El diamante es uno de los materiales más duros (10 en la escala de Mohs), aunque es quebradizo. Es incoloro. Su conductividad térmica es alta. No conduce la corriente. Es insoluble en disolventes líquidos.

El grafito es muy blando y quebradizo, de tacto resbaladizo. Su color va del gris mate al acerado. Es la forma más abundante. Es insoluble en disolventes líquidos.

Los fullerenos son nuevas formas sólidas de un número finito de átomos de carbono. Realmente es la única forma de carbono puro.

Los nanotubos son materiales frágiles, dependiendo de la estructura unos pueden conducir la corriente como los metales y otros no; semiconductor o metal según la geometría. Tienen un alta conductividad térmica a lo largo del tubo y muy baja en dirección perpendicular.

Nitrógeno

A temperatura ambiente, es un gas incoloro, inodoro e insípido, no combustible, diamagnético, en estado líquido también es incoloro e inodoro y se parece al agua. El nitrógeno sólido es incoloro y presenta dos formas alotrópicas.

Fósforo

Hay por lo menos 6 clases de fósforo (alótropos); los más importantes son: blanco (o amarillo), rojo, negro y violeta.

El fósforo ordinario es un sólido blanco céreo; cuando es puro es incoloro y transparente. En corte reciente parece amarillento. Es insoluble en agua y soluble en disulfuro de carbono. Arde espontáneamente en el aire con llama blanco-amarillenta, produciendo vapores blancos de pentaóxido de difósforo (P2O5).

El fósforo blanco es un aislante. Brilla en la oscuridad al aire debido a la transformación del P2O3 de su superficie en P2O5, más estable.

El fósforo rojo, es insoluble en agua. Por encima de 700ºC aparece la forma P2, es muy venenoso.

El fósforo violeta (color rojo-violeta) no es una forma importante. Tiene una estructura en capas. No es venenoso.

El fósforo negro tiene un color gris oscuro con brillo metálico. Es escamoso como el grafito y, como éste, conduce la corriente y el calor.

Oxigeno

El oxígeno es el elemento más abundante de la corteza: 50,3% en peso (incluyendo agua y atmósfera). El O2 es la forma alotrópica más abundante del oxígeno. El oxígeno es incoloro, inodoro e insípido. En estado líquido y sólido es azul pálido y fuertemente paramagnético. La solubilidad en agua disminuye con el aumento de la temperatura.

El ozono (O3) (la otra forma alotrópica del oxígeno). Es un gas diamagnético azulado, de olor característico (el que se percibe después de las tormentas con importante aparato eléctrico). Es débilmente soluble en agua. En estado líquido es azul oscuro y en estado sólido es violeta oscuro.

Azufre

El azufre es un sólido amarillo pálido, inodoro, frágil, insoluble en agua y soluble en disulfuro de carbono. En todos los estados, el azufre elemental se presenta en varias formas alotrópicas o modificaciones; éstas presentan una multitud de formas confusas cuyas relaciones no están todavía completamente aclaradas.

La flor de azufre es un polvo fino amarillo que se forma en las superficies frías en contacto con vapor de azufre. El azufre es un mal conductor del calor y de la electricidad.

Flúor

Es un gas corrosivo amarillo claro (incoloro en finas capas), venenoso y de olor penetrante. Es inflamable y el fuego no hay forma de apagarse. El flúor es el más electronegativo y reactivo de todos los elementos. Si están finamente divididos, metales, vidrios, cerámicas, carbono e incluso agua y amoníaco, arden con el flúor con llama brillante. Con sustancias orgánicas las reacciones son muy violentas.

Cloro

Es un gas amarillo-verdoso de olor asfixiante, muy tóxico. Es muy activo y reacciona directamente con la mayoría de los elementos (excepto nitrógeno, oxígeno y carbono). En algunos casos (hidrógeno) la reacción es lenta en la oscuridad o a temperatura ambiente, pero en presencia de luz (reacción fotoquímica) o por encima de 250 ºC se da de modo explosivo. Húmedo ataca a todos los metales (excepto tántalo) dando cloruros. Sustituye fácilmente al hidrógeno en las combinaciones hidrocarbonadas mediante reacciones muy vigorosas. Es soluble en agua.

Bromo

Es el único no metal líquido. De color rojo oscuro, pesado (cinco veces más denso que el aire), fluido, que se volatiliza fácilmente a temperatura ambiente, produciendo un vapor rojo de olor muy desagradable, que asemeja al cloro.

En estado sólido es rojo oscuro, y al disminuir la temperatura su color se va aclarando hasta anaranjado rojizo. En estado gaseoso es color naranja a marrón oscuro, persistiendo las moléculas diatómicas hasta los 1500ºC.

Yodo

Es un sólido cristalino, escamoso, de color negro violeta, de brillo metálico, que sublima a temperatura ambiente a gas azul-violeta con olor irritante. El iodo presenta algunas propiedades metálicas. Forma compuestos con muchos elementos (excepto gases nobles, azufre y selenio), aunque es menos activo que los otros halógenos, que lo desplazan de los yoduros. Es un oxidante moderado. En estado líquido es marrón.

ELECTRONEGATIVIDAD, VALENCIA, TIPO DE ENLACE DE LOS NO METALES EN FUNCIÓN DE SU CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Elemento	Electronegatividad	Valencia	Tipo de enlace según su configuración electrónica
Hidrógeno (H)	2.1	1	1s1 Enlace covalente e iónico
Carbono (C)	2.5	2-4	1s22s2p2 Enlace covalente
Nitrógeno (N)	3	3-5	1s22s2p3 Enlace covalente
Fósforo (P)	2.1	3-5	1s22s2p63s2p3 Enlace covalente
Oxígeno (O)	3.5	2	1s22s2p4 Enlace covalente
Azufre (S)	2.5	2-4-6	1s22s2p63s2p4 Enlace covalente
Selenio (Se)	2.4	2-4-6	1s22s2p63s2p6d104s2p4 Enlace covalente
Flúor (F)	4	1	1s22s2p5 , Enlace covalente
Cloro (Cl)	3	1-3-5-7	1s22s2p63s2p5 Enlace covalente
Bromo (Br)	2.8	1-3-5-7	1s22s2p63s2p6d104s2p5 Enlace covalente
Yodo (I)	2.5	1-3-5-7	1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2p5 Enlace covalente
Helio (He) *	-	0	1s2 No hay enlace
Neón (Ne) *	-	0	1s22s2p6 No hay enlace
Argón (Ar) *	-	0	1s22s2p63s2p6 No hay enlace
Criptón (Kr) *	-	0	1s22s2p63s2p6d104s2p6 No hay enlace
Xenón (Xe) *	-	0	1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2p6 No hay enlace
Radón (Rn) *	-	0	1s22s2p63s2p6d104s2p6d10f145s2p6d106s2p6 No hay enlace

*Gases nobles, no se incluye en la escala de electronegatividad.

Configuración electrónica:

 7º nivel   

6º nivel

5º nivel

4º nivel

3º nivel

2º nivel

1º nivel

 Cloro: con 17 electrones,   

  17Cl: 1 s2   2 s2   2 p6   3 s2   3 p5

1º nivel: 2 electrones     2º nivel: 8 electrones

  3º nivel: 7 electrones

REACCIÓN DE LOS METALES Y SUS COMPUESTOS MÁS IMPORTANTES

Algunas reacciones de los metales del grupo IA

Reacción	Notas
4M + O2 2M2O	O2 limitado
4Li + O2 2Li2O	Exceso de O2 (oxido de litio)
2Na + O2 Na2O2	(peróxido de sodio)
M + O2 MO2	M = K, Rb, Cs; exceso de O2 Superóxidos)
2M + H2 2MH	Metales fundidos
6Li + N2 2Li3N	A alta temperatura
2M + X2 2MX	X = halógeno (grupo VII A)
2M + S M2S	También con Se, Te, del grupo VI A
12M + P4 4M3P	También con As, Sb, del grupo VA
2M + 2H2O 2MOH + H2	K, Rb y Cs reaccionan exploxivamente
2M + 2NH3 2MNH2 + H2	Con NH3(l) en presencia de catalizador; con NH3(g) a alta temperatura (las disoluciones también contienen M+ + e- solvatados)

El sodio (Na):

Oxido de Sodio:

4Na + O2 2Na2O

Peróxido de sodio:

2Na(s) + O2 (g) Na2O2(s)

Hidruro de sodio:

2Na + H2 2NaH

Cloruro de sodio:

2Na + Cl2 2NaCl

Sulfuro de sodio:

2Na + S Na2S

Fosfuro de sodio:

12Na + P4 4Na3P

Hidróxido de sodio:

2Na + 2H2O 2NaOH + H2

Amina de sodio:

2Na + 2NH3 2NaNH2 + H2

Compuestos más importantes:

Sodio (Na):

NaCl La sal común (alimentación, y materia prima para obtener sodio y el resto de los compuestos), el Na2CO3 (base), NaHCO3 (base, alimentación), NaOH (base fuerte, usada en la fabricación de jabones, colorantes, celulosa, detergentes, seda artificial, industria del vidrio), nitrato de chile (NaNO3) (fertilizante nitrogenado), fosfatos di y trisódicos (Na2HPO4 y Na3PO4) (abonos), tiosulfato sódico (Na2S2O3.5H2O) (blanqueante, fotografía) y bórax (Na2B4O7.10H2O) (blanqueo), peróxido de sodio (Na2O2) (detergentes y blanqueantes).

Litio (Li):

LiCl (cloruro de litio) es uno de los materiales más higroscópicos que se conocen y, junto con el LiBr (bromuro de litio) se emplea en sistemas de aire acondicionado y desecadores, el LiI (yoduro de litio) preparado con 6-Li sirve de detector de neutrones según la reacción anterior, el estearato de litio se emplea como lubricante de altas temperaturas.el peróxido se emplea en aparatos respiratorios de ciclo cerrado.el LiH (hidruro de litio) es un combustible de cohetes el LiClO4 (perclorato de litio) se emplea como portador de oxígeno en combustibles de cohetes, el LiOH (hidróxido de litio) es una base fuerte que se utiliza para purificar el aire (submarinos, etc.) ya que 1 gramo de hidróxido consume 0,51 gramos de CO2, el LiCO3 (carbonato de litio) en pequeñas dosis parece efectivo en el tratamiento de síndromes maniacodepresivos.

Potasio (K):

KNO3 (nitrato de sodio) comúnmente conocido como nitro o salitre, se usa como fertilizante potásico y nitrogenado. Entre sus aplicaciones (en muchas puede ser sustituido por sodio más barato y abundante).

Algunas reacciones de los metales del grupo IIA:

Reacción	Notas
2M + O2 2MO	Muy exotermico (excepto Be)
Ba + O2 BaO2	Casi exclusivamente
M + H2 MH2	M = Ca, Sr, Ba, a altas temperaturas
3M + N2 M3N2	A altas temperaturas
6M + P4 2M3P2	A altas temperaturas
+ X2 MX2	X = halógeno (grupo VII A)
M + S MS	También con Se, Te, del grupo VI A
M + 2H2O M(OH) 2 + H2	M = Ca, Sr, Ba, a 25ºC Mg da MgO a altas temperaturas
M + 2NH3 2M(NH2) 2 + H2	M = Ca, Sr, Ba, en NH3(l) en presencia de catalizador; NH3(g) con calor.
3M + 2NH3(g) M3N2 + 3H2	A altas temperaturas
Be + 2OH-+ 2H2O Be(OH) 2-4+ H2	Sólo con Be

Compuestos más importantes:

Calcio (Ca):

CaO, (óxido de calcio) la cal, utilizada en la obtención del cemento, metalurgia (hierro), Ca(OH)2 (hidróxido de calcio) cal apagada, base barata con incontables usos, CaSO4 (sulfato de calcio) Su forma hidratada (CaSO4.2H2O) es el yeso, el carburo de calcio CaC2 empleado en la fabricación de acetileno, cianamida y desazufrado del acero; la cianamida Ca(CN)2 es un fertilizante nitrogenado, CaCl2 cloruro de calcio, muy higroscópico, empleado en mezclas frigoríficas, desecante, aglomerante de arena, aditivo de cemento, hidroxiapatito (Ca5(PO4)3OH, esmalte de los dientes.

Magnesio:

Mg(OH)2 (hidróxido de magnesio) leche de magnesia; antiácido estomacal y laxante, MgCl2 (cloruro de magnesio) fundido, es buen conductor de la corriente, MgSO4 (sulfato de magnesio) se emplea en la industria textil, papelera, como laxante y como abono. MgCO3 (magnesita) obtención de aislantes, vidrios y cerámica.

Bario:

BaSO4 (Sulfato de Bario) Se usa en pinturas (blanco permanente), goma, papel, cristal. Perforación de petróleo y gas, Ba(OH)2 (hidróxido de Bario) y BaO2 (óxido de bario) se emplea como desecante.

El BaCO3 (carbonato de bario) se ha usado como raticida El nitrato y clorato para dar colores en pirotecnia.

METALURGÍA DEL HIERRO

Metalurgia

La metalurgia es la ciencia y la tecnología de la extracción de metales de sus fuentes naturales y de su preparación para usos prácticos. La metalurgia implica varios pasos: (1) explotación de las minas, (2) concentración de la mena o su preparación por algún otro medio para el tratamiento posterior, (3) reducción del mineral para obtener el metal libre, (4) refinación o purificación del metal, y (5) mezclado del metal con otros elementos para modificar sus propiedades. Este último proceso produce una aleación, es decir, un material metálico compuesto de dos o más elementos.

Después de su extracción de la mina, por lo general la mena se tritura, se muele y luego se trata para concentrar el metal deseado. La etapa de concentración se apoya en las diferencias de propiedades entre el mineral y el material indeseable que lo acompaña, que se conoce como ganga. Por ejemplo, los gambusinos buscadores de oro usaban una batea para enjuagar la ganga y separarla de las pepitas de oro, más densas. Otro ejemplo es la magnetita, un mineral de hierro que se puede concentrar moviendo la mena finamente molida sobre una banda transportadora que pasa por una serie de imanes. El mineral de hierro es magnético (es atraído por un imán), no así la ganga que lo acompaña.

Pirometalurgia del hierro

La operación pirometalúrgica más importante es la reducción del hierro. Éste está presente en muchos minerales, pero las fuentes más importantes son los minerales de óxidos de hierro: hematita, Fe203. y magnetita, Fe304. La reducción de estos óxidos se lleva a cabo en un alto horno como el que se ilustra en la figura. Un alto horno es un reactor químico muy grande capaz de operar de manera continua. Los hornos mayores tienen más de 60 m de altura y 14 m de ancho. Cuando operan a plena capacidad, producen hasta 10,000 toneladas de hierro al día. El alto horno se carga por la parte superior con una mezcla de mena de hierro, coque y piedra caliza. El coque es hulla que ha sido calentada en ausencia de aire para expulsar los componentes volátiles; contiene alrededor de 85 a 90 por ciento de carbono. El coque sirve como combustible que produce calor a medida que se quema en la parte baja del horno. Este material es también la fuente de los gases reductores CO y H2. La piedra caliza, CaC03, sirve como fuente del óxido básico en la formación de escoria. El aire, que entra en el alto horno por el fondo después de un precalentamiento, es también una materia prima importante, pues se requiere para la combustión del coque. La producción de 1 Kg. de hierro crudo, llamado hierro de arrabio, requiere aproximadamente 2 Kg. de mena, 1 Kg. de coque, 0.3 Kg. de piedra caliza y 1.5 Kg. de aire.

En el horno, el oxígeno reacciona con el carbono del coque para formar monóxido de carbono:

2C(s) + 02 (g) 2CO(g) D H = -221 kJ

El vapor de agua presente en el aire también reacciona con el carbono:

C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) D H = + 131 kJ

Observe que la reacción del coque con el oxígeno es exotérmica y suministra calor para la operación del horno, pero su reacción con el vapor de agua es endotérmica. Por tanto, la adición de vapor de agua al aire proporciona un medio para controlar la temperatura del horno.

En la parte superior del horno, la piedra caliza se calcina (Ec. 22.98). También en este caso el CO y el H2 reducen los óxidos de hierro. Por ejemplo, las reacciones importantes del Fe304 son:

Fe304(S) + 4CO(g) 3Fe(S) + 4CO2 (g) D H = -15 KJ

Fe304(S) + 4H2(g) 3Fe(S) + 4H20(g) D H = + 150 KJ

También se produce la reducción de otros elementos presentes en la mena en las partes más calientes del horno, donde el carbono es el agente reductor principal.

El hierro fundido se recoge en la base del horno, como se muestra en la figura. Por arriba de él hay una capa de escoria fundida formada por la reacción del Ca0 con el silice presente en la mena, La capa de escoria sobre el hierro fundido ayuda a protegerlo de la reacción con el aire que entra. Periódicamente, el horno se vacía para drenar la escoria y el hierro fundido. El hierro producido en el horno se puede moldear en lingotes sólidos; sin embargo, casi todo se usa directamente para fabricar acero. Para este propósito, el hierro se transporta, todavía líquido, al taller siderúrgico.

CONCLUSIÓN

La clasificación más fundamental de los elementos químicos es en metales y no metales.

La mayoria de los elementos se clasifican como metales. Los metales se encuentran del lado izquierdo y al centro de la tabla periodica. Los no metales, que son relativamente pocos, se encuentran el extremo superior derecho de dicha tabla.

Los metales se caracterizan por ser buenos conductores del calor y la electricidad, mientras los no metales carecen de esa propiedad. Los no metales forman enlacen covalentes, con excepción del hidrógeno que puede formar enlace covalente e iónico.

Una parte importante de la metalurgia es la producción de metales a partir de sus memas, y consta de tres etapas tratamiento preliminar, reducción y refinado.

Los elementos químicos metálicos y no metálicos son son los constituyentes básicos de la vida del humano.

Los cuatro elementos químicos más abundantes en el cuerpo humano son el oxígeno, el carbono, el hidrógeno y el nitrógeno, que constituyen el 96% de la masa corporal. Además del calcio (2%), elementos como el fósforo, el potasio, el azufre y el sodio, entre otros, forman también parte del cuerpo humano, aunque en un porcentaje mucho menor.

La corteza terrestre está compuesta en su mayor parte por oxígeno y silicio. Estos elementos químicos, junto con el aluminio, el hierro, el calcio, el sodio, el potasio y el magnesio, constituyen el 98,5% de la corteza terrestre.