Valencia
(química)
La valencia, también conocida como número de valencia, es una
medida de la cantidad de enlaces químicos formados por los átomos de un elemento
químico. A través del siglo XX, el concepto de valencia ha evolucionado en un
amplio rango de aproximaciones para describir el enlace químico, incluyendo la estructura de Lewis (1916), la teoría del enlace de valencia (1927), la teoría de los orbitales moleculares
(1928), la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia
(1958) y todos los métodos avanzados de química cuántica.
Historia
La etimología de la palabra
"valencia" proviene de 1543, significando "molde", del
latín valentia "fuerza, capacidad", y el significado químico
refiriéndose al "poder combinante de un elemento" está registrado
desde 1884, del alemán Valenz. En 1890, William Higgins publicó
bocetos sobre lo que él llamó combinaciones de partículas "últimas",
que esbozaban el concepto de enlaces de valencia.1
Si, por ejemplo, de acuerdo a Higgins, la fuerza entre la partícula última de
oxígeno y la partícula última de nitrógeno era 6, luego la fuerza del enlace
debería ser dividida acordemente, y de modo similar para las otras
combinaciones de partículas últimas: estas son las de la tabla periódica.
Combinaciones de partículas últimas de William
Higgins (1789).
Sin embargo, la incepción no
exacta de la teoría de las valencias químicas puede ser rastreada a una
publicación de Edward Frankland, en la que combinó las viejas teorías de los radicales
libres y "teoría de tipos" con conceptos sobre afinidad química para
mostrar que ciertos elementos tienen la tendencia a combinarse con otros
elementos para formar compuestos conteniendo 3 equivalentes del átomo unido,
por ejemplo, en los grupos de tres átomos (vg. NO3, NH3,
NI3, etc.) o 5, por ejemplo en los grupos de cinco átomos (vg. N2O5,
NH4O, P2O5, etc.) Es en este modo, según
Franklin, que sus afinidades están mejor satisfechas. Siguiendo estos ejemplos
y postulados, Franklin declaró cuán obvio esto es que:2
Una tendencia o ley prevalece (aquí), y que, no importa qué puedan ser
los caracteres de los átomos que se unen, el poder combinante de los
elementos atrayentes, si me puedo permitir el término, se satisface siempre por
el mismo número de estos átomos.
Tipos de valencia
Valencia positiva máxima:
Es el número positivo que
refleja la máxima capacidad de combinación de un átomo. Este número coincide
con el Grupo de la Tabla Periódica al cual pertenece. Por ejemplo: el Cloro
(Cl) es del Grupo VII A en la tabla, por lo que su valencia positiva máxima es
7.
Valencia negativa:
Es el número negativo que
refleja la capacidad que tiene un átomo de combinarse con otro pero que
obviamente esté actuando con valencia positiva. Este número negativo se puede
determinar contando lo que le falta a la valencia positiva máxima para llegar a
8, pero con signo -.
Por ejemplo: a la valencia máxima
positiva del átomo de Cloro (7) le falta 1 para llegar a 8, entonces su
valencia negativa será -1.
Vista general
El concepto fue desarrollado a
mediados del siglo XIX, en un intento por racionalizar la fórmula química de compuestos
químicos diferentes. En 1919, Irving Langmuir, tomó prestado el término para
explicar el modelo del átomo cúbico de Gilbert N. Lewis al enunciar que
"el número de pares de electrones que cualquier átomo dado comparte con el
átomo adyacente es denominado la covalencia del átomo." El prefijo co-
significa "junto", así que un enlace co-valente significa que los
átomos comparten valencia. De ahí, si un átomo, por ejemplo, tiene una
valencia +1, significa que perdió un electrón, y otro con una valencia de -1,
significa que tiene un electrón adicional. Luego, un enlace entre estos dos
átomos resultaría porque se complementarían o compartirían sus tendencias en el
balance de la valencia. Subsecuentemente, ahora es más común hablar de enlace
covalente en vez de "valencia", que ha caído en desuso del nivel más
alto de trabajo, con los avances en la teoría del enlace químico, pero aún es
usado ampliamente en estudios elementales donde provee una introducción
heurística a la materia.
Definición del "número de
enlaces"
Se creía originalmente que el
número de enlaces formados por un elemento dado era una propiedad química fija
y, en efecto, en muchos casos, es una buena aproximación. Por ejemplo, en
muchos de sus compuestos, el carbono forma cuatro enlaces, el oxígeno dos y el hidrógeno
uno. Sin embargo, pronto se hizo evidente que, para muchos elementos, la
valencia podría variar entre compuestos diferentes. Uno de los primeros
ejemplos en ser identificado era el fósforo, que algunas veces se comporta como
si tuviera una valencia de tres, y otras como si tuviera una valencia de cinco.
Un método para resolver este problema consiste en especificar la valencia para
cada compuesto individual: aunque elimina mucho de la generalidad del concepto,
esto ha dado origen a la idea de número de oxidación (usado en la nomenclatura
Stock y a la notación lambda en la nomenclatura IUPAC de química inorgánica).
Definición IUPAC
La Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada (IUPAC) ha hecho algunos intentos de llegar a una
definición desambigua de valencia. La versión actual, adoptada en 1994, es la
siguiente:
El máximo número de átomos univalentes (originalmente átomos de hidrógeno o cloro)
que pueden combinarse con un átomo del elemento en consideración, o con un
fragmento, o para el cual un átomo de este elemento puede ser sustituido.
Esta definición reimpone una
valencia única para cada elemento a expensas de despreciar, en muchos casos,
una gran parte de su química.La mención del hidrógeno y el cloro es por razones
históricas, aunque ambos en la práctica forman compuestos principalmente en los
que sus átomos forman un enlace simple. Las excepciones en el caso del
hidrógeno incluyen el ion
bifluoruro, [HF2]−, y los diversos hidruros de
boro tales como el diborano: estos son ejemplos de enlace de tres centros. El cloro forma un número
de fluoruro—ClF,
ClF3 y ClF5—y su valencia, de acuerdo a la
definición de la IUPAC, es cinco. El flúor
es el elemento para el que el mayor número de átomos se combinan con átomos de
otros elementos: es univalente en todos sus compuestos, excepto en el ion [H2F]+.
En efecto, la definición IUPAC sólo puede ser resuelta al fijar las valencias
del hidrógeno y el flúor como uno, convención que ha sido seguida acá.
Valencias de los elementos
Artículo principal: Anexo:Lista de estados de oxidación de los elementos.
Las valencias de la mayoría de los elementos se basan en el fluoruro más
alto conocido.4
Tabla de valencias de los
elementos
Pico Pico
Halógenos
|
Anfígenos
|
Nitrogenoides
|
Carbonoides
|
1,3,5,7
|
2,4,6
|
3,5
|
2,4
|
Cloro
|
Oxígeno
|
Nitrógeno
|
|
Fluor
|
Selenio
|
Fósforo
|
Silicio
|
Yodo
|
Azufre
|
Antimonio
|
Carbono
|
Bromo
|
Telurio
|
Boro
solo 3
|
|
Arsénico
|
*Al formar Anhidridos con los Nitrogenoides se usa solamente la Valencia
3 y 5
Otras críticas al concepto de
valencia
- La valencia de un elemento no siempre es igual a su estado de oxidación más alto: las
excepciones incluyen al rutenio, osmio y xenón,
que tienen valencias de seis (hexafluoruros), pero que pueden formar
compuestos con oxígeno en el estado de oxidación +8, y cloro, que tiene
una valencia de cinco, pero un estado de oxidación máximo de +7 (en los percloratos).
- El concepto de "combinación" no puede ser igualado con el
número de enlaces formados por un átomo. En el fluoruro
de litio (que tiene la estructura del NaCl), cada
átomo de litio está rodeado por seis átomos de flúor, mientras que la
valencia del litio es universalmente tomada como uno, como sugiere la
fórmula LiF. En la fase gaseosa, el LiF existe como moléculas discretas
diatómicas como las valencias sugerirían.
Estructura de Lewis
Ejemplo del diagrama de puntos en estructura de
Lewis, entre carbono
C, hidrógeno H, y oxígeno
O, representados según la estructura de Lewis. La estructura de Lewis,
también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación
de Lewis, es una representación gráfica que muestra los pares de
electrones de enlaces
entre los átomos
de una molécula
y los pares de
electrones solitarios que puedan existir.
Esta representación se usa
para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan
con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o
triples y estos se encuentran íntimamente en relación con los enlaces químicos
entre las moléculas y su geometría molecular, y la distancia que hay entre cada
enlace formado.
Las estructuras de Lewis
muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo
químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En
ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de
líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se
representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor
de los átomos a los que pertenece. Este modelo fue propuesto por Gilbert N.
Lewis quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La
molécula y el átomo.
Moléculas
Las moléculas más simples,
entre las cuales se encuentran las moléculas orgánicas, deben presentar un
átomo central, en algunos casos el átomo central es el carbono
debido a su baja electronegatividad, luego éste queda rodeado por los demás
átomos de las otras moléculas. En moléculas compuestas por varios átomos de un
mismo elemento y un átomo de otro elemento distinto, éste último se utiliza
como el átomo central, lo cual se representa en este diagrama con 4 átomos de hidrógeno
y uno de silicio.
El hidrógeno también es un elemento exceptuante, puesto que no debe ir como
átomo central.
reacción de átomos de hidrógeno y silicio en
modelo de Lewis. En algunos casos es difícil determinar el átomo central, en
general cuando todos los átomos de los elementos del compuesto aparecen más de
una vez. Véase también: electronegatividad.
Electrones
de Valencia
Artículo principal: Electrones de valencia. El número
total de electrones representados en un diagrama de Lewis es igual a la suma de
los electrones de valencia de cada átomo. La valencia que se toma como
referencia y que se representa en el diagrama es la cantidad de electrones que
se encuentran en el último nivel de energía de cada elemento al hacer su
configuración electrónica. Cuando los electrones de valencia han sido
determinados, deben ubicarse en el modelo a estructurar.
Una vez que todos los pares
solitarios han sido ubicados, los átomos, especialmente los centrales, pueden
no tener un octeto de electrones. Los átomos entre sí deben quedar unidos por
enlaces; un par de electrones forma un enlace entre los dos átomos. Así como el
par del enlace es compartido entre los dos átomos, el átomo que originalmente
tenía el par solitario sigue teniendo un octeto; y el otro átomo ahora tiene
dos electrones más en su última capa.
Fuera de los compuestos orgánicos, solo un porcentaje
menor de los compuestos tiene un octeto de electrones en su última capa.
Compuestos con más de ocho electrones en la representación de la estructura de
Lewis de la última capa del átomo, son llamados hipervalentes, y son comunes en
los elementos de los grupos 15 al 18, tales como el fósforo,
azufre,
yodo y xenón.
Cuando se escribe la estructura de Lewis de un ion, la estructura entera es
ubicada entre corchetes, y la carga se escribe como un exponente en el rincón
derecho superior, fuera de los corchetes.
La regla del
octeto
Artículo principal: Regla del
octeto.
La regla del
octeto, establece que los átomos se enlazan unos a otros en el
intento de completar su capa de valencia (última capa de la electrosfera). La
denominación “regla del octeto” surgió en razón de la cantidad establecida de
electrones para la estabilidad de un elemento, o sea, el átomo queda estable
cuando presenta en su capa de valencia 8 electrones. Para alcanzar tal
estabilidad sugerida por la regla del octeto, cada elemento precisa ganar o
perder (compartir) electrones en los enlaces químicos, de esa forma ellos
adquieren ocho electrones en la capa de valencia. Veamos que los átomos de
oxígeno se enlazan para alcanzar la estabilidad sugerida por la regla del
octeto. La justificativa para esta regla es que las moléculas o iones, tienden
a ser más estables cuando la capa de electrones externa de cada uno de sus
átomos está llena con ocho electrones (configuración de un gas noble). Es por
ello que los elementos tienden siempre a formar enlaces en la búsqueda de tal
estabilidad.
Los átomos son más estables
cuando consiguen ocho electrones en la capa de su estado de óxido, sean pares
solitarios o compartidos mediante enlaces covalentes. Considerando que cada
enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de la unión, al
dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho
electrones a cada átomo.
Sin embargo, hay algunas excepciones.
Por ejemplo, el hidrógeno tiene un sólo orbital en su capa de valencia, la cual
puede aceptar como máximo dos electrones. Por otra parte, los átomos no
metálicos a partir del tercer período pueden formar "octetos
expandidos" es decir, pueden contener más que ocho electrones en su capa
de valencia, por lo general colocando los electrones extra en subniveles.
Carga formal
Artículo principal: Carga formal.
En términos de las estructuras
de Lewis en general, la carga formal de un átomo puede ser calculada usando la
siguiente fórmula, las definiciones no estándar asumidas para el margen de
beneficio utilizaron:
Cf = Nv
- Ue - Bn , donde:
- Cf es la carga formal.
- Nv representa el número de electrones de valencia en un
átomo libre.
- Ue representa el número de electrones no enlazados.
- Bn representa el número total de electrones de enlace,
esto dividido entre dos.
La carga formal del átomo es
calculada como la diferencia entre el número de electrones de valencia que un
átomo neutro podría tener y el número de electrones que pertenecen a él en la
estructura. El total de las cargas formales en una molécula neutra debe ser
igual a cero.
Ejemplo:
Estructura de Lewis para el ion nitrito
La fórmula del ion de nitrito
es NO2-
- Paso uno: Escoger el átomo central. Existe
sólo un átomo de nitrógeno, y es el átomo con menos electronegatividad, por lo que éste
se convertirá en nuestro átomo central.
- Paso dos: Contar los electrones de valencia. El nitrógeno posee 5 electrones de valencia; cada oxígeno posee 6,
para un total de (6 x 2) + 5 = 17. El ion posee una carga de -1, lo que
nos indica un electrón extra, por lo que el número total de electrones es
de 18.
- Paso tres: Ubicar los pares electrónicos. Cada
oxígeno debe ser enlazado al nitrógeno, que usa cuatro electrones, dos en
cada enlace. Los 14 electrones restantes deben ser ubicados inicialmente
como 7 pares solitarios. Cada oxígeno debe tomar un máximo de 3 pares
solitarios, dándole a cada oxígeno 8 electrones, incluyendo el par del
enlace. El séptimo par solitario debe ser ubicado en el átomo de
nitrógeno.
- Paso cuatro: Cumplir la regla del octeto. Ambos
átomos de oxígeno poseen 8 electrones asignados a ellos. El átomo de
nitrógeno posee sólo 6 electrones asignados. Uno de los pares solitarios
de uno de los oxígenos debe formar un doble enlace, y ambos átomos se
unirán por un doble enlace. Puede hacerse con cualquiera de los dos oxígenos.
Por lo tanto, debemos tener una estructura de resonancia.
- Paso cinco: Dibujar la estructura. Las
dos estructuras de Lewis deben ser dibujadas con un átomo de oxígeno
doblemente enlazado con el átomo de nitrógeno. El segundo átomo de oxígeno
en cada estructura estará enlazado de manera simple con el átomo de
nitrógeno. Ponga los corchetes alrededor de cada estructura, y escriba la
carga ( - ) en el rincón superior derecho afuera de los
corchetes. Dibuje una flecha doble entre las dos formas de resonancia.
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