Valencia (química)

En química , la valencia de un átomo es una medida de su capacidad para combinarse con otros átomos al formar compuestos químicos o moléculas . Generalmente , se entiende por valencia el número de enlaces químicos que forma cada átomo de un elemento químico determinado. Se consideran enlaces dobles los que tienen dos enlaces, triples los que tienen tres, cuádruples los que tienen cuatro, quíntuples los que tienen cinco y séxtuples los que tienen seis. En la mayoría de los compuestos, la valencia del hidrógeno es 1, la del oxígeno es 2, la del nitrógeno es 3 y la del carbono es 4. La valencia no debe confundirse con conceptos relacionados como el número de coordinación , el estado de oxidación o el número de electrones de valencia de un átomo.

La valencia es la capacidad de combinación de un átomo de un elemento dado, determinada por el número de átomos de hidrógeno con los que se combina. En el metano , el carbono tiene una valencia de 4; en el amoníaco , el nitrógeno tiene una valencia de 3; en el agua, el oxígeno tiene una valencia de 2; y en el cloruro de hidrógeno, el cloro tiene una valencia de 1. El cloro, como tiene una valencia de uno, puede sustituir al hidrógeno en muchos compuestos. El fósforo tiene una valencia de 3 en _la fosfina ( PH₃ ) y una valencia de 5 en el pentacloruro de fósforo ₍ PCl₅ ) , lo que muestra que un elemento puede presentar más de una valencia. La fórmula estructural de un compuesto representa la conectividad de los átomos, con líneas dibujadas entre dos átomos para representar los enlaces. ^{[ 1 ]} Las dos tablas a continuación muestran ejemplos de diferentes compuestos, sus fórmulas estructurales y las valencias de cada elemento del compuesto.

La valencia se define según la IUPAC como: ^{[ 2 ]}

El número máximo de átomos monovalentes (originalmente átomos de hidrógeno o cloro) que pueden combinarse con un átomo del elemento en cuestión, o con un fragmento, o por los que se puede sustituir un átomo de este elemento.

Una descripción moderna alternativa es: ^{[ 3 ]}

El número de átomos de hidrógeno que pueden combinarse con un elemento en un hidruro binario o el doble del número de átomos de oxígeno que se combinan con un elemento en su óxido u óxidos.

Esta definición difiere de la definición de la IUPAC, ya que se puede decir que un elemento tiene más de una valencia.

La etimología de las palabras valencia (plural valencias ) y valencia (plural valencias ) se remonta a 1425, con el significado de "extracto, preparación", del latín valentia "fuerza, capacidad", del anterior valor "valor", y el significado químico que se refiere al "poder de combinación de un elemento" se registra desde 1884, del alemán Valenz . ^{[ 4 ]}

El concepto de valencia se desarrolló en la segunda mitad del siglo XIX y ayudó a explicar con éxito la estructura molecular de los compuestos inorgánicos y orgánicos. ^{[ 1 ]} La búsqueda de las causas subyacentes de la valencia condujo a las teorías modernas del enlace químico, incluido el átomo cúbico (1902), las estructuras de Lewis (1916), la teoría del enlace de valencia (1927), los orbitales moleculares (1928), la teoría de la repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (1958) y todos los métodos avanzados de la química cuántica .

En 1789, William Higgins publicó ideas sobre lo que él llamó combinaciones de partículas "últimas", que prefiguraron el concepto de enlaces de valencia . ^{[ 5 ]} Si, por ejemplo, según Higgins, la fuerza entre la partícula última de oxígeno y la partícula última de nitrógeno fuera 6, entonces la fuerza se dividiría en consecuencia, y lo mismo ocurriría con las demás combinaciones de partículas últimas (véase la ilustración).

Sin embargo, el origen exacto de la teoría de las valencias químicas se remonta a un artículo de Edward Frankland de 1852 , en el que combinó la antigua teoría radical con ideas sobre la afinidad química para demostrar que ciertos elementos tienen la tendencia a combinarse con otros elementos para formar compuestos que contienen 3, es decir, en los grupos de 3 átomos (p. ej., _NO₃ , NH₃, NI₃ , etc.) o 5, es decir, en los grupos de 5 átomos (p. ej., NO₅, NH₄O, PO₅ , etc. ) , _{equivalentes de} los _elementos unidos . Según él , _{esta es} la manera en que mejor se satisfacen sus afinidades, y siguiendo estos ejemplos y postulados, declara cuán obvio es que ^{[ 6 ]}

Aquí prevalece una tendencia o ley, y es que, independientemente de las características de los átomos que se unen, el poder de combinación del elemento atractor, si se me permite usar ese término, siempre se satisface con el mismo número de estos átomos.

Este "poder de combinación" fue posteriormente llamado quantivalencia o valencia (y valencia por los químicos estadounidenses). ^{[ 5 ]} En 1857, August Kekulé propuso valencias fijas para muchos elementos, como 4 para el carbono, y las utilizó para proponer fórmulas estructurales para muchas moléculas orgánicas , que aún se aceptan hoy en día.

Lothar Meyer, en su libro de 1864, Die modernen Theorien der Chemie , incluyó una versión temprana de la tabla periódica con 28 elementos, clasificando por primera vez los elementos en seis familias según su valencia . Hasta entonces, los trabajos para organizar los elementos por peso atómico se habían visto obstaculizados por el uso generalizado de pesos equivalentes para los elementos, en lugar de pesos atómicos. ^{[ 7 ]}

La mayoría de los químicos del siglo XIX definieron la valencia de un elemento como el número de sus enlaces, sin distinguir entre diferentes tipos de valencia o de enlace. Sin embargo, en 1893, Alfred Werner describió complejos de coordinación de metales de transición como [ Co(NH₃ ₎ ₆ _] Cl₃ _, en los que distinguió valencias principal y secundaria (en alemán: «Hauptvalenz» y «Nebenvalenz»), que corresponden a los conceptos modernos de estado de oxidación y número de coordinación , respectivamente.

Para los elementos del grupo principal , en 1904 Richard Abegg consideró las valencias positivas y negativas (estados de oxidación máximos y mínimos) y propuso la regla de Abegg según la cual su diferencia suele ser de 8.

Una definición alternativa de valencia, desarrollada en la década de 1920 y que cuenta con defensores modernos, difiere en los casos en que la carga formal de un átomo no es cero. Define la valencia de un átomo dado en una molécula covalente como el número de electrones que un átomo ha utilizado en el enlace: ^{[ 8 ] [ 9 ] [ 10 ] [ 11 ] [ 12 ]}

valencia = número de electrones en la capa de valencia del átomo libre − número de electrones no enlazantes en el átomo de la molécula ,

o equivalentemente:

valencia = número de enlaces + carga formal .

En esta convención, el nitrógeno en un ion amonio [ NH₄ ] ^{⁺ se enlaza a cuatro átomos} _de hidrógeno, pero se considera pentavalente porque los cinco electrones de valencia del nitrógeno participan en el enlace. ^{[ 8 ]}

Para los elementos de los grupos principales de la tabla periódica , la valencia puede variar entre 1 y 8.

Muchos elementos tienen una valencia común relacionada con su posición en la tabla periódica, y hoy en día esto se racionaliza mediante la regla del octeto . Los prefijos numéricos griegos/latinos (mono-/uni-, di-/bi-, tri-/ter-, etc.) se utilizan para describir iones en los estados de carga 1, 2, 3, etc., respectivamente. La polivalencia o multivalencia se refiere a especies que no están restringidas a un número específico de enlaces de valencia . Las especies con una sola carga son univalentes (monovalentes). Por ejemplo, el catión Cs ⁺ es un catión univalente o monovalente, mientras que el catión Ca2 ⁺ es un catión divalente, y el catión Fe3 ⁺ es un catión trivalente. A diferencia del Cs y el Ca, el Fe también puede existir en otros estados de carga, en particular 2+ y 4+, y por lo tanto se conoce como un ion multivalente (polivalente). ^{[ 16 ]} Los metales de transición y los metales a la derecha suelen ser multivalentes, pero no existe un patrón simple que prediga su valencia. ^{[ 17 ]}

† Los mismos adjetivos también se utilizan en medicina para referirse a la valencia de la vacuna, con la ligera diferencia de que en este último sentido, quadri- es más común que tetra- .

‡ Como lo demuestran los recuentos de visitas en los corpus de búsqueda web de Google y de búsqueda de Google Libros (consultado en 2017).

§ Se pueden encontrar algunas otras formas en grandes corpus de la lengua inglesa (por ejemplo, *quintavalent, *quintivalent, *decivalent ), pero no son las formas establecidas convencionalmente en inglés y, por lo tanto, no se incluyen en los principales diccionarios.

Debido a la ambigüedad del término valencia, ^{[ 18 ]} actualmente se prefieren otras notaciones. Además de la notación lambda, como se usa en la nomenclatura IUPAC de química inorgánica , ^{[ 19 ]} el estado de oxidación es una indicación más clara del estado electrónico de los átomos en una molécula.

El estado de oxidación de un átomo en una molécula indica el número de electrones de valencia que ha ganado o perdido. ^{[ 20 ]} A diferencia del número de valencia, el estado de oxidación puede ser positivo (para un átomo electropositivo) o negativo (para un átomo electronegativo ).

Los elementos en un estado de oxidación alto tienen un estado de oxidación superior a +4, y también, los elementos en un estado de valencia alto ( elementos hipervalentes ) tienen una valencia superior a 4. Por ejemplo, en los percloratos ClO − 4 , el cloro tiene 7 enlaces de valencia (por lo tanto, es heptavalente, es decir, tiene valencia 7) y tiene un estado de oxidación de +7; en el tetróxido de rutenio RuO ₄ , el rutenio tiene 8 enlaces de valencia (por lo tanto, es octavalente, es decir, tiene valencia 8) y tiene un estado de oxidación de +8.

En algunas moléculas, existe una diferencia entre la valencia y el estado de oxidación de un átomo dado. Por ejemplo, en _la molécula de decafluoruro de disulfuro _S₂F₁₀ , cada átomo de azufre tiene 6 enlaces de valencia (5 enlaces simples con átomos de flúor y 1 enlace simple con el otro átomo de azufre). Por lo tanto, cada átomo de azufre es hexavalente o tiene valencia 6, pero tiene estado de oxidación +5. En la molécula de dioxígeno O₂ , cada átomo de oxígeno tiene 2 enlaces de valencia y, por lo tanto, es divalente (valencia 2), pero tiene estado de oxidación 0. En _el acetileno H−C≡C−H , cada átomo de carbono tiene 4 enlaces de valencia (1 enlace simple con un átomo de hidrógeno y un enlace triple con el otro átomo de carbono ). Cada átomo de carbono es tetravalente (valencia 4), pero tiene estado de oxidación −1.

Frankland sostenía que la valencia (usaba el término "atomicidad") de un elemento era un valor único que correspondía al valor máximo observado. El número de valencias no utilizadas en los átomos de los elementos que ahora se denominan elementos del bloque p es generalmente par, y Frankland sugirió que las valencias no utilizadas se saturaban entre sí. Por ejemplo, el nitrógeno tiene una valencia máxima de 5; al formar amoníaco, quedan dos valencias sin unir; el azufre tiene una valencia máxima de 6; al formar sulfuro de hidrógeno, quedan cuatro valencias sin unir. ^{[ 21 ] [ 22 ]}

La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha realizado varios intentos para llegar a una definición inequívoca de valencia. La versión actual, adoptada en 1994: ^{[ 23 ]}

El número máximo de átomos monovalentes (originalmente átomos de hidrógeno o cloro) que pueden combinarse con un átomo del elemento en consideración, o con un fragmento, o por los cuales se puede sustituir un átomo de este elemento. ^{[ 2 ]}

El hidrógeno y el cloro se utilizaron originalmente como ejemplos de átomos monovalentes, debido a su capacidad para formar un único enlace simple. El hidrógeno tiene un solo electrón de valencia y solo puede formar un enlace con un átomo cuya capa externa esté incompleta . El cloro tiene siete electrones de valencia y solo puede formar un enlace con un átomo que le ceda un electrón de valencia para completar su capa externa. Sin embargo, el cloro también puede tener estados de oxidación de +1 a +7 y formar más de un enlace cediendo electrones de valencia .

El hidrógeno tiene solo un electrón de valencia, pero puede formar enlaces con más de un átomo. En el ion bifluoruro ( [ HF₂ ] _⁻ ⁾ , por ejemplo, forma un enlace de tres centros y cuatro electrones con dos átomos de fluoruro:

[ F−HF ⁻ ↔ F ⁻ H−F]

Otro ejemplo es el _{enlace de} tres centros y dos electrones en el diborano ( B2H6 ).

Las valencias máximas de los elementos se basan en los datos de la lista de estados de oxidación de los elementos . Se muestran mediante el código de colores en la parte inferior de la tabla.

• La regla de Abegg
• Estado de oxidación