Valencia Química QUÍM.

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Química

La valencia se puede definir como el número de equivalentes gramos que contiene o puede combinar directamente el peso atómico-gramo de un elemento (v.) químico. La valencia es, pues, la capacidad de combinarse un átomo (v.) o grupo expresada en átomos de hidrógeno o sus equivalentes. La valencia de un ion es igual a su carga eléctrica.

La valencia se deduce experimentalmente de la relación entre el peso atómico y el peso equivalente del átomo. La valencia, que es un concepto con base experimental, se conoce sólo por sus manifestaciones, y la consideración de todos los tipos de compuestos que un elemento puede formar conduce a la conclusión de la valencia máxima con que éste puede actuar. La valencia es el número que caracteriza el poder de combinación de un elemento para formar compuestos (v.) químicos. La mayoría de los elementos tienen incompleto, por lo menos, el último nivel electrónico, habiendo algunos elementos con dos y hasta tres niveles incompletos, que son los responsables de la v. q. o, más concretamente, los electrones situados en los niveles incompletos.

Experimentalmente se ha visto que el último nivel de los átomos está saturado cuando tiene ocho electrones. Este caso se da en los gases nobles, a excepción del helio, con dos electrones, por tener un solo nivel. En los demás elementos, el último nivel tiene menos de ocho electrones. Los átomos tienden a saturar todos sus niveles, o sea, a adquirir la configuración electrónica de los gases nobles, que es la más estable. Para conseguir esta configuración estable pueden tomar de otros átomos los electrones que les falten para completar ocho (dos en el hidrógeno) o ceder los que tienen en su último nivel. Todos los átomos son eléctricamente neutros, por tener tantos electrones como cargas positivas o protones, por lo que si toman electrones adquieren una carga negativa, y, si los ceden, adoptan una carga positiva. El número de electrones que reciben se llama valencia negativa, y el número de los que ceden es su valencia positiva. La suma de ambas valencias es, naturalmente, igual a ocho, en valor absoluto, por lo que ninguna de ellas puede ser superior a siete. En el hidrógeno, por tener un solo nivel, esta suma es igual a dos. Sus valencias son +1 y -1Según lo dicho, podemos saber inmediatamente las valencias de cualquier elemento, si conocemos su estructura electrónica. Veamos algunos ejemplos:

Hidrógeno, H. Su configuración electrónica es: 1s1. Tiene un solo electrón en su único nivel (electrón de valencia), por lo que puede recibir otro para tomar la configuración electrónica del helio o perder el que tiene reduciéndose a un protón. Como consecuencia, sus valencias son ±1.

Azufre, S. Su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. En su último nivel, tres, tiene seis electrones, por lo que puede recibir dos para tener ocho, que es la forma estable del argón, o perder los seis que tiene para quedarse con el nivel dos saturado, configuración que corresponde a otro gas noble: el neón. Por tanto, sus valencias son: +6 y -2.

Cloro, Cl. Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 2p5. El último nivel, tres, tiene siete electrones, por lo que puede recibir un electrón para tomar la forma del argón, o perder siete para tomar la configuración del neón. Por tanto, sus valencias son +7 y -1.

Carbono, C. Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p2. En su último nivel, dos, tiene cuatro electrones. Luego puede ganar cuatro electrones para tomar la forma del neón o perder los cuatro para quedar como el helio. Sus valencias son: ±4.

Argón, A. Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. En su último nivel, tres, tiene ocho electrones, teniendo una estructura estable que no le permite tomar ni ceder electrones. Su valencia es 0.

Generalmente, los átomos no efectúan de una manera indistinta la cesión o la captura de electrones, sino que muestran preferencia por una u otra. Si el átomo tiene más de cuatro electrones en su último nivel, predomina la tendencia a tomar electrones; en cambio, si tiene menos de cuatro, ocurre lo contrario, pues tiene tendencia a ceder electrones. Parece como si los átomos quisieran conseguir la configuración estable por el camino más corto: cediendo los electrones si tienen menos de la mitad de los necesarios para la forma estable o captándolos si les faltan menos de la mitad. Esta tendencia a tomar electrones crece a medida que aumenta el número de ellos en el último nivel, siendo máximo en los átomos que tienen siete y mínimo en los que tienen uno; de modo contrario, la tendencia a ceder electrones varía en sentido opuesto, de modo que es máxima en los átomos que tienen un solo electrón de valencia, y mínima en los que tienen siete. Los átomos que ceden electrones son electropositivos, y los que los aceptan son electronegativos.

Los átomos electropositivos corresponden a los elementos metálicos, mientras que los electronegativos pertenecen a los no metales. Los que ocupan una posición intermedia, es decir, los que tienen tres, cuatro o cinco electrones en su último nivel pueden indistintamente ceder o aceptar electrones, por lo que son, a la vez, metales y no metales. Se denominan anfóteros. El carácter metálico está extremadamente marcado en los metales alcalinos (grupo lA de la tabla periódica), que tienen un solo electrón en su último nivel, mientras que el carácter metaloide o no metálico es mínimo; en los halógenos (grupo 7B), con siete electrones de valencia, el carácter no metálico es máximo, y el metálico es mínimo. A esto se debe la gran actividad química de los elementos de los grupos externos de la tabla periódica, la cual decrece hacia el centro de los periodos (v. ELEMENTOS QUÍMICOS).

Esta teoría de la valencia, que hemos desarrollado, basada en los electrones del último nivel o electrones de valencia, es verdadera, pero incompleta, pues sabemos que el azufre es, además de divalente, tetra y hexavalente; el cloro es mono, tri, preta y heptavalente, y así podríamos decir de muchos otros elementos, cuyas valencias no se justifican del todo con esta teoría. Todo esto se explica con la teoría cinética de la valencia, que interpreta perfectamente la variabilidad de la valencia en un mismo elemento. El fallo de la teoría anterior estriba en que no considera las posibles variaciones en la configuración electrónica de los átomos, debido a la activación de sus electrones en los niveles incompletos; lo que ocurre siempre que aumentemos sus energías mediante calor, luz, etc. El principio de exclusión de Pauli exige que en cada órbita no pueda haber más de dos electrones, y que éstos se diferencien en el spin, que para uno sería +1/2 y para el otro -1/2. Este par de electrones recibe el nombre de par de Pauli y se dice que están acoplados. Un electrón solitario siempre estará desacoplado. Para que un electrón pueda ser transferido de un átomo a otro, es preciso que en el átomo aceptante se pueda formar con su presencia un par de Pauli. Esto exige que en el átomo aceptante haya un electrón con los mismos números cuánticos, a excepción del spin, que debe ser opuesto. Es decir, si el electrón de uno de ellos posee los números cuánticos con valores:

n=1,l=0,ml=0,ms = +1/2,

los cuánticos del otro electrón deberán ser:

n=1,1=0,ml=0,ms=-1/2.

Por tanto, resulta que la valencia de un átomo depende del número de electrones desacoplados que posee, y coma este número puede variar por activación del átomo, en la misma forma variará la valencia. Veamos un ejemplo: el boro. Este elemento tiene un número atómico Z=5, cuyos cinco electrones están distribuidos en dos niveles, según la notación espectrográfica ls2 2s2 2p1 y el esquema adjunto.

La órbita 1s está completa con dos electrones (par de Pauli) y, por consiguiente, el spin resultante es cero. La órbita 2s está también completa por la misma razón. La órbita 2p tiene un solo electrón desacoplado, lo que justifica la valencia +1. Los electrones del subnivel 2s tienen el número cuántico l=0. Si activamos alguno de ellos, variará su cuántico l, pasando a valer +1, pues tiene que variar en una unidad y no puede pasar a -1, porque esto sería pasar a la órbita 1s, cosa imposible por estar ya saturada, y, sobre todo, por ser de menor energía; luego tiene que situarse en el subnivel 2p cuyo cuántico es l=1. Dentro del subnivel 2p, tenemos seis posibilidades, puesto que para l=1, ml puede valer +1, 0 y -1, en cada uno de los cuales ms, vale +1/2 y -1/2. Luego, si el electrón activado es, p. ej., el a, si tiene spin distinto al c será atraído por el campo magnético de éste y se situará en su misma órbita para formar un par de Pauli, manteniéndose un solo electrón desacoplado (en este caso el b) y, como consecuencia la valencia será 1; pero si el electrón activado es el b, del mismo spin que el c, sería repelido por su campo magnético y se situará en alguna de las cinco órbitas restantes, con lo que los tres electrones a, b y c estarán desacoplados y, por consiguiente, aparecerá la valencia 3.

Estas consideraciones pueden aplicarse a todos los átomos. Esta teoría de la valencia explica además por-qué hay más variabilidad en las valencias de los átomos a medida que aumenta el número atómico de los mismos y por qué los gases nobles carecen de valencia, ya que tienen todos sus electrones acoplados en pares de Pauli.

Electrovalencia: iones y valencia fónica. Si un átomo gana o pierde electrones, queda cargado eléctricamente con tantas cargas negativas o positivas como electrones haya ganado o perdido (v. IONIZACIÓN). Los átomos en este estado reciben el nombre genérico de iones (aniones, si la carga eléctrica es negativa, y si es positiva, cationes). La valencia de los iones viene determinada por el número de electrones ganados o perdidos. Así, si pierde o gana un electrón, el ion resultante es monovalente; si dos, divalente, etc. Esta clase de valencia se llama fónica o electrovalencia, siendo electronegativa en los aniones, y electropositiva en los cationes. Sus compuestos se denominan fónicos, electrovalentes o heteropolares. Si un anión y un catión se encuentran próximos, se atraen, por ser cuerpos electrizados de signos contrarios. En el momento en que la distancia entre ellos es del orden de un .r1, la fuerza atractiva es muy enérgica y da lugar a la formación de una molécula. Las cargas eléctricas deben quedar compensadas, por lo que si ambos iones tienen la misma valencia, pero de signos contrarios, se combinarán átomo a átomo, y si son distintas, se combinarán de cada elemento el número necesario para que las valencias totales queden saturadas. Así, p. ej., el cloro y el sodio son monovalentes y de signos contrarios; luego, un ion cloro, Cl-, se combinará con un ion sodio, Na+, para dar una molécula de cloruro sódico, de fórmula CINa. El ion calcio es divalente positivo, Ca++, por lo que requiere dos iones cloro, Cl-, para formar uña molécula de cloruro cálcico, Cl2Ca. Estos compuestos se denominan heteropolares, aludiendo a la polaridad de sus iones. En realidad, estos compuestos no están formados por moléculas sino por iones dispuestos ordenadamente en un enrejado cristalino.

Covalencia: compuestos covalentes u homopolares. La covalencia o valencia covalente es un enlace por compartición de electrones entre los átomos, determinada por una tendencia a adquirir la estructura electrónica del gas noble más próximo. Esta forma de enlace fue ideada por Lewis. Como los gases nobles, a excepción del helio, tienen ocho electrones en su último nivel, la teoría de Lewis se llama también teoría del octeto. En el enlace covalente los átomos quedan unidos por pares de electrones comunes, constituyendo cada par un enlace de valencia ordinario. El enlace covalente une a los átomos más fuertemente que el enlace iónico, ya que no se separan por fusión o por disolución, cosa que ocurre en el caso del enlace iónico. Ejemplos de compuestos covalentes los tenemos en el oxígeno, O2; en el nitrógeno, Nz; benceno, C6H6; etc. Si representamos por una raya un par de electrones compartidos por los átomos, los compuestos covalentes antes citados se pueden representar de la siguiente manera:

0=0; N=N;

Cada par de electrones compartidos es una covalencia. Una variante del enlace covalente lo constituye la covalencia dativa o coordinada, que se diferencia de la normal en que el par de electrones compartidos es suministrado por uno de los átomos solamente (v. COMPUESTOS DE COORDINACIÓN, 4). Este enlace se da en el ion amonio, NH4+, que se puede representar así:

La flecha indica que un par de electrones compartidos por el nitrógeno y el hidrógeno han sido aportados ambos solamente por el nitrógeno. En general, se ceden o comparten mutuamente tantos electrones como les falten para completar el octeto, los cuales pasan a las órbitas comunes, por pares de Pauli, mientras que los restantes continúan en sus órbitas particulares.

La covalencia existe no solamente entre iones idénticos sino también entre los de distintos elementos para formar moléculas de cuerpos compuestos, p. ej., SO2, H2O, y, en general, los compuestos ’entre elementos que tienen igual o parecida electronegatividad, entre los cuales no es posible la formación de compuestos iónicos, pudiendo unirse un átomo con dos o más de otro elemento.

Otros tipos de valencia son: la auxiliar y las parciales.

La auxiliar es el grado de valencia remanente que queda en un átomo después de saturadas sus valencias principales. Valencias parciales: afinidad residual que, de acuerdo con la teoría de Thiele, prevalece todavía en los anillos dobles. La formación de compuestos aditivos y la adición selectiva en posición 1-4 de los "enlaces dobles conjugados" se explican por la presencia de las valencias parciales, aunque haya numerosas excepciones que no quedan explicadas por esta teoría.

J. M. BOFILL DE QUADRAS.

BIBL.: J. A. BABOR y J. IBARZ AZNÁREZ, Química general moderna, Barcelona 1972; J. C. BAILAR, T. MOELLER y J. KEINBERG, Química básica, Madrid 1969: E. JIMENO, Química general, 2 ed. Madrid 1944.