En química , la valencia (ortografía estadounidense) o valencia (ortografía británica) de un átomo es una medida de su capacidad de combinación con otros átomos cuando forma compuestos químicos o moléculas . Por valencia se entiende generalmente el número de enlaces químicos que forma típicamente cada átomo de un elemento químico determinado . Se considera que los enlaces dobles son dos enlaces, los triples tres, los cuádruples cuatro, los quíntuples cinco y los séxtuples seis. En la mayoría de los compuestos, la valencia del hidrógeno es 1, la del oxígeno 2, la del nitrógeno 3 y la del carbono 4. La valencia no debe confundirse con los conceptos relacionados de número de coordinación , estado de oxidación o número de electrones de valencia de un átomo determinado.
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 amoniaco , 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 ( PH 3 ) y una valencia de 5 en el pentacloruro de fósforo ( PCl 5 ), lo que demuestra 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 enlaces. [1] Las dos tablas siguientes muestran ejemplos de diferentes compuestos, sus fórmulas estructurales y las valencias de cada elemento del compuesto.
La IUPAC define la valencia como: [2]
Una descripción moderna alternativa es: [3]
Esta definición difiere de la definición IUPAC porque 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, significando "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 a partir de 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 orgánicos e inorgánicos. [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 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 opiniones sobre lo que llamó combinaciones de partículas "últimas", que presagiaron 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 de la fuerza se dividiría en consecuencia, y lo mismo para las otras combinaciones de partículas últimas (ver ilustración).
Sin embargo, el inicio exacto de la teoría de las valencias químicas se puede rastrear hasta un artículo de 1852 de Edward Frankland , en el que combinó la antigua teoría de los radicales 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., NO 3 , NH 3 , NI 3 , etc.) o 5, es decir, en los grupos de 5 átomos (p. ej., NO 5 , NH 4 O , PO 5 , etc.), equivalentes de los elementos unidos. Según él, esta es la manera en que sus afinidades se satisfacen mejor, y al seguir estos ejemplos y postulados, declara cuán obvio es que [6]
Aquí prevalece una tendencia o ley, y es que, cualesquiera que sean las características de los átomos que se unen, el poder de combinación del elemento atractivo, si se me permite el término, siempre se satisface con el mismo número de estos átomos.
Este "poder de combinación" fue posteriormente llamado cuantivalencia 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 todavía se aceptan hoy en día.
Lothar Meyer, en su libro de 1864, Die modernen Theorien der Chemie , contenía una versión temprana de la tabla periódica que contenía 28 elementos y clasificaba por primera vez los elementos en seis familias según su valencia. Los trabajos sobre la organización de los elementos por peso atómico se habían visto obstaculizados hasta entonces 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 distintos tipos de valencia o de enlace. Sin embargo, en 1893 Alfred Werner describió los complejos de coordinación de metales de transición como [Co(NH 3 ) 6 ]Cl 3 , en los que distinguió valencias principales y subsidiarias (en alemán: 'Hauptvalenz' y 'Nebenvalenz'), correspondientes 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 es a menudo 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 para unirse: [8] [9] [10] [11]
o equivalentemente:
En esta convención, el nitrógeno en un ion amonio [NH 4 ] + se une a cuatro átomos de hidrógeno, pero se considera pentavalente porque los cinco electrones de valencia del nitrógeno participan en el enlace. [8]
El modelo de Rutherford del átomo nuclear (1911) mostró que el exterior de un átomo está ocupado por electrones , lo que sugiere que los electrones son responsables de la interacción de los átomos y la formación de enlaces químicos. En 1916, Gilbert N. Lewis explicó la valencia y el enlace químico en términos de una tendencia de los átomos (del grupo principal) a lograr un octeto estable de 8 electrones en la capa de valencia. Según Lewis, el enlace covalente conduce a octetos mediante el intercambio de electrones, y el enlace iónico conduce a octetos mediante la transferencia de electrones de un átomo a otro. El término covalencia se atribuye a Irving Langmuir , quien afirmó en 1919 que "el número de pares de electrones que cualquier átomo comparte con los átomos adyacentes se denomina covalencia de ese átomo". [12] El prefijo co- significa "juntos", de modo que un enlace covalente significa que los átomos comparten una valencia. Posteriormente, es más común hablar de enlaces covalentes en lugar de valencia , que ha caído en desuso en el trabajo de nivel superior a partir de los avances en la teoría del enlace químico, pero todavía se usa ampliamente en estudios elementales, donde proporciona una introducción heurística al tema.
En la década de 1930, Linus Pauling propuso que también existen enlaces covalentes polares , que son intermedios entre los covalentes y los iónicos, y que el grado de carácter iónico depende de la diferencia de electronegatividad de los dos átomos enlazados.
Pauling también consideró moléculas hipervalentes , en las que los elementos del grupo principal tienen valencias aparentes mayores que el máximo de 4 permitido por la regla del octeto. Por ejemplo, en la molécula de hexafluoruro de azufre ( SF 6 ), Pauling consideró que el azufre forma 6 enlaces verdaderos de dos electrones utilizando orbitales atómicos híbridos sp 3 d 2 , que combinan un orbital s, tres p y dos d. Sin embargo, más recientemente, los cálculos mecánico-cuánticos sobre esta y otras moléculas similares han demostrado que el papel de los orbitales d en el enlace es mínimo, y que la molécula de SF 6 debería describirse como que tiene 6 enlaces covalentes polares (parcialmente iónicos) hechos de solo cuatro orbitales en el azufre (un s y tres p) de acuerdo con la regla del octeto, junto con seis orbitales en los flúor. [13] Cálculos similares sobre moléculas de metales de transición muestran que el papel de los orbitales p es menor, de modo que un orbital s y cinco orbitales d en el metal son suficientes para describir el enlace. [14]
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 numerales 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 Ca 2+ es un catión divalente y el catión Fe 3+ es un catión trivalente. A diferencia de Cs y Ca, 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). [15] Los metales de transición y los metales a la derecha suelen ser multivalentes, pero no existe un patrón simple que prediga su valencia. [16]
† Los mismos adjetivos también se utilizan en medicina para referirse a la valencia de las vacunas, con la ligera diferencia de que en este último sentido, quadri- es más común que tetra- .
‡ Como lo demuestran los números de resultados en la búsqueda web de Google y en los corpus de búsqueda de Google Libros (consultado en 2017).
§ Se pueden encontrar algunas otras formas en grandes corpus en idioma inglés (por ejemplo, *quintavalente, *quintivalente, *decivalente ), pero no son las formas convencionalmente establecidas en inglés y, por lo tanto, no se encuentran en los principales diccionarios.
Debido a la ambigüedad del término valencia, [17] actualmente se prefieren otras notaciones. Además de la notación lambda, tal como se utiliza en la nomenclatura de la IUPAC de la química inorgánica , [18] 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 da el número de electrones de valencia que ha ganado o perdido. [19] 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 estado de oxidación +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 estado de oxidación +8.
En algunas moléculas, existe una diferencia entre la valencia y el estado de oxidación de un átomo determinado. Por ejemplo, en la molécula de decafluoruro de disulfuro S 2 F 10 , 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 O 2 , 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.
* El ion perclorato ClO−4es monovalente, es decir, tiene valencia 1.
** Las valencias también pueden ser diferentes de los valores absolutos de los estados de oxidación debido a la diferente polaridad de los enlaces. Por ejemplo, en el diclorometano , CH 2 Cl 2 , el carbono tiene valencia 4 pero estado de oxidación 0.
*** Los óxidos de hierro aparecen en una estructura cristalina , por lo que no se puede identificar una molécula típica. En el óxido ferroso, Fe tiene estado de oxidación +2; en el óxido férrico, estado de oxidación +3.
Frankland sostuvo que la valencia (usó 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 lo 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 amoniaco se dejan dos valencias sin unir; el azufre tiene una valencia máxima de 6, al formar sulfuro de hidrógeno se dejan cuatro valencias sin unir. [20] [21]
La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha realizado varios intentos para llegar a una definición inequívoca de la valencia. La versión actual, adoptada en 1994: [22]
El hidrógeno y el cloro se utilizaron originalmente como ejemplos de átomos univalentes, debido a su naturaleza de formar solo un enlace simple. El hidrógeno tiene solo un electrón de valencia y puede formar solo un enlace con un átomo que tenga una capa externa incompleta . El cloro tiene siete electrones de valencia y puede formar solo un enlace con un átomo que dona un electrón de valencia para completar la capa externa del cloro. Sin embargo, el cloro también puede tener estados de oxidación de +1 a +7 y puede formar más de un enlace donando electrones de valencia .
El hidrógeno tiene un solo electrón de valencia, pero puede formar enlaces con más de un átomo. En el ion bifluoruro ( [HF 2 ] − ), por ejemplo, forma un enlace de tres centros y cuatro electrones con dos átomos de fluoruro:
Otro ejemplo es el enlace de dos electrones y tres centros en el diborano ( B 2 H 6 ).
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 color en la parte inferior de la tabla.
Si bien los conceptos y definiciones de valencia se han refinado con el paso de los años, la descrita por Sidgwick sigue siendo la definición más útil y simple para las moléculas covalentes: la valencia de un átomo en una molécula covalente es simplemente el número de electrones que un átomo ha utilizado para unirse.
En general, la mejor definición de valencia absoluta parece ser la adoptada por Grimm y Sommerfeld, que es numéricamente igual al número de electrones del átomo "comprometidos" (beansprucht) en unirse a los otros átomos.
