Valencia en química

Te explicamos qué es valencia en química y cuáles son los tipos de valencia. Además, ejemplos de algunos elementos químicos.

¿Qué es valencia?

En química, hablamos de valencia para referirnos al número de electrones que un átomo de un elemento químico determinado posee en su último nivel de energía. Otra forma de interpretar la valencia es como el número de electrones que un átomo de un determinado elemento químico debe ceder o aceptar para completar su último nivel de energía. Estos electrones son de especial relevancia, pues son los responsables de la formación de los enlaces químicos, por ejemplo, los enlaces covalentes (co-valente: comparten valencia). Son estos electrones los que intervienen en las reacciones químicas.

Un átomo puede tener una o más valencias. Por ese motivo este concepto (creado en el siglo XIX para explicar las “afinidades” entre los distintos átomos que se conocían) ha sido sustituido con el de “número de oxidación”, que finalmente representa prácticamente lo mismo.

Por ejemplo, el átomo de hidrógeno tiene valencia 1, lo que significa que puede compartir un electrón en su última capa; el de carbono, en cambio, tiene valencia 2 o 4, es decir, puede ceder dos o cuatro electrones. De allí que el número de valencia representa la capacidad del elemento de ganar o ceder electrones durante una reacción o enlace químico.

A lo largo de la historia, el concepto de valencia permitió el desarrollo de teorías respecto a los enlaces químicos, como son:

• Estructura de Lewis (1916). Es una representación bidimensional de las moléculas o los iones, donde los enlaces covalentes son representados por guiones y los electrones no compartidos por puntos. En caso de que existan en las estructuras pares de electrones solitarios, son representados por dos puntos.
• La teoría del enlace de valencia (1927). Esta teoría plantea que el átomo central en una molécula tiende a formar pares de electrones, lo cual depende de limitaciones geométricas de la molécula y del cumplimiento de la regla del octeto (los iones de los elementos químicos tienen a completar su último nivel de energía con 8 electrones para alcanzar una configuración más estable).
• La teoría de los orbitales moleculares (1928). Según esta teoría, los electrones no están asignados a enlaces individuales entre átomos (como se plantea en la estructura de Lewis), sino que dichos electrones se mueven por toda la molécula bajo la influencia de los núcleos atómicos.
• La teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (1958). Esta teoría se basa en la repulsión electrostática de los electrones de valencia de un átomo, que se repelen mutuamente hasta alcanzar una disposición en el espacio, donde finalmente no se repelen más y se define en esta configuración la geometría de la molécula.

Tipos de valencia

Existen dos tipos distintos de valencia:

• Valencia positiva máxima. Refleja la máxima capacidad combinatoria de un átomo, es decir, la mayor cantidad de electrones que puede ceder. Los electrones tienen carga negativa, así que un átomo que los cede obtiene una valencia positiva (+).
• Valencia negativa. Representa la capacidad de un átomo de combinarse con otro que presente valencia positiva. Los átomos que reciben electrones presentan una valencia negativa (-).

Valencia de los elementos

Las valencias conocidas de algunos elementos de la tabla periódica son las siguientes:

• Hidrógeno (H): 1
• Carbono (C): 2, 4
• Sodio (Na): 1
• Potasio (K): 1
• Aluminio (Al): 3
• Mercurio (Hg): 1, 2
• Calcio (Ca): 2
• Hierro (Fe): 2, 3
• Plomo (Pb): 2, 4
• Cromo (Cr): 2, 3, 6
• Manganeso (Mn): 2, 3, 4, 6, 7
• Cloro (Cl): 1, 3, 5, 7
• Oxígeno (O): 1,2
• Azufre (S): 2, 4, 6
• Nitrógeno (N): 1, 2, 3, 4, 5
• Arsénico (As): 3, 5
• Boro (B): 3
• Silicio (Si): 4
• Oro (Au): 1, 3
• Plata (Ag): 1
• Fósforo (P): 3, 5
• Radio (Ra): 2
• Magnesio (Mg): 2
• Cobre (Cu): 1, 2

Referencias

• «Química» Whitten, Davis, Peck & Stanley. Octava Edición. CENGAGE Learning, p 251.
• «Química. Un proyecto de la ACS» American Chemical Society. Editorial Reverté (2005). ISBN 9788429170016.