VALENCIA ATÓMICA

O valencia de un átomo es el número de electrones que están siendo compartidos,

recibidos o dados por un átomo en un enlace iónico o covalente.

La valencia no debe confundirse con un concepto relacionado pero algo más avanzado, “el estado de oxidación”.

De forma aislada, un átomo o elemento químico puede describirse con sus posibles

valencias, que son los números de valencia que más frecuentemente utiliza al combinarse con otros elementos, y que son el resultado de su

configuración electrónica en la capa de valencia.

La valencia es un concepto sencillo para racionalizar las proporciones de reactivos que

se consumen en una reacción química o las proporciones de elementos que se encuentran

en un compuesto químico.

Es así como los elementos de los grupos IA, IIA y IIIA, tienden a perder electrones (e-), son de

carácter predominante metálico y poseen valores bajos de

electronegatividad.

Los elementos de los grupos IVA, VA, VIA y VIIA, por lo general ganan o

comparten e- hasta completar 8 e- en su último nivel de energía, son de

carácter predominante NO metálico y poseen valores altos de

electronegatividad.

Los elementos del grupo VIIIA, también conocidos como “gases nobles o inertes”, no ganan ni pierden

ni comparten e- , ya que poseen su último nivel de energía lleno, o

sea, poseen 8 e- , por lo anterior su electronegatividad es nula, lo cual

indica que no forman compuestos con ningún otro elemento.

La valencia de cada elemento depende de el grupo al que

pertenece; los elementos del grupo IA, tienen valencia 1, los del IIA

poseen valencia 2. Los del grupo IIIA su valencia es 3 y así sucesivamente:

IVA= 4 VA= 5 VIA= 6 VIIA= 7 VIIIA= sin valencia o “0”.

NÚMERO DE OXIDACIÓN

Se denomina número de oxidación a la carga que se le asigna a un

átomo cuando los electrones de enlace se distribuyen, este

número se asigna según ciertas reglas un tanto arbitrarias.

Las reglas son:

-Los electrones compartidos por átomos de idéntica electronegatividad

se distribuyen en forma equitativa entre ellos.

-Los electrones compartidos por átomos de diferente electronegatividad se le

asignan al más electronegativo.

Luego de esta distribución se compara el número de electrones con que ha quedado cada átomo

con el número que posee el átomo neutro, y ése es el número de

oxidación.

Éste se escribe, en general, en la parte superior del símbolo

atómico y lleva el signo escrito.

Por ejemplo:Vamos a determinar el número de

oxidación del Cl en los compuestos: Cl2 y en el HCl.

Estructura de Lewis para el Cl2

En el Cl2, los dos electrones de enlace se reparten uno para cada átomo, ya

que por tratarse de átomos del mismo elemento, obviamente

tendrán igual valor de electronegatividad.

Cada átomo de Cl queda ahora con 7 electrones de valencia, que son los

mismos que tiene el átomo neutro, lo que determina que su número de

oxidación sea 0.

Estructura de Lewis para el HCl

En el HCl, los dos electrones de enlace se le asignan al Cl por ser el átomo de mayor electronegatividad, quedando así, con 8 electrones de valencia, uno más que los del átomo neutro, por lo que su número de oxidación es –1. El H ha quedado sin su único electrón, y

su número de oxidación es +1.

De las dos reglas anteriores surge una serie de reglas prácticas que

permiten asignar números de oxidación sin necesidad de

representar las estructuras de Lewis, las cuales a veces pueden ser complejas o desconocidas.

Las reglas prácticas pueden sintetizarse de la siguiente

manera:

• En las sustancias simples, es decir las formadas por un solo

elemento, el número de oxidación es 0.

Por ejemplo: Auo, Cl2o, S8

o.

• El 0xígeno, cuando está combinado, actúa

frecuentemente con -2, a excepción de los peróxidos, en cuyo caso actúa con número de

oxidación -1.

• El Hidrógeno actúa con número de oxidación +1 cuando está combinado con un no metal,

por ser éstos más electronegativos; y con

-1 cuando está combinado con un metal, por ser éstos más

electropositivos.

• En los iones monoatómicos, el número de oxidación coincide

con la carga del ión.Por ejemplo:

Na+1 ------------ +1(Número de oxidación)

S-2 ------------- -2 (Número de oxidación)

Al+3 ----------- +3 (Número de oxidación)

Estos iones, son átomos con carga eléctrica, la cuál adquieren después

de ganar o perder electrones.Hay dos clases de iones:

ANIONES: Son iones de carga eléctrica negativa, y ganan electrones.

CATIONES: Son iones de carga eléctrica positiva y pierden

electrones.

• Recordemos que los elementos de los grupos IA, IIA y IIIA

forman iones de carga +1, +2 y +3 respectivamente, y los del VIIA y VIA, de carga –1 y –2 cuando son monoatómicos.

• La suma de los números de oxidación es igual a la carga de

la especie; es decir, que si se trata de sustancias, la suma

será 0, mientras que si se trata de iones, será igual a la carga de

éstos.

Por ejemplo:a) Para calcular el número de

oxidación del S en el Na2SO3, no podemos recurrir a la tabla periódica,

ya que da varios números para este elemento. Nos basaremos en los

elementos que tienen opción (que ya conocemos), que son el Na: +1 y el O:

-2

+1 X -2Na2 S O3

Nota: es frecuente colocar los números de oxidación individuales

en la parte superior de cada elemento.

La suma de los números de oxidación en este caso debe ser igual a 0, ya que la especie en

cuestión no posee carga residual:

(#ox. Na)x Cant atom Na + (#ox. S)x Cant atom S + (#ox. O)x Cant atom O = 0

(+1)x 2 + (X)x 1 + (-2)x 3 = 02 + X - 6 = 0X= 0 – 2 + 6

X = + 4Número de Oxidación del S en este

compuesto = +4es así, entonces, que:

+1 +4 -2Na2 S O3

En este caso, como hay un solo átomo de S, la totalidad de la

carga le corresponde a él.

b) Para calcular el número de oxidación del Cr en el Cr2O7

-2 nos basaremos en el O que tiene Nro

de Ox = -2

X _2(Cr2 O7)-2

2 (X) + 7 (-2) = -2(Suma igual a la carga del ión)

resolviendo, encontramos que2X + (-14) = -2

2X – 14 = -22X = -2 + 14

2X = +12X = +12 / 2

X = + 6

Entonces tenemos que:

+6 _2(Cr2 O7)-2

El nro de ox. Del Cr es +6

ACTIVIDAD:

- Con ayuda de las reglas anteriores, determine el número de oxidación para los elementos

de las siguientes fórmulas o símbolos

KCOSO3

P2O5

Au2S3

FeHClCO2

C2H6

AgCl

H2

KINH3

C3H6

ZnI2

O3

NaBrCH4

Cl2O7

PbCl4

N2

ZnOH2SCuI

H2SO4

KMnO4

HNO3

NaNO2

NaClOCaCO3

KClO3

SO4 -2

K2Cr2O7

H3PO4

NO3 -1

PO4 -3

Cr2O7 -2

Cu +2

Cl -1

NH4 +

S -2

IO3-1

Cr2O7 -2

2(x)+7(-2)=-2

2x+-14= -2

2x-14= -2

2x= -2+14

2x= +12

x= +12/2

x= +6