Electrón de valencia

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En química , los electrones de valencia se denominan electrones ubicados en la capa externa (extrema) de un átomo . Los electrones de valencia determinan el comportamiento de un elemento químico en las reacciones químicas , es decir, participan en la formación de un enlace químico y completan la capa electrónica de los átomos que intervienen en él. Cuantos menos electrones de valencia tiene un elemento, más fácilmente cede estos electrones (muestra las propiedades de un agente reductor ) en reacciones con otros elementos. Por el contrario, cuantos más electrones de valencia hay en un átomo de un elemento químico, más fácilmente adquiere electrones (muestra las propiedades de un agente oxidante ) en las reacciones químicas, en igualdad de condiciones. Las capas de electrones exteriores completamente llenas tienen gases inertes que exhiben una actividad química mínima. La periodicidad de llenar la capa externa de electrones con electrones determina el cambio periódico en las propiedades químicas de los elementos en la tabla periódica .

Un átomo con una capa cerrada electrones de valencia (correspondientes a la configuración electrónica s 2 p 6 ) tiende a ser químicamente inerte . Los átomos con uno o dos electrones de valencia más que la capa cerrada tienen una mayor capacidad para entrar en reacciones químicas debido a la energía relativamente pequeña requerida para eliminar el exceso de electrones de valencia para formar un ion positivo . Los átomos que tienen uno o dos electrones de valencia menos que la capa cerrada entran en reacciones debido a la propiedad de adquirir los electrones de valencia faltantes y formar un ion negativo , o formar un enlace covalente .

Al igual que un electrón en una capa interna, un electrón de valencia tiene la capacidad de absorber o liberar energía en forma de fotón . Ganar energía puede hacer que el electrón se mueva hacia la capa exterior; este fenómeno se conoce como excitación . En este caso, si el electrón recibe suficiente energía para superar la barrera de potencial , igual al potencial de ionización , abandona el átomo, formando así un ion positivo. En el caso de que el electrón pierda energía (causando la emisión de un fotón), puede pasar a la capa interna, que no está completamente ocupada.

Los niveles de energía de valencia corresponden a los principales números cuánticos (n = 1, 2, 3, 4, 5…) o están etiquetados alfabéticamente con las letras utilizadas en la notación de rayos X de los orbitales atómicos (K, L, M,…) .

Número de electrones de valencia

El número de electrones de valencia ( valencia máxima ) es igual al número del grupo en la tabla periódica de Mendeleev en el que se encuentra el elemento químico (excepto los subgrupos laterales). Con la excepción de los grupos 3-12 ( metales de transición ), el dígito en el número de grupo indica cuántos electrones de valencia están asociados con el átomo neutro del elemento enumerado en esa columna.

Grupos	Número de electrones de valencia
Grupo 1 (I) ( metales alcalinos )	una
Grupo 2 (II) ( metales alcalinotérreos )	2
Grupos 3-12 ( metales de transición )	3-12 [1]
Grupo 13 (III) ( subgrupo de boro )	3
Grupo 14(IV) ( subgrupo de carbono )	cuatro
Grupo 15(V) ( subgrupo de nitrógeno (pnictógenos))	5
Grupo 16(VI) ( calcógenos )	6
Grupo 17(VII) ( halógenos )	7
Grupo 18 (VIII o 0) ( gases inertes )	8 [2] (2 para helio )

Configuraciones electrónicas

La reacción química de un átomo está determinada por los electrones que se encuentran a mayor distancia del núcleo atómico, es decir, tienen la mayor energía.

Para los elementos del grupo principal , los electrones de valencia se definen como aquellos electrones que están en la capa de electrones con el mayor número cuántico principal n [3] . Así, el número de electrones de valencia que puede tener un elemento químico depende de la configuración electrónica . Por ejemplo, la configuración electrónica del fósforo (P) es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 , por lo que hay 5 electrones de valencia (3s 2 3p 3 ), correspondientes a una valencia máxima para P de 5, como en un PF 5 moléculas .

Los metales de transición , a su vez, tienen (n−1)d niveles de energía parcialmente llenos, que son muy cercanos en energía al nivel ns [4] . Por lo tanto, como regla general, los electrones d en los metales de transición se comportan como electrones de valencia, aunque no estén en la capa de valencia. Por ejemplo, el manganeso (Mn) tiene la configuración 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 . En este átomo, el electrón 3d tiene una energía similar a la del electrón 4s, y mucho mayor que la de un electrón 3s o 3p. Por lo tanto, es teóricamente posible que el manganeso tenga siete electrones de valencia (4s 2 3d 5 ), y esto es consistente con el hecho de que el manganeso puede tener un estado de oxidación de hasta +7 (en el ion permanganato MnO 4 − ).

En cada fila de metales de transición, a medida que se mueve hacia la derecha, la energía de un electrón en la capa d disminuye, y ese electrón tiene menos propiedades de un electrón de valencia. Así, aunque un átomo de níquel tiene en principio diez electrones de valencia (4s 2 3d 8 ), su estado de oxidación nunca supera los cuatro. Para el zinc, la capa 3d está completa, por lo que sus electrones d no exhiben propiedades de valencia.

Dado que el número de electrones de valencia que realmente entrarán en una reacción química es difícil de predecir en los metales de transición, el concepto de electrón de valencia es menos útil para un metal de transición que para un elemento del grupo principal.

Reacciones químicas

El número de electrones en la capa de valencia exterior de un átomo determina su comportamiento en los enlaces químicos . Por tanto, los elementos cuyos átomos pueden tener el mismo número de electrones de valencia se agrupan en la tabla periódica de los elementos. Generalmente, un elemento del grupo principal (que no sea hidrógeno o helio ) tiende a reaccionar para formar una capa cerrada correspondiente a la configuración electrónica s 2 p 6 . Esta tendencia se llama regla del octeto , porque cada átomo unido tiene ocho electrones de valencia, incluidos los electrones compartidos.

Los metales que participan más activamente en las reacciones químicas son los metales alcalinos del grupo 1 (por ejemplo, sodio o potasio ); esto se debe al hecho de que tales átomos tienen solo un electrón de valencia, y durante la formación de un enlace iónico, que proporciona la energía de ionización necesaria, este electrón de valencia se pierde fácilmente, formando un ion positivo ( catión ) con una capa cerrada (por ejemplo, Na + o K + ). Un metal alcalinotérreo del grupo 2 (como el magnesio ) es algo menos reactivo porque cada átomo debe perder dos electrones de valencia para formar un ion positivo de capa cerrada (como el Mg 2+ ).

En cada grupo (cada columna de la tabla periódica) de metales, la reactividad aumenta de arriba hacia abajo (de los elementos livianos a los pesados), porque el elemento más pesado tiene más capas de electrones que el elemento más liviano; los electrones de valencia del elemento más pesado existen en números cuánticos principales más altos (están más lejos del núcleo atómico y, por lo tanto, tienen energías potenciales más altas, lo que significa que están menos unidos).

Los átomos no metálicos tienden a atraer electrones de valencia adicionales para formar una capa de valencia completa; esto se puede lograr de una de dos maneras: un átomo puede compartir electrones con un átomo vecino ( enlace covalente ) o extraer electrones de otro átomo ( enlace iónico ). Los no metales más reactivos son los halógenos (por ejemplo, flúor (F) o cloro (Cl)). Los átomos de halógeno tienen la configuración electrónica s 2 p 5 ; esto requiere solo un electrón de valencia adicional para formar una capa cerrada. Para formar un enlace iónico, un átomo de halógeno puede arrastrar un electrón de otro átomo para formar un anión (por ejemplo, F− , Cl− , etc.). Para formar un enlace covalente, un electrón de un halógeno y un electrón de otro átomo forman un par común (por ejemplo, en la molécula H-F, la capa representa un par común de electrones de valencia, uno de un átomo de hidrógeno y otro de flúor). átomo).

Dentro de cada grupo de no metales, la reactividad decrece en la tabla periódica de arriba hacia abajo (de elementos livianos a pesados) ya que los electrones de valencia tienen energías cada vez más altas y, por lo tanto, están cada vez menos unidos. De hecho, el oxígeno (el elemento más ligero del grupo 16) es el no metal más reactivo después del flúor, aunque no es un halógeno, porque su capa de valencia tiene un número cuántico principal más bajo.

En estos casos simples, donde se sigue la regla del octeto, la valencia de un átomo es igual al número de electrones ganados, perdidos o compartidos para formar un octeto estable. Sin embargo, hay muchas moléculas que son excepciones y cuya valencia está menos definida.

Conductividad eléctrica

Los electrones de valencia también son responsables de la conductividad eléctrica del elemento ; Según el valor de esta característica, un elemento puede clasificarse como metal , no metal o semiconductor (o metaloide).

Los metales suelen tener una alta conductividad eléctrica en estado sólido . En cada fila de la tabla periódica, los metales se ubican a la izquierda de los no metales, respectivamente, los átomos metálicos tienen menos electrones de valencia posibles que los átomos no metálicos. Sin embargo, el electrón de valencia de un átomo metálico tiene una energía de ionización baja , y en el estado sólido este electrón de valencia deja el átomo con relativa libertad para unirse con otro átomo cercano. Tal electrón "libre" puede moverse bajo la influencia de un campo eléctrico , y su movimiento es una corriente eléctrica ; este electrón es responsable de la conductividad eléctrica del metal. Ejemplos de buenos conductores son metales como el cobre , el aluminio , la plata y el oro .

Los no metales tienen baja conductividad eléctrica y actúan como aislantes . Estos elementos están en el lado derecho de la tabla periódica, y sus átomos tienen una capa de valencia que está llena al menos hasta la mitad (la excepción es el boro ). La energía de ionización del boro es alta; un electrón no puede abandonar fácilmente un átomo cuando se aplica un campo eléctrico y, por lo tanto, el elemento solo puede conducir una corriente eléctrica muy pequeña. Ejemplos de aislantes sólidos son el diamante ( un alótropo del carbono) y el azufre .

Un compuesto sólido que contiene metales también puede ser un aislante si los electrones de valencia de los átomos metálicos se utilizan para formar enlaces iónicos . Por ejemplo, aunque el sodio es un metal, el cloruro de sodio sólido es un aislante porque el electrón de valencia del sodio se transfiere al cloro para formar un enlace iónico y, por lo tanto, este electrón no se puede mover fácilmente.

Un semiconductor tiene una conductividad eléctrica intermedia entre la de un metal y la de un no metal; Un semiconductor también se diferencia de un metal en que la conductividad eléctrica de un semiconductor aumenta con la temperatura. Los semiconductores típicos son el silicio y el germanio , cada uno de los cuales tiene cuatro electrones de valencia. Las propiedades de los semiconductores se explican mejor mediante la teoría de bandas , como consecuencia de la pequeña diferencia de energía entre la banda de valencia (que contiene electrones de valencia en el cero absoluto) y la banda de conducción (a la que la energía térmica mueve los electrones de valencia).

Notas

1. ↑ Consta de electrones ns y (n-1) d. Alternativamente, se usa el número de electrones d .
2. ↑ Excepto por el helio , que tiene solo dos electrones de valencia.
3. ↑ Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Arenque, F. Geoffrey. Química general: principios y aplicaciones modernas  (inglés) . — 8o. - Upper Saddle River, Nueva Jersey: Prentice Hall , 2002. - Pág  . 339 . — ISBN 978-0-13-014329-7 .
4. ↑ EL ORDEN DE LLENADO DE ORBITAL 3d Y 4s Archivado el 31 de diciembre de 2017 en Wayback Machine . chemguide.es

Enlaces

• Francisco, Edén. Electrones de valencia .

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