Electrón de valencia

En química y física, un electrón de valencia es un electrón en la capa exterior asociado a un átomo, y que puede participar en la formación de un enlace químico si la capa exterior no está cerrada; en un enlace covalente simple, ambos átomos en el enlace aportan un electrón de valencia para formar un par compartido.

La presencia de electrones de valencia puede determinar las propiedades químicas del elemento, como su valencia, si puede unirse con otros elementos y, de ser así, con qué facilidad y con cuántos. De esta manera, la reactividad de un elemento dado depende en gran medida de su configuración electrónica. Para un elemento del grupo principal, un electrón de valencia solo puede existir en la capa de electrones más externa; para un metal de transición, un electrón de valencia también puede estar en una capa interna.

Un átomo con una capa cerrada de electrones de valencia (que corresponde a una configuración de gas noble) tiende a ser químicamente inerte. Los átomos con uno o dos electrones de valencia más que una capa cerrada son altamente reactivos debido a la energía relativamente baja para eliminar los electrones de valencia adicionales para formar un ion positivo. Un átomo con uno o dos electrones menos que una capa cerrada es reactivo debido a su tendencia a ganar los electrones de valencia faltantes y formar un ion negativo, oa compartir electrones de valencia y formar un enlace covalente.

Similar a un electrón central, un electrón de valencia tiene la capacidad de absorber o liberar energía en forma de fotón. Una ganancia de energía puede hacer que el electrón se mueva (salte) a una capa exterior; esto se conoce como excitación atómica. O el electrón puede incluso liberarse de la capa de su átomo asociado; esto es ionización para formar un ion positivo. Cuando un electrón pierde energía (lo que hace que se emita un fotón), puede moverse a una capa interna que no está completamente ocupada.

Visión de conjunto

Configuración electronica

Los electrones que determinan la valencia (cómo reacciona químicamente un átomo) son los que tienen la energía más alta.

Para un elemento del grupo principal, los electrones de valencia se definen como aquellos electrones que residen en la capa electrónica de mayor número cuántico principal n. Así, el número de electrones de valencia que pueda tener depende de la configuración electrónica de forma sencilla. Por ejemplo, la configuración electrónica del fósforo (P) es 1s 2s 2p 3s 3p de modo que hay 5 electrones de valencia (3s 3p), correspondientes a una valencia máxima para P de 5 como en la molécula PF ₅; esta configuración normalmente se abrevia como [Ne] 3s 3p, donde [Ne] significa los electrones del núcleo cuya configuración es idéntica a la del gas noble neón.

Sin embargo, los elementos de transición tienen niveles de energía parcialmente llenos (n - 1)d, que están muy cerca en energía al nivel ns . Entonces, a diferencia de los elementos del grupo principal, un electrón de valencia para un metal de transición se define como un electrón que reside fuera de un núcleo de gas noble. Así, generalmente, los electrones d en los metales de transición se comportan como electrones de valencia aunque no estén en la capa más externa. Por ejemplo, el manganeso (Mn) tiene configuración 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d; esto se abrevia como [Ar] 4s 3d, donde [Ar] denota una configuración de núcleo idéntica a la del gas noble argón. En este átomo, un electrón 3d tiene una energía similar a la de un electrón 4s, y mucho mayor que la de un electrón 3s o 3p. En efecto, posiblemente haya siete electrones de valencia (4s 3d) fuera del núcleo similar al argón; esto es consistente con el hecho químico de que el manganeso puede tener un estado de oxidación tan alto como +7 (en el ion permanganato: MnO
₄).

Cuanto más a la derecha en cada serie de metales de transición, menor es la energía de un electrón en una subcapa y menos propiedades de valencia tiene dicho electrón. Así, aunque un átomo de níquel tiene, en principio, diez electrones de valencia (4s 3d), su estado de oxidación nunca supera los cuatro. Para el zinc, la subcapa 3d está completa en todos los compuestos conocidos, aunque contribuye a la banda de valencia en algunos compuestos.

El recuento de electrones d es una herramienta alternativa para comprender la química de un metal de transición.

El número de electrones de valencia.

El número de electrones de valencia de un elemento puede determinarse por el grupo de la tabla periódica (columna vertical) en el que se clasifica el elemento. Con la excepción de los grupos 3 a 12 (los metales de transición), el dígito de las unidades del número de grupo identifica cuántos electrones de valencia están asociados con un átomo neutro de un elemento enumerado en esa columna en particular.

Bloque de tabla periodica	grupo de tabla periodica	electrones de valencia
s	Grupo 1 (I) (metales alcalinos)	1
Grupo 2 (II) (metales alcalinotérreos) y helio	2
F	Lantánidos y actínidos	3–16
d	Grupos 3-12 (metales de transición)	3–12
pag	Grupo 13 (III) (grupo boro)	3
Grupo 14 (IV) (grupo de carbono)	4
Grupo 15 (V) (pnictógenos o grupo nitrogenado)	5
Grupo 16 (VI) (calcógenos o grupo de oxígeno)	6
Grupo 17 (VII) (halógenos)	7
Grupo 18 (VIII o 0) (gases nobles) excepto helio	8

1. ^ Consta de n s, (n −2)f y (n −1)d electrones.
2. ^ Consta de n s, y (n −1)d electrones.

El helio es una excepción: a pesar de tener una configuración 1s con dos electrones de valencia y, por lo tanto, tener algunas similitudes con los metales alcalinotérreos con sus configuraciones de valencia n s, su capa está completamente llena y, por lo tanto, es químicamente muy inerte y generalmente se coloca en grupo. 18 con los demás gases nobles.

Concha de valencia

La capa de valencia es el conjunto de orbitales que son energéticamente accesibles para aceptar electrones para formar enlaces químicos.

Para los elementos del grupo principal, la capa de valencia consta de los orbitales n s y n p en la capa electrónica más externa. Para los metales de transición se incluyen los orbitales de la subcapa incompleta (n −1)d, y para los lantánidos y actínidos las subcapas incompletas (n −2)f y (n −1)d. Los orbitales involucrados pueden estar en una capa de electrones interna y no todos corresponden a la misma capa de electrones o número cuántico principal n en un elemento dado, pero todos están a distancias similares del núcleo.

Tipo de elemento	hidrógeno y helio	bloque p (elementos del grupo principal)	bloque d (metales de transición)	f-block (Lantánidos y actínidos)
Orbitales de valencia	1s	ns _norte pag	ns _(norte -1)dnorte pag	ns _(norte -2) f(norte -1)dnorte pag
Reglas de conteo de electrones	Regla de dúo/duplete	Regla del octeto	regla de los 18 electrones	regla de los 32 electrones

Como regla general, un elemento del grupo principal (excepto el hidrógeno o el helio) tiende a reaccionar para formar una configuración electrónica p. Esta tendencia se llama regla del octeto, porque cada átomo unido tiene 8 electrones de valencia, incluidos los electrones compartidos. De manera similar, un metal de transición tiende a reaccionar para formar una configuración electrónica ad sp. Esta tendencia se llama regla de los 18 electrones, porque cada átomo unido tiene 18 electrones de valencia, incluidos los electrones compartidos.

Reacciones químicas

El número de electrones de valencia en un átomo gobierna su comportamiento de enlace. Por tanto, los elementos cuyos átomos pueden tener el mismo número de electrones de valencia se agrupan en la tabla periódica de los elementos.

El tipo de elemento metálico más reactivo es un metal alcalino del grupo 1 (p. ej., sodio o potasio); esto se debe a que dicho átomo tiene un solo electrón de valencia. Durante la formación de un enlace iónico, que proporciona la energía de ionización necesaria, este electrón de valencia se pierde fácilmente para formar un ion positivo (catión) con una capa cerrada (p. ej., Na o K). Un metal alcalinotérreo del grupo 2 (p. ej., magnesio) es algo menos reactivo, porque cada átomo debe perder dos electrones de valencia para formar un ion positivo con una capa cerrada (p. ej., Mg).

Dentro de cada grupo (cada columna de la tabla periódica) de metales, la reactividad aumenta con cada fila inferior de la tabla (de un elemento liviano a un elemento más pesado), porque un elemento más pesado tiene más capas de electrones que un elemento más liviano; Los electrones de valencia de un elemento más pesado existen en números cuánticos principales más altos (están más lejos del núcleo del átomo y, por lo tanto, tienen energías potenciales más altas, lo que significa que están menos unidos).

Un átomo no metálico tiende a atraer electrones de valencia adicionales para alcanzar una capa de valencia completa; esto se puede lograr de una de dos maneras: un átomo puede compartir electrones con un átomo vecino (un enlace covalente), o puede quitar electrones de otro átomo (un enlace iónico). El tipo de elemento no metálico más reactivo es un halógeno (p. ej., flúor (F) o cloro (Cl)). Tal átomo tiene la siguiente configuración electrónica: s p; esto requiere solo un electrón de valencia adicional para formar una capa cerrada. Para formar un enlace iónico, un átomo de halógeno puede quitar un electrón de otro átomo para formar un anión (p. ej., F, Cl, etc.). Para formar un enlace covalente, un electrón del halógeno y un electrón de otro átomo forman un par compartido (p. ej., en la molécula H–F, la línea representa un par compartido de electrones de valencia, uno de H y otro de F).

Dentro de cada grupo de no metales, la reactividad disminuye con cada fila inferior de la tabla (de un elemento liviano a un elemento pesado) en la tabla periódica, porque los electrones de valencia tienen energías progresivamente más altas y, por lo tanto, están menos unidos de manera progresiva. 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 la capa de valencia de un halógeno tiene un número cuántico principal más alto.

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

Conductividad eléctrica

Los electrones de valencia también son responsables de la conductividad eléctrica de un elemento; como resultado, un elemento puede clasificarse como metal, no metal o semiconductor (o metaloide).

escondervtmiMetales-metaloides-no metales en la tabla periódica
	1	2		3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	dieciséis	17	18
Grupo →
↓ Período
1	H		Él
2	li	Ser		B	C	norte	O	F	Nordeste
3	N / A	magnesio		Alabama	Si	PAG	S	cl	Arkansas
4	k	California		Carolina del Sur	ti	V	cr	Minnesota	Fe	Co	Ni	cobre	zinc	Georgia	ge	Como	Se	hermano	kr
5	Rb	señor		Y	Zr	Nótese bien	Mes	tc	ru	Rh	PD	agricultura	Discos compactos	En	sn	Sb	Te	yo	Xe
6	cs	Licenciado en Letras	La	Ce	PR	Dakota del Norte	Pm	pequeño	UE	Di-s	Tuberculosis	dy	Ho	Eh	Tm	Yb	Lu	H.f.	Ejército de reserva	W	Re	Os	ir	punto	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Correos	En	Rn
7	fr	Real academia de bellas artes	C.A	el	Pensilvania	tu	Notario público	PU	Soy	Cm	negro	Cf.	ES	FM	Maryland	No	Lr	radiofrecuencia	DB	sg	bh	hs	Monte	Ds	Rg	cn	Nueva Hampshire	Florida	Mc	Lv	ts	og
Metal Metaloide No metal Propiedades desconocidasEl color de fondo muestra la tendencia metal-metaloide-no metal en la tabla periódica

Los elementos metálicos generalmente tienen una alta conductividad eléctrica cuando se encuentran en estado sólido. En cada fila de la tabla periódica, los metales se encuentran a la izquierda de los no metales y, por lo tanto, un metal tiene menos electrones de valencia posibles que un no metal. Sin embargo, un electrón de valencia de un átomo de metal tiene una energía de ionización pequeña, y en el estado sólido este electrón de valencia es relativamente libre de dejar un átomo para asociarse con otro cercano. Tal electrón "libre" puede moverse bajo la influencia de un campo eléctrico, y su movimiento constituye una corriente eléctrica; es responsable de la conductividad eléctrica del metal. El cobre, el aluminio, la plata y el oro son ejemplos de buenos conductores.

Un elemento no metálico tiene baja conductividad eléctrica; actúa como aislante. Dicho elemento se encuentra hacia la derecha de la tabla periódica y tiene una capa de valencia que está al menos llena hasta la mitad (la excepción es el boro). Su energía de ionización es grande; un electrón no puede abandonar fácilmente un átomo cuando se aplica un campo eléctrico y, por lo tanto, dicho elemento puede conducir solo corrientes eléctricas muy pequeñas. Ejemplos de aislantes elementales 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 elemental 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, ese 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 de un semiconductor aumenta con la temperatura. Los semiconductores elementales 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 utilizando la teoría de bandas, como consecuencia de una pequeña brecha de energía entre una banda de valencia (que contiene los electrones de valencia en el cero absoluto) y una banda de conducción (a la que los electrones de valencia son excitados por la energía térmica).