2. 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”.

3. 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.

4. 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.

5. 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.

6. 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.

7. 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”.

8. 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.

9. 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.

10. 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.

11. Éste se escribe, en general, en la
parte superior del símbolo
atómico y lleva el signo escrito.

12. Por ejemplo:
Vamos a determinar el número de
oxidación del Cl en los
compuestos: Cl2 y en el HCl.

13. Estructura de Lewis para el Cl2

14. 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.

15. Estructura de Lewis para el HCl

16. 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.

17. 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.

18. Las reglas prácticas pueden
sintetizarse de la siguiente
manera:

19. • En las sustancias simples, es
decir las formadas por un solo
elemento, el número de
oxidación es 0.
Por ejemplo: Auo, Cl2
o, S8
o.

20. • El 0xígeno, cuando está
combinado, actúa
frecuentemente con -2, a
excepción de los peróxidos, en
cuyo caso actúa con número de
oxidación -1.

21. • 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.

22. • En los iones monoatómicos, el
número de oxidación coincide
con la carga del ión.
Por ejemplo:

23. Na+1 ------------ +1(Número de
oxidación)
S-2 ------------- -2 (Número de
oxidación)
Al+3 ----------- +3 (Número de
oxidación)

24. 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.

25. • 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.

26. • 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.

27. 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

28. +1 X -2
Na2 S O3
Nota: es frecuente colocar los
números de oxidación individuales
en la parte superior de cada
elemento.

29. 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:

30. (#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 = 0
2 + X - 6 = 0
X= 0 – 2 + 6
X = + 4
Número de Oxidación del S en este
compuesto = +4
es así, entonces, que:
+1 +4 -2
Na2 S O3

31. En este caso, como hay un solo
átomo de S, la totalidad de la
carga le corresponde a él.

32. b) Para calcular el número de
oxidación del Cr en el Cr2O7
-2 nos
basaremos en el O que tiene Nro
de Ox = -2

33. X _2
(Cr2 O7)-2
2 (X) + 7 (-2) = -2
(Suma igual a la carga del ión)
resolviendo, encontramos que
2X + (-14) = -2
2X – 14 = -2
2X = -2 + 14
2X = +12
X = +12 / 2
X = + 6

34. Entonces tenemos que:
+6 _2
(Cr2 O7)-2
El nro de ox. Del Cr es +6

35. ACTIVIDAD:
- Con ayuda de las reglas
anteriores, determine el número
de oxidación para los elementos
de las siguientes fórmulas o
símbolos

36. K
CO
SO3
P2O5
Au2S3
Fe
HCl
CO2
C2H6
AgCl
H2
KI
NH3
C3H6
ZnI2
O3
NaBr
CH4
Cl2O7
PbCl4
N2
ZnO
H2S
CuI
H2SO4
KMnO4
HNO3

37. NaNO2
NaClO
CaCO3
KClO3
SO4
-2
K2Cr2O7
H3PO4
NO3
-1
PO4
-3
Cr2O7
-2
Cu +2
Cl -1
NH4
+
S -2
IO3
-1

38. Cr2O7
-2
2(x)+7(-2)=-2
2x+-14= -2
2x-14= -2
2x= -2+14
2x= +12
x= +12/2
x= +6