QUÍMICA · VALENCIA
Cuenta enlaces, interpreta cargas y distingue la valencia del estado de oxidación con quince ejemplos, tablas de elementos y ocho ejercicios.
La valencia química expresa la capacidad de combinación de un átomo. En ejemplos covalentes sencillos, usamos el recuento de enlaces: uno sencillo cuenta 1, uno doble cuenta 2 y uno triple cuenta 3. Así, el oxígeno del agua tiene valencia 2 y el carbono del metano, valencia 4.
Esta es una interpretación escolar útil para las estructuras que se muestran aquí. La definición clásica de valencia se refiere a la capacidad máxima de combinación con átomos monovalentes. En redes, complejos y enlaces deslocalizados, un simple recuento de líneas no resuelve toda la descripción. Definición de IUPAC.
Valencia y estado de oxidación no son sinónimos. La valencia de combinación se escribe sin signo. El estado de oxidación es una asignación formal que puede ser positiva, negativa o cero. Tampoco debe confundirse con la carga total de una especie ni con el número de electrones de valencia.
| Concepto | Qué indica | Ejemplo |
|---|---|---|
| Valencia de enlace | Capacidad de combinación en el modelo indicado | C: 4 en CH₄ y CO₂ |
| Estado de oxidación | Asignación formal según los enlaces | C: −IV en CH₄ y +IV en CO₂ |
| Carga del ion | Carga neta de toda la especie | SO₄²⁻: −2 |
| Electrones de valencia | Electrones relevantes para los enlaces | C neutro: 4; O neutro: 6 |
| Coordinación | Número de vecinos de un átomo | No se deduce de un subíndice por sí solo |
En elementos representativos, el número de electrones de la capa externa ayuda a describir tendencias. No permite afirmar que cualquier átomo con uno a cuatro electrones externos los pierda fácilmente. En metales de transición también pueden intervenir electrones d; conocer la especie es indispensable.
Los estados de oxidación se expresan aquí con números con signo, en forma arábiga (+3) o romana (+III); las cargas de los iones se escriben como superíndices: Fe en +III no es una notación idéntica a Fe³⁺. En un ion monoatómico coinciden numéricamente; en una molécula covalente no implican iones libres.
EJEMPLO 1
H—Cl: valencia 1 para H y para Cl
En la molécula de cloruro de hidrógeno, H y Cl comparten un enlace sencillo. En la asignación de estados de oxidación, H es +I y Cl es −I.
El signo corresponde al estado de oxidación, no al número de enlaces. La molécula neutra no contiene por ello dos iones libres separados.
EJEMPLO 2
H—O—H: dos enlaces O—H
En esta estructura de Lewis, O forma dos enlaces sencillos: valencia 2. Cada H tiene valencia 1. Para los estados de oxidación: 2(+1) + x = 0, así que O es −II.
Los dos pares libres del oxígeno no se cuentan como enlaces a otros átomos.
EJEMPLO 3
NH₃: tres enlaces N—H; N en −III
El nitrógeno forma tres enlaces sencillos y conserva un par libre en la estructura de Lewis: valencia 3. Como H es +I, x + 3(+1) = 0 da x = −3.
La valencia 3 no lleva el signo negativo del estado de oxidación.
EJEMPLO 4
CH₄: C con valencia 4 y estado −IV
Los cuatro enlaces C—H aportan cuatro unidades de enlace al carbono. Asignando +I a cada H, el estado de oxidación de C es −IV.
No hay que representar el metano como un ion C⁴⁻ rodeado de cuatro H⁺ libres.
EJEMPLO 5
O=C=O: 2 + 2 = 4; C en +IV
El carbono está unido a dos oxígenos, pero cada enlace es doble. Su valencia en este modelo es 4, igual que en CH₄. Con O en −II: x + 2(−2) = 0.
Número de vecinos, suma de órdenes de enlace y estado de oxidación no son lo mismo.
EJEMPLO 6
H₂C=CH₂: cada C suma 1 + 1 + 2 = 4
Cada carbono tiene dos enlaces sencillos con H y un enlace doble con el otro C. En esta molécula simétrica, cada C tiene estado de oxidación −II.
El enlace C=C no crea una diferencia de estado de oxidación entre los dos carbonos: son átomos del mismo elemento.
EJEMPLO 7
N≡N: cada N tiene un enlace triple
En el modelo de Lewis, el triple enlace aporta tres unidades de enlace a cada N. Sin embargo, el estado de oxidación de ambos átomos en N₂ es 0 por ser una sustancia elemental.
También H₂, O₂, C y Fe elementales tienen estado de oxidación 0. Esta regla no está reservada a los gases nobles.
EJEMPLO 8
H—O—O—H: cada O tiene valencia 2 y estado −I
Cada oxígeno forma dos enlaces sencillos. Como 2(+1) + 2x = 0, cada O tiene estado de oxidación −I.
La valencia del oxígeno sigue siendo 2, pero su estado de oxidación difiere del que tiene en el agua.
EJEMPLO 9
F—O—F: O con valencia 2 y estado +II
En OF₂, cada F tiene estado −I. La neutralidad exige x + 2(−1) = 0; O queda en +II.
No se aplica la regla O = −II sin comprobar la especie. El flúor de sus compuestos tiene prioridad en este cálculo.
EJEMPLO 10
NaH: Na en +I y H en −I
En el modelo iónico del hidruro, Na⁺ y H⁻ compensan sus cargas 1:1. El hidrógeno sigue siendo monovalente en el sentido de combinación, pero su estado de oxidación es −I.
Por eso no basta estar situado en el grupo 1 para imponer siempre +I al hidrógeno.
EJEMPLO 11
Ca²⁺ + 2 Cl⁻ → proporción CaCl₂
La neutralidad de la unidad fórmula se comprueba con (+2) + 2(−1) = 0. Se habla de calcio divalente en esta formulación iónica.
La proporción 1:2 no significa que cada calcio de la red cristalina tenga exactamente dos vecinos. La coordinación y la valencia son conceptos distintos.
EJEMPLO 12
Hg₂Cl₂: Hg₂²⁺ y dos Cl⁻
El catión Hg₂²⁺ tiene carga total +2, repartida formalmente entre dos Hg equivalentes: estado +I por átomo. Dos Cl⁻ completan la fórmula neutra.
No confundir la carga +2 del ion entero con el estado +II de cada Hg. HgCl₂ es otro compuesto, con Hg en +II.
EJEMPLO 13
XeF₂: x + 2(−1) = 0; Xe en +II
El xenón elemental tiene estado 0, pero en XeF₂ es +II. KrF₂ ofrece otro ejemplo de compuesto de gas noble.
La regla del octeto tiene límites; el helio completa su primera capa con dos electrones. No todos los gases nobles se describen como incapaces de formar compuestos.
EJEMPLO 14
2 Fe₂O₃(s) + 3 C(s) → 4 Fe(s) + 3 CO₂(g)
En este balance global ideal, los cuatro Fe pasan de +III a 0: reducción formal equivalente a 4 × 3 = 12 electrones. Los tres C pasan de 0 a +IV: oxidación formal equivalente a 3 × 4 = 12 electrones. O permanece en −II.
Se conservan 4 Fe, 6 O y 3 C. El cambio es de estado de oxidación. La ecuación no describe por sí sola un mecanismo ni condiciones experimentales; en procesos reales pueden intervenir CO y otros óxidos.
EJEMPLO 15
Cl₂ + 2 OH⁻ → Cl⁻ + ClO⁻ + H₂O
En este balance de desproporción, un Cl pasa de 0 a −I y el otro de 0 a +I. Una parte del cloro se reduce y otra se oxida. La carga total es −2 a ambos lados.
El ejemplo corresponde a la formación de hipoclorito en medio básico frío y diluido. Oxidación y reducción se compensan; no es obligatorio que afecten a elementos químicos diferentes.
Este repertorio reúne 43 elementos con un estado de oxidación situado en su contexto. Los signos de la tabla corresponden a estados de oxidación, no a «valencias positivas o negativas». No son listas exhaustivas de todos los estados posibles.
Los grupos modernos 1, 2 y 13–18 corresponden a las familias que también se nombran IA–VIIIA en algunas tablas antiguas. La posición orienta, pero no reemplaza el análisis del compuesto. Para Po y Bi se muestran estados de la selección RSC; no se impone un estado negativo por analogía con los elementos ligeros de su grupo.
| Elemento | Estado(s) | Ejemplo o alcance |
|---|---|---|
| Hidrógeno (H) | +I | HCl: H en +I; en NaH es −I. No es un metal alcalino. |
| Litio (Li) | +I | LiCl: +I. |
| Sodio (Na) | +I | NaCl: +I. |
| Potasio (K) | +I | KCl: +I. |
| Rubidio (Rb) | +I | RbCl: +I. |
| Cesio (Cs) | +I | CsCl: +I. |
| Francio (Fr) | +I | +I es el estado característico recogido por RSC; elemento radiactivo. RSC. |
| Elemento | Estado(s) | Ejemplo o alcance |
|---|---|---|
| Berilio (Be) | +II | BeCl₂; su fórmula no obliga a tratar todos sus enlaces como puramente iónicos. |
| Magnesio (Mg) | +II | MgCl₂. |
| Calcio (Ca) | +II | CaCl₂. |
| Estroncio (Sr) | +II | SrCl₂. |
| Bario (Ba) | +II | BaCl₂. |
| Radio (Ra) | +II | +II en sus compuestos; elemento radiactivo. RSC. |
| Elemento | Estado(s) | Ejemplo o alcance |
|---|---|---|
| Boro (B) | +III | BCl₃: tres enlaces; +III no significa un ion B³⁺ libre. |
| Aluminio (Al) | +III | Al₂O₃. |
| Galio (Ga) | +III | Ga₂O₃. |
| Indio (In) | +III | In₂O₃; el grupo no impone un único estado posible. |
| Talio (Tl) | +III | También presenta +I; no asignar +III sin conocer el compuesto. RSC. |
| Elemento | Estado(s) | Ejemplo o alcance |
|---|---|---|
| Carbono (C) | +IV | CO₂: +IV; CH₄: −IV. Valencia 4 en ambos ejemplos. |
| Silicio (Si) | +IV | SiO₂; una red no equivale a moléculas aisladas SiO₂. |
| Germanio (Ge) | +IV | GeO₂. |
| Estaño (Sn) | +IV | SnO₂: +IV; SnO: +II. |
| Plomo (Pb) | +IV | PbO₂: +IV; PbO: +II. |
| Elemento | Estado(s) | Ejemplo o alcance |
|---|---|---|
| Flúor (F) | −I | NaF; en F₂, como sustancia elemental, es 0. |
| Cloro (Cl) | −I | NaCl; en HClO es +I. |
| Bromo (Br) | −I | NaBr; −I no es su único estado posible. |
| Yodo (I) | −I | NaI; −I no es su único estado posible. |
| Elemento | Estado(s) | Ejemplo o alcance |
|---|---|---|
| Oxígeno (O) | −II | H₂O; en H₂O₂ es −I y en OF₂ es +II. |
| Azufre (S) | −II | Na₂S; en SO₃ es +VI. |
| Selenio (Se) | −II | Na₂Se; puede presentar estados positivos. |
| Telurio (Te) | −II | Na₂Te; no es una carga obligatoria de todo átomo de Te. |
| Polonio (Po) | +II, +IV, +VI | Selección tabulada por RSC. No atribuirle automáticamente −II por pertenecer al grupo 16. RSC. |
| Elemento | Estado(s) | Ejemplo o alcance |
|---|---|---|
| Nitrógeno (N) | −III | NH₃; en N₂ es 0. |
| Fósforo (P) | −III | Ca₃P₂: 3(+2) + 2(−3) = 0. |
| Arsénico (As) | −III | Asignación formal en determinados arseniuros; no una carga universal del arsénico. |
| Antimonio (Sb) | −III | Asignación formal en determinados antimoniuros; también presenta estados positivos. |
| Bismuto (Bi) | +III, +V | Selección tabulada por RSC. No asignar −III a cualquier compuesto de Bi por su grupo. RSC. |
| Elemento | Estado(s) | Ejemplo o alcance |
|---|---|---|
| Helio (He) | 0 | He monoatómico; capa completa con dos electrones. |
| Neón (Ne) | 0 | Ne monoatómico. |
| Argón (Ar) | 0 | Ar monoatómico. |
| Kriptón (Kr) | 0 | Kr elemental: 0; en KrF₂, +II. |
| Xenón (Xe) | 0 | Xe elemental: 0; en XeF₂, +II. |
| Radón (Rn) | 0 | Rn elemental: 0. No significa que 0 sea exclusivo de los gases nobles. |
Estos ocho elementos ilustran que la asignación depende de la especie. La selección combina estados recogidos por RSC y ejemplos de formulación; no pretende enumerar todos los estados conocidos ni tratarlos como igual de frecuentes. Un estado elevado no significa que exista el catión monoatómico libre equivalente en agua.
| Elemento | Estados seleccionados | Ejemplos |
|---|---|---|
| Molibdeno (Mo) | +2, +3, +4, +5, +6 | MoO₂: +IV; MoO₃: +VI. Ficha RSC. |
| Cromo (Cr) | +2, +3, +6 | CrCl₂: +II; Cr₂O₃: +III; CrO₄²⁻: +VI. Ficha RSC. |
| Wolframio o tungsteno (W) | +2, +3, +4, +5, +6 | WO₂: +IV; WO₃: +VI. Ficha RSC. |
| Platino (Pt) | +2, +4 | PtCl₂: +II; PtCl₄: +IV. Ficha RSC. |
| Oro (Au) | +1, +3 | AuCl: +I; AuCl₃: +III. Ficha RSC. |
| Mercurio (Hg) | +1, +2 | Hg₂Cl₂: +I por Hg; HgCl₂: +II. Ficha RSC. |
| Osmio (Os) | +2, +3, +4, +6, +8 | OsO₄: +VIII, un estado que conviene reconocer. Ficha RSC. |
| Cobre (Cu) | +1, +2 | Cu₂O: +I; CuO: +II. Ficha RSC. |
Para formular ejemplos básicos conviene empezar por Pt(II)/Pt(IV), Cu(I)/Cu(II) y Hg(I)/Hg(II). Los estados menos habituales requieren un compuesto y un contexto concretos; su omisión aquí no afirma que sean imposibles. En Hg(I), presta atención al ion Hg₂²⁺. En osmio, OsO₄ permite reconocer +VIII.
Una reacción puede tener varios centros que se oxidan y otros que se reducen; incluso un mismo elemento puede experimentar ambos cambios en una desproporción. Cambiar de compuesto no basta para afirmar que haya redox.
1. En CO₂, ¿el carbono tiene valencia 2 por estar unido a dos oxígenos?
No. En O=C=O hay dos enlaces dobles: 2 + 2 = 4. Su estado de oxidación es +IV.
2. ¿Qué cambia para O al pasar de H₂O a H₂O₂ en estos modelos?
El estado de oxidación pasa de −II a −I; la valencia de enlace sigue siendo 2.
3. Calcula el estado de oxidación del hierro en FeCl₃.
x + 3(−1) = 0: Fe es +III. No es la carga del compuesto, que es neutro.
4. Calcula el estado de oxidación de S en SO₄²⁻.
x + 4(−2) = −2: S es +VI. La suma debe igualar la carga del ion, no cero.
5. ¿Cuál es la fórmula neutra formada por Mg²⁺ y Cl⁻?
MgCl₂: (+2) + 2(−1) = 0. Los subíndices expresan proporciones.
6. ¿Qué estado de oxidación tiene cada Hg en Hg₂²⁺?
+I: dos Hg equivalentes suman la carga total +2.
7. En el balance de Fe₂O₃ y C, ¿cuántos electrones formales se compensan?
12: cuatro Fe reciben formalmente 3 cada uno; tres C ceden formalmente 4 cada uno.
8. ¿Cambiar de compuesto siempre implica una reacción redox?
No. En HCl + NaOH → NaCl + H₂O, los estados H(+I), Cl(−I), Na(+I) y O(−II) no cambian. Es una neutralización, no una redox.
Consultadas el 7 de octubre de 2026. Ejemplos y ejercicios desarrollados por Editorial Ejemplode. Las fichas RSC documentan la selección de estados de los elementos indicados.