Desde el punto de vista químico la envoltura electrónica es más importante que el núcleo, pues de su configuración depende:
1.- La valencia. Determinada por los electrones más exteriores que pueden ganarse, perderse o compartirse.
2. Actividad química. Dependiente del número y disposición de los electrones de la última capa. Los elementos que tienen los mismos electrones en esta capa forman familias de elementos de propiedades similares, como son las familias de los metales alcalinos, alcalino-térreos, halógenos.
3. El carácter químico del elemento. Manifestado en el hecho de que los elementos que tienen menos de cuatro electrones en el último nivel de energía tienen tendencia a perderlos quedando cargados positivamente por lo que se les llama elementos electropositivos (metales); en cambio, los que poseen más de cuatro electrones en esta capa manifiestan una tendencia a ganar electrones cargándose negativamente, es decir, son electronegativos (no metales).
Concepto clásico de valencia. Los átomos de los distintos elementos exceptuando los gases nobles tienden a unirse unos con otros para formar molécula por esto a esta cualidad que llamamos valencia podemos definirla como la capacidad de combinación de los elementos. Para llegar a determinar la valencia de un elemento necesitamos disponer de una unidad que en este caso es el átomo de hidrógeno.
Cuando diferentes elementos se combinan con 1. 2, 3, etc., átomos de H2 se dice que tales átomos son monovalentes, bivalentes, trivalentes etc., como puede apreciarse en las combinaciones siguientes:
Concepto moderno de valencia. Valencia es el número de electrones que un átomo gana, pierde o comparte con otros, para adquirir configuración estable y formar moléculas.
Teoría electrónica de la valencia. Esta teoría tiene sus fundamentos en los trabajos de Kossel y Lewis (1.916) a quien llamó poderosamente la atención el hecho de que cuando los átomos entran en combinación tienden a alcanzar una configuración electrónica igual a la que tienen los gases nobles con excepción del helio que posee dos. En otras palabras, la combinación de los átomos se realiza de una manera tal que conduce en lo posible a la formación de duetos o también de octetos electrónicos. Esta configuración característica de los gases nobles es de una gran estabilidad, lo que constituye justamente el rasgo más sobresaliente de estos elementos.
Los elementos al ceder o aceptar electrones lo hacen de tal modo que tienden a quedar con una última capa de estructura análoga a la del gas noble más próximo.
Si bien esto no es una ley exacta, se acepta como casi general. La causa de éste hecho está en la neutralidad que los orbitales alcanzan cuando en ellos se van apareando electrones y en la estabilidad que corresponde a una capa con 8 electrones externos. En este caso al aparearse dos electrones completándose un orbital, el momento resultante se hace nulo; expresado en otra forma, los campos electrónico y magnético que originaban un electrón al moverse en un orbital, se van magnetizando al introducirse otro de Spin contrario.
A pesar de ello esta regla del octeto (ocho electrones externos) no es universal. Solo se emplea con rigidez en los elementos más próximos a los gases nobles, mientras que en los restantes se presentan muchas excepciones. Más importante y general es el apareamiento de electrones. Cuando un elemento cede o acepta electrones se hace de tal modo que algunos de sus orbitales o todos quedan apareados.
El número de electrones que el átomo adquiere, cede o aporta sea o no para adquirir la estructura de gas noble es lo que conocemos como valencia. Es suficiente colocar un signo más o menos al número de la valencia para expresar el carácter electropositivo o negativo que corresponde al átomo al participar en la molécula.
Variación y variabilidad de la valencia. La mayoría de los átomos manifiestan varias posibilidades de valencia; a través de la clasificación periódica se puede obtener en general una sistematización de estos valores, puesto que en todos los casos al modificarse la estructura electrónica más externa lo hacen tendiendo a adquirir la configuración del gas noble. Desde el punto de vista de la constante 2n2 se dice:
1. Cuando en el último nivel de energía sobran menos de cuatro electrones la valencia es positiva o sea que es metal.
Cuando en el último nivel de energía sobran más de cuatro electrones la valencia es negativa o sea que es no metal.
Cuando en el último nivel de energía sobran 4 electrones la valencia es anfótera pudiendo registrarse como metal o no metal.
Cuando en el último nivel de energía sobran 8 electrones la valencia es estable o sea que es univalente, caso de los gases nobles.
2. Recorriendo la clasificación periódica, la variabilidad de la valencia es:
Grupo 1 o de los alcalinos. Su estructura es (n s1). Su única posibilidad es la de perder este electrón externo. Por lo tanto, son monovalentes positivos (Li +) etc.
Grupo 2 o de los alcalino-térreos. Su estructura (ns2) actúa cediendo dos electrones del orbital más externo y son bivalentes positivos. Ejemplo: (Ca2+, Sr+ . 2, etc.)
Grupo 3 del Boro. Configuración externa (ns2p1) en la mayor parte de los casos ceden o aportan los tres electrones. Ejemplo: BH3 Al3+ Tl3+ etc.
Grupo 4 del Carbono. Estructuras:
completan su capa externa hasta 8 electrones, para lo que aportan sus cuatro cargas y los otros átomos con los que se unen, las otras 4(CH4) CH3 – CH3, Si CI4 etc. O también ceden dos electrones (P1 p1), quedando con la valencia 2+ (Sn2+ Pb2+).
Grupo 5 del Nitrógeno. Su estructura es (ns2 p1x p1y p1z) y sus tendencias son:
a) Pueden adicionar los tres electrones que les falta para completar sus orbitales desapareados y así tienen valencia negativa –3(N3 – p3).
b) Ceden tres electrones (p1x p1y p1z) quedando cargados positivamente (As3+ Sb3+ Bi3+).
Grupo 6 del Oxígeno. Configuración (ns2 p2x p1y p1z) sus tendencias son:
Aceptan dos electrones completando la capa y tiene valencia O2 –, S2 –, o bien aportan electrones para formar enlaces y tienen valencias de +2 +4 +6.
Grupo 7 de los halógenos. Su estructura (ns2 p2x p2y p1z) aceptan 1 electrón, completando su última capa F– C– o bien aportan electrones para formar enlaces y tienen valencias +1 +3 +5 +7.
Elementos de Transición. Su estructura es (ns2). Los niveles de energía de estos electrones son muy próximos y por ello la valencia de los átomos de este grupo es bastante variable, en general en casi todos ellos la valencia es 2 o 3 (Ti2+ Mn2+ Fe+2 Zn+2).
Distinción entre valencia y enlace. Esta diferencia consiste:
a) La valencia es un número, su valor corresponde a los electrones puestos en juego por el elemento.
b) El enlace es la forma en que esos electrones se adquieren o se entregan y las nuevas moléculas que se originan como consecuencia de ello.
En los casos en que se originan iones la valencia coincide con el número de cargas, pero cuando se forman enlaces con aportes de electrones, el número de valencia y el de enlace puede ser distinto. Cada enlace está constituido por un par de electrones que pertenecen a los dos átomos que los comparten.
Al formarse enlaces en la mayoría de los casos el número de ellos coincide con la valencia. Ejemplo:
Distinción de valencia y energía de combinación. Podemos aclarar esta distinción tan interesante de la siguiente manera:
La valencia ya hemos dicho que es un número que indica capacidad o aporte; mientras que la energía de combinación hace relación a una cantidad de calor, a una fuerza de atracción eléctrica etc., que interviene en la formación de todo compuesto y que depende de otras causas como, por ejemplo: estado energético de la sustancia, volumen atómico, sustancias que se enfrentan en la reacción, etc. Sabemos que todos los halógenos son monovalentes negativos sin embargo su energía para captar este electrón disminuye del F al I (F Cl Br I) la influencia es fundamentalmente debida al volumen atómico y a la electronegatividad. Por ser el Flúor el más electronegativo de todos los elementos, actúa siempre aceptando un solo electrón.
En el grupo 2 de los alcalinotérreos, todos tienen la valencia 2 pero la facilidad para ceder esos electrones aumenta al crecer el volumen atómico.
En los grupos 4, 5, 6, 7, dentro de cada uno, las valencias electronegativas, son más fáciles de producirse en los elementos de menor volumen, y las electropositivas en los de mayor número atómico.
En conclusión, la distinción entre valencia y energía de combinación podemos aclarar con el siguiente ejemplo: Frecuentemente escuchan expresiones como esta: el Flúor es el más electronegativo de su familia, el Sodio es más electropositivo que el Magnesio, etc., expresan en realidad la energía con que se acepta o ceden electrones de valencia.