etymologien av ordene valens (flertall valenser) og valens (flertall valencies) sporer tilbake til 1425, som betyr «ekstrakt, forberedelse», fra Latin valentia «styrke, kapasitet», fra den tidligere verdien» verdt, verdi», og den kjemiske betydningen som refererer til» kombinerende kraft av et element » er registrert fra 1884, fra tysk Valenz.

William Higgins’ kombinasjoner av ultimate partikler (1789)

konseptet valens ble utviklet i andre halvdel av det 19.århundre og bidro med hell til å forklare den molekylære strukturen av uorganisk og organisk materiale. forbindelser.Jakten på de underliggende årsakene til valens førte til moderne teorier om kjemisk binding, inkludert cubical atom (1902), Lewis strukturer (1916), valence bond theory (1927), molekylorbitaler (1928), valence shell elektronpar frastøtning teori (1958), og alle de avanserte metoder for kvantekjemi.I 1789 publiserte William Higgins syn på det han kalte kombinasjoner av» ultimate » partikler, som foreshadowed begrepet valensbindinger. Hvis For eksempel, Ifølge Higgins, kraften mellom den ultimate partikkelen av oksygen og den ultimate partikkelen av nitrogen var 6, ville styrken av kraften bli delt tilsvarende, og på samme måte for de andre kombinasjonene av ultimate partikler (se illustrasjon).den nøyaktige begynnelsen av teorien om kjemiske valenser kan imidlertid spores tilbake Til En artikkel Fra 1852 av Edward Frankland, hvor Han kombinerte den eldre radikale teorien med tanker om kjemisk affinitet for å vise at visse elementer har en tendens til å kombinere med andre elementer for å danne forbindelser som inneholder 3, dvs., i 3-atomgruppene (F. eks. NO3, NH3, NI3, etc.) eller 5, dvs. i 5-atomgruppene (F.eks. NO5, NH4O, PO5, etc.), ekvivalenter av de vedlagte elementene. Ifølge ham er dette måten deres slektskap er best fornøyd på, og ved å følge disse eksemplene og postulatene erklærer han hvor åpenbart det er at

en tendens eller lov hersker (her), og at uansett hva tegnene til de forenende atomene kan være, er kombinasjonskraften til det tiltrekkende elementet, hvis jeg kan få lov til begrepet, alltid fornøyd med samme antall av disse atomene.

denne «kombinerende kraften» ble etterpå kalt quantivalens eller valens (og valens av Amerikanske kjemikere). I August 1857 foreslo kekulé faste valenser for mange elementer, for eksempel 4 for karbon, og brukte dem til å foreslå strukturelle formler for mange organiske molekyler, som fortsatt aksepteres i dag.de fleste kjemikere fra det 19. århundre definerte valensen til et element som antall bindinger uten å skille mellom forskjellige typer valens eller bindinger. Imidlertid beskrev Alfred Werner i 1893 overgangsmetallkoordinasjonskomplekser Som Cl3, hvor han utmerket hoved-og dattervalenser (Tysk:’ Hauptvalenz ‘og’ Nebenvalenz’), som tilsvarer de moderne konseptene oksidasjonstilstand og koordinasjonsnummer.For hovedgruppeelementer vurderte Richard Abegg i 1904 positive og negative valenser (maksimal og minimal oksidasjonstilstand), og foreslo Abeggs regel om at forskjellen deres ofte er 8.

Elektroner og valensrediger

Rutherford-modellen av atomatomet (1911) viste at utsiden av et atom er okkupert av elektroner, noe som antyder at elektroner er ansvarlige for samspillet mellom atomer og dannelsen av kjemiske bindinger. I 1916 forklarte Gilbert N. Lewis valens og kjemisk binding i form av en tendens til (hovedgruppe) atomer for å oppnå en stabil oktett med 8 valens-skallelektroner. Ifølge Lewis fører kovalent binding til oktetter ved deling av elektroner, og ionisk binding fører til oktetter ved overføring av elektroner fra ett atom til det andre. Begrepet kovalens tilskrives Irving Langmuir, som uttalte I 1919 at «antall par elektroner som et gitt atom deler med de tilstøtende atomer kalles kovalens av det atom». Prefikset co-betyr «sammen», slik at en co-valent binding betyr at atomene deler en valens. Etter det er det nå mer vanlig å snakke om kovalente bindinger i stedet for valens, som har gått ut av bruk i høyere arbeid fra fremskrittene i teorien om kjemisk binding, men det er fortsatt mye brukt i elementære studier, hvor det gir en heuristisk introduksjon til emnet.På 1930-tallet foreslo Linus Pauling at det også er polare kovalente bindinger, som er mellomliggende mellom kovalent og ionisk, og at graden av ionisk karakter avhenger av forskjellen i elektronegativitet av de to bundet atomer.Pauling betraktet også hypervalente molekyler, hvor hovedgruppeelementer har tilsynelatende valenser større enn maksimum 4 tillatt av oktettregelen. For eksempel, i svovelheksafluoridmolekylet (SF6), anså Pauling at svovelet danner 6 sanne to-elektronbindinger ved bruk av sp3d2 hybrid atomorbitaler, som kombinerer en s, tre p og to d orbitaler. Men mer nylig har kvantemekaniske beregninger på dette og lignende molekyler vist at rollen til d-orbitaler i bindingen er minimal, og AT SF6-molekylet skal beskrives som å ha 6 polare kovalente (delvis ioniske) bindinger laget av bare fire orbitaler på svovel (en s og tre p) i samsvar med oktettregelen, sammen med seks orbitaler på fluorene. Lignende beregninger på overgangsmetallmolekyler viser at rollen til p-orbitaler er mindre, slik at en s og fem d-orbitaler på metallet er tilstrekkelig til å beskrive bindingen.