William Higgins’ combinaties van ultieme deeltjes (1789)

het concept valentie werd ontwikkeld in de tweede helft van de 19e eeuw en hielp met succes de moleculaire structuur van anorganische en organische verbindingen te verklaren.De zoektocht naar de onderliggende oorzaken van valentie leidde tot de moderne theorieën van chemische binding, waaronder de kubische atoom (1902), Lewis structures (1916), valence bond theory (1927), moleculaire orbitalen (1928), Valence shell electron pair repulsion theory (1958) en alle geavanceerde methoden van kwantumchemie.in 1789 publiceerde William Higgins visies op wat hij combinaties van “ultieme” deeltjes noemde, die het concept van valentiebindingen voorafschaduwden. Als, bijvoorbeeld, volgens Higgins, de kracht tussen het ultieme deeltje van zuurstof en het ultieme deeltje van stikstof 6 was, dan zou de kracht van de kracht dienovereenkomstig worden verdeeld, en ook voor de andere combinaties van ultieme deeltjes (zie afbeelding).de exacte aanvang van de theorie van chemische valenties kan echter worden teruggevoerd op een artikel uit 1852 van Edward Frankland, waarin hij de oudere radicale theorie combineerde met gedachten over chemische affiniteit om aan te tonen dat bepaalde elementen de neiging hebben om met andere elementen samen te voegen om verbindingen te vormen die 3 bevatten, d.w.z., in de 3-atoom groepen (bijvoorbeeld NO3, NH3, NI3, enz.) of 5, d.w.z. in de 5-atoom groepen (bijvoorbeeld NO5, NH4O, PO5, enz.), equivalenten van de bijgevoegde elementen. Volgens hem is dit de manier waarop hun affiniteiten het best bevredigd worden, en door deze voorbeelden en postulaten te volgen, verklaart hij hoe voor de hand liggend het is dat

een tendens of wet overheerst (hier), en dat, ongeacht de kenmerken van de verenigende atomen, de combinerende kracht van het aantrekkende element, als ik de term mag gebruiken, altijd bevredigd wordt door hetzelfde aantal van deze atomen.

Dit” combinerende vermogen ” werd later quantivalence of valentie (en valentie door Amerikaanse chemici) genoemd. In 1857 stelde Kekulé vaste valenties voor voor vele elementen, zoals 4 voor koolstof, en gebruikte ze om structuurformules voor te stellen voor veel organische moleculen, die vandaag de dag nog steeds worden geaccepteerd.

De meeste 19de-eeuwse chemici definieerden de valentie van een element als het aantal bindingen, zonder onderscheid te maken tussen verschillende soorten valentie of binding. In 1893 beschreef Alfred Werner echter overgangsmetaalcoördinatiecomplexen zoals Cl3, waarin hij hoofd-en nevenvalenties (Duits: ‘Hauptvalenz’ en ‘Nebenvalenz’) onderscheidde, overeenkomend met de moderne concepten van respectievelijk oxidatietoestand en coördinatiegetal.voor hoofdgroep-elementen beschouwde Richard Abegg in 1904 positieve en negatieve valenties (maximale en minimale oxidatietoestanden), en stelde Abegg ‘ s regel voor dat het verschil vaak 8 is.

elektronen en valencedit

Het Rutherford model van het kernatoom (1911) toonde aan dat de buitenkant van een atoom wordt bezet door elektronen, wat suggereert dat elektronen verantwoordelijk zijn voor de interactie van atomen en de vorming van chemische bindingen. In 1916 legde Gilbert N. Lewis valentie en chemische binding uit in termen van een tendens van (hoofdgroep) atomen om een stabiel octet van 8 valentie-shell elektronen te bereiken. Volgens Lewis leidt covalente binding tot octetten door het delen van elektronen, en ionische binding leidt tot octetten door de overdracht van elektronen van het ene atoom naar het andere. De term covalentie wordt toegeschreven aan Irving Langmuir, die in 1919 stelde dat “het aantal paren elektronen dat een bepaald atoom deelt met de aangrenzende atomen de covalentie van dat atoom wordt genoemd”. Het voorvoegsel co-betekent “samen”, zodat een co-Valente binding betekent dat de atomen een valentie delen. Daarna is het nu meer gebruikelijk om te spreken van covalente bindingen dan valentie, die buiten gebruik is geraakt in hoger-niveau werk van de vooruitgang in de theorie van chemische binding, maar het wordt nog steeds veel gebruikt in elementaire studies, waar het een heuristische inleiding tot het onderwerp geeft.in de jaren 1930 stelde Linus Pauling voor dat er ook polaire covalente bindingen zijn, die tussenliggende zijn tussen covalent en Ionisch, en dat de mate van ionisch karakter afhangt van het verschil in elektronegativiteit van de twee gebonden atomen.

Pauling beschouwde ook hypervalente moleculen, waarbij hoofdgroep-elementen schijnbare valenties hebben die groter zijn dan het maximum van 4 dat door de octetregel wordt toegestaan. Bijvoorbeeld, in de zwavelhexafluoride molecuul (SF6), Pauling van mening dat de zwavel vormt 6 echte twee-elektron bindingen met behulp van sp3d2 hybride atomaire orbitalen, die een S, drie p en twee d orbitalen combineren. Meer recent hebben kwantummechanische berekeningen van deze en soortgelijke moleculen echter aangetoond dat de rol van d-orbitalen in de binding minimaal is, en dat het SF6-molecuul beschreven moet worden als 6 polaire covalente (deels ionische) bindingen gemaakt van slechts vier orbitalen op zwavel (één s en drie p) in overeenstemming met de octetregel, samen met zes orbitalen op de fluorines. Soortgelijke berekeningen op transitiemetaalmoleculen laten zien dat de rol van p orbitalen gering is, zodat één s en vijf d orbitalen op het metaal voldoende zijn om de binding te beschrijven.