etymologin av orden Valens (plural valenser) och Valens (plural valenser) spårar tillbaka till 1425, vilket betyder ”extrakt, beredning”, från Latin valentia ”styrka, kapacitet”, från den tidigare valor ”värde, värde” och den kemiska betydelsen som hänvisar till ”kombinationskraften hos ett element” registreras från 1884, från tyska Valenz.

William Higgins kombinationer av ultimata partiklar (1789)

valensbegreppet utvecklades under andra hälften av 19-talet och hjälpte framgångsrikt att förklara molekylstrukturen hos oorganiska och organiska ämnen föreningar.Sökandet efter de bakomliggande orsakerna till Valens ledde till moderna teorier om kemisk bindning, inklusive den kubiska atomen (1902), Lewis structures (1916), valence bond theory (1927), molecular orbitals (1928), valence shell electron pair repulsion theory (1958) och alla avancerade metoder för kvantkemi.

1789 publicerade William Higgins synpunkter på vad han kallade kombinationer av ”ultimata” partiklar, vilket förskuggade begreppet valensbindningar. Om till exempel, enligt Higgins, kraften mellan den ultimata partikeln av syre och den ultimata kvävepartikeln var 6, skulle kraftens styrka delas i enlighet därmed och på samma sätt för de andra kombinationerna av ultimata partiklar (se illustration).

den exakta starten av teorin om kemiska valenser kan spåras till ett papper från 1852 av Edward Frankland, där han kombinerade den äldre radikala teorin med tankar om kemisk affinitet för att visa att vissa element har en tendens att kombinera med andra element för att bilda föreningar innehållande 3, dvs., i 3-atomgrupperna (t.ex. NO3, NH3, NI3, etc.) eller 5, dvs i 5-atomgrupperna (t.ex. NO5, NH4O, PO5, etc.), ekvivalenter av de bifogade elementen. Enligt honom är detta det sätt på vilket deras affiniteter är bäst nöjda, och genom att följa dessa exempel och postulat förklarar han hur uppenbart det är att

en tendens eller lag råder (här), och att, oavsett vad karaktärerna hos de förenande atomerna kan vara, kombineras kraften hos det lockande elementet, om jag får tillåtas termen, alltid är nöjd med samma antal av dessa atomer.

denna” kombinerande kraft ” kallades efteråt kvantivalens eller Valens (och valens av amerikanska kemister). I augusti 1857 föreslog kekul Kubi fasta valenser för många element, såsom 4 för kol, och använde dem för att föreslå strukturella formler för många organiska molekyler, som fortfarande accepteras idag.

de flesta kemister från 19-talet definierade valensen hos ett element som antalet bindningar utan att skilja olika typer av valens eller bindning. 1893 beskrev Alfred Werner övergångsmetallkoordinationskomplex som Cl3, där han utmärkte huvud-och dottervalenser (tyska: ’Hauptvalenz’ och ’Nebenvalenz’), motsvarande de moderna begreppen oxidationstillstånd respektive koordinationsnummer.för huvudgruppselement ansåg Richard Abegg 1904 positiva och negativa valenser (maximala och minimala oxidationstillstånd) och föreslog Abeggs regel att deras skillnad ofta är 8.

elektroner och valenceEdit

Rutherford-modellen för kärnatomen (1911) visade att utsidan av en atom upptas av elektroner, vilket tyder på att elektroner är ansvariga för interaktionen mellan atomer och bildandet av kemiska bindningar. År 1916 förklarade Gilbert N. Lewis Valens och kemisk bindning i termer av en tendens hos (huvudgrupp) atomer för att uppnå en stabil oktett av 8 valensskalelektroner. Enligt Lewis leder kovalent bindning till oktetter genom delning av elektroner, och jonisk bindning leder till oktetter genom överföring av elektroner från en atom till den andra. Termen kovalens tillskrivs Irving Langmuir, som uppgav 1919 att ”antalet elektronpar som en given atom delar med de intilliggande atomerna kallas kovalensen för den atomen”. Prefixet co-betyder ”tillsammans”, så att en co-valent bindning innebär att atomerna delar en valens. Därefter är det nu vanligare att tala om kovalenta bindningar snarare än Valens, som har fallit ur bruk i högre nivå arbete från framstegen i teorin om kemisk bindning, men det används fortfarande ofta i elementära studier, där det ger en heuristisk introduktion till ämnet.

På 1930-talet föreslog Linus Pauling att det också finns polära kovalenta bindningar, som är mellanliggande mellan kovalenta och joniska, och att graden av jonisk karaktär beror på skillnaden i elektronegativitet hos de två bundna atomerna.

Pauling ansåg också hypervalenta molekyler, i vilka huvudgruppelement har uppenbara valenser större än det maximala av 4 som tillåts av oktettregeln. Till exempel i svavelhexafluoridmolekylen (SF6) ansåg Pauling att svavel bildar 6 sanna tvåelektronbindningar med användning av sp3d2 hybrid atomorbitaler, som kombinerar en s, tre p och två d orbitaler. Men mer nyligen har kvantmekaniska beräkningar på denna och liknande molekyler visat att d-orbitalernas roll i bindningen är minimal och att SF6-molekylen bör beskrivas som att ha 6 polära kovalenta (delvis Joniska) bindningar gjorda av endast fyra orbitaler på svavel (en s och tre p) i enlighet med oktettregeln, tillsammans med sex orbitaler på fluorinerna. Liknande beräkningar på övergångsmetallmolekyler visar att p-orbitalernas roll är mindre, så att en s och fem d-orbitaler på metallen är tillräckliga för att beskriva bindningen.