etymologien af ordene Valens (flertalsvalenser) og Valens (flertalsvalenser) sporer tilbage til 1425, hvilket betyder “ekstrakt, forberedelse”, fra Latin valentia “styrke, kapacitet”, fra den tidligere valor “værdi, værdi”, og den kemiske betydning, der henviser til “kombinerende kraft af et element”, registreres fra 1884 fra tysk Valens.

Vilhelm Higgins’ kombinationer af ultimative partikler (1789)

begrebet valens blev udviklet i anden halvdel af det 19.århundrede og hjalp med succes med at forklare den molekylære struktur af uorganiske og organiske forbindelser.Søgen efter de underliggende årsager til Valens førte til de moderne teorier om kemisk binding, herunder kubisk atom (1902), Livsstrukturer (1916), valensbindingsteori (1927), molekylære orbitaler (1928), valensskalelektronpar frastødningsteori (1958) og alle de avancerede metoder til kvantekemi.i 1789 offentliggjorde Vilhelm Higgins synspunkter om, hvad han kaldte kombinationer af “ultimative” partikler, som forudså begrebet valensbindinger. Hvis for eksempel ifølge Higgins kraften mellem den ultimative partikel af ilt og den ultimative partikel af nitrogen var 6, ville styrken af kraften blive opdelt i overensstemmelse hermed og ligeledes for de andre kombinationer af ultimative partikler (se illustration).den nøjagtige begyndelse af teorien om kemiske valenser kan imidlertid spores til et papir fra 1852 af Edvard Frankland, hvor han kombinerede den ældre radikale teori med tanker om kemisk affinitet for at vise, at visse grundstoffer har tendens til at kombinere med andre grundstoffer til dannelse af forbindelser indeholdende 3, dvs., i 3-atomgrupperne (f.eks. NO3, NH3, NI3 osv.) eller 5, dvs. i 5-atomgrupperne (f.eks. NO5, NH4O, PO5 osv.), ækvivalenter af de vedhæftede elementer. Ifølge ham er dette den måde, hvorpå deres tilhørsforhold bedst tilfredsstilles, og ved at følge disse eksempler og postulater erklærer han, hvor indlysende det er, at

en tendens eller lov hersker (her), og at uanset hvad karaktererne i De Forenende atomer måtte være, er det tiltrækkende elements kombinerende kraft, hvis jeg må få lov til udtrykket, altid tilfreds med det samme antal af disse atomer.

denne “kombinerende kraft” blev bagefter kaldt kvantivalens eller Valens (og valens af amerikanske kemikere). I 1857 foreslog August kekul Krist faste valenser for mange grundstoffer, såsom 4 for kulstof, og brugte dem til at foreslå strukturelle formler for mange organiske molekyler, som stadig accepteres i dag.

de fleste kemikere fra det 19.århundrede definerede valensen af et element som antallet af dets bindinger uden at skelne mellem forskellige typer Valens eller binding. I 1893 beskrev Alfred imidlertid overgangsmetalkoordineringskomplekser som Cl3, hvor han udmærkede hoved-og datterselskab valenser (tysk: ‘Hauptvalens’ og ‘Nebenvalens’), svarende til de moderne begreber iltningstilstand og koordinationsnummer henholdsvis.

for hovedgruppeelementer betragtede Richard Abegg i 1904 positive og negative valenser (maksimale og minimale iltningstilstande) og foreslog Abeggs regel om, at deres forskel ofte er 8.

elektroner og valensrediger

Rutherford-modellen af atomet (1911) viste, at det ydre af et atom er optaget af elektroner, hvilket antyder, at elektroner er ansvarlige for interaktionen mellem atomer og dannelsen af kemiske bindinger. I 1916 forklarede Gilbert N. Levis Valens og kemisk binding i form af en tendens til (hovedgruppe) atomer for at opnå en stabil oktet på 8 Valens-shell elektroner. Kovalent binding fører til oktetter ved deling af elektroner, og ionbinding fører til oktetter ved overførsel af elektroner fra det ene atom til det andet. Udtrykket kovalens tilskrives Irving Langmuir, der erklærede i 1919, at “antallet af par elektroner, som et givet atom deler med de tilstødende atomer, kaldes kovalensen af det atom”. Præfikset betyder “sammen”, så en co – valent binding betyder, at atomerne deler en valens. Efterfølgende er det nu mere almindeligt at tale om kovalente bindinger snarere end Valens, som er faldet ud af brug i arbejde på højere niveau fra fremskridtene i teorien om kemisk binding, men det bruges stadig i vid udstrækning i elementære studier, hvor det giver en heuristisk introduktion til emnet.i 1930 ‘ erne foreslog Linus Pauling, at der også er polære kovalente bindinger, som er mellemliggende mellem kovalente og ioniske, og at graden af ionisk karakter afhænger af forskellen i elektronegativitet af de to bundne atomer.

Pauling overvejede også hypervalente molekyler, hvor hovedgruppeelementer har tilsyneladende valenser større end det maksimale på 4 tilladt af oktetreglen. For eksempel mente Pauling i svovlgeksafluoridmolekylet (SF6), at svovlet danner 6 ægte to-elektronbindinger ved hjælp af sp3d2 hybrid atomorbitaler, som kombinerer en s, tre p og to d orbitaler. Men for nylig har kvantemekaniske beregninger på dette og lignende molekyler vist, at d-orbitalernes rolle i bindingen er minimal, og at SF6-molekylet skal beskrives som at have 6 polære kovalente (delvis ioniske) bindinger fremstillet af kun fire orbitaler på svovl (en s og tre p) i overensstemmelse med oktetreglen sammen med seks orbitaler på fluorerne. Lignende beregninger på overgangsmetalmolekyler viser, at p-orbitalernes rolle er mindre, så en s og fem d-orbitaler på metallet er tilstrækkelige til at beskrive bindingen.