Рівень знань про будову атомів і молекул в XIXстолітті не дозволяв пояснити причину, по якій атоми утворюють певну кількість зв'язків з іншими частинками. Але ідеї вчених випередили свій час, а валентність досі вивчається як один з основних принципів хімії.
Видатний англійський хімік XIX століття ЕдвардФранкленд ввів термін «зв'язок» в науковий обіг для опису процесу взаємодії атомів один з одним. Вчений зауважив, що деякі хімічні елементи утворюють сполуки з одним і тим же кількістю інших атомів. Наприклад, азот приєднує три атома водню в молекулі аміаку.
У травні 1852 року Франкленд висунув гіпотезу протому, що існує конкретне число хімічних зв'язків, які атом може утворювати з іншими дрібними частками речовини. Франкленд використовував фразу «сполучна сила» для опису того, що пізніше буде названо валентністю. Британський хімік встановив, скільки хімічних зв'язків формують атоми окремих елементів, відомих в середині XIX століття. Робота Франкленд стала важливим внеском у сучасну структурну хімію.
Німецький хімік Ф.А. Кекуле довів в 1857 році, що вуглець є чотирьохосновним. У його найпростішому з'єднанні - метані - виникають зв'язку з 4 атомами водню. Термін «основність» вчений застосовував для позначення властивості елементів приєднувати строго певну кількість інших частинок. У Росії дані про будову речовини систематизував А. М. Бутлеров (1861). Подальший розвиток теорія хімічного зв'язку отримала завдяки вченню про періодичне зміну властивостей елементів. Його автор - інший видатний російський хімік, Д. І. Менделєєв. Він довів, що валентність хімічних елементів в з'єднаннях і інші властивості обумовлені тим становищем, яке вони займають в періодичній системі.
Можливість наочного зображення молекул - однез безперечних достоїнств теорії валентності. Перші моделі з'явилися в 1860-х, а з 1864 року використовуються структурні формули, що представляють собою кола з хімічним знаком всередині. Між символами атомів рискою позначається хімічний зв'язок, а кількість цих ліній дорівнює значенню валентності. У ті ж роки були виготовлені перші шаростержневие моделі (див. Фото зліва). У 1866 році Кекуле запропонував стереохімічні малюнок атома вуглецю в формі тетраедра, який він і включив в свій підручник «Органічна хімія».
Валентність хімічних елементів і виникненнязв'язків вивчав Г. Льюїс, який опублікував свою працю в 1923 році після відкриття електрона. Так називаються негативно заряджені частинки, які входять до складу оболонок атомів. У своїй книзі Льюїс застосував точки навколо чотирьох сторін символу хімічного елемента для відображення валентних електронів.
До створення періодичної системи валентністьхімічних елементів в з'єднаннях прийнято було порівнювати з тими атомами, для яких вона відома. Як еталони були обрані водень і кисень. Інший хімічний елемент притягував або заміщав певну кількість атомів H і O.
Таким способом визначали властивості в з'єднаннях з одновалентним воднем (валентність другого елементу позначена римською цифрою):
В оксидах K2O, CO, N2Про3, SiO2, SO3 визначали валентність по кисню металів і неметалів, подвоївши число приєднуються атомів O. Чи отримували такі значення: K (I), C (II), N (III), Si (IV), S (VI).
Існують закономірності утворення хімічного зв'язку з участю загальних електронних пар:
Визначення валентності хімічних елементів за формулою сполуки проводиться з використанням наступного алгоритму:
Значення валентності за воднем і киснем розрізняються. Наприклад, сірка в з'єднанні H2S двовалентну, а в формулі SO3 - шестивалентний. Вуглець утворює з киснем монооксид CO і діоксид CO2. У першому з'єднанні валентність C дорівнює II, а в другому - IV. Таке ж значення в метані CH4.
Більшість елементів виявляє не постійну, азмінну валентність, наприклад, фосфор, азот, сірка. Пошуки основних причин цього явища привели до виникнення теорій хімічного зв'язку, уявлень про валентній оболонці електронів, молекулярних орбіталях. Існування різних значень одного і того ж властивості отримало пояснення з позицій будови атомів і молекул.
Всі атоми складаються з позитивного ядра,оточеного негативно зарядженими електронами. Зовнішня оболонка, яку вони утворюють, буває недобудованою. Завершена структура найбільш стійка, вона містить 8 електронів (октет). Виникнення хімічного зв'язку завдяки спільним електронним парам призводить до енергетично вигідним станом атомів.
Правилом для формування з'єднань єзавершення оболонки шляхом прийому електронів або віддачі неспарених - в залежності від того, який процес легше проходить. Якщо атом надає для утворення хімічного зв'язку негативні частинки, що не мають пари, то зв'язків він утворює стільки, скільки у нього неспарених електронів. За сучасними уявленнями, валентність атомів хімічних елементів - це здатність до утворення певної кількості ковалентних зв'язків. Наприклад, в молекулі сірководню H2S сірка набуває валентність II (-), оскількикожен атом бере участь в утворенні двох електронних пар. Знак «-» вказує на притягання електронної пари до більш електронегативного елементу. У менш електронегативного до значення валентності дописують «+».
При донорно-акцепторном механізмі в процесі беруть участь електронні пари одного елемента і вільні валентні орбіталі іншого.
Розглянемо на прикладі вуглецю і кисню, як залежить від будови речовини валентність хімічних елементів. Таблиця Менделєєва дає уявлення про основні характеристики атома вуглецю:
Якщо атом вуглецю в моноооксіде CO утворює двізв'язку, то в його користування надходить тільки 6 негативних частинок. Для придбання октету необхідно, щоб пари утворили 4 зовнішні негативні частинки. Вуглець має валентність IV (+) в диоксиде і IV (-) в метані.
Порядковий номер кисню - 8, валентнаоболонка складається з шести електронів, 2 з них не утворюють пари і беруть участь в хімічній зв'язку і взаємодії з іншими атомами. Типова валентність кисню - II (-).
У дуже багатьох випадках зручніше використовуватипоняття «ступінь окислення». Так називають заряд атома, який він придбав би, якби все зв'язують електрони перейшли до елементу, який має вище значення електрооотріцательності (ЕО). Окислювальне число в простому речовині дорівнює нулю. До ступеня окислення більш ЕО елемента додається знак «-», менш електронегативного - «+». Наприклад, для металів головних підгруп типові ступені окислення і заряди іонів, рівні номеру групи зі знаком «+». У більшості випадків валентність і ступінь окиснення атомів в одному і тому ж поєднанні чисельно збігаються. Тільки при взаємодії з більш електронегативними атомами ступінь окислення позитивна, з елементами, у яких ЕО нижче, - негативна. Поняття «валентність» найчастіше застосовується тільки до речовин молекулярної будови.
