Sammenligningskemi
I det periodiske system udgør elementerne med otte elektroner yderst den gruppe, der er kendt som ædelgasser (Gruppe 18), den reaktive af elementerne. Kulgruppeelementerne (gruppe 14) med fire elektroner indtager en midterposition. Elementer til venstre for gruppe 14 har færre end fire elektroner i valensskallen og har en tendens til at miste dem (med deres negative ladninger) for at blive positivt ladede ioner, repræsenteret af symbolet for elementet med et overskrift, der angiver antallet og tegnet på afgifter sådanne grundstoffer kaldes metaller. Ikke-metaller (undtagen bor) er i grupperne til højre for gruppe 14; hver har mere end fire elektroner i sin yderste skal og har tendens til at erhverve elektroner til at fuldføre sin oktet og danne negativt ladede ioner.
Kemiske reaktioner skyldes udveksling af elektroner mellem atomer. Generelt, hvis et metal mister sine få valenselektroner til et ikke-metal, tiltrækkes de resulterende modsat ladede ioner til hinanden og danner en binding, klassificeret som ionisk eller elektrovalent. To ikke-metaller, hvoraf ingen faktisk kan miste sine valenselektroner i kemisk reaktion, kan alligevel dele dem parvis på en sådan måde, at det, der kaldes en kovalent binding, resulterer. Metalatomer binder hinanden i en tredje type binding, der frigiver deres valenselektroner på en måde, der giver dem mulighed for at lede elektricitet.
Alle carbongruppeatomer, der har fire valenselektroner, danner kovalente bindinger med ikke-metalatomer; kulstof og silicium kan ikke miste eller få elektroner til at danne frie ioner, mens germanium, tin og bly danner metalliske ioner, men kun med to positive ladninger. Selv bly, det mest metalliske af kulstofgruppeatomer, kan faktisk ikke miste alle sine fire valenselektroner, fordi resten, når de fjernes, holdes stærkere af den øgede positive ladning. Fordi sondringen mellem kovalente og ioniske (elektrovalente) bindinger ofte er et spørgsmål om bekvemmelighed for kemikeren, og fordi den faktiske bindingsstruktur i et molekyle kan være ret kompliceret, er det ofte nyttigt i stedet for blot at tælle det samlede antal elektroner som et element vinder eller taber ved obligation uden hensyntagen til obligationernes art. Dette nummer kaldes elementets oxidationsnummer eller oxidationstilstand; mange grundstoffer har mere end en oxidationstilstand mulig, idet hver oxidationstilstand findes i forskellige forbindelser. Oxidationstilstanden for et element skrives traditionelt som et romertal, der følger navnet på elementet i en forbindelse – for eksempel betyder bly (II) bly i +2 oxidationstilstand. Et alternativt repræsentationssystem bruger et arabisk nummer efter elementnavnet; således er bly i +2-tilstand skrevet bly (+2). Med elementets kemiske symbol kan oxidationstilstanden skrives som et overskrift, som i Pb2 +. Når forbindelserne er ioniske, er oxidationstilstanden også den faktiske ioniske ladning. Kovalente bindinger anses generelt for at være dannet ved interaktion mellem orbitalerne (i de fleste tilfælde kun s, p og d orbitaler) på specifikke og varierede måder. De mest almindelige kaldes sigma og pi obligationer, henholdsvis skrevet σ og π. Sigma-bindingerne er symmetriske i forhold til obligationens akse, hvorimod pi-bindingerne ikke er. Eksempler på sigma- og pi-binding såvel som på ionisk binding kan findes blandt forbindelserne af elementerne i carbongruppen.