Vergleichende Chemie
Im Periodensystem bilden die Elemente mit acht Elektronen die äußerste Gruppe, die als Edelgase bekannt ist (Gruppe 18), am wenigsten reaktiv der Elemente. Die Kohlenstoffgruppenelemente (Gruppe 14) nehmen mit vier Elektronen eine mittlere Position ein. Elemente links von Gruppe 14 haben weniger als vier Elektronen in der Valenzschale und neigen dazu, sie (mit ihren negativen Ladungen) zu verlieren, um positiv geladene Ionen zu werden, dargestellt durch das Symbol für das Element mit einem hochgestellten Index, der die Anzahl und das Vorzeichen der Gebühren; solche Elemente werden Metalle genannt. Die Nichtmetalle (außer Bor) befinden sich in den Gruppen rechts von Gruppe 14; Jedes hat mehr als vier Elektronen in seiner äußersten Hülle und neigt dazu, Elektronen aufzunehmen, um sein Oktett zu vervollständigen, wobei negativ geladene Ionen gebildet werden. Chemische Reaktionen resultieren aus dem Austausch von Elektronen zwischen Atomen. Wenn ein Metall seine wenigen Valenzelektronen an ein Nichtmetall verliert, werden die resultierenden entgegengesetzt geladenen Ionen im Allgemeinen voneinander angezogen und bilden eine Bindung, die als ionisch oder elektrovalent klassifiziert ist. Zwei Nichtmetalle, von denen keines bei einer chemischen Reaktion tatsächlich seine Valenzelektronen verlieren kann, können sie dennoch paarweise so teilen, dass eine sogenannte kovalente Bindung entsteht. Metallatome verbinden sich in einer dritten Art von Bindung miteinander, wodurch ihre Valenzelektronen so freigesetzt werden, dass sie Elektrizität leiten können.
Alle Kohlenstoffgruppenatome mit vier Valenzelektronen bilden kovalente Bindungen mit Nichtmetallatomen. Kohlenstoff und Silizium können keine Elektronen verlieren oder gewinnen, um freie Ionen zu bilden, während Germanium, Zinn und Blei Metallionen bilden, jedoch nur mit zwei positiven Ladungen. Selbst Blei, das metallischste der Kohlenstoffgruppenatome, kann nicht alle vier seiner Valenzelektronen verlieren, da der Rest beim Entfernen stärker von der erhöhten positiven Ladung gehalten wird. Da die Unterscheidung zwischen kovalenten und ionischen (elektrovalenten) Bindungen für den Chemiker häufig eine Frage der Bequemlichkeit ist und die tatsächliche Bindungsstruktur innerhalb eines Moleküls sehr kompliziert sein kann, ist es oft nützlich, stattdessen einfach die Gesamtzahl der Elektronen pro Element zu zählen Gewinne oder Verluste bei der Bindung ohne Rücksicht auf die Art der Anleihen. Diese Zahl wird als Oxidationszahl oder Oxidationsstufe des Elements bezeichnet. Bei vielen Elementen ist mehr als eine Oxidationsstufe möglich, wobei jede Oxidationsstufe in verschiedenen Verbindungen gefunden wird. Die Oxidationsstufe eines Elements wird herkömmlicherweise als römische Zahl nach dem Namen des Elements in einer Verbindung geschrieben. Beispielsweise bedeutet Blei (II) Blei in der Oxidationsstufe +2. Ein alternatives Darstellungssystem verwendet eine arabische Zahl nach dem Elementnamen. Somit wird Blei im Zustand +2 als Blei (+2) geschrieben. Mit dem chemischen Symbol des Elements kann die Oxidationsstufe wie in Pb2 + hochgestellt geschrieben werden. Wenn die Verbindungen ionisch sind, ist die Oxidationsstufe auch die tatsächliche Ionenladung. Es wird allgemein angenommen, dass kovalente Bindungen durch Wechselwirkung der Orbitale (in den meisten Fällen nur der s-, p- und d-Orbitale) auf spezifische und unterschiedliche Weise gebildet werden. Am häufigsten werden Sigma- und Pi-Bindungen genannt, die mit σ bzw. π geschrieben sind. Die Sigma-Bindungen sind in Bezug auf die Achse der Bindung symmetrisch, während dies bei den Pi-Bindungen nicht der Fall ist. Beispiele für Sigma- und Pi-Bindungen sowie für Ionenbindungen finden sich unter den Verbindungen der Elemente der Kohlenstoffgruppe