Vertaileva kemia
Jaksollisessa taulukossa kahdeksan elektronin päässä olevat elementit muodostavat jalokaasuiksi kutsutun ryhmän (ryhmä 18), vähiten elementtien reaktiivinen. Hiiliryhmäelementit (ryhmä 14), joissa on neljä elektronia, ovat keskiasennossa. Ryhmän 14 vasemmalla puolella olevilla elementeillä on vähemmän kuin neljä elektronia valenssikuoressa ja ne pyrkivät menettämään ne (negatiivisilla varauksillaan) positiivisesti varautuneiksi ioneiksi, joita edustaa elementin symboli yläindeksillä, joka ilmaisee maksut; tällaisia elementtejä kutsutaan metalleiksi. Ei-metallit (paitsi boori) ovat ryhmän 14 oikealla puolella olevissa ryhmissä; jokaisella on ulommassa kuoressaan yli neljä elektronia, ja niillä on taipumus hankkia elektroneja oktettinsa täydentämiseksi muodostaen negatiivisesti varautuneita ioneja.
Kemialliset reaktiot johtuvat elektronien vaihdosta atomien välillä. Yleensä, jos metalli menettää muutaman valenssielektroninsa ei-metallille, syntyneet vastakkaisesti varautuneet ionit vetävät puoleensa ja muodostavat sidoksen, joka luokitellaan ioniseksi tai sähkövalenssiseksi. Kaksi ei-metallia, joista kumpikaan ei tosiasiallisesti voi menettää valenssielektronejaan kemiallisessa reaktiossa, voivat kuitenkin jakaa ne pareittain siten, että tuloksena on niin kutsuttu kovalenttinen sidos. Metalliatomit sitoutuvat toisiinsa kolmannen tyyppisessä sidoksessa, joka vapauttaa niiden valenssielektronit tavalla, joka antaa heille mahdollisuuden johtaa sähköä.
Kaikki hiiliryhmän atomit, joissa on neljä valenssielektronia, muodostavat kovalenttisia sidoksia ei-metallisten atomien kanssa; hiili ja pii eivät voi menettää tai saada elektroneja muodostamaan vapaita ioneja, kun taas germaanium, tina ja lyijy muodostavat metalli-ioneja, mutta vain kahdella positiivisella varauksella. Jopa lyijy, hiiliryhmän kaikkein metallisin, ei voi tosiasiallisesti menettää kaikkia neljää valenssielektroniaan, koska kun jokainen niistä poistetaan, loput pysyvät vahvemmin lisääntyneen positiivisen varauksen avulla. Koska kovalenttisten ja ionisten (elektrovalenttisten) sidosten välinen ero on usein kemian kannalta kätevä asia ja koska molekyylin todellinen sidosrakenne voi olla melko monimutkainen, on usein hyödyllistä sen sijaan yksinkertaisesti laskea elementin elektronien kokonaismäärä voittoja tai menetyksiä sidonnassa ottamatta huomioon joukkovelkakirjojen luonnetta. Tätä lukua kutsutaan elementin hapetusnumeroksi tai hapetustilaksi; monilla alkuaineilla on mahdollinen useampi kuin yksi hapetustila, joista jokainen esiintyy eri yhdisteissä. Elementin hapetustila kirjoitetaan tavallisesti roomalaiseksi numeroksi yhdisteen alkuaineen nimen jälkeen – esimerkiksi lyijy (II) tarkoittaa lyijyä hapetustilassa +2. Vaihtoehtoinen esitysjärjestelmä käyttää arabialaista numeroa elementin nimen jälkeen; täten lyijy +2-tilassa on lyijy (+2). Alkuaineen kemiallisella symbolilla hapetustila voidaan kirjoittaa yläindeksiksi, kuten kohdassa Pb2 +. Kun yhdisteet ovat ionisia, hapetustila on myös todellinen ionivaraus. Kovalenttisten sidosten katsotaan yleensä muodostuvan orbitaalien (useimmissa tapauksissa vain s-, p- ja d-orbitaalien) vuorovaikutuksella erityisillä ja vaihtelevilla tavoilla. Yleisimpiä kutsutaan sigma- ja pi-sidoksiksi, vastaavasti kirjoitettuna σ ja π. Sigmasidokset ovat symmetrisiä sidoksen akseliin nähden, kun taas pi-sidokset eivät ole. Esimerkkejä sigma- ja pi-sitoutumisesta sekä ionisidoksesta löytyy hiiliryhmän alkuaineyhdisteistä.