Chimie comparative
Dans le tableau périodique, les éléments à huit électrons les plus externes forment le groupe connu sous le nom de gaz nobles (groupe 18), le moins réactif des éléments. Les éléments du groupe carbone (groupe 14), à quatre électrons, occupent une position médiane. Les éléments à gauche du groupe 14 ont moins de quatre électrons dans la couche de valence et ont tendance à les perdre (avec leurs charges négatives) pour devenir des ions chargés positivement, représentés par le symbole de lélément avec un exposant indiquant le nombre et le signe de la des charges; ces éléments sont appelés métaux. Les non-métaux (sauf le bore) sont dans les groupes à droite du groupe 14; chacun a plus de quatre électrons dans sa couche la plus externe et a tendance à acquérir des électrons pour compléter son octet, formant des ions chargés négativement.
Les réactions chimiques résultent de léchange délectrons entre les atomes. En général, si un métal perd ses quelques électrons de valence au profit dun non-métal, les ions de charge opposée résultants sont attirés les uns vers les autres et forment une liaison, classée comme ionique ou électrovalente. Deux non-métaux, dont aucun ne peut réellement perdre ses électrons de valence dans une réaction chimique, peuvent néanmoins les partager par paires de telle manière quil en résulte ce que lon appelle une liaison covalente. Les atomes métalliques se lieront les uns aux autres dans un troisième type de liaison, qui libère leurs électrons de valence dune manière qui leur permet de conduire lélectricité.
Tous les atomes du groupe de carbone, ayant quatre électrons de valence, forment des liaisons covalentes avec des atomes non métalliques; le carbone et le silicium ne peuvent pas perdre ou gagner délectrons pour former des ions libres, tandis que le germanium, létain et le plomb forment des ions métalliques, mais uniquement avec deux charges positives. Même le plomb, le plus métallique des atomes du groupe de carbone, ne peut pas réellement perdre ses quatre électrons de valence, car, à mesure que chacun est éliminé, les autres sont plus fortement retenus par laugmentation de la charge positive. Parce que la distinction entre les liaisons covalentes et ioniques (électrovalentes) est souvent une question de commodité pour le chimiste, et parce que la structure de liaison réelle dans une molécule peut être assez compliquée, il est souvent utile au lieu de simplement compter le nombre total délectrons dun élément. gagne ou perd de la liaison sans égard à la nature des obligations. Ce nombre est appelé le nombre doxydation, ou état doxydation, de lélément; de nombreux éléments ont plus dun état doxydation possible, chaque état doxydation se trouvant dans différents composés. Létat doxydation dun élément est classiquement écrit sous la forme dun chiffre romain après le nom de lélément dans un composé – par exemple, le plomb (II) signifie le plomb à létat doxydation +2. Un autre système de représentation utilise un nombre arabe après le nom de lélément; ainsi, lead dans létat +2 est écrit lead (+2). Avec le symbole chimique de lélément, létat doxydation peut être écrit en exposant, comme dans Pb2 +. Lorsque les composés sont ioniques, létat doxydation est également la charge ionique réelle. Les liaisons covalentes sont généralement considérées comme étant formées par interaction des orbitales (dans la plupart des cas, uniquement les orbitales s, p et d) de manière spécifique et variée. Les plus courantes sont appelées liaisons sigma et pi, écrites respectivement σ et π. Les liaisons sigma sont symétriques par rapport à laxe de la liaison, alors que les liaisons pi ne le sont pas. Des exemples de liaison sigma et pi ainsi que de liaison ionique peuvent être trouvés parmi les composés des éléments du groupe carbone.