Összehasonlító kémia
A periódusos rendszerben a nyolc elektron legkülső elemei alkotják a nemesgázként ismert csoportot (18. csoport) az elemek reaktívak. A szénatom elemei (14. csoport) négy elektron mellett középső helyet foglalnak el. A 14. csoporttól balra lévő elemeknek kevesebb, mint négy elektronja van a vegyértékhéjban, és hajlamosak elveszíteni őket (negatív töltéseikkel együtt), hogy pozitív töltésű ionokká váljanak, amelyet az elem szimbóluma képvisel, felső indexe pedig az díjak; az ilyen elemeket fémeknek nevezzük. A nemfémek (a bór kivételével) a 14. csoporttól jobbra levő csoportokba tartoznak; mindegyiknek négynél több elektronja van a legkülső héjában, és hajlamosak elektronokat szerezni az oktett teljesítéséhez, negatív töltésű ionokat képezve.
Kémiai reakciók az elektronok atomok közötti cseréjéből származnak. Általában, ha egy fém kevés vegyértékű elektronját veszíti el nemfémetől, akkor a keletkező ellentétesen töltött ionok vonzódnak egymáshoz, és kötést alkotnak, amelyet ionosnak vagy elektrovalensnek minősítenek. Két nemfém, amelyek közül egyik sem veszítheti el vegyértékes elektronjait a kémiai reakció során, mégis megoszthatja őket párban oly módon, hogy az úgynevezett kovalens kötést eredményezzék. A fématomok egy harmadik típusú kötésben kötődnek egymáshoz, amely valenciaelektronjaikat úgy bocsátja ki, hogy lehetővé tegye számukra az áram vezetését.
Az összes szénatom atom, amelynek négy vegyértékű elektronja van, kovalens kötéseket képeznek nemfém atomokkal; a szén és a szilícium nem képes elveszíteni vagy megszerezni az elektronokat szabad ionok képződéséhez, míg a germánium, az ón és az ólom fémionokat képez, de csak két pozitív töltéssel. Még az ólom is, amely a szénatomok közül a legfémesebb, nem veszítheti el mind a négy vegyértékes elektronját, mert mivel mindegyiket eltávolítják, a maradékot erősebben tartja a megnövekedett pozitív töltés. Mivel a kovalens és az ionos (elektrovalens) kötések megkülönböztetése gyakran a kényelem kérdése a vegyész számára, és mivel a molekulán belüli tényleges kötésszerkezet meglehetősen bonyolult lehet, gyakran hasznos egyszerűen megszámolni egy elem teljes elektronszámát nyer vagy veszít a kötésben, tekintet nélkül a kötvények jellegére. Ezt a számot nevezzük az elem oxidációs számának vagy oxidációs állapotának; sok elemnek egynél több oxidációs állapota lehetséges, mindegyik oxidációs állapot különböző vegyületekben található meg. Az elem oxidációs állapotát hagyományosan római számként írják az elem nevére egy vegyületben – például az ólom (II) azt jelenti, hogy az ólom +2 oxidációs állapotban van. Egy alternatív ábrázolási rendszer arab számot használ az elem neve után; így az ólom +2 állapotban írva van (+2). Az elem kémiai szimbólumával az oxidációs állapot felírható, mint a Pb2 +. Amikor a vegyületek ionosak, az oxidációs állapot a tényleges iontöltet is. A kovalens kötések általában úgy tekinthetők, hogy a pályák (a legtöbb esetben csak az s, p és d pályák) sajátos és változatos módon lépnek kölcsönhatásba. A leggyakoribbakat sigma és pi kötéseknek nevezzük, σ, illetve π írással. A szigma kötések szimmetrikusak a kötés tengelyéhez képest, míg a pi kötések nem. A széncsoport elemeinek vegyületei között találunk példákat a szigma és a pi kötésére, valamint az ionos kötésre.