Sammenligningskjemi
I det periodiske systemet danner elementene med åtte elektroner ytterst gruppen kjent som edelgassene (gruppe 18), den minste reaktiv av elementene. Karbongruppeelementene (gruppe 14), med fire elektroner, opptar en midtposisjon. Elementer til venstre for gruppe 14 har færre enn fire elektroner i valensskallet og har en tendens til å miste dem (med deres negative ladninger) for å bli positivt ladede ioner, representert ved symbolet for elementet med et overskrift som indikerer antall og tegn på kostnader; slike elementer kalles metaller. Ikke-metallene (unntatt bor) er i gruppene til høyre for gruppe 14; hver har mer enn fire elektroner i sitt ytterste skall og har en tendens til å anskaffe elektroner for å fullføre oktetten, og danner negativt ladede ioner.
Kjemiske reaksjoner skyldes utveksling av elektroner mellom atomer. Generelt, hvis et metall mister sine få valenselektroner til et ikke-metall, blir de resulterende motsatt ladede ionene tiltrukket av hverandre og danner en binding, klassifisert som ionisk eller elektrovalent. To ikke-metaller, hvor ingen av dem faktisk kan miste valenselektronene i kjemisk reaksjon, kan likevel dele dem parvis på en slik måte at det som kalles en kovalent binding, oppstår. Metallatomer binder seg til hverandre i en tredje type bånd, som frigjør valenselektronene på en måte som gjør at de kan lede strøm.
Alle karbongruppeatomer, som har fire valenselektroner, danner kovalente bindinger med ikke-metalliske atomer; karbon og silisium kan ikke miste eller få elektroner for å danne frie ioner, mens germanium, tinn og bly danner metallioner, men bare med to positive ladninger. Selv bly, det mest metalliske av karbongruppeatomer, kan faktisk ikke miste alle de fire valenselektronene sine, for når hver og en fjernes, holdes resten sterkere av den økte positive ladningen. Fordi skillet mellom kovalente og ioniske (elektrovalente) bindinger ofte er et praktisk spørsmål for kjemikeren, og fordi den faktiske bindingsstrukturen i et molekyl kan være ganske komplisert, er det ofte nyttig i stedet for bare å telle det totale antallet elektroner som et element vinner eller taper ved obligasjon uten å ta hensyn til obligasjonenes natur. Dette tallet kalles oksidasjonstallet eller oksidasjonstilstanden til elementet; mange elementer har mer enn en oksidasjonstilstand mulig, hver oksidasjonstilstand finnes i forskjellige forbindelser. Oksidasjonstilstanden til et element skrives konvensjonelt som et romertall etter navnet på elementet i en forbindelse – for eksempel betyr bly (II) bly i oksidasjonstilstand +2. Et alternativt representasjonssystem bruker et arabisk tall etter elementnavnet; således blir bly i +2-tilstand skrevet bly (+2). Med elementets kjemiske symbol kan oksidasjonstilstanden skrives som et overskrift, som i Pb2 +. Når forbindelsene er ioniske, er oksidasjonstilstanden også den faktiske ioniske ladningen. Kovalente bindinger anses generelt å være dannet av interaksjon mellom orbitalene (i de fleste tilfeller bare s, p og d orbitaler) på spesifikke og varierte måter. De vanligste kalles sigma- og pi-bindinger, henholdsvis skrevet σ og π. Sigma-bindingene er symmetriske med hensyn til aksen til bindingen, mens pi-bindingene ikke er. Eksempler på sigma- og pi-binding så vel som på ionisk binding kan finnes blant forbindelsene til elementene i karbongruppen.