Vergelijkende chemie
In het periodiek systeem vormen de elementen met acht elektronen buiten de groep die bekend staat als de edelgassen (groep 18), de minste reactief van de elementen. De koolstofgroepelementen (groep 14), met vier elektronen, nemen een middenpositie in. Elementen aan de linkerkant van Groep 14 hebben minder dan vier elektronen in de valentieschil en hebben de neiging deze te verliezen (met hun negatieve ladingen) om positief geladen ionen te worden, weergegeven door het symbool voor het element met een superscript dat het nummer en teken van de kosten; dergelijke elementen worden metalen genoemd. De niet-metalen (behalve boor) bevinden zich in de groepen rechts van Groep 14; elk heeft meer dan vier elektronen in zijn buitenste schil en heeft de neiging elektronen te verwerven om zijn octet te voltooien, waarbij negatief geladen ionen worden gevormd.
Chemische reacties zijn het resultaat van de uitwisseling van elektronen tussen atomen. In het algemeen, als een metaal zijn weinige valentie-elektronen verliest aan een niet-metaal, worden de resulterende tegengesteld geladen ionen naar elkaar aangetrokken en vormen ze een binding, geclassificeerd als ionisch of elektrovalent. Twee niet-metalen, die geen van beide daadwerkelijk hun valentie-elektronen kunnen verliezen in een chemische reactie, kunnen ze toch in paren delen op een zodanige manier dat er een zogenaamde covalente binding ontstaat. Metaalatomen zullen zich met elkaar verbinden in een derde type binding, waardoor hun valentie-elektronen vrijkomen op een manier waardoor ze elektriciteit kunnen geleiden.
Alle koolstofgroepatomen, met vier valentie-elektronen, vormen covalente bindingen met niet-metalen atomen; koolstof en silicium kunnen geen elektronen verliezen of winnen om vrije ionen te vormen, terwijl germanium, tin en lood metaalionen vormen, maar alleen met twee positieve ladingen. Zelfs lood, het meest metallische van de koolstofgroepatomen, kan niet alle vier zijn valentie-elektronen verliezen, omdat, als ze allemaal worden verwijderd, de rest sterker wordt vastgehouden door de toegenomen positieve lading. Omdat het onderscheid tussen covalente en ionische (elektrovalente) bindingen vaak een kwestie van gemak is voor de chemicus, en omdat de feitelijke bindingsstructuur binnen een molecuul behoorlijk gecompliceerd kan zijn, is het in plaats daarvan vaak handig om het totale aantal elektronen per element te tellen. winsten of verliezen in binding, ongeacht de aard van de obligaties. Dit nummer wordt het oxidatiegetal of oxidatietoestand van het element genoemd; veel elementen hebben meer dan één oxidatietoestand mogelijk, waarbij elke oxidatietoestand in verschillende verbindingen wordt aangetroffen. De oxidatietoestand van een element wordt gewoonlijk geschreven als een Romeins cijfer na de naam van het element in een verbinding — lood (II) betekent bijvoorbeeld lood in de oxidatietoestand +2. Een alternatief representatiesysteem gebruikt een Arabisch cijfer achter de elementnaam; dus lead in de +2 staat is geschreven lead (+2). Met het chemische symbool van het element kan de oxidatietoestand in superscript worden geschreven, zoals in Pb2 +. Als de verbindingen ionisch zijn, is de oxidatietoestand ook de feitelijke ionische lading. Covalente bindingen worden over het algemeen beschouwd als gevormd door interactie van de orbitalen (in de meeste gevallen alleen de s-, p- en d-orbitalen) op specifieke en gevarieerde manieren. De meest voorkomende worden sigma- en pi-bindingen genoemd, respectievelijk geschreven σ en π. De sigma-bindingen zijn symmetrisch ten opzichte van de as van de binding, terwijl de pi-bindingen dat niet zijn. Voorbeelden van sigma- en pi-binding en van ionische binding zijn te vinden onder de verbindingen van de elementen van de koolstofgroep.