Jämförande kemi
I det periodiska systemet bildar elementen med åtta elektroner längst ut den grupp som kallas ädelgaser (grupp 18), den minsta reaktiva av elementen. Kolgruppselementen (grupp 14), med fyra elektroner, upptar en mittposition. Element till vänster om grupp 14 har färre än fyra elektroner i valensskalet och tenderar att förlora dem (med sina negativa laddningar) för att bli positivt laddade joner, representerade av symbolen för elementet med ett överskrift som anger numret och tecknet på kostnader; sådana element kallas metaller. Icke-metallerna (utom bor) finns i grupperna till höger om grupp 14; var och en har mer än fyra elektroner i sitt yttersta skal och tenderar att skaffa elektroner för att slutföra sin oktett och bilda negativt laddade joner.
Kemiska reaktioner är resultatet av elektronutbytet mellan atomer. I allmänhet, om en metall förlorar sina få valenselektroner till en icke-metall, lockas de resulterande motsatt laddade jonerna till varandra och bildar en bindning, klassificerad som jonisk eller elektrovalent. Två icke-metaller, varav ingen av dem faktiskt kan förlora sina valenselektroner i kemisk reaktion, kan ändå dela dem i par på ett sådant sätt att det som kallas en kovalent bindning uppstår. Metallatomer kommer att binda till varandra i en tredje typ av bindning, som släpper sina valenselektroner på ett sätt som gör att de kan leda elektricitet.
Alla kolgruppsatomer, som har fyra valenselektroner, bildar kovalenta bindningar med icke-metallatomer; kol och kisel kan inte förlora eller få elektroner för att bilda fria joner, medan germanium, tenn och bly bildar metalljoner men bara med två positiva laddningar. Till och med bly, det mest metalliska av kolgruppsatomerna, kan faktiskt inte förlora alla fyra valenselektroner, eftersom, när var och en avlägsnas, hålls resten starkare av den ökade positiva laddningen. Eftersom skillnaden mellan kovalenta och joniska (elektrovalenta) bindningar ofta är en bekvämhetsfråga för kemisten, och eftersom den faktiska bindningsstrukturen i en molekyl kan vara ganska komplicerad, är det ofta användbart istället att helt enkelt räkna det totala antalet elektroner som ett element vinner eller förlorar i obligationer utan hänsyn till obligationernas beskaffenhet. Detta nummer kallas elementets oxidationsnummer eller oxidationstillstånd; många element har mer än ett oxidationstillstånd möjligt, varvid varje oxidationstillstånd finns i olika föreningar. Oxidationstillståndet för ett element skrivs konventionellt som en romersk siffra efter namnet på elementet i en förening – till exempel betyder bly (II) bly i oxidationstillståndet +2. Ett alternativt representationssystem använder ett arabiskt nummer efter elementets namn; således är bly i +2-tillstånd skrivet bly (+2). Med grundämnets kemiska symbol kan oxidationstillståndet skrivas som ett överskrift, som i Pb2 +. När föreningarna är joniska är oxidationstillståndet också den faktiska jonladdningen. Kovalenta bindningar anses i allmänhet bildas genom växelverkan mellan orbitalerna (i de flesta fall endast s, p och d orbitaler) på specifika och varierande sätt. De vanligaste kallas sigma- och pi-bindningar, skrivna σ respektive π. Sigma-bindningarna är symmetriska med avseende på bindningens axel, medan pi-bindningarna inte är det. Exempel på sigma- och pi-bindning såväl som på jonbindning kan hittas bland föreningarna av elementen i kolgruppen.