Zoals hierboven vermeld, is de kenmerkende chemische eigenschap van een metaalatoom het verlies van een of meer van zijn elektronen om een positief ion te vormen. Bepaalde metalen verliezen echter veel gemakkelijker elektronen dan andere. Met name cesium (Cs) kan zijn valentie-elektron gemakkelijker afstaan dan lithium (Li). Voor de alkalimetalen (de elementen van groep 1) varieert het gemak waarmee een elektron kan worden afgestaan als volgt: Cs > Rb > K > Na > Li waarbij Cs het gemakkelijkst en Li het minst gemakkelijk een elektron verliest. Naarmate men lager in de groep komt, wordt de kans groter dat de metalen een elektron verliezen, omdat het elektron dat wordt verwijderd steeds verder van de positieve kern ligt. Dat wil zeggen, het elektron dat uit Cs wordt verwijderd om Cs+ te vormen, ligt op een veel grotere afstand van de aantrekkelijke positieve kern en is dus gemakkelijker te verwijderen-dan het elektron dat uit een lithiumatoom moet worden verwijderd om Li+ te vormen. Dezelfde tendens wordt ook waargenomen bij de elementen van groep 2 (de alkalische aardmetalen); hoe lager in de groep het metaal zich bevindt, des te waarschijnlijker is het om een elektron te verliezen.
Zoals metalen enigszins variëren in hun eigenschappen, zo doen niet-metalen dat ook. Als algemene regel geldt, dat de chemisch meest actieve metalen linksonder in het periodiek systeem voorkomen, terwijl de chemisch meest actieve niet-metalen rechtsboven staan. De eigenschappen van de semimetalen, of metalloïden, liggen tussen die van de metalen en de niet-metalen.
De ionisatie-energie van een element is de energie die nodig is om een elektron te verwijderen uit een individueel atoom. M(g) staat hier voor een metaal in de damptoestand.
Encyclopædia Britannica, Inc.
Metaalatomen verliezen elektronen aan niet-metaalatomen omdat metalen over het algemeen relatief lage ionisatie-energieën hebben. Metalen aan de onderkant van een groep verliezen gemakkelijker elektronen dan die aan de bovenkant. Dat wil zeggen, ionisatie-energieën neigen af te nemen van de top naar de bodem van een groep. De niet-metalen, die zich in het rechterdeel van het periodiek systeem bevinden, hebben relatief grote ionisatie-energieën en hebben dus de neiging elektronen te winnen. Ionisatie-energieën nemen over het algemeen toe van links naar rechts in een bepaalde periode. Zo hebben de elementen die in het linker benedengedeelte van het periodiek systeem voorkomen de laagste ionisatie-energieën (en zijn dus de chemisch meest actieve metalen), terwijl de elementen die in het rechter bovengedeelte van het periodiek systeem voorkomen de hoogste ionisatie-energieën hebben (en dus de chemisch meest actieve niet-metalen zijn).
Zoals hierboven vermeld, worden bij de reactie van een niet-metaalelement met een metaalelement elektronen overgedragen van de atomen van het metaal naar de atomen van het niet-metaal, waarbij respectievelijk positieve ionen (kationen) en negatieve ionen (anionen) worden gevormd. Zo ontstaat een ionische verbinding. Bijvoorbeeld, lithium en fluor (F) reageren om lithiumfluoride (LiF) te vormen, dat Li+ en F- ionen bevat.
In tegenstelling hiermee, wanneer twee niet-metaalelementen reageren, combineren de atomen om moleculen te vormen door elektronen te delen. Bindingen die ontstaan door het delen van elektronen tussen atomen worden covalente bindingen genoemd. De elektronen worden gedeeld in plaats van overgedragen, omdat de twee niet-metaalatomen vergelijkbare aantrekkingskrachten hebben voor de elektronen in de binding. Fluorgas bestaat bijvoorbeeld uit F2-moleculen waarin de fluoratomen aan elkaar gebonden zijn door het delen van een elektronenpaar, één bijgedragen door elk atoom. Daarnaast reageren waterstof en fluor om waterstoffluoride te vormen, dat HF-moleculen bevat. De waterstof- en fluoratomen zijn aan elkaar gebonden door een elektronenpaar, één elektron afkomstig van het waterstofatoom en één van het fluoratoom. Hoewel de elektronen worden gedeeld tussen de waterstof- en de fluoratomen, worden ze in dit geval niet gelijkelijk gedeeld. Dit blijkt uit het feit dat het HF-molecuul polair is; het waterstofatoom heeft een gedeeltelijk positieve lading (δ+), terwijl het fluoratoom een gedeeltelijk negatieve lading (δ-) heeft: H-F
δ+ δ- (In dit voorbeeld staat het symbool δ voor een getal kleiner dan één.) Deze elektrische polariteit ontstaat doordat de gedeelde elektronen meer tijd in de buurt van het fluoratoom doorbrengen dan in de buurt van het waterstofatoom. Dat wil zeggen, fluor heeft een grotere affiniteit voor de gedeelde elektronen dan waterstof. Dit leidt tot een polaire covalente binding.
Het vermogen van een atoom om de elektronen aan te trekken die met een ander atoom worden gedeeld, wordt zijn elektronegativiteit genoemd. De relatieve elektronegativiteit van de verschillende atomen kan worden bepaald door de polariteiten te meten van de bindingen waarbij de atomen in kwestie betrokken zijn. Fluor heeft de grootste elektronegativiteit (4,0 volgens de Pauling-schaal), terwijl cesium en francium de kleinste waarden hebben (respectievelijk 0,79 en 0,7). In het algemeen hebben niet-metaalatomen een hogere elektronegativiteit dan metaalatomen. In het periodiek systeem neemt de elektronegativiteit gewoonlijk toe naarmate men een periode overschrijdt en afneemt naarmate men een groep afdaalt. Wanneer elementen met zeer verschillende elektronegativiteiten (zoals fluor en cesium) reageren, worden een of meer elektronen overgedragen om een ionische verbinding te vormen. Bijvoorbeeld, cesium en fluor reageren tot CsF, dat Cs+ en F- ionen bevat. Wanneer niet-metalen atomen met verschillende elektronegativiteit reageren, vormen ze moleculen met polaire covalente bindingen.
Encyclopædia Britannica, Inc.
Een andere belangrijke atomaire eigenschap is de atomaire grootte. De grootte van atomen varieert; atomen worden over het algemeen groter naarmate men lager in de groep van het periodiek systeem komt en kleiner naarmate men van links naar rechts door een periode gaat.