Como mencionado acima, a propriedade química característica de um átomo metálico é perder um ou mais de seus elétrons para formar um íon positivo. Contudo, certos metais perdem elétrons muito mais rapidamente do que outros. Em particular, o césio (Cs) pode desistir do seu electrão de valência mais facilmente do que o lítio (Li). De facto, para os metais alcalinos (os elementos do Grupo 1), a facilidade de desistir de um electrão varia da seguinte forma: Cs > Rb > K > Na > Li com Cs o mais provável, e Li o menos provável, de perder um electrão. Ao descer no grupo, os metais tornam-se mais propensos a perder um electrão porque o electrão que está a ser removido está cada vez mais longe do núcleo positivo. Ou seja, o electrão perdido de Cs para formar Cs+ encontra-se a uma distância muito maior do núcleo positivo atractivo – e é assim mais fácil de remover do que o electrão que deve ser removido de um átomo de lítio para formar Li+. A mesma tendência também é observada entre os elementos do Grupo 2 (os metais alcalino-terrosos); quanto mais abaixo no grupo o metal reside, maior é a probabilidade de perder um electrão.
Just como os metais variam um pouco nas suas propriedades, o mesmo acontece com os não metálicos. Como regra geral, os metais mais quimicamente ativos aparecem na região inferior esquerda da tabela periódica, enquanto os não metálicos mais ativos quimicamente aparecem na região superior direita. As propriedades dos semimetálicos, ou metalóides, situam-se entre as dos metais e as dos não-metálicos.
A energia de ionização de um elemento é a energia necessária para remover um elétron de um átomo individual. Aqui M(g) representa um metal no estado de vapor.
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Atomos metálicos perdem elétrons em relação aos átomos não metálicos porque os metais normalmente têm energias de ionização relativamente baixas. Os metais na base de um grupo perdem elétrons mais facilmente do que aqueles na parte superior. Ou seja, as energias de ionização tendem a diminuir na passagem do topo para a base de um grupo. Os não metais, que são encontrados na região direita da tabela periódica, têm energias de ionização relativamente grandes e, portanto, tendem a ganhar elétrons. As energias de ionização geralmente aumentam na passagem da esquerda para a direita ao longo de um determinado período. Assim, os elementos que aparecem na região inferior esquerda da tabela periódica têm as menores energias de ionização (e são, portanto, os metais mais quimicamente ativos), enquanto os elementos que ocorrem na região superior direita da tabela periódica têm as maiores energias de ionização (e são, portanto, os não metálicos mais quimicamente ativos).
Como mencionado acima, quando um elemento não metálico reage com um elemento metálico, os elétrons são transferidos dos átomos do metal para os átomos do não metálico, formando íons positivos (cátions) e íons negativos (ânions), respectivamente. Isto produz um composto iônico. Por exemplo, lítio e flúor (F) reagem para formar fluoreto de lítio (LiF), que contém íons Li+ e F.
Em contraste, quando dois elementos não metálicos reagem, os átomos se combinam para formar moléculas, compartilhando elétrons. As ligações formadas pela partilha de electrões entre átomos são chamadas ligações covalentes. Os elétrons são compartilhados em vez de transferidos, porque os dois átomos não metálicos têm poderes atrativos comparáveis para os elétrons da ligação. Por exemplo, o gás flúor consiste de moléculas F2 nas quais os átomos de flúor são ligados entre si através da partilha de um par de electrões, um contribuído por cada átomo. Além disso, o hidrogénio e o flúor reagem para formar o fluoreto de hidrogénio, que contém moléculas de HF. Os átomos de hidrogênio e flúor são unidos por um par de elétrons, um elétron contribuído pelo átomo de hidrogênio e outro pelo átomo de flúor. Embora os elétrons sejam compartilhados entre o hidrogênio e os átomos de flúor, neste caso, eles não são compartilhados igualmente. Isto é claro pelo fato de que a molécula HF é polar; o átomo de hidrogênio tem uma carga parcialmente positiva (δ+), enquanto o átomo de flúor tem uma carga parcialmente negativa (δ-): H-F
δ+ δ- (Neste exemplo o símbolo δ representa um número inferior a um.) Esta polaridade elétrica ocorre porque os elétrons compartilhados passam mais tempo perto do átomo de flúor do que perto do átomo de hidrogênio. Ou seja, o flúor tem maior afinidade pelos elétrons compartilhados do que o hidrogênio. Isto leva a uma ligação polar covalente.
A capacidade de um átomo atrair os elétrons compartilhados com outro átomo é chamada de sua eletronegatividade. A relativa eletronegatividade dos vários átomos pode ser determinada medindo as polaridades das ligações que envolvem os átomos em questão. O flúor tem o maior valor de eletronegatividade (4,0, de acordo com a escala de Pauling), e o césio e o franco têm os menores valores (0,79 e 0,7, respectivamente). Em geral, os átomos não metálicos têm maior eletronegatividade do que os átomos metálicos. Na tabela periódica, a eletronegatividade tipicamente aumenta ao longo de um período e diminui ao longo de um grupo. Quando elementos com eletronegatividades muito diferentes (como flúor e césio) reagem, um ou mais elétrons são transferidos para formar um composto iônico. Por exemplo, o césio e o flúor reagem para formar CsF, que contém íons Cs+ e F-. Quando átomos não metálicos com diferentes eletronegatividades reagem, eles formam moléculas com ligações polares covalentes.
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Outra propriedade atómica importante é o tamanho atómico. Os tamanhos dos átomos variam; os átomos geralmente tendem a tornar-se maiores ao descer um grupo na tabela periódica e menores ao descer da esquerda para a direita ao longo de um período.