- Układ okresowy został podzielony na bloki: s, p, d i f, w których znajdują się pierwiastki o podobnych strukturach elektronowych. Do bloku s należą pierwiastki, których elektrony walencyjne są opisane za pomocą orbitali typu s (1 i 2 grupa układu okresowego).Blok p tworzą pierwiastki znajdujące się w grupach od 13 do 18, natomiast do bloku d należą pierwiastki z grup 3 do 12. Lantanowce i aktynowce budują z kolei blok f.
- Elektroujemność jest to wielkość wprowadzona przez Paulinga dla scharakteryzowania zdolności atomu wchodzącego w skład cząsteczki do przyciągania elektronów. Należy ona do właściwości pierwiastków, które podlegają prawu okresowości. Zauważono że, ze wzrostem numeru grupy układu okresowego rośnie elektroujemność. Pierwiastki o największej elektroujemność, do których zalicza się fluor, tlen i azot, leżą w górnym prawym rogu układu okresowego. Pierwiastki te odznaczają się wyraźnymi cechami niemetali. Natomiast ze wzrostem numeru okresu elektroujemność maleje (najmniejszą wartość ma frans).Pierwiastki o najmniejszej elektroujemności (frans, rubid, cez oraz bar) znajdują się w lewym dolnym rogu układu okresowego i podobnie jak inne pierwiastki, których elektroujemność nie przekracza wartości 1,8, wykazują własności metali. Półmetale, czyli pierwiastki o właściwościach pośrednich między niemetalami i metalami, mają elektroujemność zawartą w przedziale 1,8 do 2,1 i należą do nich m.in. krzem, bor, german, antymon, arsen i bizmut. Wyjątek stanowi selen, który jest półmetalem, a ma elektroujemność równą 2,4.
- Pierwiastki, które znacznie różnią się elektroujemnością ( różnica elektroujemności powyżej 1,7) mają tendencję do tworzenia wiązań jonowych. Polegają one na tym, że atomy pierwiastka o mniejszej elektroujemności oddają elektrony atomom pierwiastka bardziej elektroujemnego i powstające w ten sposób jony przyciągają się elektrostatycznie. Wiązania o dominującym charakterze jonowym tworzą się w połączeniach fluoru, chloru, tlenu z fransem, barem, radem i cezem. W miarę jak różnice elektroujemności między pierwiastkami maleją, rośnie tendencja do powstawania wiązań kowalencyjnych lub metalicznych. Wiązania kowalencyjne spolaryzowane powstają wówczas, gdy pierwiastki różnią się nieznacznie elektroujemnością. Polegają one na uwspólnieniu elektronów i para elektronowa, która tworzy wiązanie jest przesunięta w kierunku pierwiastka o większej elektroujemności. Cząsteczka, która posiada takie wiązanie jest dipolem (posiada biegun dodatni i ujemny), a miara polarności takiego wiązania jest moment dipolowy. Przykładem związku chemicznego z wiązaniem kowalencyjnym spolaryzowanym jest HCl. Natomiast jeśli uwspólnienie elektronów zachodzi między atomami tego samego pierwiastka (nie różniącymi się elektroujemnością), mamy do czynienia z wiązaniem kowalencyjnym niespolaryzowanym (atomowym). Tego typu wiązanie występuje na przykład w cząsteczce wodoru, H2. Szczególnym rodzajem wiązania kowalencyjnego jest wiązanie koordynacyjne, które jest utworzone przez parę elektronową pochodzącą tylko od jednego atomu (donora). Donor za jej pośrednictwem łączy się z drugim atomem (akceptorem), którego powłoka elektronowa jest niezapełniona.
- W obrębie okresu idąc od strony lewej do prawej obserwuje się zmniejszenie promieni atomowych, co jest spowodowane tym, że im większy jest ładunek jądra tym silniej przyciągane są elektrony wszystkich powłok, także elektrony walencyjne (elektrony ostatniej powłoki). Efekt zmniejszania się promieni atomowych ze wzrostem liczby atomowej jest widoczny tylko wtedy, gdy liczba powłok elektronowych, mimo zwiększania się ilości elektronów, pozostaje identyczna. Warunek ten nie jest spełniony w obrębie grup, gdzie promienie atomowe rosną wraz ze zwiększająca się liczbą atomową.
