Manche Eigenschaften der Elemente, z. B. ihr Aggregatzustand bei Raumtemperatur oder ihre Stabilität gegenüber Kernzerfall, sind nicht aus dem Periodensystem abzulesen. Bei Raumtemperatur gasförmig sind H (1), N (7), O (8), F (9), Cl (17) und die Edelgase (Gruppe 18). Flüssig sind Br (35) und Hg (80). Alle anderen Elemente sind Feststoffe. Pb (82) ist das schwerste Element mit stabilen Isotopen, alle schwereren Elemente sowie Tc (43) und Pm (61) sind radioaktiv.
Ablesen lässt sich hingegen aus der Gruppenzuordnung die Anzahl der Valenzelektronen, zumindest in den Hauptgruppen: Z. B. haben Elemente der Gruppe 1 (I A) ein Valenzelektron, die der Gruppe 17 (VII A) haben sieben. Die Edelgase (Gruppe 18 bzw. VIII A) haben acht Valenzelektronen und damit eine vollständig gefüllte äußere Schale, weswegen sie sich inert verhalten. Durch Elektronenaufnahme oder -abgabe können die anderen Elemente ebenfalls eine Edelgaskonfiguration erlangen. Die Anzahl der Valenzelektronen bestimmt somit weitere Eigenschaften.
In den Hauptgruppen nimmt der Metallcharakter von oben nach unten zu und der Nichtmetallcharakter ab. Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität nehmen innerhalb einer Periode zu und innerhalb einer Gruppe ab, d. h., die Elemente auf der linken Seite des Periodensystems geben im Grundzustand leichter ein Elektron ab, und die Elemente auf der rechten Seite des Periodensystems nehmen leichter eines auf. Cs gibt am leichtesten sein Elektron ab, F nimmt am leichtesten ein zusätzliches auf. Die Elektronegativität nimmt in den Hauptgruppen von links nach rechts und von unten nach oben zu. Innerhalb einer Hauptgruppe nimmt der Atomradius zu und innerhalb einer Periode ab. Diese Effekte bedingen die chemische Ähnlichkeit diagonal benachbarter Elemente, die sog. Schrägbeziehung. Sie ist bei den Elementen Li und Mg sowie bei Be und Al besonders stark.