La tabla periódica actual consta de 18 grupos verticales que reunen a los elementos con propiedades similares. En los periodos horizontales los elementos se ordenan por números atómicos crecientes. Los elementos pertenecientes a los dos primeros grupos (bloque s), comenzando por la izquierda, y los pertenecientes a los seis últimos grupos (bloque p) se conocen como elementos principales o representativos, denominándose de transición los que quedan entre ellos (bloque d). Para evitar deformar la tabla se separan los 14 elementos que siguen al Lantano (Z=57) y los 14 que siguen al actinio (Z=89), situándolos en la parte inferior. Estos elementos constituyen el grupo f y se denominan elementos de transición interna.
Como podemos observar en la tabla que se muestra, existe una división mediante una línea diagonal escalonada que separa los metales (izquierda) de lo no metales (derecha). Los metales presentan unas propiedades comunes como son: buenos conductores del calor y la electricidad, dúctiles y maleables, puntos de fusión entre moderados y altos. Los no metales por su lado se caracterizan por: malos conductores del calor y la electricidad, frágiles, puntos de fusión bajos (muchos son gases a temperatura ambiente).
Los elementos situados en un mismo grupo presentan propiedades físicas y químicas similares, determinadas en gran medida por sus configuraciones electronicas, sobre todo por las de su capa de valencia (electrones más externos). Por el contrario, los elementos de un periodo tienen propiedades distintas dado que difieren en sus configuraciones electrónicas de valencia.
Esta relación entre propiedades físicas o químicas y la configuración electrónica de valencia podemos comenzar observándola en los gases nobles. Los átomos de gases nobles tienen completas sus capas de valencia: He $(1s^2)$, Ne $(2s^22p^6)$. Esta configuración de capa cerrada les confiere una importante estabilidad y baja reactividad química, que se pone de manifiesto por la escasez de compuestos químicos en los que participan gases nobles.
Los metales de los grupos 1 y 2 comienzan a llenar con uno o dos electrones el orbital s de una nueva capa electrónica. Estos metales tienen tendencia a perder esos electrones para adquirir configuración electrónica de gas noble. Así el Na pierde un electrón, transformándose en $Na^+$, isoelectrónico con el Ne. El Ca pierde dos electrones para formar $Ca^{2+}$, isoelectrónico con el Ar.
Por el contrario, los grupos 17 y 16 tienen uno y dos electrones de menos que el gas noble de su periodo, lo que explica su tendencia a ganar electrones formando aniones. El Oxígeno forma aniones $O^{2-}$, el Nitrógeno $N^{3-}$, el Flúor $F^{-}$...
En cuanto a los elementos de transición, llenan la subcapa ns y continúan colocando electrones en la (n-1)d. Cuando se forman los iones de elementos de transición primero se vacía la subcapa ns, pudiendo incluso perderse algunos electrones de la subcapa (n-1)d. En algunos casos la pérdida de electrones busca la formación de iones con la misma configuración electrónica de gas noble, pero no es la regla general.
Por ejemplo, el Titanio foma iones $Ti^{2+}$ y $Ti^{4+}$. Para formar el $Ti^{2+}$ pierde dos electrones de la subcapa 4s, pero no adquiere configuración de gas noble. Para formar el $Ti^{4+}$ pierde dos más de la subcapa 4d, adquiriendo en este caso configuración de Argon.