最外层电子数大于等于4，所以其原子容易得到电子，常以阴离子形态存在于离子化合物中，或形成分子晶体、原子晶体。它们的氧化物和氢氧化物一般呈酸性。
元素的金属性是指元素的原子失电子的能力；元素的非金属性是指元素的原子得电子的能力。
周期表中的位置关系
对于主族元素来说，同周期元素随着原子序数的递增，原子核电荷数逐渐增大，而电子层数却没有变化，因此原子核对核外电子的引力逐渐增强，随原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐降低，元素金属性逐渐减弱；而原子得电子能力逐渐增强，元素非金属性逐渐增强。例如：对于第三周期元素的金属性Na＞Mg＞Al，非金属性Cl＞S＞P＞Si。同主族元素，随着原子序数的递增，电子层逐渐增大，原子半径明显增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，元素的原子失电子逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以元素的金属性逐渐增强，非金属性减弱。例如：第一主族元素的金属性H＜Li＜Na＜K＜Rb＜Cs，卤族元素的非金属性F＞Cl＞Br＞I。 碳族元素
综合以上两种情况，可以作出简明的结论：在元素周期表中，越向左、下方，元素金属性越强，金属性最强的金属是Cs；越向右、上方，元素的非金属性越强，非金属性最强的元素是F。例如：金属性K＞Na＞Mg，非金属性O＞S＞P。
化学反应中表现关系
一般说来，元素的金属性越强，它的单质与水或酸反应越剧烈，对应的碱的碱性也越强。例如：金属性Na＞Mg＞Al，常温时单质Na与水能剧烈反应，单质Mg与水能缓慢地进行反应，而单质Al与水在常温时很难进行反应，它们对应的氧化物的水化物的碱性 NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3。元素的非金属性越强，它的单质与H2反应越剧烈，得到的气态氢化物的稳定性越强，元素的最高价氧化物所对应的水化物的酸也越强。例如：非金属Cl＞S＞P＞Si，Cl2与H2在光照或点燃时就可能发生爆炸而化合，S与H2须加热才能化合，而Si与H2须在高温下才能化合并且SiH4极不稳定；氢化物的稳定HCl＞H2S＞PH3＞SiH4；这些元素的最高价氧化物的水化物的酸性
HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H4SiO4。
因此，在化学反应中的表现可以作为判断元素的金属性或非金属强弱的依据。另外，还可以根据金属或非金属单质之间的相互置换反应，进行金属性和非金属性强弱的判断。一种金属把另一金属元素从它的盐溶液里置换出来，表明前一种元素金属性较强；一种非金属单质能把另一种非金属单质从它的盐溶液或酸溶液中置换出来，表明前一种元素的非金属性较强。
性质关系对比
元素的性质与物质的化学性质的关系