1. Reactiviteit: Waterstof is een zeer reactief element, terwijl halogenen ook zeer reactief zijn. De reactiviteit van waterstof komt echter voort uit zijn vermogen om één elektron te verliezen en een positief geladen ion (H+) te worden. Halogenen reageren daarentegen door één elektron te winnen en negatief geladen ionen te vormen (halogenide-ionen).

2. Elektronenconfiguratie: Waterstof heeft één valentie-elektron, waardoor het univalent is. Halogenen daarentegen hebben zeven valentie-elektronen, waardoor ze monovalent zijn. Dit verschil in elektronenconfiguratie resulteert in verschillend chemisch gedrag.

3. Oxidatietoestanden: Waterstof kan zowel positieve (+1) als negatieve (-1) oxidatietoestanden vertonen, waarbij respectievelijk hydride-ionen (H-) en protonen (H+) worden gevormd. Halogenen daarentegen vertonen meestal negatieve oxidatietoestanden en vormen halogenide-ionen (X-) wanneer ze één elektron verkrijgen.

4. Chemische binding: Waterstof kan deelnemen aan verschillende soorten chemische bindingen, waaronder covalente, ionische en metallische bindingen. Halogenen vormen voornamelijk covalente bindingen met andere elementen.

5. Fysieke eigenschappen: Waterstof is een kleurloos, geurloos diatomisch gas bij kamertemperatuur. Halogenen zijn bij kamertemperatuur diatomische gassen, maar hun kleuren variëren. Fluor (F2) is bijvoorbeeld lichtgeel, chloor (Cl2) is groengeel, broom (Br2) is roodbruin en jodium (I2) is zwart.

6. Smelt- en kookpunten: Waterstof heeft relatief lage smelt- en kookpunten vergeleken met halogenen. Dit komt omdat waterstofmoleculen alleen bij elkaar worden gehouden door zwakke Van der Waals-krachten. Halogenen hebben sterkere covalente bindingen, wat resulteert in hogere smelt- en kookpunten.

7. Voorkomen en overvloed: Waterstof is het meest voorkomende element in het universum, terwijl halogenen relatief zeldzaam zijn. Waterstof wordt voornamelijk aangetroffen in water en koolwaterstofbrandstoffen, terwijl halogenen als zouten aanwezig zijn in zeewater en verschillende mineralen.

8. Toxiciteit: Waterstof is niet giftig, maar halogenen kunnen op verschillende manieren giftig zijn. Fluor is bijvoorbeeld bijtend voor levende weefsels, chloor is een ontsmettingsmiddel, broom kan brandwonden en irritatie van de huid veroorzaken, en jodium is een antisepticum en kan giftig zijn als het in hoge doses wordt ingenomen.

Over het algemeen verschilt waterstof van halogenen in termen van reactiviteit, elektronenconfiguratie, oxidatietoestanden, chemische binding, fysische eigenschappen, voorkomen en overvloed, en toxiciteit. Deze verschillen worden toegeschreven aan de variaties in hun atomaire structuren en elektronenarrangementen.