La forme la plus stable de l’antimoine élémentaire est un solide cassant, argenté, à l’éclat métallique élevé. Le dépôt électrolytique d’antimoine dans certaines conditions produit une forme instable et amorphe appelée « antimoine explosif », car, lorsqu’il est plié ou rayé, il se transforme de manière légèrement explosive en la forme métallique plus stable. Il existe également une forme noire amorphe d’antimoine qui résulte d’une extinction soudaine de la vapeur, et une forme jaune produite par l’oxydation à basse température de la stibine, SbH3, avec l’air ou le chlore. L’antimoine métallique n’est pas affecté par l’air ou l’humidité dans des conditions ordinaires, mais il se transforme progressivement en oxyde si l’air est humide. L’antimoine peut être facilement oxydé par le soufre et les halogènes lorsqu’il est chauffé. Lorsqu’il est chauffé à l’air, il brûle avec une flamme bleue brillante et dégage des fumées blanches de trioxyde Sb2O3. Le trioxyde d’antimoine est soluble dans les acides ou les alcalis.
La structure électronique de l’antimoine ressemble beaucoup à celle de l’arsenic, avec trois orbitales à moitié remplies dans la coquille la plus externe. Il peut donc former trois liaisons covalentes et présenter des états d’oxydation +3 et -3. L’électronégativité de l’antimoine, comme celle de l’arsenic, reste quelque peu controversée. Il est généralement admis qu’elle est inférieure à celle de l’arsenic, mais on ne sait pas si elle est également inférieure à celle du phosphore. Il peut agir comme un agent oxydant et réagit avec de nombreux métaux pour former des antimoniures qui, en général, ressemblent aux nitrures, aux phosphures et aux arséniures mais sont un peu plus métalliques. La promotion de l’un des électrons solitaires vers une orbitale d extérieure se produit apparemment plus facilement avec l’antimoine qu’avec l’arsenic, puisque l’antimoine présente l’état d’oxydation +5 en formant à la fois le pentafluorure et le pentachlorure.