一、原子结构方面

1、原子均有质子、中子、电子构成，但H、H^＋、H^－等微粒没有中子。

2、非金属元素一般都在p区，但H元素在s区。

3、主族元素的价电子数=最外层电子数=外围电子数=主族序数=最高正价，但O、F例外。

4、电子排布遵循能量：3d＞4s，但失电子顺序则是先失4s电子后失3d电子，如Fe等。

5、难失电子的原子不一定得电子就容易，如稀有气体等。

6、同周期元素第一电离能大小比较从左往右总体呈现从小到大的趋势，但有两个反常：即短周期中ⅡA元素大于ⅢA元素、ⅤA元素大于ⅥA元素。

7、元素的第一电离能越小的不一定金属性越强，元素的电负性越大，元素的非金属性越强。

8、电子层数多的微粒不一定半径就大，如Cl﹤Li等。

二、分子结构方面

1、物质中一般存在化学键，但唯独稀有气体不存在化学键。

2、共价键一般都有方向性，但H－H无方向性。

3、成键原子最外层一般达到8电子稳定结构，但H原子为2电子，BF₃中B原子为6电子，PCl₅中P原子为10电子。8电子稳定结构的判断方法：每种元素的化合价绝对值与其原子最外层电子数之和等于8即可。

4、s轨道只形成σ键，P轨道可形成σ键，也可形成π键，π键重叠程度比σ键小，π键不如σ键稳定，但N≡N中的π键比σ键稳定。

5、正四面体的微粒中的键角均为109.5°，但白磷P₄中的键角为60°。

6、共价化合物中一定不存在离子键，但离子化合物中可存在极性键、非极性键或配位键等。

7、元素电负性差值大于1.7的为离子化合物，但差值小于1.7的也可形成离子化合物，如NaH、K_h等。

8、金属元素与非金属元素间一般形成离子化合物，但AlCl₃、BeCl₂等为共价化合物。

9、非金属元素间一般形成共价化合物，但NH₄Cl等铵盐为离子化合物。（新教材有调整）

三、晶体结构方面

1、物质熔化、沸腾、气化时，三类晶体(如金属、离子、原子晶体)均有破坏化学键，但分子晶体仅破坏分子间作用力(范德华力、氢键)。有氢键的分子必有范德华力，二者可以共存，但有范德华力的分子不一定有氢键。

2、形成氢键的物质有反常高的熔沸点，如HF、H₂O、NH₃等。氢键可在分子内形成，也可在分子间形成。氢键有方向性和饱和性。

3、原子晶体的熔沸点不一定比金属晶体高，如Si﹤W等；原子晶体的熔沸点不一定比离子晶体高，如SiO₂﹤MgO；金属晶体的熔沸点不一定比分子晶体高，如Hg﹤S等。

4、分子的稳定性与分子间作用力无关，由共价键强弱决定。

5、晶体分为四种类型，石墨晶体熔点高于金刚石，但不属于原子晶体，属于混合型晶体、过渡型晶体。

6、有金属光泽能导电的单质不一定都是金属，如石墨。

7、晶体中最小重复单元为晶胞(平行六面体)，但许多晶胞可以其他立体形状或平面形状来分析，如六方晶胞、三棱晶胞等。

8、物质中有阴离子必有阳离子，但有阳离子不一定有阴离子，如金属、合金。