部分元素核电荷数、名称及其符号
1氢H 2氦He 3锂Li 4铍Be 5硼B
6碳C 7氮N 8氧O 9氟F 10氖Ne
11钠Na 12镁Mg 13铝Al 14硅Si 15磷P
16硫S 17氯Cl 18氩Ar 19钾K 20钙Ca
21钪(kàng) Sc 22钛Ti 23钒(fán) V 24铬(gè) Cr 25锰Mn
26铁Fe 27钴(gǔ) Co 28镍(niè) Ni 29铜Cu 30锌Zn
31镓(jiā) Ga 32锗(zhě) Ge 33砷(shēn) As 34硒Se 35溴Br
36氪Kr
47银Ag 50锡Sn 53碘I 56钡Ba 74钨W
79金Au 80汞Hg 82铅Pb
第一主族：锂钠钾铷(Rb)铯(Cs)钫(Fr).
稀有气体：氦氖氩氪氙(Xe)氡(Rn).
部分元素常见化合价
钾 钠 银 氢 +1价 氟 氯 溴 碘 -1价 钙 镁 钡 锌 +2价
1 2铜 2 3铁 2 4碳 -2氧 3铝
4硅 5磷 4 7锰 -2 4 6硫 -3 5氮
原子团
氢氧根离子 OH- -1
硫酸根离子 SO42- -2
硝酸根离子 NO3- -1
碳酸根离子 CO32- -2
碳酸氢根离子 HCO3- -1
铵根离子 NH4+ +1
氯酸根离子 ClO3- -1
锰酸根离子 MnO42- -2（Mn显+6价）
高锰酸根离子 MnO4- -1（Mn显+7价）
部分元素相对原子质量(近似值)
H：1 C：12 N：14 O：16 S：32
He：4 F：19 Na：23 Al：27 Ca：40
其他
α:关于微粒半径比较
(1) 电子层数越多，半径越大。如：K>Na
(2) 电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数越多，半径越小。如：S2->Cl->K+>Ca2+
(3) 核电荷数相同时，比较电子数，电子越多半径越大。如：Cl->Cl
β:原子轨道排布
(1) 第一层：K 第二层：L 第三层：M (后续三层NOP)
(2) S能级的有一条原子轨道(球形对称)。
(3) P能级的原子轨道是纺锤形的,每个P能级有3个原子轨道,它们相互垂直,分别以Px，Py，PZ表示。
(4) d能级的原子轨道有5个。 (一条轨道2个电子)
(5)电子排布式：如Ca。K层最多排2个电子，表示为1S2；L层最多排8个电子，表示为2S22P6；M层最多排8个电子，表示为3S23P6。故电子排布式为1S22S22P63S23P6。
(6) 原子轨道是指一定能级上的电子,在核外空间运动的一个空间区域.
(7) 泡利原理（能量最低原理）：S、p、d、f能级分别有1、3、5、7个轨道，每个轨道最多能容纳的电子数为2个，且自旋方向相反。
(8) 举例说明洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是首先单独占一个轨道（即分占不同的轨道），而且自旋方向相同。洪特规则的第二条：当一个能级上的电子填充达到全充满，半充满或全空时是一种稳定状态，使得体系的能量较低。
(9) 钠的电子排布式可写成[Ne]3S1。因为前两层1S22S22P6电子数相加正好为Ne的原子序数。
γ:关于第一电离能
(1) 定义:气态(基态)原子失去(第)一个电子形成+1价气态阴离子所需的最低能量叫做元素的第一电离能，符号为I1，单位是KJ·mol-1。(1mol=6.02*1023个电子)
(2) 第一电离能越小，原子越容易失去电子；第一电离能越大，原子越不容易失去电子，金属性越弱；第一电离能反映了原子失去一个电子的难易程度；原子越稳定，电离能越大。
(3) 类似的，还有第二电离能(从+1价气态阳离子再失一个电子所需要的能量，符号I2)，I3，I4等。
(4) 第一电离能的周期性逆变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
(5) 规律一：同主族元素第一电离能从上到下逐渐减小。原因：同主族元素从上到下，随核电荷数增大，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐减小，原子失电子能力逐渐增大，第一电离能逐渐减小。
(6) 规律二：同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势。原因：同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减小，第一电离能有逐渐增大的趋势。
(7) 铍的第一电离能比硼大，氮的第一电离能比氧大。
特殊： I1（Be）>I1（B），I1（N）>I1（O）
I1（Mg）>I1（Al），I1（P）>I1（S）
Be 的外围电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1。
N的价电子排布2s22p3为半充满状态，比O的2s22p4 稳定，所以第一电离能比较大。
ⅡA > ⅢA ⅤA > ⅥA
ns2 ns2np1 ns2np3 ns2np4
(8) 规律三：同一周期第一电离能最小的是碱金属元素，最大的是稀有气体元素。原因：碱金属元素核外电子排布为ns1，同周期中（除稀有气体）原子半径最大，易失去一个电子，形成稳定结构，因此第一电离能在同周期中最小。稀有气体最外层电子排布为ns2np6，已达稳定结构，难以失电子，因此第一电离能在同周期中最大。
(9) 影响电离能大小的因素：
1、原子核对核外电子的引力。原子核吸引电子能力越强，I1越大。反之越小。
2、原子达到稳定结构的趋势原子外围电子排布达到半满、全满或全空能量较低较稳定。I1反常， I1数值较大。
(10) 电离能的应用：
1、判断金属性强弱。
2、判断元素的主要化合价。
3、证明原子核外电子是分层排布的。
δ:化学式的意义
设A1是一个化学式(用元素符号和数字表示物质的式子)。
(1) 若A表示一种非金属元素（非稀有气体），那么A表示：A元素；一个A原子。例：H表示一个氢原子和氢元素。
(2) 若A表示一种金属或稀有气体，那么A表示：A元素；一个A原子；A物质。例：Fe表示铁元素，一个铁原子和铁物质。
(3) 5Cl只能表示5个氯原子；5Cl2只能表示5个氯分子。
(4) H2O表示：1、水这种物质。2、一个水分子。3、水是由氢元素和氧元素组成的。4、表示一个水分子是由一个氧原子和两个氢原子构成的。
(5) 2H+表示两个氢离子。
ε:化学键
(1) 通常把分子或晶体中，相邻原子（或离子）间强烈的相互作用称为化学键。
(2) 化学键分类：按原子之间相互作用的方式和强度不同，将化学键又分为离子键、共价键和金属键。
(3) 像氯化钠这样阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫离子键。成键粒子：阴、阳离子。成键性质：静电作用。含有离子键的化合物就是离子化合物。
(4) 形成离子键的条件：
1、活泼的金属元素（IA，IIA）和活泼的非金属元素（VIA，VIIA）之间的化合物。
2、活泼的金属元素和酸根离子形成的盐酸根离子：SO42-、NO3-、Cl-等。
3、铵根离子和酸根离子（或活泼非金属元素）形成的盐。把NH4+看作是活泼的金属阳离子。
(5) 共价键定义：原子间通过共用电子对形成的相互作用。含有共价键的化合物就是共价化合物。
(6) 共价键表示式：
1、电子式
i) HCl的电子式
. .
H:Cl:
. .
ii) Cl2的电子式
.. . .
:Cl:Cl:
.. . .
-
结构式：用一根短线表示一对共用电子，其他电子一律省去。
如:H-Cl Cl-Cl.
(7) 共价键的分类。共价键分为非极性共价键和极性共价键。
1、非极性共价键：相同元素原子之间形成的共价键。如H2、O2分子中的共价键就是非极性键。
2、极性共价键：不同元素原子之间形成的共价键，成键原子的电负性不相等，共用电子对会偏向，这种叫做极性共价键，简称极性键。如HCl、H2O。
ζ:杂
(1)静电作用形成化合物。
(2) 元素的化学性质主要决定于原子的最外层电子数。
(3) H是指所有构成它的原子的原子核中有一个质子的物质。
(4) 地球上含量前五元素：O,Si,Al,Fe,Ca；人体当中含量前四元素：O,C,H,N.
(5) 有机物：含C，有活性。
(6) 相对原子质量=m碳原子/12。(取原子核中有6个质子和6个中子的碳原子)
(7) 带负电的离子叫阴离子。如Cl﹣、OH-、CO32-、SO42-；带正电的离子叫阳离子。如Na﹢、Mg2+、Fe2+。