【問題1】為什麼原子核外電子排布時，（n-1）d > ns等出現能級交錯現象？
【答】由於電子云的形狀及特點，s電子云為球形，電子云「重心」更趨近原子中心，而d軋道電子云形狀為「∞」，電子云「重心」更趨向離原子中心更遠的位置，從而導致（n-1）d > ns，其它f軋軋道也如此，因此出現能級順序為：ns<……<(n-2)f<(n-1)d<np。
【問題2】為什麼原子核外電子排布時IA、IIA族三周期以後元素最次外層電子為8，而IIIA—VIIIA，0族元素次外層均為18電子結構？
【答】從問題1可知，由於能級交錯現象，當排到3d能級之前，已經出現4s能級，同理，最外層電子不會超8電子，次外層電子不超18電子，以此類推。
【問題3】為什麼有些金屬有焰色反應，而多數金屬沒有？
【答】焰色反應的實質是在外界能量的作用下，元素原子的電子運動能級的躍遷導致的。當電子從激發態反回到基態時，會以可見光能釋放時便出現了焰色反應的現象。若在不可見光範圍出現時則肉眼是看不見的。如紅外光或紫外光等。因此，由於不同元素原子電子躍遷的能級不同，從而導致產生不同波長能量的釋放，並非不產生發射「光譜」，只是肉眼不可見而已。
【問題4】為什麼IIA族元素第一電離能比同周期IIIA族第一電離能高，同理VA族比同周期VIA族電離能高？
【答】由於IIA族元素價電子構型為ns2，IIIA族元素為ns2np1,IIA族元素電子處於全滿狀態，非常穩定，而IIIA族元素P軋道只有一個電子，不是穩定結構，相反，失去一個電子後處理全空的穩定狀態，因此第一電離能Mg>Al，同理N>O，其它族正常。
【問題5】σ鍵一定比ЛЛ鍵且穩定嗎？為什麼？
【答】若是C原子，C-C,C=C,C≡C中鍵能分別是347.7KJ/mol、615 KJ/mol、812 KJ/mol，因此發現σ鍵一定比Л鍵鍵能大，說明σ鍵更穩定，因此CH2=CH2常溫下便可發生加成，而烷烴常溫下的σ鍵很難斷，穩定。同量從數據分析可知，C≡C與C=C的鍵能差大於C=C與C-C的鍵能差，從而說明由於三鍵的形成使C與C原子之間結構更強，鍵更短，因此C≡C鍵更強，即CH2=CH2比CH≡CH更活潑，與溴水褪色更快，因此並非Л鍵越多分子越不穩定，相反若形成大的離域Л鍵，可能會使分子更穩定，如苯環結構，再如金剛石的沸點不如石墨的高，也是因為石墨中存在大Л鍵，使C-C鍵變得更短，更穩定。
相反，若是N、O原子則恰恰相反，如N-N、N=N、N≡N的鍵能分別是139 KJ/mol、418 KJ/mol、946 KJ/mol，O-O、O=O的鍵能分別是142 KJ/mol、497.3 KJ/mol。從數據不難看出，Л鍵鍵能比σ鍵大！這主要是由於N、O原子半徑較C原子半徑更小，從而形成σ鍵時，Л鍵重疊程度更大，從而Л鍵比σ鍵穩定。同理，N-O、N=O鍵能也分別是176 KJ/mol、607 KJ/mol，因此，σ鍵、Л鍵鍵能大小、穩定性如何，應具體問題具體分析。但平時通常指C原子的成鍵規律，尤其在有機物結構討論中更是如此。
【問題6】同族元素性質往往相似，為什麼CO2形成是的分子晶體，而SiO2形成的是原子晶體？為什麼硝酸為HNO3,而磷酸為H3PO4?為什麼有PCl5而無NF5？
【答】由於原子之間形成Л鍵時原子之間能量應接近或理解為半徑相當，由於Si原子3s3p能量較高，半徑較大，與氧原子很難形成穩定的Л鍵，相反，O與C原子之間由於成鍵電子能級接近，半徑相當，更易形成Л鍵，相反若形成C-O單鍵的原子晶體還是很難的。
由於N原子半徑較小，原子中沒有d軋道，因此不可能形成NO43-,同理，P有d軋道，可以形成SP3d雜化軋道而N不能，因此不可能形成NF5，同理，碳酸為H2CO3，而原矽酸可以是H4SiO4也是如此。
【問題7】為什麼CH4、NH3、H2O、H2S的鍵角逐漸變小？
【答】從以上分子可知，中心原子均是SP3雜化軋道，正常鍵解應為109.28』,但由於N、O、S中心原子上均有孤電子對，且N上一對，O、S上兩對，因此，根據排斥力大小可知，孤電子對之間排斥力大，因此CH4、NH3、H2O的鍵解變不，而H2S中由於S原子半徑大，電子云之間排斥力大，從而使H2S中鍵角更小，幾乎恢復到原來未雜化的90.水平。
【問題8】按共價鍵的性質可知，鍵越短應該越穩定，為什麼F-F、Cl-Cl、Br-Br、I-I的鍵能分別是：157 KJ/mol、242.7 KJ/mol、193.7 KJ/mol152.7 KJ/mol？
【答】按共價鍵的性質可知，共價鍵鍵長越短，共價鍵越強，前提是結構相同且有可比性。在F-F與Cl-Cl中，雖然F-F鍵最短，但由於鍵短，從而導致F原子之間的孤電子對排斥力變大，因此導致F-F反應變弱，如H-H鍵能為436 KJ/mol，鍵短，又無孤電子對，因此鍵能特別大。而Cl、Br、I隨半徑增大，兩原子間孤電子對排斥力變小，鍵能變小主要是由於半徑變大的原因。同樣，C-C鍵能為347.7 KJ/mol，而O-O鍵能為142KJ/mol，O半徑雖然小，但孤電子對排斥反而使鍵能變小。
【問題9】為什麼硫酸(H2SO4)、磷酸（H3PO4）、甘油（CH2OHCHOHCH2OH）都具有很強的吸水性？有關知識還有哪些應用？
【答】由於硫酸中有兩個-OH，磷酸中有三個-OH，甘油中有三個-OH，因此三者分子間都存在很強的氫鍵，因此都具有高沸點，粘稠等性質。且由此可以，此類物質在水中溶解度極大。同理，即使高聚物中若含有許多-OH，即使不能溶解於水中，此類物質往往具有很強的吸水性。如尿不溼[CH2-CHOH]n、纖維素等均屬於吸水性極強的物質。
【問題10】為什麼晶體都具有規則的幾何外形？
【答】由於晶體具有自範性，晶體內部的粒子是有序排列的，因此導致具有規則的幾何外形。不同晶體外形不同，關鍵是晶胞的參數不同，各角度有所差別。
【問題11】晶胞中的配位關係如何？為什麼？
【答】晶體中晶胞的配位關係與微粒之間的半徑比例有關。如下所示：
三配位（平面三球夾一球）：0.155
四配位（四面體心夾一球）：0.225
六配位（八面體心夾一球）：0.414
八配位（正方體心夾一球）0.732
12配位（20面體心夾一球）1.00
在不同離子之間形成離子晶體時配位關係，可能由於陰陽離子半徑比例變化，配位關係也隨之發生變化，同時還與陰陽離子的電荷有關。
【問題12】晶體中粒子配位關係、填隙模型與化學式之間關係運用如何？
【答】一般在四面體中心的配位是4，正方體稜心的配位是6，正方體面心配位是12，若晶胞中比較容易觀察出A周圍B粒子的配位數，即可根據化學式，便可計算出B周圍A粒子的配位數。例如：SiC晶胞中，Si原子周圍有4個C原子形成的四面體結構，從化學式可知，C周圍也一定有4個Si原子；再如：CaF2晶胞中，可直觀發現Ca2+周圍有8個F-離子，根據化學式不難推出F-離子周圍也一定有4個Ca2+,其它晶胞同理。
一般來講，四配位體圍成的縫隙為四面體縫隙，正方體圍成的縫隙為正方體縫隙，六配位圍成的縫隙為八面體縫隙，十二配位圍成的縫隙為二十面體縫隙等等。
【問題13】金屬晶胞中粒子空間利用率與配位數之間關係如何？
【答】金屬晶胞空間利用率是指晶胞中粒子與點的體點立方體總體積的比例。關鍵是晶胞中所含粒子的數目及體積。（例如晶胞稜長為acm的等徑球）
簡單立方：晶胞體積為a3，其中相當於含1個球，由於a=2r，因此可知利用率為52%；
體心立方：晶胞體積為a3，其中相當於含2個球，由於
a=4r，因此可知利用率為68%；
面心立方：晶胞體積為a3，其中相當於含2個球，由於
a=4r，因此可知利用率為74%；
六方晶胞：晶胞體積為a2hsin60，其中相當於含2個球，由於a=2r，
h=
=r,因此可知利用率為74%
【問題14】晶胞稜長、粒子半徑、晶體密度之間關係如何？
【答】以立方晶胞為例，若晶胞的稜長為acm，密度為ρg/cm3，則不同晶胞中關係如下：
晶胞的體V胞=a3，1mol晶胞的體積為V摩 =a3NA,不同晶胞中所含「粒子數」不同，因此1mol晶胞的質量有所不同。（以原子量為M的金屬為例）。
簡單立方：M=ρa3 NA ，晶胞中稜上為兩球相切，即a=2r可以換算；
體心立方：2M=ρa3 NA，晶胞體心球與正方體八個頂點相切，即
a=4r可以換算；
面心立方：4Mρa3 NA，晶胞面心球與正方體面四個頂點相切，即
a=4r可以換算；
六方晶胞：2M=ρa2sin60h NA=ρa2sin60r NA，晶胞體心球與三稜柱六個頂點相切，其中另一個三稜柱中無心，即a=2r 、h=
r可以換算；
【問題15】晶胞熔沸點與晶體結構的關係如何？影響因素如何？
【答】晶體的熔沸點主要與晶體中粒子之間的作用力有關！但不同晶體之中影響作用力因素
還原分子晶體中的分子量、極性以及原子晶體中半徑、離子晶體的離子電荷與半徑、金屬晶體中離子電荷與原子半徑有關。總之，分子晶體的作用力與分子量與極性有關，鍵力的主要與原子半徑與電荷有關。一般可以用近似公式計算。
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