(1)原子外層的構型
原來它由兩部分組成:原子核和核外電子。原子核包括不帶電的中子和帶正電的質子，原子核外的電子處於雲霧狀的“電子雲”中，彌漫在原子核周圍的空間。核外電子的排列或“電子雲”的結構由n、l、m、ms四個量子數決定(White，2005)。主量子數n的值是1，2，3...對應的“殼”名有K殼、I殼、M殼、N殼、O殼、P殼...主量子數的值越高，電子的軌道能級越高，電子的能量越高，離原子核越遠。角量子數L的能量與軌道中旋轉的電子的總角動量和軌道形狀有關，取值為0，1，2，3，5 … n-1，其相關符號為S，P，D，F，G …磁量子數M表示軌道角動量相對於某些固定方向是如何取向的，大致代表了空間中電子雲的最大值。自旋量子數ms為-1/2或+1/2，取決於電子的自旋方向。對於量子數為n、l和m的每個空間軌道，通常可以容納兩個自旋方向相反的電子(廖立兵，2000)。電子在原子中原子核外的運動(或“排列”)必須遵守四個量子數條件和兩個基本原理:泡利不相容原理和最小能量原理(廖立兵，2000；懷特，2005年).在上述條件和原理的基礎上，圖3.1給出了元素周期表和元素核外最外層電子“層”的構型(White，2005)。
圖3.1元素周期表及元素核外最外層電子“層”的構型。
(引自懷特，2005年)
(2)離子勢、電子親和力和電負性
由於原子核對最外層電子的結合力較弱，能量較高，所以它們相互作用時可能參與成鍵。離子勢、電子親和勢和電負性壹般用來表征成鍵中元素原子的性質。其中，離子勢用來表征元素原子失去最外層電子的電位，如:
Na→Na++e- (3.1)
圖3.2顯示了元素的第壹離子電勢(White，2005)。
離子電勢越小，越容易失去電子。元素的金屬性越強，離子勢越低，越容易失去電子變成陽離子。
電子親和力可以用來表征元素原子獲取電子的能力；
F+e–→F –( 3.2)
元素的電子親和力越大，非金屬越強，越容易獲得電子，成為陰離子(圖3.3)。
圖3.2元素周期和第壹離子電勢
(引自懷特，2005年)
圖3.3元素的電子親和能
(引自De Leon，2008)
電負性用於表征元素在成鍵過程中吸引電子的能力(圖3.4)。
(3)離子半徑
根據傳統的晶體化學，晶體是壹種含有大量微觀物質(原子、離子、分子等)的物質。)按照壹定的規則排列成有序的結構，原子或離子被認為是某種剛性球體。圖3.5是懷特(2005)給出的離子半徑相對大小示意圖。多年來，離子具有壹定大小和可加性的概念已經滲透到地球化學的各個方面。在離子主導的元素和離子鍵體系(離子晶體、熔體和水溶液)中，成功地解釋了離子的行為和組構現象，如晶體中原子的最密堆積原理、配位多面體結構、離子間的類質同象和膠體對離子的吸附規律等。
圖3.4元素的電負性
(引自懷特，2005年)
圖3.5元素離子半徑
(引自懷特，2005年)