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元素周期律一、元素性质呈周期性变化子，随原子序数的递增、最外层电子数由1递增到8]。
随原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。
[核外电子层数相同的原子，随原子序数的递增、原子半径递减（稀有气体突增）]。
元素的化合价随着原子序数的递增而起着周期性变化。
[主要化合价：正价+1→+7；负价－4→－1，稀有气体为零价]。
元素周期律元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
说明：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
周期性变化不是机械重复，而是在不同层次上的重复。
稀有气体原子半径突然变大是同稀有气体原子半径测量方法与其它原子半径的测量方法不同。
O、F没有正化合价是因为它们非金属性强。
例题下列各组元素中，按原子半径依次增大顺序排列的是：A、Na、 Mg、 AlB、Cl、 S、 PC、Be、N、 FD、Cl、 Br、 I解析：Na、Mg、Al核外电子层数相同，核电荷数依次增大，原子半径依次减小，所以A 错误则B正确，Be、N、F无规律比较，最外层电子数相同时随核外电子层数的增大、原子半径依次增大，所以D正确。
答案：B、D。
二、几种量的关系(1)最外层电子数=最高正化合价(2)|最低负化合价|+最高正化合价=8例2、元素R 的最高价含氧酸的化学式为H n RO 2n －2，则在气态氢化物中R 元素的化合价为多少？解析：由H n RO 2n －2知R 的最高价为+(3n －4)，R 在气态氢化物中为负价：－[8－(3n －4)]=－12+3n 。
三、两性氧化物和两性氢氧化物 (1)两性氧化物：既能与酸起反应生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物。
例：A12O 3A12O 3+6HCl=2AlCl 3+3H 2O A12O 3+2NaOH=2NaAlO 2+H 2O(2)两性氢氧化物：既能跟酸起反应，又能跟碱起反应的氢氧化物。
例：Al(OH)3， 2Al(OH)3+3H 2SO 4=Al 2(SO 4)3+6H 2O A1(OH)3+NaOH ＝NaAlO 2+2H 2O 四、重点、难点突破2．微粒半径大小比较中的规律 (1)同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左至右渐小(稀有气体元素除外) 如：Na>Mg>Al>Si ；Na +>Mg 2+>Al 3+。
高一化学元素周期律知识点归纳高一的化学学习十分重要，高一的化学知识掌握情况将会直接影响以后高年级的化学学习，其中化学元素周期律是一个最基础的知识点。
下面是店铺为大家整理的高一化学必备的知识，希望对大家有用! 高一化学元素周期律知识1.原子结构所有的元素的原子核都由质子和中子构成。
正例：612C、613C、614C三原子质子数相同都是6，中子数不同，分别为6、7、8.反例：只有氕(11H)原子中没有中子，中子数为0。
2.所以原子的中子数都大于质子数正例：613C 、614C 、13H 等大多数原子的中子数大于质子数。
绝大多数元素的相对原子质量(近似等于质子数与中子数之和)都大于质子数的2倍。
反例1.氕(11H)没有中子，中子数小于质子数。
2.氘(11H)、氦(24He)、硼(510B)、碳(612C)、氮(714N)、氧(816O)、氖(1020Ne)、镁(1224Mg)、硅(1428Si)、硫(1632S)、钙3.具有相同质子数的微粒一定属于同一种元素正例：正例：同一元素的不同微粒质子数相同：H+ 、H- 、H等。
反例1：不同的中性分子可以质子数相同，如：Ne、HF、H2O、NH3、CH4 。
反例2：不同的阳离子可以质子数相同，如：Na+、H3O+、NH4+ 。
反例3：不同的阴离子可以质子数相同，如：NH4+ 、OH-和F-、Cl和HS。
4.电子云氢原子电子云图中，一个小黑点就表示有一个电子。
含义纠错：小黑点只表示电子在核外该处空间出现的机会。
5.元素周期律元素周期律是指元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化的规律。
概念纠错：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
6.元素周期律难失电子的元素一定得电子能力强。
概念纠错：反例1：稀有气体元素很少与其它元素反应，即便和氟气反应也生成共价化合物，不会失电子，得电子能力也不强。
反例2：IVA的非金属元素，既不容易失电子，也不容易得电子，主要形成共价化合物，也不会得失电子。
高一化学必背元素知识点化学是一门研究物质的科学，而元素则是组成物质的基本单位。
在高中化学学习中，必须掌握一些重要的元素知识点，下面将为大家介绍一些高一化学必背的元素知识点。
一、主要元素的原子结构和周期性规律1. 氢元素（H）- 原子序数：1- 原子结构：质子数为1，电子数为1- 周期性规律：位于元素周期表的第1周期和第1组，是唯一的非金属元素2. 氦元素（He）- 原子序数：2- 原子结构：质子数为2，电子数为2- 周期性规律：位于元素周期表的第1周期和第18组，在填充电子壳层时遵循“2-8-8”规律3. 锂元素（Li）- 原子序数：3- 原子结构：质子数为3，电子数为3- 周期性规律：位于元素周期表的第2周期和第1组，是一种活泼的金属元素4. 氧元素（O）- 原子序数：8- 原子结构：质子数为8，电子数为8- 周期性规律：位于元素周期表的第2周期和第16组，在填充电子壳层时也遵循“2-8-8”规律5. 氮元素（N）- 原子序数：7- 原子结构：质子数为7，电子数为7- 周期性规律：位于元素周期表的第2周期和第15组，是一种非金属元素二、主要元素的性质和用途1. 金属元素金属元素具有良好的导电性、热传导性、延展性和韧性等特点。
常见的金属元素包括铁、铜、锌、铝等。
它们在日常生活和工业生产中有广泛的应用，如铁用于制作建筑和机械设备，铜用于导电导热和制作电线，锌用于防腐和制作电池等。
2. 非金属元素非金属元素的导电性、热传导性和延展性较差，常见的非金属元素包括氧、氮、碳、氢等。
它们在环境保护、生物化学和制药等领域发挥重要作用，如氧气用于呼吸和维持生物体代谢，氮气用于保鲜食品和制造氨等。
三、主要元素的离子和化合价1. 离子离子是带有电荷的原子或分子。
金属元素通常失去电子形成阳离子，而非金属元素通常获得电子形成阴离子。
例如，氯离子（Cl-）是氯原子接受了一个电子而形成的。
2. 化合价化合价是指元素在化合物中的相对价值。
高一化学知识点元素周期律元素周期律是化学中最重要的基础知识之一、它是指将元素按照一定规律排列起来的周期表，其中包括元素的周期性变化和周期规律。
元素周期律的发现和建立对于化学科学的发展具有划时代的意义。
下面将介绍元素周期律的发现和基本原理，以及与元素周期律相关的知识点。
元素周期律的发现和建立可以追溯到19世纪初。
当时，科学家们正在发现和研究新的元素。
德国化学家多贝林提出了"三元素周期律"，即将元素按照质量递增的顺序排列，发现其中一种元素的性质和前一个元素有相似之处，这就是元素周期律的最初雏形。
然而，多贝林的"三元素周期律"存在一些缺陷，无法解释一些元素的性质。
直到俄国化学家门捷列夫在1869年提出了现代元素周期律。
门捷列夫将元素按照质量递增的顺序排列，并将他们放在一个周期表中，同时发现了元素周期表中的周期性规律。
元素周期律中的一些重要概念包括周期、族、周期表和周期性规律。
周期是指周期表中的横行，从左到右一共有七个周期。
族是指周期表中的竖列，从上到下一共有十八个族。
周期表将元素按照周期和族的顺序排列，元素周期律的基本原则是：元素的性质和它们的原子结构有关，而原子结构的规律与元素周期表中的元素顺序相关。
元素周期表中的周期性规律主要有电子结构、原子半径、电离能和电负性。
电子结构是指元素原子中电子的分布情况，决定了元素的化学性质。
原子半径是指元素原子的大小，原子半径在周期表中有一定的规律，一般来说，原子半径随周期数增加而减小，随族数增加而增大。
电离能是指从一个原子中去掉一个电子所需的能量，电离能在周期表中也有一定的规律，一般来说，电离能随周期数增加而增大。
电负性是指原子吸引和结合电子的能力，电负性在周期表中也有一定的规律，一般来说，电负性随周期数增加而增大。
元素周期律的应用非常广泛。
它可以用来预测元素的性质和化学反应的发生方式。
通过对周期表的研究，科学家们可以发现新的元素并研究它们的特性。
高一化学元素周期律知识点元素周期律是化学中重要的基础知识，它是按照原子核的电子结构和化学性质等规律性的变化，将元素有序地排列在一起的表格，可以为我们理解和记忆元素的性质提供便利。
下面将介绍高一化学中与元素周期律相关的几个重要知识点。
一、元素周期表的组成元素周期表是按照原子序数从小到大将元素排列在一起的表格。
它由横向的周期和纵向的族组成。
周期代表着元素原子核外层电子的能级，而族代表着元素原子核外层电子的数量。
二、元素周期表的周期规律1. 周期规律：元素周期表的横向周期呈现出一些规律性变化。
原子半径随周期增加而减小，电离能、电负性和原子的氧化态也呈现出周期性变化。
这些规律的存在，使我们能够根据元素在周期表中的位置推测其性质。
2. 原子半径的变化：从左到右，原子半径逐渐减小，原因是电子层不断填充，核电荷也逐渐增加，吸引外层电子的能力增强；从上到下，原子半径逐渐增大，原因是电子层增加，外层电子与原子核的吸引力减小。
3. 电离能的变化：从左到右，原子的电离能逐渐增加，即元素更难失去电子形成正离子；从上到下，原子的电离能逐渐减小，即元素较容易失去电子。
4. 电负性的变化：从左到右，原子的电负性逐渐增加，即元素更容易接受电子形成负离子；从上到下，原子的电负性逐渐降低，即元素较不容易接受电子。
三、元素周期表中的主要族元素周期表中的主要族包括：1. 碱金属族：位于周期表的第一组，具有非常活泼的金属性质，易与氧气和水反应。
2. 碱土金属族：位于周期表的第二组，比碱金属更活泼，但比较稳定。
3. 铁系过渡族：位于周期表中间，具有良好的导电性、机械性能和催化性能。
4. 卤素族：位于周期表的第七组，非常活泼，常以阴离子形式存在。
5. 惰性气体：位于周期表的第八组，具有极低的反应性，稳定性极高。
四、元素周期表的应用元素周期表的应用十分广泛，主要包括以下几个方面：1. 元素性质预测：根据元素在周期表中的位置，可以预测其一些基本性质，如电子亲和力、电离能等。
高一化学下册知识点一、元素周期表与元素周期律。
1. 元素周期表的结构。
- 周期：具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一系列元素，称为一个周期。
周期数 = 电子层数。
短周期（第1、2、3周期），长周期（第4、5、6周期），不完全周期（第7周期）。
- 族：把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成的纵行。
主族（A族），副族（B族），Ⅷ族，0族。
主族序数=最外层电子数。
2. 元素周期律。
- 原子半径：同周期从左到右原子半径逐渐减小（稀有气体除外）；同主族从上到下原子半径逐渐增大。
- 化合价：最高正化合价 = 主族序数（O、F除外），最低负化合价=主族序数 - 8。
- 金属性和非金属性：- 金属性强弱判断：单质与水或酸反应置换出氢的难易程度；最高价氧化物的水化物（氢氧化物）的碱性强弱。
同周期从左到右金属性逐渐减弱，同主族从上到下金属性逐渐增强。
- 非金属性强弱判断：单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物的水化物的酸性强弱。
同周期从左到右非金属性逐渐增强，同主族从上到下非金属性逐渐减弱。
二、化学键。
1. 离子键。
- 定义：阴阳离子之间通过静电作用形成的化学键。
- 形成条件：活泼金属（如第ⅠA、ⅡA族金属）与活泼非金属（如第ⅥA、ⅦA族非金属）之间。
- 离子化合物：由离子键构成的化合物，如NaCl、K2SO4等。
2. 共价键。
- 定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。
- 共价化合物：只含有共价键的化合物，如HCl、H2O等。
- 共价键的分类：- 极性共价键：不同种原子之间形成的共价键，共用电子对发生偏移，如HCl中的H - Cl键。
- 非极性共价键：同种原子之间形成的共价键，共用电子对不发生偏移，如H2中的H - H键。
三、化学反应与能量。
1. 化学能与热能。
- 化学键与化学反应中能量变化的关系：断裂化学键吸收能量，形成化学键放出能量。
当反应物的总能量大于生成物的总能量时，反应放热；当反应物的总能量小于生成物的总能量时，反应吸热。
高一化学元素周期律知识点总结
一、什么是元素周期律
元素周期律是第二大械分类法，是按元素原子序数重复排列的律性现象，指某一行或列元素的元素性质呈现的一定的重复性的械种规律，
称为元素周期律，也叫周期性规律。
二、元素周期律的规律
1、元素周期律的原理：元素周期律主要是元素原子内最外层能够电子
数从上到自然相对次序逐次增加，以及同一属中原子半径逐次减小的
原理来探索它的规律。
2、外层电子数增加：当元素原子往右移动时，同一行原子最外层电子
数都会逐次增加，因此，任何排在这一行中的元素都有着增加的趋势，所以同一行的元素的性质也会增强。
3、原子半径减小：当元素原子往下移动时，同一型的元素原子半径也
会逐次减小，这样一来，任何排在这一列的元素都有着强化的趋势，
所以同一列的元素的性质也会减弱。
4、周期性影响：由于元素周期性律的存在，元素离子们根据原子序数
进行排列，一旦发生反应，也会随着周期的变化而产生相似的反应。
三、元素周期律的应用
1、用于确定物质性质：可以根据元素周期律确定某一种物质的性质，
进而了解其用途。
2、预测物质的反应：当物质发生反应时，可以根据元素周期律来分析
两种反应物的性质，从而预测出反应产物及用量。
3、为药物研发提供理论指导：有了元素周期律，可以根据元素周期性
律来设计合适的生物活性物质，为抗癌药物的研发提供理论指导。
四、总结
元素周期律是一种元素性质呈一定的重复性规律的现象，是金属和非
金属材料分类的基础，用于预测物质反应，同时也可以指导药物开发。
对于高中生来说，元素周期律是一个有趣而重要的课题，所以要把它
牢记在心，加深理解。
象对市爱好阳光实验学校高一化学元素周期律【本讲主要内容】元素周期律复习元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。
氧化物和氢氧化物的概念。
认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。
原子核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律是此内容的。
【知识掌握】【知识点精析】一. 变化规律1. 核外电子排布的周期性变化随着原子序数的递增，元素原子的最外电子层上的电子数目从1到7〔H、He除外〕，到达稀有气体元素原子的稳结构，然后又呈周期性变化。
2. 原子半径的周期性变化每隔一数目的元素，随着原子序数的递增，元素的原子半径逐渐减小〔稀有气体的原子除外〕，然后又呈周期性变化。
3. 主要化合价的周期性变化随着原子序数的递增，元素的主要化合价从＋1到＋7〔O、F不显正价〕，经过稀有气体，然后又呈周期性变化。
负价从－4到－1，但随着原子序数的递增，非金属元素的种类也在变化，故变化较复杂。
二. 元素性质的内涵1. 原子半径是元素化学性质〔金属性和非金属性〕的主要决因素，而元素化合价又决于元素原子的最外层电子的排布情况，以及在化学变化过程中，元素得失电子的情况。
所以，元素性质的周期性变化，在实际用上就是元素化学性质的周期性变化。
2. 元素原子半径和主要化合价的变化，其实质是由于原子核外电子排布的周期性变化所引起的。
具体关系如下：三. 比拟金属性、非金属性强弱的判据1. 金属性强弱的判据〔1〕单质跟水或酸置换出氢的难易程度〔或反的剧烈程度〕。
反越易，说明其金属性就越强。
〔2〕最高价氧化物对水化物的碱性强弱。
碱性越强，说明其金属性也就越强，反之那么弱。
〔3〕金属间的置换反。
依据氧化复原反的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙，说明甲的金属性比乙强。
〔4〕金属活动顺序表需要指出的是，金属性是指金属气态原子失去电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序根本一致，仅极少数例外。
〔5〕金属阳离子氧化性的强弱。
阳离子的氧化性越强，对金属的金属性就越弱。
2. 非金属性强弱的判据〔1〕单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳性。
越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳，氢化物的复原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。
〔2〕最高价氧化物对水化物酸性的强弱。
酸性越强，说明其非金属性越强。
〔3〕非金属单质间的置换反。
如：Cl2+2KI====2KCl+I2，说明氯的非金属性比碘强。
〔4〕元素的原子对阴离子的复原性。
复原性越强，元素的非金属性就越弱。
四. 金属性、非金属性和氧化性、复原性的关系金属性和非金属性讨论的对象是元素，它是一个广义的概念，元素的金属性和非金属性具体表现为该元素的单质或特化合物的性质。
元素金属性强弱可从元素的单质跟水或酸起反置换出氢的难易，或元素最高价氧化物的水化物碱性强弱来判断；元素的非金属性强弱那么从元素最高价氧化物的水化物酸性强弱，或从跟氢气生成气态氢化物的难易及稳性来判断，它不受外界条件影响。
氧化性和复原性讨论的对象是具体物质或某物质中的特粒子，它是一个的概念，物质的氧化性和复原性具体表现在该物质中某元素得失电子的能力。
物质的氧化性和复原性强弱可以从氧化复原反或金属活动性顺序表来判断，同时受温度、浓度及酸碱性的影响。
一般情况下，元素的金属性强，元素的原子失电子能力强，单质的复原性强，其阳离子氧化性弱；元素的非金属性强，元素的原子得电子能力强，单质的氧化性强，其阴离子复原性弱。
五. 粒子半径大小比拟的规律粒子半径主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决。
1. 同种元素的粒子半径比拟〔1〕阳离子半径小于相原子半径。
如：r〔Na+〕＜r〔Na〕〔2〕阴离子半径大于相原子半径。
如：r(Cl－)>r(Cl)〔3〕同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。
如：r(Fe2+)>r(Fe3+)2. 不同元素的粒子半径比拟〔1〕具有相同电子层数而原子序数不同的原子，其半径大小的比拟规律是，原子序数越大，半径越小〔稀有气体例外〕。
如：r〔Na〕＞r〔Mg〕＞r〔Al〕＞r〔S〕＞r〔Cl〕〔2〕像卤素、碱金属最外层电子数相同而电子层数不同的原子〔限主族〕，其半径大小的比拟规律是，电子层数越多，原子半径越大；其同价态的离子半径大小也如此。
如：r〔F〕＜r〔Cl〕＜r〔Br〕＜r〔I〕r〔Li〕＜r〔Na〕＜r〔K〕＜r〔Rb〕＜r〔Cs〕r〔F－〕＜r〔Cl－〕＜r〔Br－〕＜r〔I－〕r〔Li+〕＜r〔Na+〕＜r〔K+〕＜r〔Rb+〕＜r〔Cs+〕〔3〕电子层结构相同的不同粒子，其半径比拟的规律是，核电荷数越大，半径越小。
如：S2－、Cl－、K+、Ca2+都具有Ar型结构，其粒子半径大小为r〔S2－〕＞r 〔Cl－〕＞r〔K+〕＞r〔Ca2+〕六. 常见元素化合价的一般规律1. 金属元素无负价。
因为金属元素最外层电子数目少，易失去电子变为稳结构，故金属无负价，除零价外，在反中只显正价。
2. 氟无正价，氧无最高正价。
氟、氧得电子能力特别强，尤其是氟元素，只能夺取电子成为稳结构，除零价外，只显负价。
氧只跟氟结合时，才显正价，如在OF2中氧呈+2价。
氧、氟一般没有正价，同学们切记!3. 在1～20号元素中，除O、F外，元素的最高正价于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+｜最低负价｜＝8。
既有正价又有负价的元素一是非金属元素；所有元素都有零价。
同学们对常见元素的常见化合价一要熟知。
4. 除个别元素外〔如氮元素〕，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。
假设原子的最外层电子数为奇数〔m〕，那么元素的正常化合价为一连续的奇数，从+1到+m，假设出现偶数那么为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，例如NO2、NO；假设原子的最外层电子数为偶数〔m〕，那么正常化合价为一连续的偶数，从－2价到+m。
例如：2S-、4S+、6S+。
七. 物质1. 氧化物：既能与酸反生成盐和水，又能与碱反生成盐和水的氧化物。
如：Al2O3、ZnO。
Al2O3+6HCl＝2AlCl3+3H2O Al2O3+2NaOH＝2NaAlO2+H2OAl2O3+6H+＝2Al3++3H2O Al2O3+2OH－＝2AlO2－+H2O2. 氢氧化物：既能跟酸起反，又能跟碱起反的氢氧化物。
如：Al〔OH〕3、Zn〔OH〕2。
AlCl3+3NaOH＝3)(OHAl↓+3NaCl23)(OHAl+3H2SO4＝342)(SOAl+3H2O3)(OHAl+3H+＝Al3++3H2O3)(OH Al +NaOH ＝NaAlO 2+2H 2O 3)(OH Al +OH－＝AlO 2－+2H 2O3. 2)(OH Mg 和3)(OH Al〔1〕2)(OH Mg 是一种难溶的中强碱。
① 已溶的已完全电离2)(OH Mg 〔s 〕====Mg2++2OH －〔实际上是个溶解平衡〕。
2)(OH Mg 水溶液碱性不算太弱，可使酚酞溶液显。
②2)(OH Mg 溶解度在加热时小于MgCO 3，故MgCO 3在水溶液中煮沸可转换成2)(OH Mg ：MgCO 3+H 2O 2)(OH Mg+CO 2↑〔2〕3)(OH Al 是典型的氢氧化物，只溶于强酸和强碱。
〔3〕3)(OH Al 的酸性可按照酸的形式H 3AlO 3理解，而H 3AlO 3不稳，易失水形成HAlO 2，从而在和碱反时生成偏铝酸盐。
【解题方法指导】[例1]〔，3〕以下化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是〔 〕A. LiIB. NaBrC. KClD. CsF解析：在选项中涉及的阳离子全为碱金属元素的离子，其半径大小是r〔Li+〕＜r 〔Na+〕＜r 〔K+〕＜r 〔Cs+〕；涉及的阴离子全为卤素的阴离子，其半径大小是r 〔F －〕＜r 〔Cl －〕＜r 〔Br －〕＜r 〔I －〕。
欲使r 〔阴〕／r 〔阳〕最大，须使r 〔阴〕最大〔Ｉ－〕、r 〔阳〕最小〔Li +〕，故答案为A 。
答案：A点评：粒子的半径大小是粒子性质的一种属性。
此题要求对同主族〔如卤素、碱金属〕元素的同价离子半径的变化规律有较清楚的认识，并掌握其比拟规律。
[例2]〔，5〕以下氧化物按其形成的含氧酸酸性递增排列的顺序是〔 〕A. SiO 2＜CO 2＜SO 3＜P 2O 5B. SiO 2＜CO 2＜P 2O 5＜SO 3C. CO 2＜SiO 2＜P 2O 5＜SO 3D. CO 2＜P 2O 5＜SO 3＜SiO 2解析：因元素的非金属性越强，其最高价氧化物对水化物的酸性就越强，故此题实质是考查Si 、C 、S 、P 的非金属性强弱顺序。
对于Si 、P 、S 属具有相同电子层数的元素，原子序数越大，半径越小，非金属性就越强，而C 与Si 最外层都有4个电子，因Si 比C 多一层电子，故C 的非金属性比Si 强。
再结合硫酸是强酸、磷酸是中强酸，而碳酸是弱酸相关知识，可选出答案为B 。
答案：B点评：此题意在考查常见酸的相对强弱及元素周期律化的知识，设问颖。
[例3] X、Y均为1～18号之间的元素，X、Y可形合物Ｘ2Ｙ和Ｘ2Ｙ2，又知Y的原子序数小于X的原子序数，那么这两种元素的原子序数之和为〔〕A. 19B. 18C. 16D. 9解析：方法一〔联想〕：根据以往知识，符合Ｘ2Ｙ、Ｘ2Ｙ2形式的分子式有Na2O、Na2O2和H2O、H2O2两组，但第二组不符合Y的原子序数小于X的原子序数的条件，而第一组不仅符合，而且选项中有。
方法二〔推理〕：由Ｘ2Y化学式看。
〔1〕X的化合价如为+1价，那么Y为－2价，〔2〕X的化合价如为+2价，那么Y为－4价〔不成立〕，故只有第一种情况可行。
由化合价分析1～18号元素之间具有题设条件的元素，X只可能为Na、Ｙ为O。
应选A。
答案：A点评：对Ｘ2Ｙ2型化合物的联想是作答的突破口，常见有Na2O2、H2O2、C2H2，验证之即可，这也是常用的思维方法之一：抽象问题具体化。
【考点突破】【考点指要】此知识从能力立意出发往往将知识容纳在一起考查知识的迁移能力和综合分析能力。
如题目中给出一种不常见的主族元素或尚未发现的主族元素推测该元素以及化合物所具有的性质。
此知识还往往涉及到多元素推断题，不仅联系元素周期律知识而且联系到单质或化合物的性质、制法知识，使此类题的综合力度增大，难度提高。
常见的元素推断题及解题思路：〔1〕单元素推断题：利用各元素单独的性质特征推断元素。
〔2〕有突破口的多元素推断题：利用题意暗示的突破口与其它条件的关联，顺藤摸瓜各个击破，推断元素。
