人教版（2019）高中化学必修第一册第四章第物质结构元素周期律习题精炼（原卷版）

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人教版（2019）高中化学必修第一册
第四章第三节元素周期律
习题精炼（原卷版）
一、填空
1、原子是由① 和核外电子构成的，在含有多个电子的原子里，电子分别在② 不同的电子层中运动，随着电子层数的增加，电子所具有的能量逐渐③ ；电子总是尽可能先从④ 排起，第一层排满后，再依次填充下一层。
2、元素周期律是指元素的性质随着⑤ 的递增而呈⑥
的变化。主要体现在随着⑦ 的递增，元素原子的⑧ 、原子半径、⑨ 、元素的⑩ 都呈周期性的变化。如第三周期元素（除氩外）从左至右最外层电子数 ，原子半径 ，金属性 ，非金属性 。
思考讨论：元素的金属或非金属性与失去或得到电子数的数目有关吗？
3、元素在周期表中的位置，反映了 和元素性质的相互关系。我们可以根据元素在周期表中的位置推测其 ，也可以根据原子结构推测它在周期表中的 。
4、元素的化合价和元素在周期表中的 有一定关系。一般说来，主族元素最高正化合价等于它所处的 （但 除外，只有 价），非金属元素的最高正化合价和最低负化合价的关系是 。
自我校对：
①原子核 ②能量 ③增多 ④内层 ⑤原子序数 ⑥周期性 ⑦原子序数 ⑧电子层排布 ⑨化合价 ⑩金属性和非金属性 逐渐增加 逐渐减小 逐渐减弱 增强 原子结构 原子结构和性质 位置 位置 族序数 F和O 最低负 二者绝对值之和为8
思考讨论：没有。元素的金属性和非金属性与失去或得到电子的能力有关。

疑难讲练
重难点精讲
1、原子核外电子的排布（★★）
（1）原子核外电子的分层排布
含多个电子的原子，电子分别在不同的电子层中运动，能量低的电子在离核近的区域运动，能量高的电子在离核远的区域运动。核外电子的这种分层运动，又叫核外电子的分层排布。常用n表示电子层序数，n越大表示电子离核越远，能量越高。电子层由里到外也可用K、L、M、N、O、P、Q等字母来表示。
（2）核外电子排布规律
①原子核外电子总是先排能量最低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐渐升高的电子层。即排满了K层才排L层，排满了L层再排M层等。
②原子核外每个电子层最多容纳2n2个电子。
③原子最外层不超过8个电子（K层为最外层不超过2个电子），次外层不超过18个电子（K层为次外层不超过2个电子），倒数第三层不超过32个电子。
注意：上述规律不是孤立的，而是相互联系，相互制约的。
（3）核外电子排布的表示方法
原子结构示意图中圆圈表示原子核，圆圈中的数字表示核电荷数，用弧线表示电子层，弧线上的数字表示该电子层的电子数（如图1-2-1所示）。

图1-2-1 图1-2-2
原子结构示意图中，各层电子数之和与核电荷数相等；如果各层电子数之和与核电荷数不相等，则表示离子结构示意图（如图1-2-2）。若核外电子数小于核电荷数，表示阳离子；反之，核外电子数大于核电荷数，则表示阴离子。
归纳总结：①1~20号元素中与稀有气体原子电子层结构相同的离子。a、与He原子结构相同的离子：H-、Li+、Be2+；b、与Ne原子结构相同的离子：F-、O2-、N3-、Na+、Mg2+、Al3+；c、与Ar原子结构相同的离子：Cl-、S2-、P3-、K+、Ca2+。
②核外电子总数为10个电子的粒子：a、分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4，b、阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+，c、阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。
③核外电子总数为18个电子的粒子：a、阳离子：K+、Ca2+，b、阴离子：Cl-、S2-、P3-、HS-、O22-，c、分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4、C2H6、CH3OH。
2、元素周期律（★★★★）
（1）前三周期元素原子核外电子排布、原子半径和化合价递变规律
原子
序数
电子
层数
最外层
电子数
达稳定结构时
最外层电子数
原子半径变化
最高正化合价或
最低负化合价变化
1~2
1
12
2
——
+10
3~10
2
18
8
0.152nm0.071nm
由大到小
+1+5
—4—10
11~18
3
18
8
0.186nm0.099nm
由大到小
+1+7
—4—10
从上表可以看出，随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，原子最外层电子数重复从1到8，从不稳定结构到稳定结构的变化。电子层数相同的原子，随着核电荷数的逐渐增大，原子半径逐渐减小（稀有气体除外）；最外层电子数相同的元素，电子层数越多，原子半径越大。同周期元素随着核电荷数逐渐增大，最高正价和最低负价都逐渐升高，稀有气体均为0价；同主族元素随核电荷数逐渐增大，最高正价或最低负价相同（个别元素除外）。
可见，随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径和主要化合价都呈现周期性的变化。
（2）元素金属性和非金属性的递变规律
①钠、镁、铝金属性强弱归纳
金属单质
钠（Na）
镁（Mg）
铝（Al）
与水或酸反应
与冷水剧烈反应，放出H2
与冷水反应缓慢，与热水反应较快，放出H2；与酸剧烈反应，放出H2
与酸反应较快，放出H2
最高价氧化物
对应水化物碱性
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
Al(OH)3
弱碱
金属性强弱关系
Na Mg Al
金属性逐渐减弱


②硅、磷、硫、氯的非金属性比较
非金属单质
硅（Si）
磷（P）
硫（S）
氯（Cl）
单质与氢气
反应的条件
高温反应
较高温反应
（磷呈气态）
加热反应
（硫呈气态）
点燃或光照时发生剧烈化合反应
最高价氧化物
对应水化物的酸性
H2SiO3
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
酸性最强含氧酸
非金属性强弱关系
Si P S Cl
非金属性逐渐增强


通过对第三周期元素比较可以看出，随着核电荷数逐渐增大，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同样，其他周期元素也有类似的性质。即随着核电荷数的递增，元素的金属性和非金属性也呈周期性变化。
总结：元素金属性和非金属性强弱的比较方法：
①元素金属性强弱的比较：a、金属单质与水（或酸）反应的难易，反应越剧烈，金属越易失电子，即金属性越强；b、金属最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，碱性越强，金属越易失电子，即金属性越强；c、利用溶液中置换反应比较，较活泼的金属能把较不活泼的金属从溶液中置换出来。
②元素非金属性强弱的比较：a、非金属单质与氢气化合的难易及生成氢化物的稳定性。与氢气越易化合，生成的氢化物越稳定，其非金属越易得电子，非金属性越强；b、非金属元素最高价氧化物对应水化物显酸性，酸性越强则非金属越易得电子，即非金属性越强；c、根据溶液间的置换反应，较活泼的非金属能把较不活泼的非金属从溶液中置换出来。
3、元素周期表和元素周期律的应用（★★★★）
周期表中位置
元素的性质
左右递变性，上下相似递变性
原子结构
a、质子数=原子序数
b、电子层数=周期序数
c、最外层电子数=主族序数
a、最外层电子数=主族最高正价
b、电子层结构、原子半径决定元素原子得
失电子的难易、元素的金属性和非金属性
（1）结构、位置与性质之间的相互关系：










图1-2-3
（2）元素的化合价与在周期表中的位置关系
元素的化合价与原子的电子层结构，特别是与最外层电子数目有密切关系，因此原子的最外层电子，也叫价电子。
①主族元素的最高正化合价=主族族序数=价电子数=最外层电子数。
②主族元素的最低负化合价=最高正化合价—8=最外层电子数—8=原子所能失去或偏移的最外层电子数。即非金属元素的最高正化合价和最低负化合价的绝对值之和等于8。
（3）元素周期表和元素周期律的应用
①元素周期表是学习和研究化学的一种重要工具。根据元素在周期表中的位置，可确定其结构，并预测其可能的性质。根据元素在周期表中的位置，可以比较同族、同周期元素的性质等。
②在元素周期律和周期表的指导下，对元素性质进行系统研究，并为新元素的发展及预测它们的原子结构和性质提供线索。
③指导工农业生产，启发人们在周期表中的一定区域内寻找新的物质。如：在金属与非金属分界线处可以找到硅、锗等半导体材料，含F、Cl、S、P、As等元素在周期表位置相互靠近，常用于制造农药，在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金等。
④在周期表中位置靠近的元素性质相近，在周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途被视为一种相当有效的方法。

类型题探究
类型题一 核外电子排布规律的应用
【例1】今有A、B两种原子，A原子的核外M层比B原子的核外M层少3个电子，B原子的L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍。A和B分别是（ ）
A．Si和Na B．B和He C．Cl和C D．C和Al
【思路点拨】
核外电子排布规律
推出具体元素
根据条件确定每层所排电子数

+6
2
4

2
8
3
+13
【解析】根据条件可知B原子核外有3层，L层为8个电子，则A的L层为4个电子，A为 ，

A的M层电子数为0，则B的M层电子数为3，所以B为 结构，由此确定A和B分别为C

和Al。
【答案】D
【技巧感悟】根据核外电子排布可以确定元素的种类。解答这类问题要根据题中条件转化为核外每层所排电子数目，再根据核外电子总数确定元素种类。同样，也可以根据核外所排电子数和所带电荷数确定离子种类。
【活学活用1】在第n层电子层中，当n为最外层时容纳的电子数最多与n-1层相同，当它为原子的次外层时，其电子数比n+1层最多能多10个电子，则该电子层为（ ）
A．K层 B．L层 C．M层 D．N层
类型题二 微粒半径大小比较
【例2】已知1~18号元素的离子aX3+、bW+、cY2-、dZ-都具有相同的电子层结构。下列关系中正确的是（ ）
A．离子的还原性：Y2-＞Z- B．质子数：c＞b
C．氢化物的稳定性：H2Y＞HZ D．离子半径：aX3+＞bW+
【思路点拨】
在周期表中相互关系
各离子的数据和性质比较
各离子核外电子排布


【解析】四种离子具有相同的电子层结构，即核外电子排布相同，据此可以确定X和W分别位于同一周期的第IIIA族和第IA族，金属性W＞X，Y和Z位于上一周期的第VIA族和第VIIA族，即质子数a＞b＞d＞c，非金属性Z＞Y，即离子的还原性Y2-＞Z-，氢化物的稳定性HZ＞H2Y；由于a＞b，故离子半径bW+＞aX3+。
【答案】A
【规律总结】微粒半径大小比较方法
①同周期元素（稀有气体除外）随核电荷数增加，原子半径逐渐减小；如r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Cl)。
②同族元素原子半径或离子半径自上而下逐渐增大；如r(K)＞r(Na)＞r(Li)，r(I-)＞r(Br-)＞r(Cl-)＞r(F-)。
③核外电子排布相同的离子半径，随核电荷数的增加而减小；如r(S2-)＞r(Cl-)＞r(K-)＞r(Ca2+)。
④同一元素的不同微粒，核外电子数越多，粒子半径越大，如r(Na+)＞r(Na)，r(Fe)＞r(Fe2+)＞r(Fe3+)。
⑤比较不同周期、不同主族元素原子半径时，要找到参照元素推理比较。如比较K和Mg的原子半径，可以找Na原子比较，由于r(K)＞r(Na)、r(Na)＞r(Mg)，故r(K)＞r(Mg)。
【活学活用2】下列各组性质比较中，正确的是（ ）
A．原子半径Na < Mg C．碱性NaOH > KOH > Mg(OH)2 D．酸性HClO4>H2SO4 > H3PO4
类型题三 元素金属性和非金属性的比较
【例3】X、Y是元素周期表中VIIA族的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是（ ）
A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数多
B．X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性弱
C．X的氢化物比Y的氢化物稳定 D．Y的单质能从NaX溶液中置换中X的单质来
【思路点拨】
元素周期表
第VIIA族元素
比较非金属性的依据
做出判断


【解析】可以根据非金属元素与H2化合的难易或最高价氧化物水化物酸性强弱比较非金属性强弱。氢化物越稳定说明非金属性越强，即C正确；二者同主族，电子层数越多非金属性越弱，非金属性强的元素能将非金属性弱的元素从溶液中置换出来，根据A、B、D可以判断非金属性Y＞X。
【答案】C
【误区警示】元素的金属性和非金属性与原子失去电子或得到电子的能力有关，和失去电子或得到电子的数目无关，即不能根据失去或得到的电子数目判断元素的金属性和非金属性。

【活学活用3】图1-2-4为元素周期表中短周期的一部分。那么下列有关判断中正确的是（ ）
A．最高价含氧酸的酸性：HYO4>HMO4>H2ZO4
B．离子半径：M->Z2->Y-
C．得电子能力：Y>M>Z
D．与氢气化合的难易：X>Y>M>Z 图1-2-4
类型题四 对元素周期表中位构性关系的理解
【例4】元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是（ ）
A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性
B．第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数
C．短周期元素形成离子后，最外层都达到8电子稳定结构
D．同一主族的元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同
【思路点拨】
元素在周期表中位置
化合价关系
原子结构与性质


【解析】处在金属元素和非金属元素分界线附近的元素，一般说来，既有金属性，又有非金属性；元素的最高正价等于最外层电子数等于主族序数；短周期元素形成离子后，最外层达到8电子或2电子的稳定结构；同一主族元素原子最外层电子数相同，化学性质相似，但不一定完全相同，如第IA族，H和碱金属元素的化学性质不同。
【答案】B
【名师解读】根据元素在周期表中的位置，可以画出原子结构示意图，根据最外层电子数和已掌握的同族元素或同周期元素的性质，可以推测未知其他元素的性质，但推测时要辩证认识元素周期律的特殊性。①同族元素性质相似，但第IA族H特殊；②同主族化合价相同，注意F、O仅有负价，无正价；③0族只有He最外层电子数为2，其他均为8；④短周期元素形成离子后，最外层电子数不一定都是8，可能是2，如Li、Be等。
【活学活用4】门捷列夫在描述元素周期表时，许多元素尚未发现，但他为第四周期三种元素留下了空位，并对它们的一些性质做了预测，X是其中的一种“类硅”元素，后来被德国化学家文克勒发现，并证实门捷列夫当时的预测相当准确。根据元素周期律，下列有关X性质的描述中错误的是（ ）
A．X单质不易与水反应 B．XO2可被碳或氢还原为X
C．XCl4的沸点比SiCl4的高 D．XH4的稳定性比SiH4的高
类型题五 元素周期表和元素周期律的综合应用
【例5】下表为元素周期表的一部分，请回答有关问题：

IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
0
2




①

②

3

③
④
⑤

⑥
⑦
⑧
4
⑨





⑩

（1）⑤和⑧的元素符号是 和 ；
（2）表中最活泼的金属是 ，非金属最强的元素是 （填写元素符号）
（3）表中能形成两性氢氧化物的元素是 ，分别写出该元素的氢氧化物与⑥、⑨最高价氧化物的水化物反应的化学方程式： ， ；
（4）请设计一个实验方案，比较⑦、⑩单质氧化性的强弱： 。
【思路点拨】
逐一确定各元素
元素周期表的结构
位构性关系
元素性质预测


【解析】根据元素在周期表中的位置，可确定元素①—⑩分别为N、F、Mg、Al、Si、S、Cl、Ar、K、Br。同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素从上到下金属性逐渐增强；非金属性逐渐减弱。Al(OH)3为两性化合物，既能与酸又能与碱反应。氯和溴为同族元素，可以根据溶液中的置换反应比较其氧化性强弱。
【答案】（1）Si Ar （2）K F （3）铝（或Al）2Al(OH)3 + 3H2SO4=Al2(SO4)3 + 6H2O
Al(OH)3 + KOH=KAlO2 +2H2O （4）在NaBr溶液中通入氯气（或加入氯水），溶液变红棕色（或橙色）
【误区警示】解答关于元素周期表的试题，要结合元素在周期表中的位置、化合价或原子半径等信息逐一确定各元素，然后结合元素周期表中位构性关系分析作答，同时还要注意同主族（或同周期）元素性质的相似性和递变性。
【活学活用5】根据元素周期表1～20号元素的性质和递变规律，回答下列问题。
（1）属于金属元素的有________种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有___________（填两种化合物的化学式）。
（2）属于稀有气体的是___________（填元素符号，下同）。
（3）形成的5核10电子分子是_________。
（4）第三周期中，原子半径最大的是（稀有气体除外）______________。
（5）推测Si、N最简单氢化物的稳定性_________大于_________（填化学式）。

同步测控
第一课时 原子核外电子的排布 元素周期律（一）
学业基础测试
1．下列离子中，所带电荷数与该离子的核外电子层数相等的是（ ）
A．Al3+ B．Mg2+ C．Be2+ D．H+
2．X和Y属短周期元素，X原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，Y位于X的前一周期，且最外层只有一个电子，则X和Y形成的化合物的化学式可表示为 ( )
A．XY B．YX C．Y3X D．Y2X
3．下列各组元素性质递变情况错误的是（ ）
A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．S、P、Cl最高正化合价依次升高
C．N、O、F原子半径逐渐增大 D．Na、K、Rb的金属性依次增强
4．若aAn+与bB2-两种离子的核外电子层结构相同，则a的数值为（ ）
A．b+n+2 B．b+n-2 C．b-n-2 D．b-n+2
5．下列说法中肯定错误的是（ ）
A．某原子K层上只有1个电子 B．某原子M层上电子数为L层电子数的4倍
C．某离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍 D．某离子的所带电荷数与最外层电子数相等
6．已知aAn+，bB(n+1)+，cCn-，dD(n+1)-是具有相同电子层结构的短周期元素形成的简单离子，下列叙述正确的是（ ）
A．原子半径：C>D>A>B B．原子序数：b>a>c>d
C．离子半径：C>D>A>B D．单质还原性：A>B>C>D
7．某元素的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数是最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图为
，是 元素。
8．有A、B、C、D四种元素，最高正价依次为1、4、5、7，核电荷数按B、C、D、A的顺序增大。已知B的次外层电子数为2，C、D、A原子次外层电子数均为8，C、D原子的电子层数相同，A原子的核外电子数不超过20。则A为 ，B为 ，C为 ，D为 。（填元素符号）
高考能力演练
1．有a、b、c、d四种主族元素，已知a、b的阳离子和c、d的阴离子都具有相同的电子层结构，而且原子半径a＞b；阴离子所带负电荷数c＜d。则四种元素核电荷数由小到大排列正确的是（ ）
A．d＜a＜b＜c B．c＜d＜b＜a C．d＜c＜a＜b D．c＜d＜a＜b（ ）
2．X、Y、Z三者均为短周期元素，已知X元素有一种同位素不含中子，Y元素原子的最外层电子数是次外层电子数的2倍，Z元素原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍。下列化学式①XYZ3、②X2YZ2、③X2YZ3、④X2Y2Z2、⑤X2Y2Z4、⑥X4Y2Z2中，并非都存在的组合是（ ）

A

D
B
E

C

图1-2-5
A．①④ B．⑤⑥ C．③⑤ D．②③
3．A、B、C、D、E五种前四周期元素在周期表中位置如图1-2-5所示：
A、B、C为同主族元素，D、B、E为同周期元素，E为该周期中原子半径最小的元素。D的元素符号是 ，在周期表中第 周期第 族，其原子结构示意图为 。A、B、E三种离子的半径大小顺序为 。
4．A、B、C、D都是短周期元素，原子半径D＞C＞A＞B。其中A、B处于同一周期，A、C处于同一主族。C原子核内的质子数等于A、B原子核内质子数之和，C原子最外层电子数是D原子最外层电子数的4倍。
（1）写出元素符号：A ，B ，C ，D 。
（2）这四种元素单质的熔点由高到低的顺序是 。
（3）写出A、B、D组成的化合物与B、C组成的化合物相互反应的化学方程式 。

第二节 元素周期律
活学活用答案与解析：
1．C 解析：原子最外层最多只能排8个电子（K层除外），而次外层最多能排18个电子，所以n为第3层，即M层，因为M层最多能容纳18个电子。
2．BD 解析：A中同周期元素，随核电荷数增大原子半径减小；B中非金属性N＜O＜F，即氢化物稳定性逐渐增强；C中金属性K＞Na＞Mg，故碱性KOH> NaOH > Mg(OH)2；D中非金属性Cl＞S＞P，即酸性逐渐减弱。
3．C 解析：根据元素在周期表中的位置，可确定X、Y、Z、M分别为He、F、S和Cl。由于F只有负价，即F不存在最高价含氧酸；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，即离子半径Z2->M->Y-；非金属性F>Cl>S，得电子能力、与H2化合的难易也为F>Cl>S，He达到稳定结构，不能与H2化合。
4．D 解析：X与Si同族，且在Si的下面，即非金属性Si＞X，氢化物的稳定性SiH4＞XH4，由于同族元素性质相似，即A、B正确；相对分子质量XCl4＞SiCl4，即沸点XCl4＞SiCl4。
5．（1）7 在K2O、K2O2、KO2等中任选2个 （2）He、Ne、Ar （3）CH4 （4）Na （5）NH3 SiH4
解析：前20号元素中只有Li、Be、Na、Mg、Al、K、Ca为金属元素，金属性最强的元素在左下角，即K，与O2反应可生成K2O、K2O2、KO2等物质，有He、Ne和Ar3种稀有气体。形成的5核10电子分子是CH4，第三周期中原子半径最大的元素是Na，根据非金属性N＞C＞Si，则氢化物稳定性NH3＞SiH4。

同步测控（第一课时 原子核外电子的排布 元素周期律（一））答案与解析
学业基础测试
1．B 解析：A—D中四种离子所带电荷数和电子层数分别为3和2、2和2、2和1、1和0。
2．D 解析：根据题中描述可知X、Y分别为O和Li，根据二者的化合物可确定形成的化合物为Li2O。
3．BC 解析：A中最外层电子数分别为1、2、3；B中P、S、Cl的最高正价逐渐升高；C中原子半径逐渐减小；D中随电子层数增多，金属性增强。
4．A 解析：根据核外电子数相同，即a-n=b+2，即a=b+n+2。
5．B 解析：A中符合条件的可能是H原子；B中L层电子数为8，M层最多只能排18个电子，不可能排32个电子；C即K、L、M层电子数分别为2、8、8，可能是K+、S2-或Ar等。D中符合条件的可能是Be2+。
2
8
5
+15
6．B 解析：四种离子的电子层结构相同，即a-n=b-(n+1)=c+n=d+(n+1)，故b＞a＞c＞d。则原子半径A＞B＞D＞C，离子半径为D＞C＞A＞B；还原性A＞B，D(n+1)-＞Cn-。
7．
P（或磷）

8．K C P Cl 解析：根据B的最高价为+4价，且次外层电子数为2，即B是碳；由于氟无正价，故C、D为第三周期元素，结合最高正价可知C、D分别为磷和氯，根据A的化合价可知A为钾。
高考能力演练
1．C 解析：根据a、b形成阳离子，c、d形成阴离子，则a、b在c、d的下一周期，结合半径确定原子序数b＞a；由阴离子带电荷数确定原子序数c＞d，综上原子序数b＞a＞c＞d。
2
8
5
+15
2．A 解析：根据题中描述确定X、Y、Z分别为H、C、O。利用排除法可确定①和④肯定不存在。

3．P 三 VA S2-＞Cl-＞O2-

解析：由图示可知C在第三周期，E为Cl，则A、B、C、D分别为O、S、Se、P。离子的电子层数越多半径越大，电子层结构相同，核电荷数越小，离子半径越大，故S2-＞Cl-＞O2-。
4．（1）C O Si Na （2）C>Si>Na>O （3）Na2CO3 + SiO2 Na2SiO3 + CO2↑
解析：根据题中信息可确定A、B在第二周期，C、D在第三周期，结合C的最外层电子数是D原子最外层电子数的4倍，可确定C、D分别是Si和Na，由A、C同周期确定A、B分别为C和O。