【知识点详解】
1. 元素周期表结构与周期性：元素周期表按照原子序数排列，周期表的横行称为周期，同一周期内元素的电子层数相同。从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
2. 同位素：氢有三种同位素，分别是氕（H）、氘（D）和氚（T），它们的原子核内质子数都是1，但中子数不同。
3. 卤素性质的递变规律：卤素（F、Cl、Br、I）随着核电荷数的增加，原子核外电子层数增多，单质颜色加深，被其他卤素单质置换的可能性增大，氢化物的稳定性减弱。
4. 碱金属元素的性质：碱金属元素（如Li、Na、K等）位于周期表的第一主族，原子最外层都只有1个电子，随核电荷数增加，原子半径增大，金属还原性增强，但单质的熔沸点和密度并不是单纯升高，如Na的熔沸点低于Li。
5. 原子结构：并非所有元素的原子核都包含质子和中子，例如氢原子（H）的原子核只有一个质子，没有中子。
6. 元素最高正化合价：对于主族元素，最高正化合价一般等于其最外层电子数。因此，最高正化合价数值最大的是Cl（+7价）。
7. 周期表的递变规律：从原子序数11到17，最高正价数值逐渐增大，从硅到氯负价从-4变为-1。
8. 同位素与原子结构：Se的两种同位素，比如Se74和Se76，它们的质子数相同（34），但中子数不同，分别为34和36。Se74和Se76的电子数相同，都是34。
9. 氢化物性质：HF是最稳定的氢化物，H2S的稳定性低于HF；HCl的电子式是H:Cl:，而不是H+ [Cl]-；D2O分子中的中子数为10（每个D原子有1个中子，O原子有8个中子）。
10. 微粒电子式的判断：氯原子的电子式是Cl，硫离子的电子式是S^2-，溴离子的电子式是[Br]^-，钙离子的电子式是Ca^2+。
11. 化学反应观察：钾与水反应剧烈，溴水滴入淀粉KI溶液中会显蓝色，氯气通入含KSCN的FeCl2溶液中会显红色，镁带与冷水反应不明显。
12. 化学键类型：只含有非极性共价键的物质是H2，因为H2分子内部由两个氢原子通过非极性共价键结合。
13. 化学键概念：非极性键是化学键的一种类型，存在于同种元素间的共价键中。
14. 半导体材料来源：位于金属元素和非金属元素分界线附近的元素，如硅（Si）、锗（Ge）等，常用于制造半导体材料。
15. 氧化物的水化物：某元素X的气态氢化物为H2X，表明X的最低氧化态为-2，所以其最高氧化物的水化物的化学式为H2XO4。
二．填空题
16. 横行称为周期。
17. 同一周期中元素原子的电子层数相同。
18. 从左到右元素的金属性减弱。
19. 元素周期表中有18列。
20. 共16个族（7个主族，7个副族，1个零族，1个镧系，1个锕系）。
21. 同一主族从上到下，元素的非金属性依次减弱。
22. 共价键是通过共用电子对所形成的相互作用。
23. 原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。
24. HCl是共价化合物，分子内通过共价键结合。
25. NaCl是离子化合物，由钠离子和氯离子通过离子键结合。
