【知识点详解】
1. **同位素**：题目中提到了3He和4He，它们是氦元素的两种不同同位素。同位素是指具有相同质子数但中子数不同的原子。3He（氦-3）含有2个质子和1个中子，而4He（氦-4）含有2个质子和2个中子。3He和4He互为同位素。
2. **原子结构与元素性质**：原子的电子配置决定了元素的化学性质。例如，4He的最外层电子数为2，这使得它达到稳定的氦气状态，不易失去或获得电子，因此4He不具有金属性。
3. **电子云与能级**：电子云是描述电子在原子核周围空间分布的概率密度图，能级则代表电子的能量状态。电子云的形状和大小反映了电子在特定能级上的分布情况。
4. **周期表与元素性质**：元素在周期表中的位置由其原子的电子层数（周期数）和最外层电子数（族序数）决定。周期性变化是指元素性质随原子序数增加而呈现的规律性变化，与相对原子质量无关。
5. **离子半径比**：阳离子与阴离子半径比值受多种因素影响，如电荷、原子序数等。通常情况下，阳离子半径小于阴离子半径，但由于不同离子间的相互作用，比例可能因化合物不同而变化。
6. **酸性与非金属活动性**：最高价氧化物对应水化物的酸性强弱可以反映非金属的活动性。酸性越强，对应非金属的氧化能力越强。所以，根据HXO4>H2YO4>H3ZO4，可以得出非金属活动性X>Y>Z。
7. **电子式的书写**：电子式的正确表示是原子间的电子配对以及离子的表示。例如，Na2O的正确电子式是Na+[：O：]2-，而不是Na2+[ O ]2-。
8. **化学键的理解**：化学键是原子间强烈的相互作用力，存在于相邻原子之间，而不是相邻分子之间。化学键的断裂和形成伴随着能量变化。
9. **化学键类型**：共价化合物是由共享电子对形成的，不含离子键。非极性键可以在共价化合物中，也可以在离子化合物中（如过氧化钠Na2O2）。
10. **分子极性和键极性**：极性分子是由极性键构成且分子总体上不对称的，如HCl。Br2是非极性分子，而H2O2的结构使得它是极性分子。
11. **同位素特性**：氧-18是氧-16的稳定同位素，其气体摩尔体积与普通氧气相同，22.4L/mol（标准状况下），但其摩尔质量大于普通氧气，因此每个摩尔的重氧气体质量较大。
12. **离子的电子构型与核电荷数**：离子Xm+和Yn-具有相同的电子层结构，意味着核电荷数与离子所带电荷数之差相同，即a-m=n+b，整理得a=b+m+n。
13. **元素周期律**：同周期元素中，从左到右原子半径逐渐减小，卤族元素（ⅦA族）从上到下原子半径增大，非金属性减弱。零族元素在室温下通常为气态。
14. **元素单质状态**：常温常压下，大多数非金属元素的单质是气态，而部分金属为固态，如汞是液态。所有气态单质的分子通常由非金属元素原子形成。
15. **原子质量与同位素**：单个原子的质量无法直接由质子数和中子数确定，因为中子和质子的质量略有差异。元素的原子量是所有同位素相对丰度加权平均的质子和中子质量之和。
16. **同位素混合物的平均式量**：通过三种同位素的物质的量之比计算平均式量，可得X2的平均式量为71。
17. **原子结构识别**：B原子M层比A原子M层多3个电子，且B原子L层是A原子L层的2倍，表明B是硫(S)，A是碳(C)。因为碳的L层（第二层）有4个电子，硫的L层有8个，M层有6个（比碳多3个）。
以上内容详细解释了高一化学下学期月考试题中涉及的化学概念，包括同位素、原子结构、元素周期律、化学键、离子半径、酸碱性、电子云和分子极性等知识点。这些知识是高中化学的基础，对理解和解答化学问题至关重要。
