【知识点详解】
1. **元素周期律**：元素周期律是指元素的性质随原子序数的递增呈现出周期性的变化规律。在这个规律中，原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等物理和化学性质会随着周期的增加或减少呈现周期性变化。例如，在题目中的离子半径比较，对于具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
2. **元素周期表**：元素周期表是化学中用来排列所有已知元素的表格，按照原子序数（即质子数）递增顺序排列，并根据元素的电子配置和化学性质分成周期和族。在题目中，通过元素的原子半径和化学反应，我们可以推断出元素的位置，例如X、Y、Z分别对应O2、N2、H2，它们分别位于周期表的第二周期和第ⅥA族、第ⅤA族、第ⅠA族。
3. **离子半径**：离子半径是原子形成离子时，核外电子云的平均半径。一般来说，同价态的阳离子，核电荷数越大，离子半径越小；同价态的阴离子，核电荷数越小，离子半径越小。如题中所述，核外电子排布相同的离子，O2－的离子半径大于Na+、Mg2+和F-。
4. **化学反应**：题目中的化学反应涉及到NO、H2O、NH3等物质。NO不溶于水，而NH3可以与H2O形成氢键，导致NH3的沸点高于H2O。此外，NO与NH3可以发生氧化还原反应。
5. **元素性质的判断**：根据元素在周期表中的位置，可以预测其化学性质。例如，非金属性越强，其气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。如题目中指出，CH4比SiH4更稳定，H3PO4的酸性比H3AsO4强。
6. **元素周期表的应用**：通过元素在周期表的位置，可以推测其化学行为。例如，同主族元素自上而下，元素的金属性增强，失电子能力增强，如Na和Cs；同周期元素从左至右，非金属性增强，得电子能力增强。
7. **化学键**：题目中提到的A与B形成的阴离子可能有AB、A2B等形式，这涉及到离子键和共价键的形成，如OH-和O2-。
综上，这些知识点涵盖了元素周期律、元素周期表、离子半径比较、化学反应机理、元素性质的周期性变化以及化学键的形成等方面，这些都是高中化学的重要内容，对于理解和预测元素的化学行为至关重要。通过这样的练习，学生能够加深对元素周期表的理解，提高解决问题的能力。
