“位-构-性”元素综合推断的解题方法（原卷版）-2025年高考化学一轮复习讲义（新教材新高考）

备战2025年高考化学【一轮-考点精讲精练】复习讲义

考点30“位-构-性”元素综合推断的解题方法

疆本讲•讲义概要

位、构、性的关系

二.依据元素周期表结构推断元素

知识精讲三.依据元素及其化合物性质推断元素

四.依据元素周期律推断元素

五.依据元素原子结构推断元素

选择题：20题建议时长：45分钟

课后精练

实际时长：_一分钟

非选择题：5题—

%夯基•知识精讲________________________________________________

一.位、构、性的关系

1.思维模板

原子结构

质子数=原子序数零”唇理孟数

层双=南血序数电子层结构、原子半径决定

电子J

最外J层电子数=主族序数誉卷电子难易和氧化性、还

I原性II

周期表中位置:元素性质

同位同化性、左右递

变性、上下相似递变性

(1)解题必备的2个核心要素

要素1：根据原子结构、原子序数和组成物质的性质及用途确定元素种类。

要素2：依据元素周期表中相似性和递变性规律分析判断问题。

（2）解题必备的2个重要推导关系

关系1：元素金属性强一单质还原性强一对应阳离子的氧化性弱-最高价氢氧化物碱性强。

关系2：元素非金属性强一单质氧化性强一对应简单阴离子的还原性弱一最高价含氧酸酸性强-气态氢

化物稳定性强。

2.结构与位置互推是解题的核心

（1）掌握四个关系式：

①电子层数=周期数；

②质子数=原子序数；

③最外层电子数=主族序数；

④主族元素的最高正价=主族序数（0、F除外），最低负价=主族序数一8。

（2）熟练掌握周期表的结构及周期表中的一些特殊规律：

①，，凹，，型结构的“三短三长一不全，七主七副八零完”；

②各周期元素种类；

③稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；

④同主族上下相邻元素原子序数的关系。

3.性质与位置互推是解题的关键

熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：

（1）元素的金属性、非金属性；

（2）气态氢化物的稳定性；

（3）最高价氧化物对应水化物的酸碱性；

（4）金属与水或酸反应置换H2的难易程度。

4.结构和性质的互推是解题的要素

（1）电子层数和最外层电子数决定元素原子的金属性和非金属性；

（2）同主族元素最外层电子数相同，化学性质相似；

（3）正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点；

（4）判断元素金属性和非金属性的强弱。

二.依据元素周期表结构推断元素

1.强化记忆元素周期表的结构

'全部为金属）

非金属分布）元素种类

IA注意周期I0

IHAIVAVAVIAMIA2

Hn.8、9、10列表边界短

8周

期

IIIBIVBVBVIBMIBIB1IB8

18

18长

周

39

期

32

抓住片段式周期表特点进行元素推断：

①第一步：根据题中信息提示及周期表的结构特点先判断周期表片段属于长周期还是短周期，再判断

所属族。题中给出的片断式的元素周期表，大多是短周期中第二、三周期元素；

②第二步：抓住题中的关键信息，把握解题的突破口——元素推断的关键；

③第三步：结合突破口找出关键元素，根据元素周期表片段和元素位置关系推出所有元素，充分利用

元素周期律，结合所求解的问题解答。

（1）周期（7个横行，7个周期）

短周期长周期

周期序数1234567

元素种数28818183232

11

0族元素原子序数21018365486

8

（2）族（18个纵列，16个族）

①主族：由短周期元素和长周期元素共同组成的族：IA〜VIIA族。

②副族：仅由长周期元素组成的族：IB〜VHB族。

③VHI族：包括8、9、10三个纵列。

④0族：第18纵列，该族元素又称为稀有气体元素。

（3）元素周期表中元素的分布

①分界线：沿着元素周期表中B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、P。的交界处画线，即为金属元素

和非金属元素的分界线。

②金属元素：位于分界线的左下区域，包括所有的过渡元素和部分主族元素。

③非金属元素：位于分界线的右上区域，包括部分主族元素和。族元素及左上角的H元素。

④分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。

⑤过渡元素：元素周期表中部从niB族到nB族io个纵列共六十多种金属元素。

2.元素周期表中短周期特殊结构的应用

(1)元素周期表中第一周期只有两种元素H和He,H元素所在的第IA族为元素周期表的左侧边界，第IA

族左侧无元素分布。

(2)He为。族元素，0族元素为元素周期表的右侧边界，0族元素右侧没有元素分布。

3.熟悉主族元素在周期表中的特殊位置

族序数等于周期数的元素H、Be、Al、Ge、Sb、Po等

族序数等于周期数2倍的元素c、s

族序数等于周期数3倍的元素0

周期数是族序数2倍的元素Li、Ca、T1

周期数是族序数3倍的元素Na、Ba

最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素H、C、Si

最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素S

除H外，原子半径最小的元素F

短周期元素中离子半径最大的元素P

与He原子电子层结构相同的离子H-、Li+、Be2+

与Ne原子电子层结构相同的离子）、CP-、Na+、Mg2+、AF+等

与Ar原子电子层结构相同的离子Cl>S2-、K+、Ca2+等

4.利用区间定位推断元素

对于原子序数较大的元素，可采用区间定位确定元素。

元素周期表中各族序数的排列顺序由左到右依次为IA、IIA、IIIB、IVB、VB、VIB、VIIB、VIILIB,

HB、IHA、IVA、VA、VIA、VHA、0,牢记各周期对应的0族元素的原子序数，可以快速确定周期数。

周期—三四五六七

起止序数1〜23-1011〜1819〜3637〜5455〜8687-118

5.根据元素在周期表中位置，确定其化合物的化学式

知道元素在周期表中的主族序数后，根据化合价规律就可以写出它的化合物的化学式，例如（用R代表

元素）

IVAVAVIAVIIA

氢化物HRHR

RH4RH32

最高价氧化物R2O5

RO2RO3R2O7

最高价含氧酸或H3RO4或HRO3

H4RO4H2RO3H2RO4HRO4

6.元素周期表中元素位置的确定

（1）元素的原子序数差的关系

①位于过渡元素左侧的主族元素，即第IA族、第IIA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为上一周

期元素所在周期所含元素种数。

②位于过渡元素右侧的主族元素，即第IIIA〜VIIA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期

元素所在周期所含元素种数。例如，氯和澳的原子序数之差为35—17=18（澳所在第四周期所含元素的种

数）。

③同周期两相邻主族元素的原子序数差可能为1或11（第四、五周期的第IIA和第IHA）或25（第六、七

周期的第IIA和第IHA族）。

④含元素种类最多的族是第IHB族，共有32种元素，所含元素形成化合物种类最多的族为第IVA族。

（2）直接相邻的“T”型、■”型、“+”型原子序数关系

z-lzZ+lz-lzZ+lz-lzZ+l

Z+8Z+18Z+32

Z-8Z-18Z-32

z-lzZ+lz-lzZ+lz-lzZ+l

ZT二［

（3）Z-lZZ+l三厚期

|z+l|四，

（3）由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中的位置

确定主族元素在周期表中位置的方法：原子序数一最邻近的稀有气体元素的原子序数=x。

f若x<0,则与稀有气体元素同周期，族序数为8—因；

I若%>0,则在稀有气体元素下一周期，族序数为工。

例如:

①35号元素（最邻近的是36后），则35—36=-1,故周期数为四，族序数为8一|一1|=7,即第四周期

第VIIA族，即澳元素；

②87号元素（最邻近的是86n），则87—86=1,故周期数为七，族序数为1,即第七周期第IA族，即

彷元素。

三、依据元素及其化合物性质推断元素

利用元素及其化合物特殊组成与特殊性质推断题，是近几年高考的热点题型，题目一般通过文字叙述

提供某些元素及其化合物的相关性质（如能腐蚀玻璃、黄绿色气体等），解题时抓住这些关键特性，首先确定

其为何种元素，然后以此为突破口，推知其他未知元素。

1.牢记单质或化合物具有“特性”的元素

质量最轻的元素，其单质可以填充气球H

形成化合物最多的元素；可形成自然界硬度最大的物质；简单氢化物中含氢质量

C

分数最大的元素

空气中含量最多的元素；气态氢化物的水溶液呈碱性的元素；元素的气态氢化物

和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素;简单氢化物（常温下为N

气体）可用作制冷剂

地壳中含量最多的元素；简单氢化物的沸点最高的元素；氢化物在通常状况下呈

0

液态的元素

最活泼的非金属元素；无正价的元素；无含氧酸的非金属元素；无氧酸可腐蚀玻F

璃的元素；气态氢化物最稳定的元素；阴离子的还原性最弱的元素

单质密度最小的金属元素Li

短周期元素中与水反应较剧烈的金属元素，最高价氧化物的水化物碱性最强的元

素；短周期主族元素中原子半径最大的元素；与氧气在加热条件下反应生成过氧Na

化物(NazCh)的元素；焰色反应为黄色的元素

焰色反应呈紫色(透过蓝色钻玻璃观察)的元素K

最活泼的金属元素；最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素；阳离子的氧化

Cs

性最弱的元素

地壳中含量最多的金属元素；最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与

Al

强碱反应

良好的半导体材料，地壳中含量第二的元素，能跟强碱溶液反应，还能被氢氟酸

Si

溶解

淡黄色固体，它的氢化物可与其最高价氧化物对应的水化物的浓溶液发生氧化还

S

原反应

短周期元素中最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素Cl

单质最易着火的非金属元素P

常见的一种元素存在几种单质的元素C、P、0、S

常温下单质呈液态的非金属元素：Bro

常温下单质呈液态的金属元素：Hgo

短周期元素W的简单氢化物(常温下为气体)可用作制冷剂，则W是氮(N)；

短周期元素T的一种单质在空气中能够自燃，则T是磷(P)。

若r是由短周期元素组成的二元化合物，0.01mol-LTr溶液的pH为2,则r是HC1；若r是由短周

期元素组成的三元化合物，O.Olmol-LTr溶液的pH为2,贝Ur是HNf)或HC。或HC1CU；若r是

由短周期元素组成的三元化合物，0.005mol-LTr溶液的pH为2,贝Ur是H2s0^

单质为常见的半导体材料：Si、Ge

元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F

2.注意化学键与物质类别判断中的“特例”

（1）在离子化合物中一般既含有金属元素又含有非金属元素（钱盐除外）；共价化合物一般只含有非金属元

素，但个别含有金属元素，如AlCb是共价化合物；只含有非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如锈

士rm卜o

（2）非金属单质只含共价键（稀有气体除外）。

（3）气态氢化物是共价化合物，只含共价键，而金属氢化物（如NaH）是离子化合物，含离子键。

（4）离子化合物熔化时破坏离子键；部分共价化合物熔化时破坏共价键，如SiO2等，而部分共价化合物

熔化时破坏分子间作用力，如固体硫熔化。

（5）分子的稳定性与分子间作用力无关，而与分子内部化学键的强弱有关。

3.原子形成共价键数目与主族序数的关系

原子形成共价键数目主族序数

1IA族（H原子）、VIIA族（F、Cl、Br、I原子等）

2VIA族（O、S原子等）

3IIIA族（B原子）、VA族（N、P原子等）

4IVA族（C、Si原子等）

4.物质熔、沸点高低的判断方法

（1）根据物质的状态判断

常温下物质的熔、沸点：固体,液体〉气体，如：氯化钠>水>二氧化碳。

（2）根据物质微粒间作用力大小判断

①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高

②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越强，物质的熔、沸点越高，如

F2<C12<B12<I2

③分子间存在氢键的物质沸点高于只存在范德华力的物质，如NH3>PH3,HF>HC1

四、依据元素周期律推断元素

1.识记理解元素周期律

项目同周期（左一右）同主族（上一下）

核电荷数逐渐增大逐渐增大

原电子层数递增，最外层电子

电子层数电子层数相同，最外层电子数增多

子数相同

结原子半径逐渐减小（惰性气体除外）逐渐增大

构阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小

离子半径逐渐增大

同周期：r（阴离子）〉r（阳离子）

元素的最高正化合价由+1-+7（0、F除

相同

外）

主要化合价最高正化合价=主族序数

非金属元素负价由一4—-1

（0、F除外）

非金属元素负化合价=—（8—主族序数）

元素的金属性金属性逐渐减弱金属性逐渐增强

元素的非金属性非金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱

元

第一电离能呈增大趋势逐渐减小

素

的电负性逐渐增大逐渐减小

性

失电子能力失电子逐渐减弱失电子逐渐增强

质

得电子能力得电子逐渐增强得电子逐渐减弱

单质的还原性还原性逐渐减弱还原性逐渐增强

单质的氧化性氧化性逐渐增强氧化性逐渐减弱

阳离子的氧化性阳离子氧化性逐渐增强阳离子氧化性逐渐减弱

阴离子的还原性阴离子还原性逐渐减弱阴离子还原性逐渐增强

非金属元素气态氢化气态氢化物的形成越来越容易，其稳定性逐气态氢化物的形成越来越

物的形成及稳定性渐增强困难，其稳定性逐渐减弱

最高价氧化物对应水碱性逐渐减弱碱性逐渐增强

化物的酸碱性酸性逐渐增强酸性逐渐减弱

2.金属性和非金属性强弱的判断方法

金属性：指金属元素的原子失去电子能力。

规律：原子越易失电子，金属性越强。

结构比较法：最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强。

本质

位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，金属性减弱；

同主族元素，从上到下，随原子序数增加，金属性增强。(金属性最强

的元素为专色)

①在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强。

如：Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe>Cu

②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。

如：Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更容易，则金属性：Zn>Fe

金属性比较

③单质还原性越强或简单阳离子氧化性越弱，金属性越强。

如：氧化性：Mg2+>Na+,则金属性：Mg<Na

④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。

判断依据

如：碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3,则金属性：Na>Mg>Al

⑤若X〃++YTX+Y机+,则Y的金属性比X强。

如：Cu2++Zn=Cu+Zn2+,则金属性：Zn>Cu

⑥依据原电池的正负极：一般来说，作负极负极的金属对应元素的金属

性强。

⑦依据电解池的阴极放电顺序：在阴极首先放电的阳离子，其对应元素

的金属性越弱。

非金属性：元素的原子得到电子能力。

规律：原子越易得电子，非金属性越强。

结构比较法：最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性越强。

本质

位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，非金属性增强；

同主族元素，从上到下，随原子序数增加，非金属性减弱。（非金属性

最强的元素为氟）

①与比化合越容易或气态氢化物越稳定，非金属性越强。

如：F2与H2在黑暗中就可反应，Br?与药在加热条件下才能反应，则非

金属性：F>Br

如：稳定性：HF>HCL则非金属性：F>C1

②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强。

非金属性比较

如：还原性：s2->ci-,则非金属性：C1>S

③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。

如:酸性:HC1C>4（最强酸）>H2SC>4（强酸）>H3Po4（中强酸）>H2SiO3（弱

判断依据

酸），则非金属性：Cl>S>P>Si

④若A-+B—B”L+A,则B的非金属性比A强。

如:2KH-C12=2KC1+I2）则非金属性：C1>I

⑤依据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进来

比较：化合价越高，则非金属性越强。

占燃△

如：Cu+Cb------CuCl2,2Cu+SCu2S,则非金属性：C1>S

⑥依据电解池的阳极放电顺序：在阳极首先放电的阴离子，其对应元素

的非金属性越弱。

（1）通常根据最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素金属性或非金属性的强弱，而不是根据其

他化合物酸碱性的强弱来判断。

（2）非金属性强弱与单质的活泼性不完全一致；通常非金属性越强，其单质越活泼，但也有例外。如非金

属性：0>Cl,但C12比。2活泼，原因是。2中存在0=0双键，比Cl—C1单键难断裂。

3.“三看”法比较微粒半径大小

9

H

Q。QQQQ。

LiBeBCNOF

一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。。Q。。QQQ

NaMgAlSiPSCl

二看核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。QQQ。QQQ

KCaGaGeAsSeBr

三看核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越QQQQ。Q。

RbSrInSnSbTe1

多，半径越大。QQ。QQQQ

CsBaT1PbBiPoAt

FrRa

原子的递变规律：

①同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)<r(S)>r(Cl)=

②同主族原子半径随原子序数递增逐渐增大，$0：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)o

离子半径的大小比较：

①阳离子半径总比相应原子半径小，如：r(Na)>r(Na+)o

②阴离子半径总比相应原子半径大，如：r(Cl)<«C「)。

③同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)=

④同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，：r(F-)<r(Cl-)<r(Br-)<r(I-)0

⑤同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(Na+)>«Mg2+)>«AF+)。

2

⑥同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(N3-)>r(0-)>r(F-)o

【微点拨】同周期：r(阴离子)>r(阳离子)，阴离子比阳离子电子层多一层，如：r(S2-)>r(Na+)。

⑦电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小，如：r(S2-)>r(C「)>r(K+)>r(Ca2+)。

⑧同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小，如：r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)0

五、依据元素原子结构推断元素

利用原子结构、核外电子排布特征为元素推断的突破口，是元素推断题的重要类型之一，题目通常以

文字叙述的形式给出元素原子的核外电子排布、位置关系等关键信息。解题时可结合短周期元素的原子结

构及元素的特殊性质，对元素进行合理的推断。

1.根据核外电子的排布三大规律推断元素

(1)最外层电子规律

最外层电子数(N)3<7V<8N=1或2N＞次外层电子数

第IA族、第IIA族、第VIII

元素在周期表中的位置IIIA族〜VIIA族第二周期(Li、Be)除外

族、副族、。族元素氢

(2)“阴三、阳四”规律

某元素阴离子最外层电子数与次外层电子数相等，该元素位于第三周期；若为阳离子，则位于第四周

期。如S2-、K+最外层电子数与次外层电子数相等，则S位于第三周期，K位于第四周期。

(3)“阴上、阳下”规律

电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。

如02-、*、Na+、Mg2+、AF+电子层结构相同，则Na、Mg、Al位于O、F的下一周期。

2.依据“等电子，，微粒

(1)寻找10电子微粒和18电子微粒的方法

①10电子微粒：以Ne为核心，推断同周期的非金属元素的化合物和下一周期的金属元素的化合物。

N3-O2-

NH7浮.「出发点

t一

CH4-NH3^H2O-HF<~(Ne)―>Na+fMg：

1

V古3。十大附

NN

②18电子微粒：以Ar为核心，推断同周期的非金属元素的化合物和下一周期的金属元素的化合物。

s2——Hs-cr

出发点

-Q->K+-^Ca2+

SiH4*-PH3*-H2S-HC1

](一F、-OH、

—NH2,—CH3

9电子微粒义2)

CH3—CH3>H,N—NH2>HO—OH,F—F、F—CH3>CH3—OH

(2)记忆其他等电子微粒

2

“2电子”的粒子：He、H-、Li+、Be+.H2o

“9电子”的粒子：一F、一0H、—NH2>—CH3(取代基)。

“14电子”的粒子：Si、N2、COo

“16电子”粒子：S、。2、C2H4、HCHOo

3.质子数和核外电子数分别相等的两种微粒关系

①可以是两种原子，如同位素原子。

②可以是两种分子，如CH4、NH3等。

+

③可以是两种带电荷数相同的阳离子，如NH1H3OO

④可以是两种带电荷数相同的阴离子，如OH-、F-o

4.常见的重要核素及其应用

23

核素解u9C11180

HH

用途核燃料用于考古断代制氢弹示踪原子

5.核反应方程示例：核聚变、核裂变属于核反应，不是化学变化。

碳-14的B衰变14C^14N+0ie

车卜・209的a衰变押P。-缪Pb+SHe

卢瑟福发现质子74N+夕He—>870+1H

查德威克发现中子?Be+$He—>62C+on

铀核裂变反应赞U+布一然Kr+短Ba+36n

核反应遵循的两守恒：①反应前后质量数之和不变。

②反应前后质子数之和不变。

6.常考微粒电子式类型

H

[H：N:H]+

2+

(1)阳离子，如：Na+、Ca>Ho

⑵阴离子，如：匚，「匚：s：广、匚0：H「

一..N：H:":：Q：..

(3)官能团，如：羟基.°：H、氨基石、醛基•号H、竣基,C：9：H。

(4)单质分子，如：H：H,：N==N：o

化合物分子，如：H：C\：()：：C：：()：o

⑸离子化合物,如：3匚C匚「Na+匚。：广Na+、[@rMg2+匚一

Na+匚O：H]Na+匚()：0:了-Na+

(6)既含离子键又含共价键的化合物，如：

Hr

H：N：H匚。口

H.

7.常考短周期元素形成共价键的数目

主族序数常考元素共价键数目实例

IAH1H2>HC1

3BF3

B

4NaBH4>BF4X含有配位键)

IIIA3A1C13

A14LiAlH4>Al2ck、A1C1「(含有配位键)

6Na3[AlF6]

CCH4(碳碳间可以是单键、双键、三键)

IVA4

SiSiH4>SiCl4

3NH3

VAN

4NH4+(含有配位键)

3PC13

P

5PCI5、H3PO4

2H20

O

3比。+（含有配位键）

VIA

2H2s

S

6SF6

VIIAF、Cl1HF、HC1

8.掌握几种含氧酸的结构

含氧酸结构简式含氧酸结构简式

HOO?HHOC)

\/1\/

高氯酸C1磷酸HO—P—OHp

/\II/\

OO0、HOOH

O。?

H00亚磷酸

硫酸HO—S—OH\/H—O—P—O—HHO—P—0H

（H3P。3）i、L

O、H00

()

H

硫代硫酸)次磷酸1

H—O—S—O—HH—O—P=O

（H2s2。3）(（H3P。2）1

H

S

OO

过二硫酸HO—As—OH

H—0—S—O—0—S—O—H亚碑酸1

（H2s2。8）OH

()()

OH

硼酸1次氯酸Cl—OH

HO—B—OH

遍提能•课后精练_________________________________________________

1.月石可用作清洁剂、化妆品、杀虫剂，由原子序数依次增大的四种短周期元素A、B、C、D组成，其阴

离子结构如图所示。B、C、D的最外层电子数之和与D的内层电子数目相等。下列说法正确的是

-2

A.

B.B的最图价氧化物的水化物为强酸

C.由B和A两种元素组成的化合物分子间可以形成氢键

D.D元素只有一种氧化物

2.X、Y、Z、M、R、Q为六种短周期元素，其原子半径和最外层电子数之间的关系如图所示，下列说法

正确的是

原

子•R

2-・

半1-Q