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摘 要： 元素周期律生动地反映了元素之间的相互联系和内在规律，学生掌握了元素周期表，也就掌握了做题时的“突破口”。本文就如何巧学“元素周期表”做了探讨。
关键词： 元素周期表 规律 数据 理综 化学教学
元素周期表是研究化学的一种重要工具，在教学方法上我们可以作这样的尝试。
一、探究周期表的编由
展示元素周期表，提问：1.元素符号左下角的数字如何递变？2.画出前十二种元素的原子结构示意图。师生总结：横着看叫周期，是指元素周期表上某一横列元素最外层电子从1到8的一个周期循环；竖着看叫族，是指某一竖列元素因最外层电子数相同而表现出的相似的化学性质。元素周期表有7个周期，16个族。7个周期分为3个短周期、3个长周期、1个不完全周期；16个族分为7个主族、7个副族、1个第Ⅷ族、1个〇族。元素在周期表中的位置能反映该元素的原子结构和性质。
二、寻找周期表中的规律
1.原子半径
（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小。
（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径逐渐增大。
2.元素化合价
（1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属 1递增到 7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无 6价，除外）。
（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同。
3.单质的熔点
（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减。
（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增。
4.元素的金属性与非金属性
（1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增。
（2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。
5.最高价氧化物和水化物的酸碱性
元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。
6.非金属气态氢化物
元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。
7.单质的氧化性、还原性
一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。
三、探究周期表里的数据
1.恒等关系确定元素位置
（1）元素周期数等于核外电子层数。
（2）主族元素的序数等于最外层电子数。
（3）原子核电荷数等于质子数等于核外电子数等于原子序数。
（4）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数确定。
2.原子序数确定元素位置
（1）牢记惰性元素的原子序数（He 12，Ne 10，Ar 18，Kr 36，Xe 54，Rn 86），就可以确定主族元素的位置。
（2）牢记每个周期元素的种类数（2，8，8，18，18，32，32（填满）），就可以确定同族的上、下周期元素原子序数之间的关系：第2、3周期的同族元素原子序数之差为8，第3、4周期的同族元素原子序数之差为8或18，IA、IIA族为8，其他族为18；第4、5周期的同族元素原子序数之差为18，第5、6周期的同族元素原子序数之差为18或32，镧系之前为18，镧系之后为32；第6、7周期的同族元素原子序数之差为32。
3.“三角形”关系确定性质
所谓“三角形”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的规律。如：原子序数Z（C）>Z（B）>Z（A）；原子半径r（C）>r（A）>r（B）；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B大于A大于C，单质的氧化性B大于A大于C，阴离子的还原性C■大于A■大于B■（设A为N族，则B为N 1族，下同），气态氢化物的稳定性H■B大于H■A大于H■C；若A、B、C为金属，则其金属性C大于A大于B，单质的还原性C大于A大于B，阳离子的氧化性B■大于A■大于C■，最高价氧化物对应水化物的碱性C（OH）■大于A（OH）■大于B（OH）■。
4.“对角线”关系确定性质
有些元素在周期表中虽然既非同周期，又非同主族，但其单质与同类化合物的化学性质却很相似，如Li和Mg，B与Si等。这一规律称为“对角线”规律。应用此规律可根据已知元素及其化合物的性质，推导未知元素及其化合物的性质。
5.“两性”关系确定性质
元素的周期数等于主族序数的元素具有两性，由此可推断元素及其化合物的性质。
四、注意周期表中的理综
1.序数差
掌握同周期相邻主族元素的“序数差”规律和同主族相邻元素的“序数差”规律。
2.奇偶差
元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（但要除去N元素，它有多种价态，Cl元素也有ClO■）。零族元素的原子序数为偶数，其化合价视为0。
3.八电子稳定状态
随着从左到右最外层电子数由1到8的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。同一族元素中，由于周期越高，最外层电子离核越远，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。具有同样最外层电子数的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。
五、周期表的构成和特点
1.周期表的构成
（1）短周期只包括前三个周期。
（2）主族中只有第ⅡA族元素全部为金属元素。
（3）IA族元素不等同于碱金属元素，因为H元素不属于碱金属元素。
（4）元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10列是第Ⅷ族，不是ⅧB族。
（5）长周期不一定是18种元素，第六周期就有32种元素。
2.周期表的特点
（1）原子核中无中子的原子：■■H。
（2）最外层只有一个电子的元素：H、Li、Na。
（3）最外层有两个电子的元素：Be、Mg、He。
（4）最外层电子数等于此外层电子数的元素：Be、Ar。
（5）最外层电子数是次外层电子数2倍的元素是C；3倍的是O；4倍的是Ne。
（6）电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。
（7）电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
（8）次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。
（9）芯电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
在教师的引导下，学生通过自主探究掌握元素周期律和元素周期表，通过对元素周期律和元素周期表相关习题的随堂演练，使学生加深对这部分基础知识的认识，从宏观和微观上完全掌握元素周期表。
参考文献：
[1]普通高中课程标准实验教科书《化学》.山东科学技术出版社.
关键词： 元素周期表 规律 数据 理综 化学教学
元素周期表是研究化学的一种重要工具，在教学方法上我们可以作这样的尝试。
一、探究周期表的编由
展示元素周期表，提问：1.元素符号左下角的数字如何递变？2.画出前十二种元素的原子结构示意图。师生总结：横着看叫周期，是指元素周期表上某一横列元素最外层电子从1到8的一个周期循环；竖着看叫族，是指某一竖列元素因最外层电子数相同而表现出的相似的化学性质。元素周期表有7个周期，16个族。7个周期分为3个短周期、3个长周期、1个不完全周期；16个族分为7个主族、7个副族、1个第Ⅷ族、1个〇族。元素在周期表中的位置能反映该元素的原子结构和性质。
二、寻找周期表中的规律
1.原子半径
（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小。
（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径逐渐增大。
2.元素化合价
（1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属 1递增到 7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无 6价，除外）。
（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同。
3.单质的熔点
（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减。
（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增。
4.元素的金属性与非金属性
（1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增。
（2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。
5.最高价氧化物和水化物的酸碱性
元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。
6.非金属气态氢化物
元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。
7.单质的氧化性、还原性
一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。
三、探究周期表里的数据
1.恒等关系确定元素位置
（1）元素周期数等于核外电子层数。
（2）主族元素的序数等于最外层电子数。
（3）原子核电荷数等于质子数等于核外电子数等于原子序数。
（4）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数确定。
2.原子序数确定元素位置
（1）牢记惰性元素的原子序数（He 12，Ne 10，Ar 18，Kr 36，Xe 54，Rn 86），就可以确定主族元素的位置。
（2）牢记每个周期元素的种类数（2，8，8，18，18，32，32（填满）），就可以确定同族的上、下周期元素原子序数之间的关系：第2、3周期的同族元素原子序数之差为8，第3、4周期的同族元素原子序数之差为8或18，IA、IIA族为8，其他族为18；第4、5周期的同族元素原子序数之差为18，第5、6周期的同族元素原子序数之差为18或32，镧系之前为18，镧系之后为32；第6、7周期的同族元素原子序数之差为32。
3.“三角形”关系确定性质
所谓“三角形”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的规律。如：原子序数Z（C）>Z（B）>Z（A）；原子半径r（C）>r（A）>r（B）；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B大于A大于C，单质的氧化性B大于A大于C，阴离子的还原性C■大于A■大于B■（设A为N族，则B为N 1族，下同），气态氢化物的稳定性H■B大于H■A大于H■C；若A、B、C为金属，则其金属性C大于A大于B，单质的还原性C大于A大于B，阳离子的氧化性B■大于A■大于C■，最高价氧化物对应水化物的碱性C（OH）■大于A（OH）■大于B（OH）■。
4.“对角线”关系确定性质
有些元素在周期表中虽然既非同周期，又非同主族，但其单质与同类化合物的化学性质却很相似，如Li和Mg，B与Si等。这一规律称为“对角线”规律。应用此规律可根据已知元素及其化合物的性质，推导未知元素及其化合物的性质。
5.“两性”关系确定性质
元素的周期数等于主族序数的元素具有两性，由此可推断元素及其化合物的性质。
四、注意周期表中的理综
1.序数差
掌握同周期相邻主族元素的“序数差”规律和同主族相邻元素的“序数差”规律。
2.奇偶差
元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（但要除去N元素，它有多种价态，Cl元素也有ClO■）。零族元素的原子序数为偶数，其化合价视为0。
3.八电子稳定状态
随着从左到右最外层电子数由1到8的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。同一族元素中，由于周期越高，最外层电子离核越远，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。具有同样最外层电子数的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。
五、周期表的构成和特点
1.周期表的构成
（1）短周期只包括前三个周期。
（2）主族中只有第ⅡA族元素全部为金属元素。
（3）IA族元素不等同于碱金属元素，因为H元素不属于碱金属元素。
（4）元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10列是第Ⅷ族，不是ⅧB族。
（5）长周期不一定是18种元素，第六周期就有32种元素。
2.周期表的特点
（1）原子核中无中子的原子：■■H。
（2）最外层只有一个电子的元素：H、Li、Na。
（3）最外层有两个电子的元素：Be、Mg、He。
（4）最外层电子数等于此外层电子数的元素：Be、Ar。
（5）最外层电子数是次外层电子数2倍的元素是C；3倍的是O；4倍的是Ne。
（6）电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。
（7）电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
（8）次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。
（9）芯电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
在教师的引导下，学生通过自主探究掌握元素周期律和元素周期表，通过对元素周期律和元素周期表相关习题的随堂演练，使学生加深对这部分基础知识的认识，从宏观和微观上完全掌握元素周期表。
参考文献：
[1]普通高中课程标准实验教科书《化学》.山东科学技术出版社.