【摘要】：元素周期律的教学在高中化学中起着举足轻重的作用，而元素周期律的常规教学过程有些和新课程理念不协调，主要是束缚了学生的创造力，所以需要教师从培养学生的创造力方面对“元素周期律”的教学进行改进。
关键字：元素周期律教学设计培养
陕西省从2007年实施新课改以来，新教材的理念注重对学生的创造力的培养，什么是创造力，创造力就是根据一定的目的和任务，开展能动的思维活动，产生新认识，创造新事物的能力。如何在课堂上培养学生的创造力？
元素周期律的教学在高中化学中起着举足轻重的作用，在化学史上掀开了化学新的一页，具有里程碑的意义。元素周期律是对元素性质呈现周期性变化实质的揭示，通过本节的学习，可以使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时，也会以此理论来指导后续学习，所以，学好元素周期律是十分重要的。然而元素周期律的常规教学过程存在一些不足之处，需要我们在教学中加以改进。
一、传统教学设计
本节教学重点：元素周期律的涵义和实质；元素性质与原子结构的关系。
本节教学难点：元素性质和原子结构的关系。
元素周期律属于化学基础理论知识，基础理论教学应具有严密的逻辑性，从课堂教学的结构上，应当体现出教材本身逻辑系统的要求；要重视理论推理，借助实验和事实分析，应用归纳法和演绎法，培养学生的逻辑思维能力。
而元素周期律的传统教学设计为：学生归纳1～18号元素的原子结构特点→思考与交流→得出原子核外电子排布的规律→提出新问题（如元素的金属性、非金属性是否随元素原子序数的变化而呈周期性变化呢？）→实验探究 （钠、镁、铝元素化学性质的比较）→得出结论→资料卡片（硅、磷、硫、氯元素的性质事实）→思考与交流→概括出元素周期律→再结合周期表总结出元素性质、原子结构与周期表中元素位置的关系→应用。
二．重新改进及教学实践
改进要点：第一，元素周期律观念的形成，首先指导学生观察元素周期表，要求学生观察元素周期表的每行、每列中各元素的原子结构和化学性质如何变化，行与行之间怎样变化，这样学生对元素周期律的理解就会深刻。第二，通过元素周期表的发现历史以及实验验证，突出元素周期律的科学意义。第三，让学生在理解元素周期律的基础上，让学生主动参与元素周期表的设计，培养学生的创新意识。
教学过程：
[引入]人类已经了现了一百多种元素，这些元素的原子结构与元素性质之间都有些什么联系？这就是本节要讨论的问题。
[板书]第二节元素周期律
一个星期由星期一到星期日为一周，种表记时，从零点到24点为一天。这种周而复始、循环往复的现象，我们称之为周期性。目前已经发现的元素有110多种。在元素周期表中，元素是有序排列的。你是否想过：元素为什么会按照这样的顺序在元素周期表中排列？它们之间存在着什么关系？人们是怎样描述这种关系的？大家打开课本翻到104页，认识一下元素周期表，观察每一纵行，每一横行的元素的电子层数，最外层电子数有何变化？有没有一定的规律？有没有一定的周期性？元素以什么为序排列表现周期性呢？
[设问]什么叫原子序数？根据原子序数的规定方法，该序数与原子组成的哪种粒子有关？有什么关系？
[板书]原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数
一、元素性质呈周期性变化
结论
结论：随原子序数的递增、元素原子的最外层电子排布呈周期性变化。[核外电子层数相同的原子，随原子序数的递增、最外层电子数由1递增到8]。
随原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。[核外电子层数相同的原子，随原子序数的递增、原子半径递减（稀有气体突增）]。元素的化合价随着原子序数的递增而起着周期性变化。[主要化合价：正价+1→+7；负价－4→－1，稀有气体为零价]。
元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
说明：元素性质的周期性变化的实质是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
周期性变化不是机械重复，而是在不同层次上的重复。稀有气体原子半径突然变大是同稀有气体原子半径测量方法与其它原子半径的测量方法不同。O、F没有正化合价是因为它们非金属性强。
例题 下列各组元素中，按原子半径依次增大顺序排列的是：A、Na、 Mg、 AlB、Cl、 S、 PC、Be、N、 FD、Cl、 Br、 I
解析：Na、Mg、Al核外电子层数相同，核电荷数依次增大，原子半径依次减小，所以A错误则B正确，Be、N、F无规律比较，最外层电子数相同时随核外电子层数的增大、原子半径依次增大，所以D正确。（答案：B、D。）
二、 几种量的关系
(1)最外层电子数=最高正化合价
(2)|最低负化合价|+最高正化合价=8
三、重点、难点突破（元素的金属性强弱 非金属性强弱的判断依据）
1．元素的金属性和非金属性判断依据
(1)金属性：a.与水(或酸)反应的难易；b.金属与盐溶液置换反应；c.金属阳离子的氧化性强弱；d.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
(2)非金属性：a.非金属单质与氢气化合难易，及氢化物稳定性；b.非金属的置换反应；c.非金属阴离子还原性强弱；d.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱(除F外)。
2.微粒半径大小比较中的规律
(1)同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左至右渐小(稀有气体元素除外)
(2)同主族元素的原子或离子半径从上到下渐大。
(3)电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增加而减小。
课堂练习：比较微粒间半径的大小
（1）Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl
（2）Na与Na＋；Cl与Cl－
（3）O2-F-Ne 、Na+、Mg2+
引导学生总结出比较微粒半径的方法：一看电子层数、二看核电荷数、三看电子数。
特别强调：电子层结构相同的离子，其离子半径随着核电荷数的增大而减小.
课后作业：请同学们根据元素周期律结合P16页历史回眸 形式不同的元素周期表 设计自己创新的元素周期表
【参考文献】
化学2（必修.山东科学技术出版社
.倍速学习法:高中化学.2：必修/刘增利主编