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元素周期律范文第1篇

知識目標：

1．了解元素原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價與元素金屬性、非金屬性的周期性變化。

2．了解兩性氧化物和兩氫氧化物的概念。

3．認識元素性質的周期性變化是元素原子核外電子排布周期性變化的必然結果，從而理解元素周期律的實質。

能力目標：

通過自學、思考、對比、實驗等方法培養觀察、分析、推理、歸納等探究式學習能力。

教學重點：原子的核外電子慨排布和元素金屬性、非金屬性變化的規律。

教學難點：元素金屬性、非金屬性變化的規律。

(第一課時)

教學過程：

[引入]我們在學習堿金屬和鹵素時，已經知道一些元素的原子結構相似其性質也相似，人類已經了現了一百多種元素，這些元素的原子結構與元素性質之間都有些什么聯系？這就是本節要討論的問題。

[板書]第二節元素周期律

一個星期由星期一到星期日為一周，種表記時，從零點到24點為一天。這種周而復始、循環往復的現象，我們稱之為周期性。我們學過的堿金屬元素、鹵族元素，隨原子核外電子數的增加，原子核外電子層數增加，但最外層電子依然是1個和7個，這也是周期性的一種表現，元素以什么為序排列表現周期性呢？

[設問]什么叫原子序數？根據原子序數的規定方法，該序數與原子組成的哪種粒子有關？有什么關系？

[板書]原子序數=核電荷數=質子數=原子核外電子數

我們把核電荷數從1～18的元素按課本P97頁表5-5排列。

1．根據表5-5，你認為隨著原子序數的遞增，原子的核外電子層排布呈什么規律性的變化？將討論的結果填在下表中。

討論

原子序數

電子層數

最外層電子數

達到穩定結構時的最外層電子數

1～2

1

12

2

3～10

11～18

結論：隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現變化

[板書]：一。隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現周期性變化。

2．根據表5-5，你認為隨著原子序數的遞增，元素原子半徑呈現什么規律性的變化（稀有氣體元素暫不考慮）？將討論的結果填在下表中，并與P99圖5-5對照。

討論

原子序數

原子半徑的變化

3～9

0．152nm0。071nm

大小

11～17

結論：隨著原子序數的遞增，元素原子半徑呈現的變化。

[板書]二。隨著原子序數的遞增，元素原子半徑呈現周期性的變化。

注意：原子半徑最小的是氫原子。

[建議介紹]原子半徑似乎應該是原子核到最外電子層的距離，但事實上，單個原子的半徑是無法測定的，原子總是以單質或化合物的形式存在，而在單質和化合物中，原子間總是以化學鍵結合的，一般：r（原）=r（共），共價半徑為2個以共價鍵結合時，它們核間距離的一半。

3．根據表5-5，你認為隨著元素原子序數的遞增，元素的化合價呈現什么規律性的變化？將討論的結果填入下表中。

討論

原子序數

化合價的變化

1～2

+10

3～10

+1+5

-4-10

11～18

結論：隨著元素原子序數的遞增，元素的化合價呈現的變化。

[板書]三。隨著元素原子序數的遞增，元素的化合價呈現周期性的變化。

注意：①金屬無負價，O、F無正價；

②一般，最高正價=最外層電子數，最高正價+∣最低負價∣=8

③一般，最高正價存在于氧化物及酸根，最低負價通常存在于氫化物中。

作業：P103一

第二課時

[引入]從上節課討論中，我們認識到隨著原子序數的遞增，元素原子的電子排布，原子半徑和化合價均呈周期性的變化。元素的化學性質是由原子結構決定的，那么元素的金屬性與非金屬性也將隨著元素原子序數的遞增而呈現周期性的變化。

[板書]四．元素的金屬性和非金屬性呈現周期性的變化

討論：元素的金屬性和非金屬性的強弱可根據哪些事實加以判斷？

小結：金屬性的判斷：

①單質與水反應置換出氫的難易程度；

②單質與酸反應置換出氫的難易程度；

③最高價氧化物對應的水化物（氫氧化物）的堿性強弱。

非金屬性的判斷：

①與氫氣反應生成氫化物的難易程度；

②氫化物的穩定性；

③最高價氧化物對的水化物的酸性強弱。

以11～17號元素為例來學習。

[板書]1。鈉鎂鋁金屬性的遞變規律

實驗1：將一小塊金屬鈉投入滴有酚酞試液的冷水中，觀察發生的現象。

實驗2：將一小段鎂帶用砂紙擦去表面的氧化膜，放入試管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞試液，觀察發生的現象。

討論

實驗3：將實驗2中試管加熱至沸騰，觀察發生的現象。

1．鎂與（冷水、熱水）反應的情形如何？生成了什么物質？寫出反應的化學方程式。

2．鎂的金屬性跟鈉比較是強還是弱？說明判斷的根據。

實驗4：將一小段鋁用砂紙擦去表面的氧化膜，放入試管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞試液，觀察發生的現象。

實驗5：取一小片和一小段鎂帶用砂紙擦去表面的氧化膜，分別放入兩支試管中，再各加入2mL1mol/L鹽酸。觀察發生的現象。

1．鎂和鋁跟鹽酸反應的情形如何？生成了什么物質？寫出反應的化學方程式。

2．鎂和鋁的金屬性哪種紗？說明判斷的根據。

討論

下面我們再來研究鋁的氧化物的性質。

實驗6：取少量氧化鋁粉末，分別加入鹽酸和氫氧化鈉溶液，觀察現象。寫出化學方程式。

Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O

Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O

既能與酸起反應的生成鹽和水，又能與堿起反應生成鹽和水的氧化物，叫做兩性氧化物。

實驗6：取少量1mol/LAlCl3溶液注入試管中，加入3mol/LNaOH溶液至產生大量Al（OH）3白色絮狀沉淀為止。將Al（OH）3沉淀分盛在兩支試管中，然后在兩支試管中分別加入3mol/LH2SO4溶液和6mol/LNaOH溶液。觀察現象。

上面的實驗中觀察到什么現象？生成了什么物質？寫出反應的化學方程式。

討論

既能與酸起反應的生成鹽和水，又能與堿起反應生成鹽和水的氫氧化物，叫做兩性氫氧化物。

[說明]

①鎂只能表現出金屬性不能表現出非金屬性，鋁既能表現出金屬性又能表現出非金屬性，這又是一個證明鋁比鎂的金屬性弱的事實；

②雖然鋁既能表現出金屬性又能表現出非金屬性，但在通常的元素分類中，還是將鋁歸為金屬。鋁是金屬，但能表現出一定的非金屬性。

③關于氫氧化鋁能顯酸、堿性的原理，以后還會以電離理論作分析。

[小結]：

反應

金屬

鈉

鎂

鋁

與水反應

與冷水劇烈反應

與冷水緩慢反應，與沸水迅速反應

與冷水很難反應，與熱水緩慢反應

與酸反應

劇烈反應

迅速反應

氧化物

Na2O和Na2O2

MgO為堿性氧化物

Al2O3為兩性氧化物

對應堿

NaOH為強堿

Mg（OH）2為中強堿

Al（OH）3為兩性氫氧化物

結論

金屬性逐漸減弱

作業：P103二

第三課時

[復習]1。鈉、鎂、鋁金屬性的遞變規律；

2．金屬性和非金屬性通常從哪些事實來證明？

[板書]2。硅、磷、硫、氯的非金屬性的遞變規律

討論1：硫和氯氣分別與氫氣反應的劇烈程度如何？能說明硫和氯氣的非金屬性強弱關系如何？

[介紹]硅只有在高溫下才能跟氫氣反應生成少量氣態氫化物——SiH4。磷的蒸氣和氫氣能起反應生成氣態氫化物——PH3，但相當困難。硫在加熱時能跟氫氣起反應生成氣態氫化物——H2S。

討論2：在加熱條件下，氯化氫易分解嗎？

[介紹]SiH4很不穩定，PH3也不太穩定，在生成時就易分解，H2S也不很穩定，在較高溫度時可以分解，HCl十分穩定。

討論3：比較磷酸、硫酸和高氯酸的酸性強弱。

[介紹]硅的氧化物——SiO2是酸性氧化物，它的對應水化物是原硅酸（H4SiO4），原桂酸是一種難溶于水的很弱的酸，易分解生成硅酸——H2SiO3，磷的最高價氧化物是P2O5，它的對應的水化物是磷酸，磷酸是中強酸，硫的最高價氧化物是SO3，SO3的對應水化物是硫酸，硫酸是一種強酸，氯的最高價氧化物是Cl2O7，Cl2O7的對應的水化物是高氯酸（HClO4），它是比硫酸更強的一種酸。

第18號元素氬是一種稀有氣體元素。

小結：

Si

P

S

Cl

最高正價

最低負價

單質與氫氣反應的條件

最高價氧

化物

離高價氧化物的水化物

H4SiO4

弱酸

H3PO4

中強酸

H2SO4

強酸

HClO4

最強無機酸

酸性逐漸增強

結論

綜上所述，我們可以從11～18號元素性質的變化中得出如下結論：

NaMgAlSiPSClAr

金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強稀有氣體元素

如果我們對其他元素也進行同樣的研究，也會得出類似的結論：元素的金屬性和非金屬性隨著原子序數的遞增而呈現周期性的變化。

討論：比較HF、H2O、NH3的穩定性。

[板書]五．元素周期律

[思考]什么是元素周期律？

[板書]1。概念：元素的性質隨著元素原子序數的遞增而呈周期性的變化，這個規律叫做元素周期律。

2．元素周期律的實質

元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結果。

練習：

寫出下列化學方程式：

（1）氧化鋁與氫氧化鈉溶液

（2）氧化鋁與硝酸

（3）氫氧化鋁與鹽酸

元素周期律范文第2篇

一、核外電子排布的表示方法

1.結構示意圖

①原子結構示意圖：如（質子數=核外電子數）

②陽離子結構示意圖：如（質子數>核外電子數）

③陰離子結構示意圖：如（質子數

2.電子式

①原子電子式：如 S的電子式為S

②陽離子電子式：如Na+的電子式為 Na+（即為陽離子的離子符號，NH+4除外）

③陰離子電子式：如Clˉ的電子式為

④離子化合物電子式：如NaCl的電子式為 Na+

⑤共價物質電子式：如O2的電子式為

3.結構式（針對共價物質）

如O2的結構式為O=O；HCl結構式為 H-Cl

4.電子排布式

①各能級電子排布式：如S：1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

②簡化電子排布式：如K：【Ar】4s1

③電子排布式：如K：4s1

5.電子排布圖

如N的電子排布圖：

1S 2S 2P

例題1：下列各項中表達正確的是（ ）

主族 ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA

副族 ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB

A.F原子結構示意圖 +9 28

B.次氯酸電子式

C.Br的電子排布式為4s24p6

D.CO2的結構式為O=C=O

解析：A項寫成了離子結構示意圖，錯誤；B項氧原子的電子式應是8個電子，錯誤；C項Br的電子式應是4s24p5，錯誤；D項正確。

二、元素周期表

元素周期表是“位-構-性”的綜合體現，是學生掌握元素“位-構-性”的基本圖表，同時也是學生靈活運用“位-構-性”知識的中轉站，掌握元素周期表是學生掌握物質結構、元素化合物性質的一把鑰匙。

1.元素周期表的結構

（1）周期

（2）族（18縱桁，16族）

第Ⅷ族 含第8、9、10三個縱行

0族 稀有氣體

（3）元素周期表的分區與各區元素的性質

例題2：下列各表中的數字代表的是原子序數，表中數字所表示的元素與它們在元素周期表中位置相符的是 （ ）

A B C D

解析：A項中3號元素和5號元素在第二周期，4號元素和5號元素之間隔開了，錯誤；B項4、5號元素的位置不是相鄰，錯誤；C項中1、2號元素位置不相鄰，錯誤；D項的三縱依次是第ⅥA、ⅦA、ⅧA族的元素三主族位置相鄰，正確。

三、元素周期律

元素周期律是元素周期表的核心、本質，正是由于元素周期律的遞變規律才有了周期表的編排原則。同時，周期表的制定式周期律更加清晰、明了，二者結合時元素化合物性質具有了強大的理論依據，使化學從“雜”走向“序”，為學生化學知識的積淀提供了平臺同一周期，從左到右，最外層電子數逐漸增加。

1.同一周期，從左到右，原子半徑逐漸減小。

2.同一周期，從左到右，最高正價逐漸升高，從+1+7（O、F除外）。最低負價逐漸升高，從-4-1。

3.同一周期，從左到右，元素金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。

4.同一主族，從上到下，元素金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。

5.同一周期，從左到右，元素最高價氧化物對應的水化物的堿性逐漸減弱，酸性逐漸增強。

6.同一主族，從上到下，元素最高價氧化物對應的水化物的堿性逐漸增強，酸性逐漸減弱。

7.同一周期，從左到右，單質的還原性逐漸減弱，單質的氧化性逐漸增強。

8.同一主族，從上到下，單質的還原性逐漸增強，單質的氧化性逐漸減弱。

9.金屬性和非金屬性強弱的判斷依據。

10.同一周期，從左到右，元素的第一電離能逐漸增大。

11.同一主族，從上到下，元素的第一電離能逐漸減小。

12.同一周期，從左到右，元素的電負性逐漸增大。

13.同一主族，從上到下，元素的電負性逐漸減小。

例題4：（2012.福建高考）短周期元素R、T、Q、W在元素周期表中的相對位置如右圖所示，其中T所處的周期序數與族序數相等。下列判斷不正確的是（ ）

A.最簡單氣態氫化物的熱穩定性：R>Q

B.最高正價氧化物對應水化物的酸性：Q

C.原子半徑：T>Q>R

元素周期律范文第3篇

1、正確認識元素周期律的教學意義

1.1 遷移價值

元素周期律是化學必修內容的重要組成部分，其相關知識在必修和選修模塊中均有提及。因此，學好元素周期律有助于打好化學學習的基礎，對今后的知識學習也具有一定的遷移作用。高中的化學元素周期律的學習是在學習了堿金屬族和鹵族元素基礎上進行的，因此在教學中，教師也可以引導學生從堿金屬族和鹵族元素知識開始遷移，向學生滲透遷移的思維方法。

1.2 認知價值

建構主義學習觀認為學習的過程不能是被動的接受，而是主動探究知識的過程。通過對元素周期律發展史的學習，不僅能使學生了解具體的發展過程，更重要的是向學生呈現了科學研究的模型和科學思維的方法，這將對學生的主動建構知識的過程起到促進作用。

1.3 情感價值

新課程關注的學習目標除了知識與技能、過程與方法，還關注學生情感、態度、價值觀的養成。元素周期律的學習對學生的情感本文由收集整理、態度、價值觀的育成有重要價值。一方面，通過元素周期律發現史的教育，可以開拓學生的科學視野，培養他們嚴謹的科學態度，激勵他們追求真理的信念。另一方面，通過向學生呈現元素周期律和周期表的探索與發展過程，揭示了科學的思維過程，有利于培養學生科學的研究方法和辯證的科學思想。

2、元素周期律的教學策略

機械式的學習和記憶元素周期律，不利于對這一規律的理解和應用。而針對元素周期律的知識特點，設計探究式教學，讓學生主動探究元素周期律的有關規律，通過自主合作學習，讓學生發現問題并積極質疑、探究、總結和反思，將會極大地發揮學生的主體性，不僅利于知識的理解和應用，還有利于培養學生的科學探究能力。

2.1 探究式教學策略

元素周期律的內容是高中化學最具規律性的知識，其性質規律由物質微觀結構決定，由于物質結構過于抽象，學生對此摸不清，所以難于理解，這也就導致很多學生只能機械的記憶這些規律，而無法熟練的應用這些規律。元素周期律的規律教學是這部分的重點和難點，實施探究教學，教師需要把握好以下幾點：

第一，激發學生對探究學習的興趣。教師要為學生創設更多的問題情境，讓學生有問題可探究，在學習實踐中引導學生體驗探究學習的成功感，培養他們的探究興趣。

第二，發揮學生在探究學習中的主體作用。首先，教師要充分信任學生，把探究的機會留給學生。其次，對有難度的探究問題，教師要扮演好引導者和組織者的角色，組織學生形成學習小組，發揮集體智慧，在必要的知識點上予以啟發性的引導，讓學生感受到學習的過程就是發現的過程。

第三，問題要有探究性。在課前階段，教師要設計好探究學習中的探究問題，過于簡單和過于困難的問題都會使學生在探究中無所適從，使課堂時間在無意義的探究中浪費掉。

2.2 探究式教學的實施

1、創設情境

在探究教學的實施階段，我首先向學生講述了門捷列夫發現元素周期律的故事以及他的“預言”，這些預言在以后的科學發現里被一一證實。

2、提出問題，收集材料

然后，我讓學生觀察元素周期表并提出關于元素周期律的相關問題，讓學生收集材料，分析材料并整理和繪圖。

3、小組合作學習

以小組為單位，討論交流

4、班級答辯

各小組得出分析結論后，輪流在班級發言，并就各組的研究方法和結論進行辯論，最后教師進行點評和總結。

3、用好元素周期表

元素周期表的作用不僅僅是呈現給我們各種元素的排布，仔細研究還

是大有玄機的。可以說研究好了這張表格，元素周期律的學習就成功了大半。在教學中，我時常強調這張表的重要，要學生做到“人人心中一張表”。當然，元素周期表不能靠死記硬背，關鍵的是指導學生總結出這張表的規律，如“四性”和“四量”。

“四性”包括：元素的金屬性、非金屬性、氧化性和還原性。元素的金屬性和非金屬性、氧化性和還原性皆不同程度的與原子的結構有關，它們受到原子的核外電子排布和原子半徑等影響，這些在元素周期表中皆可窺知。

元素周期律范文第4篇

[問題由來]

元素周期律是對元素性質呈現周期性變化實質的揭示，實現由感性認識到理性認識，學好元素周

期律是十分重要的。關于元素周期律的探究活動在教材上有，但是相關的習題很少見。筆者依據教材內容以及學生在探究活動中提出的問題設計了實驗報告題的形式，并對元素周期表、元素化合物、實驗操作等相關知識作進一步考查。

[問題]

某同學在做同周期元素性質遞變規律分組實驗時，設計了如左的實驗報告，請你幫助該同學整理并完成試驗報告部分內容。

[問題解析]

⑴由實驗內容可以得到答案：比較同周期金屬元素的金屬性變化規律

⑵回憶實驗內容的操作過程可以得知：①試管、②燒杯、③酒精燈

⑶實驗現象：①浮在水面上，熔成小球，做不定向運動，直至消失，溶液變成紅色；②有少量氣泡產生，溶液變成淺紅色；⑦生成白色膠狀沉淀，繼而沉淀消失

化學原理解釋：①2Na＋2H2O=2NaOH＋H2；②Mg＋2H2O2Mg(OH)2＋H2；⑤2Al＋6H＋＝2Al3＋＋3H2； ⑥Mg2＋＋2OH-＝Mg(OH)2；⑦Al3＋＋3OH-＝Al(OH)3, Al(OH)3＋OH-=AlO2－＋2H2O

實驗結論：金屬性的強弱關系：Na>Mg>Al

⑷①有，將鋁條放進稀鹽酸(或氫氧化鈉溶液)中待有大量氣泡產生時取出，用蒸餾水洗滌

②不行，金屬鈉投入到MgCl2溶液中置換不出金屬鎂，金屬鈉先和水反應，故不可以來比較兩種金屬的金屬性。

[問題拓展]

某學校化學興趣小組為了從本質上認識非金屬的性質變化規律，查到以下資料：

Ⅰ一些共價鍵的鍵能如下：

Ⅱ通常人們把拆開(或形成)1 mol某化學鍵所吸收(或放出)的能量看成該化學鍵的鍵能。鍵能的大小可以衡量化學鍵的強弱，也可以估算化學反應的反應熱（H），化學反應的H等于反應中斷裂舊化學鍵的鍵能之和與反應中形成新化學鍵的鍵能之和的差。

⑴運用上述資料，分析SiH4、H3P、H2S、HCl的熱穩定性的由強到弱的關系> > >

;

⑵工業上制鹽酸的原料可通過下列反應制取：

Cl2(g)＋H2(g)2HCl(g)， 請你判斷一下該反應是______（填“吸熱”或“放熱”）反應，理由是：

⑶該小組還設計了以下實驗方案來比較非金屬性

①往氫硫酸溶液中加入氯水，出現淡黃色沉淀，說明氯的非金屬性比硫活潑；

②用pH試紙測量濃硫酸和濃磷酸的pH值，比較大小，得出濃硫酸的酸性比濃磷酸強，故硫的非金屬性比磷強；

③往Na2SiO3溶液加入3mol/LH3PO4溶液，有白色膠狀的沉淀生成，磷的非金屬性比硅強；

④分別往3mol/LH3PO4溶液、3mol/L H2SO4溶液加入相同質量的鎂條；硫酸溶液中產生氣體的速度較快，硫的非金屬性比磷強；

⑤將灼熱的銅絲分別放入硫蒸氣和氯氣中反應，分別生成Cu2S、CuCl2，說明硫元素的非金屬性比氯元素弱；

⑥氯氣不能在空氣中燃燒，硫單質可以，就說明氯元素的非金屬性比硫元素弱。

你認為上述方案中可行的是____(填序號)

分析：通過鍵能的比較，可以看出SiH4、H3P、H2S、HCl內的共價鍵的強弱，共價鍵的強弱決定了物質的穩定性。另外共價鍵的破壞或形成與能量有關，只要能通過資料信息深刻理解鍵能的含義，本題答案就很容易得到。

答案：⑴HCl、H2S、H3P、SiH4；⑵放熱 斷開Cl―Cl與H―H的所需的能量比形成Cl―H所放出的熱量之和要小；⑶①③④⑤

[使用記錄]

此題在我校2007年高一年級第一次單元練習中使用，試題設計新穎，設問角度多，具有一定的綜合性，能很好地看出學生的基礎知識和基本技能的掌握情況，[問題拓展]屬于要求比較高的題目適合化學專業班訓練使用。

[教育價值]

元素周期律作為化學的基本原理之一在中學化學課程體系中一直處于核心地位。學生在化學1中已學習了常見的元素及其化合物知識，故在化學2進行元素周期性變化規律的練習，有助于原有知識的鞏固、概括、綜合。另外，借助對實驗和事實的分析，運用歸納法和演繹法，也能培養學生的邏輯思維能力。

參考文獻：

[1]宋心琦主編．化學2(必修)．北京：人民教育出版社，2006．5.

元素周期律范文第5篇

從質子數為1的氫元素開始，元素隨著原子序數的增加，呈現出化學性質和物理性質周期性的變化規律，這就是元素周期律。俄國化學家門捷列夫根據這一重要規律，將元素按照原子序數順序排列成周期表。歷史上出現過的元素周期表有很多形式，有長式表、短式表、二維式表、三維式表、螺旋式表、環式表、圓筒式表、鋸齒形表、階梯形表、鏡像表和塔式表等。現在最常見的是平面型長式周期表，也就是門捷列夫編制的那一種。元素周期表反映著元素周期律，揭示了自然界物質的內在聯系，門捷列夫曾據此預言了當時一些尚未被發現的元素（如鍺、鎵等）的存在和性質。新的元素不斷被發現并填入元素周期表，隨著放射現象、同位素的發現以及人工合成元素的進展，元素周期表和元素周期律得到不斷豐富和發展。長式周期表縱向分為18個族，橫向分為7個周期，113號、115號、117號、118號4個新元素的合成，補全了元素周期表的第七周期。

元素周期表呈現出了元素性質的周期性變化，而元素的命名同元素的性質密切相關，這在元素周期表中有很直觀的體現。同一周期內，元素原子核外電子層數相同，從左到右，最外層電子數依次遞增，原子半徑遞減（18族元素除外），失電子能力逐漸減弱，獲電子能力逐漸增強，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同一族中，最外層電子數相同，由上而下，核外電子層數逐漸增多，元素金屬性遞增，非金屬性遞減。元素的中文命名有規可循：元素周期表中常溫下的氣態元素用“氣”字頭表示；液態元素“溴”用了“氵”旁，“汞”也有“水”；固態元素大多數為金屬元素，用“钅”旁表示（包括金），非金屬元素用“石”字旁表示。

IUPAC（國際純粹與應用化學聯合會）2016年新版元素命名指南規定：“所有新元素的命名，必須反映歷史并保持化學的一致性，即屬于第1～16族（包括f區元素）的元素，命名以‘ium’結尾；屬于第17族的元素，以‘ine’結尾；屬于第18族的元素，以‘on’結尾。”113號元素屬13族，英文名為nihonium；115號元素屬14族，英文名為moscovium；117號元素屬16族，英文名為tennessine；118號元素屬18族，英文名為oganesson。這幾個元素周期表新成員的中文名最終如何？讓我們拭目以待。

（魏星：《中國科技術語》編輯部）