(完整版)粒子半径大小的比较规律
粒子半径大小的比较规律
原子和简单离子半径大小的比较是高考的一个重要考点，掌握比较的方法和规律，才能正确判断粒子半径的大小。
中学化学里常见粒子半径大小比较，规律如下：
1.同种元素粒子半径大小比较：
同种元素原子形成的粒子，核外电子数越多，粒子半径越大。
阳离子半径小于相应原子
半径。
如r(Na+)<r(Na)；阴离子半径大于相应原子半径。
如r(Cl—)>r(Cl)；同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。
如r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)、r(H—) > r (H) > r(H+)。
2.不同元素粒子半径的比较：
①同周期元素，电子层数相同，原子序数越大，原子半径、最高价阳离子半径、最低价
阴离子半径均逐渐减小(仅限主族元素)。
如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)、r(Na+) >r(Mg2+)>r(Al3+)、r(O2—) >r(F—)。
同一周期各元素，阴离子半径一定大于阳离子半径。
如r(O2—) > r(Li+)。
②同主族元素，最外层电子数相同，电子层数越多，原子半径越大，同价态的离子半径
大小也如此。
如：r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I)，r(F—)<r(Cl—)<r(Br—)<r(I—)，r(Li+)<r（Na+）<r(K+)。
③电子层结构相同（核外电子排布相同）的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。
如：
r(S2—)>r(Cl—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)> r(F—)> r（Na+）> r（Mg2+）> r（Al3+）。
④稀有气体元素的原子，半径比与它相邻的卤素原子的原子半径大，如r(Ar) >r(Cl)。
⑤核电荷数、电子层数、电子数都不相同的粒子，一般可以通过一种参照粒子进行比较。
如铝原子和氧原子，可以通过硼原子转换，r(Al)>r(B) >r(O)，也可以通过硫原子转换，
r(Al)>r(S) >r(O)。
微粒半径大小的比较方法
1．原子半径的大小比较，一般依据元素周期表判断。
若是同周期的，从左到右，随着核电荷数的递增，半径逐渐减小；若是同主族的，从上到下，随着电子层数增多，半径依次增大。
2．若几种微粒的核外电子排布相同，则核电荷数越多，半径越小。
3．同周期元素形成的离子中阴离子半径一定大于阳离子半径，因为同周期元素阳离子的核
外电子层数一定比阴离子少一层。
4．同种金属元素形成的不同金属离子，其所带正电荷数越多（失电子越多），半径越小。
☆判断微粒半径大小的总原则是：
1．电子层数不同时，看电子层数，层数越多，半径越大；
2．电子层数相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；
3．电子层数和核电荷数均相同时，看电子数，电子数越多，半径越大；如r（Fe2+）> r （Fe3+）
4．核外电子排布相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；
5．若微粒所对应的元素在周期表中的周期和族既不相同又不相邻，则一般难以直接定性判
断其半径大小，需要查找有关数据才能判断。
典型例题剖析
[例1] 下列各元素中，原子半径依次增大的是()
A．Na、Mg、Al B．N、O、F C．P、Si、Al D．C、Si、P
[解析] A中三元素同周期，核电荷数增大，原子半径依次减小；B与A相类似，半径依次减小；C中三种元素同周期且核电荷数逐渐减小，原子半径依次增大，C选项正确；D中Si
原子半径最大，故不符合题意。
[例2] 已知a A n+、b B（n+1）+、c C n—、d D（n+1）—均具有相同的电子层结构，关于ABCD四种元素的叙述正确的是（）
A.原子半径A＞B＞C＞D
B.原子序数b＞a＞c＞d
C.离子半径：D＞C＞B＞A
D.金属性B＞A；非金属性D＞C
[解析] 此题考查学生对原子序数、核电荷数、电荷数及周期表中元素的相对位置和粒子半
径的递变规律的理解和掌握。
由a A n+、b B（n+1）+、c C n—、d D（n+1）—均具有相同的电子层结构，
可知A、B在同一周期，C、D在同一周期，且C、D在A、B的上一周期；由B的电荷比A高，知B在A的右边；由C的电荷比D高，知C在D的右边。
其位置关系如下表所示。
对于A，原子半径应改为A＞B＞D＞C；对于B，原子序数b＞a＞c＞d正确；对于C，离子半径应改为D＞C＞A＞B；对于D，金属性应改为A＞B；非金属性D＞C正确。
答案为B。
… D C…
…A B …
[例3] A、B、C、D、E是原子序数依次增大的五种短周期元素，其原子半径按DEBCA的顺序依次减小，且B和E同主族。
下列推断不正确的是（）
A．A、B、D一定在不同周期B．A、D可能在同一主族
C．D、B、C原子的最外层电子数依次增多D．C的最高价氧化物的水化物可能显碱性
[解析] 此题考查学生对周期表结构的认识和周期表中存在的半径变化规律知识的掌握情
况。
短周期只有前3周期，由A、B、C、D、E是原子序数依次增大及B和E同主族可确定BE的相对位置，若B在第2周期则E在第3周期；由原子半径按DEBCA的顺序依次减小知A与B在不同周期，则A只能在第一周期、第1主族，是氢；D的原子半径比E大，D与E同周期，且D在E的左边某一族内，可能与A同族；C的原子序数比B大，原子半径比B小，C与B同周期，C在B的右边某族，C一定在铍之后，不可能是金属，所以，
C的最高价氧化物的水化物不可能显碱性。
只有D选项是不正确的。
相对位置如下：
A（氢）
（B）B（C） C （C）
（D）D（E） E
[例4] 已知两元素A与B的原子序数分别为a、b，且原子半径B>A，则a与b的相对大小关系是（）
A．a一定大于b B．a一定小于 b
C．若元素A、B在同一周期，则a一定大于b
D．若元素A、B不在同一周期，则a一定大于b
[解析] 考纲要求考生“掌握同一周期(同一主族)内元素性质(如：原子半径、化合价、单质
及其化合物性质)的递变规律与原子结构的关系”。
该题考查考生对元素周期B(原子半径)的理解和归纳推理能力。
分析题干时，了解到原子序数与原子半径之间有一定的关系，因此原子半径在元素周期表中的规律性变化是解题的切入点。
根据元素周期律可知，在同一周期，
随原子序数递增，原子半径逐渐减小(0族元素不考虑)，若元素A、B同周期，而原子半径B>A，所以原子序数a>b，所以选项C正确。
若在同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，而原子序数也增大，即当原子半径B>A时，原子序数b>a。
所以两种情况都有可能，A、B、D选项不正确。
答案为C。
【针对训练
比较下列粒子的半径大小
1.Na+Cl—
2.H+H—
3. H—Li+
4. Na+Al3+
5.O2—F—
6.K Mg
7.C F
8.Cl Br
9.F—Cl—10.Mg2+Mg 11. Cl Cl—12. Fe3+Fe2+ 13.S2—Ca2+ 14.O2—Ne
答案：
1.Na+＜Cl—
2.H+＜H—
3. H—＞Li+
4. Na+＞Al3+
5.O2—＞F—
6.K ＞Mg
7.C ＞ F
8.Cl ＜Br
9.F—＜Cl—10.Mg2+＜Mg 11. Cl ＜Cl—12. Fe3+＜Fe2+ 13.S2—＞Ca2+ 14.O2—＞Ne】。
微粒半径大小的比较规律及其应用
微粒半径大小的比较规律及其应用一、微粒半径大小的比较规律1. 层数相同，核大半径小。
即电子层数相同时，结构相似的微粒中核电荷数大的微粒半径小。
例如:.2. 层异，层大半径大。
即当微粒的电子层数不同时，结构相似的微粒中,电子层数大的微粒半径大。
如:.3。
核同,价高半径小。
即对同一种元素形成的不同的简单微粒中,化合价高的微粒的半径小.如。
4。
电子层结构相同，核电荷数大,则半径小.如。
二、规律的运用1. 由微粒半径的大小推导原子序数(或元素的核电荷数）的大小.例1。
有a、b、c、d四种主族元素,已知a、b的阳离子和c、d的阴离子都具有相同的电子层结构,而且原子半径，阴离子所带的负电荷数为。
则四种元素核电荷数由小到大的顺序为____________。
A。
B。
C。
D。
解答：由于a、b的阳离子和c、d的阴离子都具有相同的电子层结构应有：c、d的核电荷数比a、b的小,由阴离子所带负电荷数c大于d，结合规律1有：核电荷数是d大于c。
综上所述，核电荷数的大小顺序为,答案D.2。
利用微粒的半径大小比较酸、碱性的强弱例如:HF、HCl、HBr、HI水溶液的酸性逐渐增强。
这是因为F、Cl、Br、I的原子半径依次增大。
键能渐弱，在水中电离程度渐大。
，碱性KOH。
3. 利用微粒半径的大小比较物质熔沸点的高低同类晶体的熔沸点比较思路为：原子晶体＆＃0；共价键键能�键长�原子半径离子晶体＆＃0;离子键强弱�；离子电荷数、离子半径金属晶体＆＃0；金属键强弱�金属离子半径、离子的电荷数例2。
碳化硅（SiC）的晶体具有类似金刚石的结构，其中碳原子和硅谷原子的位置是交替的，在下列三种晶体①金刚石，②晶体硅，③碳化硅中,它们的熔点从高到低的顺序是_____________.A。
①③② B. ②③①C。
③①② D。
②①③解答:三种晶体均是原子晶体，晶体内的结构力是共价键.半径，共价键键长：C�C键键键，共价键的键能:C&＃0；C键C&＃0；Si键Si＆#0;Si键.键能越大，原子晶体的熔点越高,所以三者的熔点由高到低的顺序是：金刚石＞碳化硅＞晶体硅，答案:A。
高考化学六大类微粒的半径大小规律及微粒半径之最
1、电子层数相同（同周期）的主族元素的原子：核电荷数越小原子半径越大。
★第二周期的主族元素：r(Li) > r(Be) > r(B) > r(C) > r(N) > r(O) > r(F) 。
★第三周期的主族元素：r(Na) > r(Mg) > r(Al) > r(Si) > r(P) > r(S) > r(Cl) 。
2、电子层结构相同（核外电子数相同）的单核离子：核电荷数越小原子半径越大。
★核外电子数都是10个的单核离子（电子层结构相同、离子的结构示意图相同）：r(7N3-) > r(8O2-) > r(9F-) > r(11Na+) > r(12Mg2+) > r(13Al3+) 。
★核外电子数都是18个的单核离子（电子层结构相同、离子的结构示意图相同）：r(8S2-) > r(9Cl-) > r(11K+) > r(12Ca2+) >3、最外层电子数相同（同族）的主族元素的原子：核电荷数越大半径越大。
★碱金属元素：r(Cs) > r(Rb) > r(K) > r(Na) > r(Li)★卤族元素：r(I) > r(Br) > r(Cl) > r(F)★0族元素：r(Rn) > r(Xe) > r(Kr) > r(Ar) > r(Ne) > r(He) 。
4、最外层电子数相同（同族）的主族元素的单核离子：核电荷数越大半径越大。
★碱金属元素：r(Cs+) > r(Rb+) > r(K+) > r(Na+) > r(Li+)★卤族元素：r(I-) > r(Br-) > r(Cl-) > r(F-)5、质子数相同的单核微粒：电子数越多，其微粒半径越大。
★金属元素：r(Na) > r(Na+)。
离子半径大小判断口诀是什么
离子半径大小判断口诀是什么
离子半径是描述离子大小的重要参数，它可以影响化学反应的进行和物质的性质。
在化学实验和理论研究中，准确判断离子的大小至关重要。
下面将介绍离子半径大小判断口诀：
1.同一周期的离子：同一周期的离子，电荷数相同，半径随核电荷数
增加而减小。
2.同一族的离子：同一族的离子，电荷数相同，半径随原子核半径增
加而增大。
3.不同族不同周期的离子：比较复杂，一般需要查找离子半径表。
4.正离子和负离子：正离子一般比原子半径小，负离子一般比原子半
径大。
5.多电子离子：多电子离子的半径受内层电子屏蔽效应的影响，一般
比预期的要小。
6.化合物中的离子：在熔融物质或溶液中，离子间距离较远，半径表
很难准确判断，需要实验测定。
综上所述，离子半径大小判断口诀可以简单归纳为同周期正变负反；同族负增正长大；不同族不同周期参表求；负离比原体大正离小；多电子受屏蔽效果容；混合物实测情。
通过这些口诀，希望对大家在化学实验和研究中准确判断离子半径大小有所帮助。
当遇到复杂情况时，建议查阅离子半径表或进行具体实验测量，以获得更准确的结果。
离子半径的大小判断对于深入了解化学物质的性质和结构起着至关重要的作用。
(完整版)粒子半径大小比较规律
粒子半径大小的比较规律原子和简单离子半径大小的比较是高考的一个重要考点，掌握比较的方法和规律，才能正确判断粒子半径的大小。
中学化学里常有粒子半径大小比较，规律以下：1.同种元素粒子半径大小比较：同种元素原子形成的粒子，核外电子数越多，粒子半径越大。
阳离子半径小于相应原子半径。
如 r(Na + )<r(Na) ；阴离子半径大于相应原子半径。
如—r(Cl )>r(Cl) ；同种元素不一样价态的离子，价态越高，离子半径越小。
如—+)。
r(Fe)>r(Fe 2+ )>r(Fe 3+) 、 r(H ) > r (H) > r(H2.不一样元素粒子半径的比较：①同周期元素，电子层数同样，原子序数越大，原子半径、最高价阳离子半径、最廉价阴离子半径均逐渐减小 ( 仅限主族元素 ) 。
如 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl) r(Na+) >r(Mg 2+)>r(Al 3+)、 r(O2—) >r(F — )。
同一周期各元素，阴离子半径必定大于阳离子半径。
如r(O2—) > r(Li +)。
②同主族元素，最外层电子数同样，电子层数越多，原子半径越大，同价态的离子半径大小也这样。
如： r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I) ， r(F —)<r(Cl — )<r(Br — )<r(I —) ，r(Li + )<r（ Na +） <r(K③电子层构造同样（核外电子排布同样）的不一样粒子，核电荷数越大，半径越小。
如：————、+)。
④罕有气体元素的原子，半径比与它相邻的卤素原子的原子半径大，如r(Ar) >r(Cl) 。
⑤核电荷数、电子层数、电子数都不同样的粒子，一般能够经过一种参照粒子进行比较。
如铝原子和氧原子，能够经过硼原子变换，r(Al)>r(B) >r(O)，也能够经过硫原子变换，r(Al)>r(S) >r(O) 。
3.半径大小的比较规律
如第三周期中的：P3－＞S2－＞Cl－。
⑤ 同主族的阳离子半径随原子序数的递增逐渐增大。 如第IA族中的阳离子半径：H+＜Li+＜Na+＜K+＜Rb+＜Cs+。
⑥ 同主族的阴离子半径随原子序数的递增逐渐增大。 如第 ⅦA族中的：F－＜Cl－＜ Br－＜ I－
⑦ 阳离子的半径总比相应的原子半径小（同种元素的阳离子带
元素的原子半径、离子半径大 小的比较规律
①同周期原子半径随原子序数的递增逐渐减小（稀有气体元素 除外）。 如第三周期中的元素的原子半径：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl。
② 同主族原子的半径随原子序数的递增逐渐增大。
如第IA族中的元素的原子半径：H＜Li＜Na＜K＜Rb＜Cs。 ③ 同周期阳离子的半径随原子序数的递增而逐渐减小。 如第三周期中的：Na+＞Mg2+＞Al3+。 ④ 同周期阴离子的半径随原子序数的递增而逐渐减小。
A.金属性：Y＞Z
B.氢化物的沸点：X＞W C.离子还原性：X＞W D.原子及离子半径：Z＞Y＞X
解析：短周期元素W中最外层电子数与核外电子总数之比
为7 : 17，则W为Cl；含Z的物质的焰色反应为黄色，则Z
为Na；X与W（Cl）同主族，故X为F；Y的原子序数为 （17＋9）÷2＝13，则Y为Al。 答案：B
【例题4】已知短周期元素的离子aA2+
B+ b
C3c ）
D-都具 d
有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（ A.原子半径A>B>D>C B.原子序数d>c>b>a
C.离子半径C>D>B>A
D.单质的还原性A>B>D>C
粒子半径及性质规律记忆
一、粒子半径大小比较规律
1、原子半径：
（1）同周期原子半径从左到右减小；
（2）同主族原子半径从上到下增大；
（3）周期表中主族元素原子半径左下大于右上。
2、离子半径：
（1）同周期阳离子半径从左到右减小；同周期阴离子半径从左到右减小；同周期的离子，阳离子始终小于阴离子；
（2）同主族阳离子半径从上到下增大；同主族阴离子半径从上到下增大；
（3）具有相同电子层结构的离子，序数越大，离子半径越大；
（4）同种元素的阴离子半径大于原子半径，原子半径大于阳离子半径；
（5）同种元素的低价阳离子半径大于高价阳离子半径。
二、元素金属性和非金属性的判断
1、元素金属性
（1）同周期元素从左到右金属性减弱；同主族元素从上到下金属性增强。
（2）金属单质越容易与水（或酸）反应，元素金属性越强。
（3）金属单质还原性越强，元素金属性越强。
（4）金属阳离子氧化性越强，元素金属性越弱；
（5）最高价氧化物的水化物的碱性越强，元素金属性越强。
（6）若金属A能将金属B从它的盐溶液中置换出来，则金属性A>B。
2、非金属性
（1）同周期元素从左到右非金属性增强；同主族元素从上到下非金属性减弱。
（2）非金属单质越容易与氢气反应，元素非金属性越强；气态氢化物的热稳定性越强，元素非金属性越强。
（3）非金属单质氧化性越强，元素非金属性越强。
（4）阴离子（或气态氢化物）还原性越强，元素非金属性越弱。
（5）最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素非金属越强。
（6）若非金属A能将非金属B从它的盐溶液中置换出来，则非金属性A>B。
粒子半径大小比较论文
粒子半径大小比较论文摘要：本文主要介绍了利用元素周期律知识的运用之一，粒子半径大小的比较规律及其运用，并将典型例题给出了详细的解析。
关键词：粒子半径的大小；比较；运用元素周期律揭示了元素及其化合物的性质变化规律，对学习元素、化合物有重要的指导意义。
而粒子半径大小的比较是元素周期律知识的重要运用之一，现将如何比较粒子半径大小及其相关的题型小结如下：一、粒子半径大小比较规律[1] 1、同周期元素同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电核数增大而逐步减小（稀有气体元素除外）。
如：Na>Mg>Al>Si；Na+>Mg2+>Al3+。
2、同主族元素同主族元素的原子或离子半径随核电核数的增大而逐渐增大。
如：F<cl<br<i，li+<na+F->Na+>Mg2+>Al3+。
4、同种元素同种元素原子形成的粒子半径大小为：阳离子半径总比相应原子半径小；阴离子半径总比相应原子半径大；不同价态的微粒，价态越高半径越小。
如：Mg>Mg2+，S2->S，H->H>H+，Fe>Fe2+>Fe3+。
5、电子数和核电核数都不同的元素电子数和核电核数都不同的元素，一般可通过一种参照物进行比较。
如：比较Al3+。
与S2-的半径大小，可找出与Al3+。
电子数相同，与S2-同主族的O2-比较，Al3+<o2-，且o2-<s2-，故al3+B>C （B）C>B>A （C）C>A>B （D）B>A>C解析：由A元素的阴离子、B元素的阴离子和C元素的阳离子具有相同的电子层结构可以确定，A、B为同一周期的元素，而C为A、B下一周期的元素，离子半径A>C，B>C；又已知A的原子序数大于B的原子序数，可以判定离子半径B>A，所以A、B、C三种离子半径大小的顺序是B>A>C，答案为B。
元素周期表离子半径大小比较规律
元素周期表离子半径大小比较规律
元素周期表中的元素离子半径大小有一定规律性，对于化学反应和结构具有重
要意义。
离子半径是指电子云的外围边界到离子中心的距离。
离子半径的大小取决于原子核对电子的吸引力和电子云的厚度，下面将介绍几个影响离子半径大小的主要规律。
1. 主族元素的离子半径大小主族元素是指在元素周期表主族元素区域的元素，它们的离子半径大小随着电子层的增加而增加。
具体来说，对于同一主族元素族内的元素，电子层数增加，离子半径也会增加。
例如，周期表第一周期的最左侧元素氢，其离子半径较小，而第一周期最右侧的氖离子半径则较大。
2. 周期性规律对于同一周期内的元素，离子半径大小在同一周期内总体上递减。
这是因为周期表中随着周期数增加，电子层的数量增加，原子核对外层电子的吸引力增强，导致离子半径递减。
3. 阴离子和阳离子的比较通常，对于同一元素的正离子和负离子，正离子的离子半径要比负离子的离子半径小。
这是因为正离子失去了一个或多个电子，核吸引电子云边缘更加紧密，导致离子半径减小。
而负离子相对来说拥有更多的电子，电子云更加扩展，离子半径较大。
4. 同一族元素的比较在同一族元素中，离子半径通常随着正负价数的增加而减小。
例如，钠和镁在同一族，但钠的离子半径要大于镁的离子半径。
因为镁的正电荷数比钠大，核对外层电子的吸引力增加，离子半径变小。
结论总体而言，元素周期表中的离子半径大小具有一定的规律性，可以通过主族元素、周期性规律、阴离子和阳离子的比较以及同一族元素的比较来进行分析。
熟练掌握元素离子半径大小的比较规律对于理解化学反应、结构和性质具有重要的指导作用。
高中化学重要知识点：微粒半径的比较
高中化学重要知识点：微粒半径的比较
1．判断的依据电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。
核电荷数：相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
1．具体规律：1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）
如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
如：Li<Na<K<Rb<Cs
3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
如：F--<Cl--<Br--<I--
4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
如：F->
Na+>Mg2+>Al3+
5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。
如Fe>Fe2+>Fe3+高中化学重要知识点第 1 页共1 页。
【知识解析】微粒半径大小的比较
微粒半径大小的比较1 同周期元素的原子半径、最高价阳离子半径、最低价阴离子半径：随着核电荷数增多，半径依次减小（稀有气体元素除外）以第三周期元素为例进行分析。
原子半径：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）；最高价阳离子半径：r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋）；最低价阴离子半径：r（P3－）＞r（S2－）＞r（Cl－）。
注意同周期非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径，如r（Na＋）＜r（Cl －）。
2 同主族元素的原子半径、相同价态阳离子半径或阴离子半径：随着电子层数增多，半径依次增大第ⅠA族原子半径：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs）；第ⅠA族离子半径：r（Li＋）＜r（Na＋）＜r（K＋）＜r（Rb＋）＜r（Cs＋）；第ⅦA族离子半径：r（F－）＜r（Cl－）＜r（Br－）＜r（I－）。
3 核外电子排布相同即具有相同电子层结构的微粒，随着核电荷数增多，半径依次减小与He电子层结构相同的微粒：r（H－）＞r（Li＋）＞r（Be2＋）；与Ne电子层结构相同的微粒：r（O2－）＞r（F－）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋）；与Ar电子层结构相同的微粒：r（S2－）＞r（Cl－）＞r（K＋）＞r（Ca2＋）。
注意该规律可总结为“序小径大，阴前阳后”。
4 同种元素形成的微粒半径：阳离子＜中性原子＜阴离子，且阳离子价态越高，半径越小如r（Fe3＋）＜r（Fe2＋）＜r（Fe），r（Cl）＜r（Cl－），r（H＋）＜r（H）＜r（H－）。
5 电子层结构和所带电荷数都不同的微粒，一般要找参照物进行比较如比较Al3＋和S2－半径的大小，可用O2－作参照物，因为r（Al3＋）＜r（O2－），r（O2－）＜r （S2－），故r（Al3＋）＜r（S2－）（一般地，能层数多的离子半径也大）。
典例详析例3－16短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图1－2－7所示。