觀察元素的原子半徑，嘗試回答下列問題。

• 比較第二週期各元素的原子半徑，由左至右，呈現怎樣的週期性變化？第三週期呢？

• 比較第 \(\text{I}\) 族各元素的原子半徑，由上至下，呈現怎樣的週期性變化？第 \(\text{VII}\) 族呢？

• 你能夠解釋為甚麼元素的原子半徑會呈現這樣的週期性變化麼？

通過比較第二週期和第三週期元素的原子半徑，我們會發現：在同一週期內，原子半徑由左至右逐漸減小。

引致原子半徑呈現這樣的週期性變化的主要原因是，原子核與外層電子之間不斷增加的吸引力。

以第三週期為例，原子的有效核電荷由左至右逐漸增大。

鈉的有效核電荷 \(= +11 − 10 = +1\)，
鎂的有效核電荷 \(= +12 − 10 = +2\)，
鋁的有效核電荷 \(= +13 − 10 = +3\)，
硅的有效核電荷 \(= +14 − 10 = +4\)，
磷的有效核電荷 \(= +15 − 10 = +5\)，
硫的有效核電荷 \(= +16 − 10 = +6\)，
氯的有效核電荷 \(= +17 − 10 = +7\)。

因此，雖然第三週期元素的原子均具有三個電子層，其最外層電子均位於第三電子層上，但是，隨著有效核電荷由左至右逐漸增大，原子核與外層電子之間的吸引力不斷增大，這使得外層電子被拉至距離原子核更近的位置，導致第三週期元素的原子半徑由左至右逐漸減小。

通過比較第 \(\text{I}\) 族和第 \(\text{VII}\) 族元素的原子半徑，我們會發現：在同一族內，原子半徑由上至下逐漸增大。

借助原子的波爾模型，很容易解釋這種變化產生的原因。在同一主族內，原子內被電子佔用的電子層數目由上至下依次增加，令原子半徑不斷增大。以第 \(\text{I}\) 族為例，\(\ce{Li}\) 有兩個電子層，\(\ce{Na}\) 有三個電子層，而 \(\ce{K}\) 有四個電子層，因此，\(\ce{Li}\) 的原子半徑 \(<\) \(\ce{Na}\) 的原子半徑 \(<\) \(\ce{K}\) 的原子半徑 。