课本中给出的原子半径数据除稀有气体元素外，均为共价半径，稀有气体原子半径是范氏半径。所以比较原子半径时一般排除稀有气体元素。

中学范围内一般可用如下方法来比较微粒半径的大小：

(1)三看，不在乎是离子还是原子：

一看电子层数：电子层数越多半径越大：例如Na＞Li，Na＞Na^＋，注意：第二周期元素Li大于第三周期元素Al、Si、P、S、Cl；第二周期元素Be大于第三周期元素P、S、Cl。

二看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大半径越小：例O＞F，S^2－＞Cl^－，

三看电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半径越大。例如Cl^－＞Cl。

在同一族里，从上到下，原子半径一般是增大的，因为从上到下电子层数增多，所以，原子半径增大。主族元素与副族元素的变化情况很不一样。主族元素由上到下，半径毫无例外地增大，只是增大的幅度逐渐减小。但是在副族里，下面两个属于第五和第六周期的元素，如Zr与Hf、Nb与Ta、Mo与W，它们的原子半径非常接近，这主要是由于镧系收缩的结果。镧系收缩是指镧系元素从La到Lu，原子半径缩小的现象。

在短周期(第二和第三周期)里，由左至右原子半径都是逐渐减小的，这是因为短周期中每一元素增加的最后1个电子都是排在最外电子层上，每增加1个电子，核中增加1个正电荷。正电荷增强，倾向于使原子半径缩小，但最外层电子数增加，增加了电子的互相排斥，倾向于使原子半径增大。两者互相作用的结果，核电荷增大起了主要作用，所以从左到右，原子半径逐渐减小。

长周期元素(第四、第五和第六周期的元素)虽然总的趋势仍然是原子半径缩小，但其中的过渡元素特别是镧系元素减小的趋势要缓和得多。这是由于过渡元素的电子填充在次外层的d轨道上，对于最外层电子(它们是决定原子大小的电子层)来说，次外层上的电子对外层的屏蔽，比最外层电子对同层上的电子的屏蔽作用大，所以过渡元素有效核电荷的增加速度变缓。但当d电子充满到nd¹⁰左右时，原子半径会突然增大。这是由于nd¹⁰有较大的屏蔽作用所致，这时电子的互相排斥倾向于使半径增大的因素暂时处于主导地位。而对镧系元素(与锕系元素均又称内过渡元素)来说，电子填充在倒数第三层4f层上，它们离核更近，对核的屏蔽作用更大，有效核电荷增加得很少，因此从58号到71号元素原子半径减少更加缓慢。