* 電子シェルの数の増加： グループを下ると、電子シェルの数が増加します。これは、最も外側の電子が核からさらに遠く、より大きなイオン半径につながることを意味します。
* シールド効果： 電子シェルの数が増えると、シールド効果が大きくなります。内側の電子は、外側の電子を核の引力から保護し、外側の電子がしっかりと保持されなくなり、イオン半径が増加します。
例：
グループ1、アルカリ金属を考えてみましょう。
*リチウム（Li+）は、ナトリウム（Na+）よりもイオン半径が小さくなっています。
*ナトリウム（Na+）は、カリウム（K+）よりもイオン半径が小さくなっています。
*この傾向は、ルビジウム（RB+）とセシウム（CS+）がさらに大きなイオン半径を持っているため、グループの下に続いています。
重要な注意：
一般的な傾向はグループのイオン半径の増加ですが、いくつかの例外があります。これらの例外は、次のような要因により発生します。
* 核電荷： 核内の陽子の数もイオン半径に影響します。より高い核電荷は、シールド効果に対抗し、イオン半径が小さくなる可能性があります。
* 電子構成： イオンの特定の電子構成は、そのサイズに影響を与える可能性があります。
* 調整番号： 結晶格子の中心イオンを囲むイオンの数は、その有効なイオン半径に影響を与える可能性があります。
これらの例外にもかかわらず、金属のグループを下回るイオン半径を増やす傾向は一般に真実です。
