O raio atômico

A Tabela Periódica pode ser usada na predição de inúmeras propriedades, muitas das quais são cruciais para a compreensão da química. A variação da carga nuclear efetiva, $Z_\mathrm{ef}$, na Tabela Periódica tem papel importante na explicação das tendências da periodicidade, porque ela influencia as energias e as posições dos elétrons nas camadas de valência dos átomos. A Fig. 1D.1.1 mostra a variação da carga efetiva nos três primeiros períodos. Ela cresce da esquerda para a direita em cada período e cai rapidamente na passagem de um período para o outro.

Figura 1D.1.1

O raio atômico

As nuvens de elétrons não têm fronteiras bem definidas, logo, não é possível medir o raio exato de um átomo. Entretanto, a densidade eletrônica de átomos polieletrônicos cai muito rápido na fronteira do átomo e, quando os átomos se empacotam para formar sólidos ou se unem para formar moléculas, seus centros encontram-se em distâncias bem definidas uns dos outros. O raio atômico de um elemento é definido como a metade da distância entre os núcleos de átomos vizinhos. Logo:

• Se o elemento é um metal, o raio atômico é a metade da distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra sólida.

Por exemplo, como a distância entre os núcleos vizinhos do cobre sólido é $\pu{256 pm}$, o raio atômico do cobre é $\pu{128 pm}$.

• Se o elemento é um não metal ou um metaloide, usamos a distância entre os núcleos de átomos unidos por uma ligação química. Esse raio é também chamado de raio covalente do elemento, por razões que ficarão claras no Tópico 1E.

Como exemplo, a distância entre os núcleos de uma molécula de $\ce{Cl2}$ é $\pu{198 pm}$; logo, o raio covalente do cloro é $\pu{99 pm}$.

Se o elemento é um gás nobre, usa-se o raio de van der Waals, a metade da distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra do gás solidificado.

Como os átomos de uma amostra de gás nobre não estão ligados quimicamente, os raios de van der Waals são, em geral, muito maiores do que os raios covalentes e é melhor não incluí-los em nossa discussão das tendências de periodicidade.

Figura 1D.1.2

Figura 1D.1.3

A Fig. 1D.1.2 mostra os raios atômicos de alguns elementos do grupo principal e a Fig. 1D.1.3 mostra a variação do raio atômico com o número atômico. Observe o padrão denteado. O importante é lembrar que:

• O raio atômico geralmente diminui da esquerda para a direita ao longo de um período e aumenta com o valor de $n$ em cada grupo.

O aumento do raio atômico em cada grupo, como do $\ce{Li}$ para o $\ce{Cs}$, por exemplo, faz sentido: a cada novo período, os elétrons mais externos ocupam as camadas com número quântico principal maior e, portanto, estão mais distantes do núcleo. A diminuição em cada período, como do $\ce{Li}$ para o $\ce{Ne}$, por exemplo, é surpreendente a princípio, porque o número de elétrons aumenta com o número de prótons. A explicação é que os novos elétrons estão na mesma camada e estão tão próximos do núcleo como os demais elétrons da mesma camada, no entanto, como eles estão espalhados na camada, a blindagem dos elétrons uns sobre os outros contra a carga nuclear não é muito eficiente, assim, a carga nuclear efetiva cresce ao longo do período. A maior carga nuclear efetiva atrai os elétrons. Como resultado, o átomo é mais compacto e vemos uma tendência diagonal para os raios atômicos crescerem da direita superior da Tabela Periódica para a esquerda inferior.

O raio iônico

Os raios dos íons são muito diferentes dos raios dos átomos que lhes dão origem. Em um sólido iônico, cada íon está rodeado de íons de carga oposta. O raio iônico de um elemento é sua parte da distância entre íons vizinhos em um sólido iônico. Em outras palavras, a distância entre os centros de um cátion e um ânion vizinhos é a soma dos dois raios iônicos. Na prática, o raio do íon óxido é estimado em $\pu{140 pm}$ e calculamos o raio dos outros íons com base nesse valor.

A Fig. 1D.1.4 mostra as tendências de periodicidade dos raios iônicos. Todos os cátions são menores do que os átomos originais, porque os átomos perdem seus elétrons de valência para formar o cátion e expõem sua camada interna, que, geralmente, é muito menor do que o átomo neutro. Os átomos no mesmo grupo tendem a formar íons com cargas iguais. Como no caso dos raios atômicos, os raios dos cátions crescem em cada grupo, porque os elétrons ocupam camadas com números quânticos principais sucessivamente maiores.

Figura 1D.1.4

Os ânions são maiores do que os átomos que lhes deram origem. Isso pode ser atribuído ao aumento do número de elétrons da camada de valência do ânion e aos efeitos de repulsão que os elétrons exercem uns sobre os outros. A variação dos raios dos ânions mostra a mesma tendência diagonal observada nos átomos e nos cátions, com os menores no extremo superior à direita da Tabela Periódica, perto do flúor.

• Os cátions são menores do que os átomos de origem, enquanto os ânions são maiores.

Os átomos e íons que têm o mesmo número de elétrons são chamados de isoeletrônicos. Por exemplo, $\ce{Na^+}$, $\ce{F^-}$ e $\ce{Mg^{2+}}$ são isoeletrônicos. Esses três íons têm a mesma configuração eletrônica, $\ce{[He]}\,\mathrm{2s^2 2p^6}$, porém seus raios são diferentes porque eles têm cargas nucleares diferentes. O íon $\ce{Mg^{2+}}$ tem a maior carga nuclear, logo, a atração do núcleo sobre os elétrons é maior e, portanto, ele tem o menor raio. O íon $\ce{F^-}$ tem a menor carga nuclear dentre os três íons isoeletrônicos e, como resultado, tem o maior raio.