8.2: Radiação Atómica e Carga Nuclear Efetiva

Os elementos em grupos da tabela periódica apresentam comportamento químico semelhante. Essa semelhança ocorre porque os membros de um grupo têm o mesmo número e distribuição de eletrões nas suas camadas de valência.

Passando por um período da esquerda para a direita, um protão é adicionado ao núcleo e um eletrão à camada de valência a cada elemento sucessivo. Descendo os elementos de um grupo, o número de eletrões na camada de valência permanece constante, mas o número quântico principal aumenta em um de cada vez. Uma compreensão da estrutura eletrónica dos elementos permite-nos examinar algumas das propriedades que governam o seu comportamento químico. Estas propriedades variam periodicamente à medida que a estrutura eletrónica dos elementos muda. 

Variação no Raio Atómico

O quadro mecânico-quântico torna difícil estabelecer um tamanho definido de um átomo. No entanto, existem várias formas práticas de definir o raio dos átomos e, assim, determinar os seus tamanhos relativos que dão valores aproximadamente semelhantes.

O raio atómico em metais é metade da distância entre os centros de dois átomos vizinhos. É metade da distância entre os centros de átomos ligados para elementos que existem como moléculas diatómicas.

Movendo em um período da esquerda para a direita, geralmente, cada elemento tem um raio atómico menor do que o elemento que o precede. Isto pode parecer contra-intuitivo porque implica que átomos com mais eletrões têm um raio atómico menor. Isto pode ser explicado com base no conceito de carga nuclear efetiva. Em qualquer átomo com múltiplos eletrões, a camada interior de eletrões protege parcialmente camada exterior de eletrões da atração do núcleo.  Assim, a carga nuclear efetiva, a carga sentida por um eletrão, é menor do que a carga nuclear real (Z) e pode ser estimada pelo seguinte:

Z_eff = Z – σ              

onde, Z_eff é a carga nuclear efetiva, Z é a carga nuclear real, e σ é a constante de proteção, em que a constante de proteção é maior que zero, mas menor que Z.

Cada vez que nos movemos de um elemento para o outro ao longo de um período, Z aumenta em um, mas a a proteção aumenta apenas ligeiramente. Assim, Z_eff aumenta à medida que nos movemos da esquerda para a direita ao longo de um período. A força de atração (carga nuclear efetiva mais alta) experienciada por eletrões do lado direito da tabela periódica aproxima-os do núcleo, tornando os raios atómicos mais pequenos.

Os eletrões centrais protegem eficazmente os eletrões no nível principal mais externo da carga nuclear, mas os eletrões mais externos não se protegem eficazmente uns dos outros da carga nuclear. Quanto maior a carga nuclear efetiva, mais fortemente o núcleo retém os eletrões externos, e menor o raio atómico.

No entanto, os raios de alguns elementos de transição permanecem aproximadamente constantes em cada linha. Isto deve-se ao facto de o número de eletrões no nível energético principal mais externo ser quase constante e de estes últimos terem uma carga nuclear efetiva aproximadamente constante.

Dentro de cada período, a tendência no raio atómico diminui à medida que Z aumenta; Dentro de cada grupo, a tendência é que o raio atómico aumente à medida que Z aumenta.

Descendo em um grupo, o número quântico principal, n, aumenta em um por cada elemento. Portanto, os eletrões estão a ser adicionados a uma região de espaço cada vez mais distante do núcleo. Consequentemente, o tamanho do átomo (e o seu raio atómico) deve aumentar à medida que aumentamos a distância dos eletrões mais externos do núcleo. Esta tendência é ilustrada para os raios atómicos dos halogénios na tabela abaixo.

Este texto é adaptado de Openstax Chemistry 2e, Section 6.5: Periodic Variations in Element Properties.

O tamanho de um átomo é ditado pelos elétrons ou pelas suas orbitais. Contudo, as orbitais não descrevem um espaço confinado, mas sim a probabilidade estatística de onde se pode encontrar um elétron. Assim, como é definido o tamanho atômico e o que o influencia, um raio atômico pode ser descrito de duas maneiras.

O raio atômico sem ligação ou o raio van der Waals de um átomo, é a metade da distância entre os núcleos adjacentes no sólido atômico. Inversamente, um raio atômico de ligação ou raio covalente, faz a distinção entre os metais e não metais. Nos metais, o raio é descrito para os átomos na sua estrutura de cristal como metade da distância entre os centros de dois átomos vizinhos.

Nos não-metálicos, moléculas diatômicas, o raio é descrito como metade da distância entre os centros de átomos ligados. A tabela periódica apresenta variações nos raios covalentes que são frequentemente chamados de raios atômicos e são influenciados por dois fatores;o número dos principais níveis de energia de energia dos elétrons de valência e a carga nuclear efetiva. A tendência nos raios atômicos para os elementos do grupo principal das colunas está aqui representada.

No grupo abaixo, o número quântico principal, n, aumenta em um para cada elemento. Assim, à medida que os elétrons exteriores se afastam mais do núcleo, o raio atômico aumenta pelo grupo abaixo. Por exemplo, descendo para o grupo 1, o raio atômico aumenta do lítio até ao césio.

Esta tendência é demonstrada em toda a tabela periódica. Para além disso, a parcela revela que o raio atômico é o máximo para cada metal alcalino e cai a um mínimo com cada gás nobre em todo período. Os raios atômicos decrescentes ao longo de um período podem ser explicados pela carga nuclear efetiva.

Recordemos o conceito de uma carga nuclear eficaz. Em qualquer átomo com múltiplos elétrons, os elétrons da camada interior da camada interior protegem parcialmente os elétrons da camada exterior a partir do centro do núcleo. Assim, a carga nuclear efetiva, a carga sentida por um elétron exterior é menor do que a carga nuclear real.

Os elétrons na mesma camada de valência não se protegem uns aos outros de forma muito eficaz. Ao longo do período, a carga nuclear aumenta enquanto o número de elétrons da camada interna permanece constante. Assim, à medida que a carga nuclear efetiva aumenta de forma constante, a proteção dos elétrons exteriores torna-se menor, e isto leva a uma diminuição dos raios atômicos.

Os raios da maioria dos elementos de transição, no entanto, mantêm-se aproximadamente constantes em cada fila. Isto porque o número de elétrons no nível energético principal mais periférico é quase constante.