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 mes…
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.
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Q1: What is the difference between van der Waals radius and covalent radius?
Van der Waals radius, or nonbonding atomic radius, is one-half the distance between adjacent nuclei in atomic solids. Covalent radius, or bonding atomic radius, differs for metals and nonmetals. In metals, it's one-half the distance between neighboring atom centers in crystal structures. In nonmetal diatomic molecules, it's one-half the distance between bonded atom centers.
Q2: Why does atomic radius increase when moving down a group in the periodic table?
As you move down a group, the principal quantum number increases by one for each element, placing outer electrons farther from the nucleus. Although nuclear charge increases, the additional inner shell electrons shield outer electrons more effectively. This greater distance outweighs the increased nuclear charge, causing atomic radius to increase down the group.
Q3: How does effective nuclear charge explain the decrease in atomic radius across a period?
Across a period, nuclear charge increases while the number of inner shell electrons remains constant. Outer electrons in the same valence shell do not shield each other effectively. As effective nuclear charge increases, the nucleus pulls outer electrons closer, decreasing atomic radius. This stronger pull creates the periodic trend of decreasing size from left to right.
Q4: What role does electron shielding play in determining atomic size?
Inner shell electrons partially shield outer shell electrons from the nucleus's pull, reducing the effective nuclear charge felt by valence electrons. Core electrons shield efficiently, but outermost electrons do not shield one another effectively. The greater the effective nuclear charge after accounting for shielding, the stronger the nucleus holds outer electrons, resulting in a smaller atomic radius.
Q5: Why do transition elements have relatively constant atomic radii across a row?
Transition elements maintain roughly constant atomic radii across each row because the number of electrons in the outermost principal energy level remains nearly constant. Although nuclear charge increases, the additional electrons enter inner d orbitals, not the valence shell. This results in a roughly constant effective nuclear charge experienced by outer electrons.
Q6: How do alkali metals compare in size within their group?
Alkali metals show maximum atomic radius at the beginning of each period. Moving down group 1 from lithium to cesium, atomic radius increases significantly. This trend reflects the increasing principal quantum number for valence electrons, placing them progressively farther from the nucleus despite increasing nuclear charge.
Q7: What determines whether an atom's size is defined by bonding or nonbonding radius?
Bonding radius applies when atoms form covalent bonds, measured as one-half the distance between bonded atom centers in molecules or crystal structures. Nonbonding radius applies to isolated atoms in solids, measured as one-half the distance between adjacent nuclei. The choice depends on whether atoms are chemically bonded or simply in contact within a solid structure.