Raio atômico: definição, variação e como calcular

Algumas propriedades dos átomos apresentam variações periódicas em função do número atômico. Isso permite prever quais elementos apresentam propriedades físicas e químicas semelhantes. Umas destas propriedades é o raio atômico.

O raio atômico representa o tamanho de um átomo neutro, medido como a distância do núcleo até a camada mais externa de elétrons. Na tabela periódica, ele aumenta de cima para baixo em um grupo e diminui da esquerda para a direita em um período.

Átomo

O raio atômico é definido como a distância média entre o núcleo de um átomo e a camada eletrônica mais externa. Ele mede o tamanho de um átomo, sendo influenciado pelo número de camadas eletrônicas e pela carga nuclear.

O raio atômico pode variar dependendo do contexto em que é medido, como em moléculas ou em estados ionizados, mas, em geral, ele diminui ao longo de um período na tabela periódica e aumenta ao descer um grupo.

O raio atômico aumenta da direita para a esquerda ao longo de um período na tabela periódica porque, à medida que você se move para a esquerda, o número de prótons no núcleo dos átomos diminui. Com menos prótons, a força de atração entre o núcleo e os elétrons na camada externa também diminui, o que permite que os elétrons fiquem mais afastados do núcleo, resultando em um raio atômico maior.

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A eletrosfera não possui um limite bem definido, e isso acaba tornando difícil saber exatamente a medida do raio atômico. Para facilitar os cálculos, é levado em consideração o empacotamento em sólidos de átomos iguais, definindo as distâncias entre os núcleos, como mostra a figura abaixo. Assim, a metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos é considerada o raio atômico (R).

Representação do raio e do diâmetro atômico

A figura abaixo mostra a variação do raio atômico na tabela periódica.

Movendo-se pelos grupos ou famílias e mantendo o mesmo período

Podemos ver que o raio cresce da direita para a esquerda. Ou seja, em um mesmo período, os átomos do grupo 18 possuem raio atômico menor do que os átomos do grupo 17, que possuem raio atômico menor do que os átomos do grupo 16, e assim por diante até chegar nos maiores raios atômicos, que pertencem aos elementos do grupo 1.

Isso acontece porque o número atômico (Z) aumenta da esquerda para a direita, ou seja, a quantidade de prótons (p) aumenta, e isso aumenta a atração que os prótons no núcleo exercem sobre os elétrons (e^-) na eletrosfera. Uma atração mais forte resulta em uma diminuição do tamanho do átomo e, consequentemente, do raio atômico (R).

Resumindo: da esquerda para a direita:

aumenta Z → aumenta p → aumenta atração sobre os e^- → diminui R.

Exemplos: R do flúor (F) < R do carbono (C) < R do lítio (Li)

        R do bromo (Br) < R do cobre (Cu) < R do cálcio (Ca)

        R do chumbo (Pb) < R do ouro (Au) < R do césio (Cs)

Movendo-se pelos períodos e mantendo a mesma família ou grupo

Podemos ver que o raio cresce de cima para baixo. Isso ocorre porque à medida que descemos nos períodos, aumentamos uma camada eletrônica (níveis) no átomo. Ou seja, no primeiro período os elétrons se distribuem em uma só camada eletrônica no átomo.

No segundo período, os elétrons se distribuem em duas camadas eletrônicas. À medida que aumentamos a quantidade de camadas eletrônicas, aumentamos o tamanho da eletrosfera, e consequentemente, do raio atômico.

Resumindo: de cima para baixo:

aumenta o n° de níveis → aumenta o tamanho da eletrosfera → aumenta R

Exemplos: R do lítio (Li) < R do sódio (Na) < R do potássio (K)

        R do silício (Si) < R do germânio (Ge) < R do estanho (Sn)

        R do hélio (He) < R do neônio (Ne) < R do argônio (Ar)

Movendo-se tanto pela família quanto pelo período

Agora, vamos ver exemplos nos movendo tanto pela família quanto pelo período. Para isso, ao invés de andar na vertical ou na horizontal, andaremos na diagonal (do canto superior direito para o canto inferior esquerdo):

R do oxigênio (O) < R do gálio (Ga) < R do tungstênio (W) < R do frâncio (Fr)

R do neônio (Ne) < R do enxofre (S) < R do paládio (Pd) < R do bário (Ba)

R do nitrogênio (N) < R do cobalto (Co) < R do molibdênio (Mo) < R do rádio (Ra)

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Já sabemos que o átomo pode ganhar ou perder elétrons, transformando-se em ânions e cátions, respectivamente. Vamos ver agora como o raio varia com a transformação de um átomo em um íon.

Raio do cátion

Quando um átomo perde algum elétron, a repulsão da nuvem eletrônica diminui, reduzindo o seu tamanho. Além disso, é bem provável que o átomo perca sua camada de valência e quanto menor a quantidade de níveis de energia, menor é o raio iônico. Portanto, o raio do cátion é menor do que o raio do átomo. Exemplos:

Raio do ânion

Quando um átomo ganha algum elétron, a repulsão da nuvem eletrônica aumenta, aumentando o seu tamanho. Portanto, o raio do ânion é maior do que o raio do átomo. Exemplos:

Para um mesmo elemento:

Raio do cátion < Raio do átomo neutro < Raio do ânion

Elementos isoeletrônicos

Em uma série de isoeletrônicos, onde os átomos e íons apresentam mesma quantidade de elétrons, terá o maior raio o elemento que tiver menor número atômico (Z) ou menor quantidade de prótons.

Exemplo: Considere os seguintes elementos isoeletrônicos:

₈O^2-, ₉F^1-, ₁₀Ne, ₁₁Na¹⁺ e ₁₂Mg²⁺

De acordo com o número atômico, a ordem crescente de raio será:

₁₂Mg²⁺ < ₁₁Na¹⁺ < ₁₀Ne < ₉F^1- < ₈O^2-

Podemos ver que à medida que o número de prótons diminui, a carga nuclear que atrai os elétrons na eletrosfera também diminui, resultando no aumento do raio.

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