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Precisa de informações sobre tendências do raio atômico? Qual é a tendência para o raio atômico? Neste guia, explicaremos claramente as tendências do raio atômico e como elas funcionam. Também discutiremos exceções às tendências e como você pode usar essas informações como parte de uma compreensão mais ampla da química.

Antes de mergulharmos nas tendências do raio atômico, vamos revisar alguns termos básicos. Um átomo é uma unidade básica de um elemento químico, como hidrogênio, hélio, potássio, etc. Um raio é a distância entre o centro de um objeto e sua borda externa.

Um raio atômico é metade da distância entre os núcleos de dois átomos. Os raios atômicos são medidos em picômetros (um picômetro é igual a um trilionésimo de metro). O hidrogênio (H) tem o menor raio atômico médio por volta das 25h, enquanto o césio (Cs) tem o maior raio médio por volta das 260h.

Quais são as tendências do raio atômico? O que os causa?

Existem duas tendências principais de raio atômico. Uma tendência do raio atômico ocorre quando você se move da esquerda para a direita na tabela periódica (movendo-se dentro de um período), e a outra tendência ocorre quando você se move do topo da tabela periódica para baixo (movendo-se dentro de um grupo). Abaixo está uma tabela periódica com setas mostrando como os raios atômicos mudam para ajudá-lo a entender e visualizar cada tendência do raio atômico. No final desta seção há um gráfico com o raio atômico empírico estimado para cada elemento.

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Tendência 1 do raio atômico: diminuição dos raios atômicos da esquerda para a direita ao longo de um período

A primeira tendência periódica do raio atômico é que o tamanho atômico diminui à medida que você move da esquerda para a direita ao longo de um período. Dentro de um período de elementos, cada novo elétron é adicionado à mesma camada. Quando um elétron é adicionado, um novo próton também é adicionado ao núcleo, o que confere ao núcleo uma carga positiva mais forte e uma maior atração nuclear.

Isto significa que, à medida que mais protões são adicionados, o núcleo recebe uma carga positiva mais forte que atrai então os electrões com mais força e puxa-os para mais perto do núcleo do átomo. Os elétrons sendo puxados para mais perto do núcleo tornam o raio do átomo menor.

Comparando o carbono (C) com número atômico 6 e o ​​flúor (F) com número atômico 9, podemos dizer que, com base nas tendências do raio atômico, um átomo de carbono terá um raio maior que um átomo de flúor já que os três prótons adicionais que o flúor possui puxarão seus elétrons para mais perto do núcleo e diminuirão o raio do flúor. E isso é verdade; o carbono tem um raio atômico médio de cerca de 70 pm, enquanto o do flúor é de cerca de 50 pm.

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Tendência 2 do raio atômico: o raio atômico aumenta à medida que você desce em um grupo

A segunda tendência periódica do raio atômico é que os raios atômicos aumentam à medida que você desce em um grupo na tabela periódica. Para cada grupo que você desce, o átomo recebe uma camada de elétrons adicional. Cada nova camada está mais distante do núcleo do átomo, o que aumenta o raio atômico.

Embora você possa pensar que os elétrons de valência (aqueles na camada mais externa) seriam atraídos para o núcleo, a blindagem eletrônica impede que isso aconteça. A blindagem de elétrons refere-se a uma atração diminuída entre os elétrons externos e o núcleo de um átomo sempre que o átomo tem mais de uma camada de elétrons. Assim, devido à blindagem electrónica, os electrões de valência não chegam particularmente perto do centro do átomo, e porque não conseguem chegar tão perto, o átomo tem um raio maior.

Por exemplo, o potássio (K) tem um raio atômico médio maior (220 pm) do que o sódio (Na) (180 pm). O átomo de potássio tem uma camada eletrônica extra em comparação com o átomo de sódio, o que significa que seus elétrons de valência estão mais distantes do núcleo, dando ao potássio um raio atômico maior.

Raios Atômicos Empíricos

Fonte: Elementos da Web

3 exceções às tendências do raio atômico

As duas tendências do raio atômico que discutimos acima são verdadeiras para a maior parte da tabela periódica de elementos. No entanto, existem algumas exceções a essas tendências.

Natasha Dalal

Uma exceção são os gases nobres. Os seis gases nobres, no grupo 18 da tabela periódica, são hélio (He), néon (Ne), argônio (Ar), criptônio (Kr), xenônio (Xe) e radônio (Rn). Os gases nobres são uma exceção porque se ligam de maneira diferente dos outros átomos, e os átomos de gases nobres não ficam tão próximos uns dos outros quando se ligam. Como o raio atômico é metade da distância entre os núcleos de dois átomos, a proximidade desses átomos entre si afeta o raio atômico.

Cada um dos gases nobres tem sua camada eletrônica mais externa completamente preenchida, o que significa vários átomos de gases nobres são mantidos juntos pelas forças de Van der Waals, e não por meio de ligações. As forças de Van der Waals não são tão fortes quanto as ligações covalentes, então dois átomos conectados pelas forças de Van der Waals não ficam tão próximos um do outro quanto dois átomos conectados por uma ligação covalente. Isto significa que os raios dos gases nobres seriam superestimados se tentássemos encontrar seus raios empíricos, portanto, nenhum dos gases nobres tem raio empírico e, portanto, não segue as tendências do raio atômico.

Abaixo está um diagrama muito simplificado de quatro átomos, todos aproximadamente do mesmo tamanho. Os dois átomos superiores estão conectados por uma ligação covalente, o que causa alguma sobreposição entre os átomos. Os dois átomos inferiores são átomos de gases nobres e estão conectados por forças de Van der Waals que não permitem que os átomos fiquem tão próximos uns dos outros. As setas vermelhas representam a distância entre os núcleos. Metade dessa distância é igual ao raio atômico. Como você pode ver, embora todos os quatro átomos tenham aproximadamente o mesmo tamanho, o raio do gás nobre é muito maior que o raio dos outros átomos. Comparar os dois raios faria com que os átomos dos gases nobres parecessem maiores, embora não o sejam. Incluir os raios dos gases nobres daria às pessoas uma ideia imprecisa do tamanho dos átomos dos gases nobres. Como os átomos de gases nobres se ligam de maneira diferente, seus raios não podem ser comparados aos raios de outros átomos, portanto eles não seguem as tendências dos raios atômicos.

Outras exceções incluem a série dos lantanídeos e a série dos actinídeos na parte inferior da tabela periódica. Esses grupos de elementos diferem de grande parte do restante da tabela periódica e não seguem muitas tendências que os outros elementos seguem. Nenhuma das séries tem uma tendência clara de raio atômico.

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Como você pode usar essa informação?

Embora você provavelmente não precise saber o raio atômico de vários elementos em sua vida cotidiana, essas informações ainda podem ser úteis se você estiver estudando química ou outra área relacionada. Depois de entender cada tendência principal do período do raio atômico, será mais fácil entender outras informações sobre os elementos.

Por exemplo, você pode lembrar que os gases nobres são uma exceção às tendências do raio atômico porque possuem uma camada eletrônica externa completa. Essas camadas externas de elétrons também tornam os gases nobres inertes e estáveis. Essa estabilidade pode ser útil. Por exemplo, os balões são normalmente preenchidos com hélio, não com hidrogênio, porque o hélio é muito mais estável e, portanto, menos inflamável e mais seguro de usar.

Você também pode usar raios atômicos para estimar quão reativos serão os diferentes elementos. Átomos com raios menores são mais reativos do que átomos com raios maiores. Os halogênios (do grupo 17) possuem os menores raios médios da tabela periódica. O flúor tem o menor raio atômico dos halogênios (o que faz sentido com base nas tendências) e isso o torna altamente reativo. Apenas adicionar flúor à água produzirá chamas à medida que o flúor se transforma em gás.

Resumo: Tendências Periódicas do Raio Atômico

Existem duas tendências principais de raio atômico. A primeira tendência periódica do raio atômico é que os raios atômicos aumentam à medida que você desce em um grupo. Isto é devido à blindagem eletrônica. Quando uma camada adicional é adicionada, esses novos elétrons ficam mais distantes do núcleo do átomo, o que aumenta o raio atômico. A segunda tendência periódica do raio atômico é que o tamanho atômico diminui movendo-se da esquerda para a direita ao longo de um período porque a carga positiva mais forte do átomo por ter mais prótons atrai os elétrons com mais força e os puxa para mais perto do núcleo, reduzindo o tamanho do átomo.

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Existem algumas exceções a essas tendências, notadamente os gases nobres que não formam ligações como a maioria dos outros átomos, e as séries dos lantanídeos e dos actinídeos. Você pode usar essas informações para entender melhor a tabela periódica, como os átomos se ligam e por que certos elementos são mais reativos que outros.

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