RAIO ATÔMICO: COMO É MEDIDO, COMO MUDA E EXEMPLOS - QUÍMICA - 2024

O raio atômico é um parâmetro importante para as propriedades periódicas dos elementos da tabela periódica. Está diretamente relacionado ao tamanho dos átomos, pois quanto maior o raio, maiores ou mais volumosos eles são. Da mesma forma, está relacionado às suas características eletrônicas.

Quanto mais elétrons um átomo tiver, maiores serão seu tamanho e raio atômicos. Ambos são definidos pelos elétrons da camada de valência, porque a distâncias além de suas órbitas, a probabilidade de encontrar um elétron se aproxima de zero. O oposto ocorre na vizinhança do núcleo: a probabilidade de encontrar um elétron aumenta.

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A imagem superior representa uma embalagem de bolas de algodão. Observe que cada um está cercado por seis vizinhos, sem contar outra possível linha superior ou inferior. A forma como as bolas de algodão são compactadas definirá seus tamanhos e, portanto, seus raios; assim como com os átomos.

Os elementos de acordo com sua natureza química interagem com seus próprios átomos de uma forma ou de outra. Conseqüentemente, a magnitude do raio atômico varia de acordo com o tipo de ligação presente e o empacotamento sólido de seus átomos.

Como o raio atômico é medido?

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Na imagem principal, pode ser fácil medir o diâmetro das bolas de algodão e depois dividi-lo por dois. No entanto, a esfera de um átomo não está totalmente definida. Por quê? Porque os elétrons circulam e se difundem em regiões específicas do espaço: os orbitais.

Portanto, o átomo pode ser considerado uma esfera com bordas impalpáveis, que é impossível dizer com certeza até onde terminam. Por exemplo, na imagem acima, a região do centro, próxima ao núcleo, apresenta uma cor mais intensa, enquanto suas bordas estão borradas.

A imagem representa uma molécula E ₂ diatômica (como Cl ₂, H ₂, O ₂, etc.). Assumindo que os átomos são corpos esféricos, se a distância d que separa os dois núcleos na ligação covalente fosse determinada, então bastaria dividi-la em duas metades (d / 2) para obter o raio atômico; mais precisamente, o raio covalente de E para E ₂.

E se E não formasse ligações covalentes consigo mesmo, mas fosse um elemento metálico? Então d seria indicado pelo número de vizinhos que circundam E em sua estrutura metálica; ou seja, pelo número de coordenação (NC) do átomo dentro da embalagem (lembre-se das bolas de algodão na imagem principal).

Determinação da distância internuclear

Para determinar d, que é a distância internuclear de dois átomos em uma molécula ou embalagem, são necessárias técnicas de análise física.

Uma das mais utilizadas é a difração de raios X. Nela, um feixe de luz é irradiado através de um cristal e estudado o padrão de difração resultante das interações entre elétrons e radiação eletromagnética. Dependendo do empacotamento, diferentes padrões de difração podem ser obtidos e, portanto, outros valores de d.

Se os átomos estiverem “apertados” na estrutura cristalina, eles apresentarão valores diferentes de d em comparação com o que teriam se estivessem “confortáveis”. Além disso, essas distâncias internucleares podem flutuar em valores, de modo que o raio atômico é na verdade um valor médio de tais medições.

Como o raio atômico e o número de coordenação estão relacionados? V. Goldschmidt estabeleceu uma relação entre os dois, em que para um NC de 12, o valor relativo é 1; 0,97 para um empacotamento onde o átomo tem NC igual a 8; 0,96, para um NC igual a 6; e 0,88 para um NC de 4.

Unidades

Começando com os valores de NC iguais a 12, muitas das tabelas foram construídas onde os raios atômicos de todos os elementos da tabela periódica são comparados.

Como nem todos os elementos formam essas estruturas compactas (NC menor que 12), a relação V. Goldschmidt é usada para calcular seus raios atômicos e expressá-los para o mesmo empacotamento. Desta forma, as medidas do raio atômico são padronizadas.

Mas em que unidades eles são expressos? Como d é de magnitude muito pequena, deve-se recorrer às unidades do angstrom Å (10 ∙ 10 ^-10 m) ou também amplamente utilizado, o picômetro (10 ∙ 10 ^-12 m).

Como isso muda na tabela periódica?

Por um período

Os raios atômicos determinados para elementos metálicos são chamados de raios metálicos, enquanto para elementos não metálicos, raios covalentes (como fósforo, P ₄, ou enxofre, S ₈). No entanto, entre os dois tipos de raios, há uma distinção mais proeminente do que o nome.

Da esquerda para a direita no mesmo período, o núcleo adiciona prótons e elétrons, mas os últimos estão confinados ao mesmo nível de energia (número quântico principal). Como consequência, o núcleo exerce uma carga nuclear efetiva crescente sobre os elétrons de valência, que contrai o raio atômico.

Desta forma, elementos não metálicos no mesmo período tendem a ter raios atômicos (covalentes) menores do que metais (raios metálicos).

Descendo através de um grupo

Conforme você desce através de um grupo, novos níveis de energia são ativados, o que permite que os elétrons tenham mais espaço. Assim, a nuvem de elétrons cobre distâncias maiores, sua periferia borrada acaba se afastando do núcleo e, portanto, o raio atômico se expande.

Contração de lantanídeos

Os elétrons na camada interna ajudam a proteger a carga nuclear efetiva dos elétrons de valência. Quando os orbitais que compõem as camadas internas têm muitos "buracos" (nós), como ocorre com os orbitais f, o núcleo contrai fortemente o raio atômico devido ao seu fraco efeito de blindagem.

Esse fato é evidenciado na contração dos lantanídeos no período 6 da tabela periódica. De La a Hf há uma contração considerável do raio atômico em função dos orbitais f, que se “enchem” à medida que o bloco f é percorrido: o dos lantanóides e dos actinóides.

Efeito semelhante também pode ser observado com os elementos do bloco pa do período 4. Desta vez, como resultado do fraco efeito de blindagem dos orbitais d que se enchem ao passar pelos períodos de metal de transição.

Exemplos

Para o período 2 da tabela periódica, os raios atômicos de seus elementos são:

-Li: 257 pm

-Se: 112h

-B: 88 pm

-C: 77 pm

-N: 74 pm

-O: 66 pm

-F: 64 pm

Observe que o metal lítio tem o maior raio atômico (257 pm), enquanto o flúor, localizado na extrema direita do período, é o menor de todos eles (64 pm). O raio atômico desce da esquerda para a direita no mesmo período, e os valores listados comprovam isso.

O lítio, ao formar ligações metálicas, seu raio é metálico; e o flúor, por formar ligações covalentes (FF), seu raio é covalente.

E se você quiser expressar os raios atômicos em unidades angstrom? Simplesmente divida-os por 100: (257/100) = 2,57Å. E assim por diante com o resto dos valores.

Referências

1. Chemistry 301. Atomic Radii. Recuperado de: ch301.cm.utexas.edu
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6. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica. (Quarta edição., P. 23, 24, 80, 169). Mc Graw Hill.