- Explique como o raio atômico influencia as propriedades químicas dos elementos. Dê exemplos de como a variação do raio atômico afeta a reatividade dos elementos em diferentes grupos da Tabela Periódica.
Passo 1
O enunciado pede para entender como o raio atômico (símbolo:
) influencia propriedades químicas, especialmente a reatividade, e exemplificar a variação de reatividade em diferentes grupos da Tabela Periódica. Para isso, vamos revisar o conceito de raio atômico, os principais fatores que o determinam na Tabela (atratividade nuclear e blindagem eletrônica) e mostrar como essas variações alteram energia de ionização, eletronegatividade e, por consequência, a reatividade.
Passo 2
Definimos o raio atômico como a distância do núcleo ao limite onde a densidade eletrônica do átomo é significativa. Na Tabela Periódica observa-se que, ao longo de um período (da esquerda para a direita), o aumento da carga nuclear efetiva atrai os elétrons mais fortemente, diminuindo
. Já ao descermos um mesmo grupo, acrescentamos camadas eletrônicas, aumentando o efeito de blindagem e, portanto, aumentando
.
Passo 3
O tamanho atômico afeta diretamente duas grandezas químicas cruciais:
- Energia de ionização (
), que é a energia necessária para remover um elétron do átomo gasoso. Átomos com maior seguram os elétrons mais fracamente, logo têm menor . - Eletronegatividade (
), que é a tendência de um átomo atrair elétrons em uma ligação. Átomos menores apresentam maior pois a atração nuclear prevalece.
Passo 4
Em metais alcalinos (Grupo 1), conforme descemos o grupo de
a
, o raio atômico cresce, provocando:
Queda na energia de ionização, facilitando a doação de elétrons.
Aumento da reatividade com água, pois é mais fácil formar o cátion
.
Exemplo: reage moderadamente com água,
com mais intensidade, e
ainda mais rápido e vigoroso.
Exemplo:
Passo 5
Em halogênios (Grupo 17), conforme descemos de
a
, o raio atômico aumenta, resultando em:
Diminuição da afinidade eletrônica e da eletronegatividade, tornando o átomo menos eficiente em ganhar elétrons.
Menor reatividade oxidante.
Exemplo: o flúor ( ) é o halogênio mais reativo, seguido por cloro, bromo e iodo, que apresentam gradativa redução na capacidade de oxidar outras substâncias.
Exemplo: o flúor (
Passo 6
Portanto, a variação de
ao longo dos grupos da Tabela Periódica explica diretamente por que álcalis tornam-se mais reativos para baixo no grupo e halogênios menos reativos na mesma direção: tudo decorre das mudanças em energia de ionização e eletronegatividade causadas pelo aumento ou diminuição do tamanho atômico.
Resposta
O raio atômico determina a força com que o núcleo segura seus elétrons: átomos maiores têm elétrons mais afastados e menos atraídos, resultando em menor energia de ionização e menor eletronegatividade. Em metais alcalinos (Grupo 1), o aumento de
ao descer o grupo reduz a energia exigida para formar cátions e, assim, aumenta a reatividade com a água (
). Em halogênios (Grupo 17), o aumento de
ao descer o grupo reduz sua capacidade de ganhar elétrons, diminuindo seu poder oxidante (
).