Halogênios são os elementos que fazem parte do grupo 17 ou 7A da Tabela Periódica. O raio atômico é uma propriedade periódica que aumenta à medida que aumenta o número atômico dos elementos deste grupo. Que propriedade periódica diminui à medida que o raio atômico cresce? Justifique sua resposta.

Passo 1

O enunciado diz que os halogênios (grupo 17) têm o raio atômico que aumenta à medida que aumenta o número atômico. Pergunta-se: qual propriedade periódica diminui quando o raio atômico cresce? Dados fornecidos que vamos usar: o raio atômico aumenta ao descer o grupo (ou seja, quando o número atômico aumenta entre os halogênios).

Passo 2

Vamos entender o que significa “raio atômico que aumenta”. O raio atômico é a medida aproximada da distância entre o núcleo e a região onde os elétrons de valência se encontram. Ao descer um grupo da tabela periódica, cada elemento acrescenta uma camada eletrônica (um novo nível quântico principal), então a distância média do elétron mais externo ao núcleo aumenta. Em palavras simples: maior número quântico principal → os elétrons de valência ficam mais longe do núcleo → o raio atômico cresce.
Quais propriedades periódicas costumam variar com o raio? As mais diretamente relacionadas são:
  • energia de ionização (energia necessária para remover um elétron do átomo neutro);
  • eletronegatividade (capacidade de um átomo atraír elétrons numa ligação);
  • afinidade eletrônica (energia liberada ao ganhar um elétron).
    Todas essas tendem a depender de quão fortemente o núcleo atrai os elétrons de valência. Vamos escolher a propriedade mais direta e simples de justificar: a energia de ionização (primeira energia de ionização). Explico por que: a energia de ionização mede explicitamente a força de ligação do elétron mais externo ao átomo isolado — por isso sua relação com a distância núcleo–elétron (o raio) é direta e fácil de demonstrar.

Passo 3

Definição e significado da energia de ionização. A primeira energia de ionização, que chamaremos de \,I_1, é a energia necessária para realizar a reação
X(g)\to X^+(g)+e^-.
Ou seja, \,I_1 é a medida de quanta de energia precisamos dar para arrancar o elétron mais externo de um átomo gasoso isolado. Unidades típicas: \text{kJ mol}^{-1} ou \text{eV}.
Física simples por trás da relação entre raio e \,I_1. A força com que o núcleo atrai um elétron depende basicamente da carga nuclear efetiva Z_{\text{efet}} e da distância média r entre núcleo e elétron. Uma forma qualitativa dessa dependência vem do potencial coulombiano (energia de ligação aproximada):
E_{\text{lig}} \sim -\frac{Z_{\text{efet}} e^2}{4\pi\varepsilon_0 r},
onde e é a carga do elétron e \varepsilon_0 a permissividade do vácuo. O sinal negativo indica que o elétron está ligado ao núcleo. Se r aumenta (raio atômico maior), o valor absoluto de E_{\text{lig}} diminui (o elétron fica menos firmemente ligado), logo é necessário menos energia para removê-lo — isto é, \,I_1 diminui. Outra forma de ver: a energia de ligação tende a variar aproximadamente como \propto 1/n^2 (onde n é o número quântico principal do elétron mais externo); descer o grupo aumenta n, diminuindo a energia de ligação e, portanto, \,I_1.

Passo 4

Explicando o efeito blindagem (shielding) e por que ele reforça a diminuição de \,I_1. Ao descer o grupo, além de aumentar r, há mais elétrons interiores que passam a “proteger” (fazer blindagem) a atração do núcleo sobre o elétron de valência. Introduzimos o conceito de carga nuclear efetiva:
Z_{\text{efet}} = Z - S,
onde Z é o número atômico (carga do núcleo) e S é uma constante que representa o efeito de blindagem dos elétrons internos. Mesmo que Z aumente ao descer o grupo, S também aumenta bastante, e o aumento de distância r domina a redução da atração efetiva — o resultado prático é que os elétrons de valência ficam menos ligados e \,I_1 cai.

Passo 5

Mostrando números concretos (exemplos reais nos halogênios) para enxergar a tendência. Valores aproximados da primeira energia de ionização:
I_1(\text{F})\approx 1681\\ \text{kJ mol}^{-1},
I_1(\text{Cl})\approx 1251\\ \text{kJ mol}^{-1},
I_1(\text{Br})\approx 1140\\ \text{kJ mol}^{-1},
I_1(\text{I})\approx 1008\\ \text{kJ mol}^{-1}.
Esses números mostram claramente: conforme o raio atômico cresce (de F para I), a primeira energia de ionização diminui.
Observação adicional útil para a prova (não troca a resposta, mas ajuda a entender): a eletronegatividade também diminui ao aumentar o raio por razão análoga — maior distância e maior blindagem → menor capacidade de atrair elétrons numa ligação. Porém, como pedido na questão, a propriedade que diminui de forma direta quando o raio cresce e que é mais frequentemente citada é a energia de ionização (primeira).

Passo 6

Conclusão sintética e motivadora: pensar “maior raio → elétron mais longe → núcleo puxa menos → fica mais fácil arrancar o elétron” é a regra prática que costuma resolver questões de prova desse tipo. Respire fundo: com essa imagem fica fácil responder e justificar.

Resposta

A energia de ionização (primeira energia de ionização) diminui à medida que o raio atômico cresce.

Exercícios relacionados