Raio Atômico e Raio Iônico

Teoria Completa

Saber entender as propriedades periódicas é quase tão importante quanto saber ler a tabela.

As propriedades periódicas são todas aquelas que seguem uma tendência conforme a gente anda na tabela, e o raio atômico é uma delas!

A gente já viu como um elemento se situa na tabela, como saber seu período e família e como sua configuração eletrônica tem ligação com isso tudo, né? Agora vamos dar uma olhada no raio atômico e entender porque ele se relaciona tanto com a tabela periódica 😊

A Carga Nuclear Efetiva e o Efeito de Blindagem

Esses conceitos são muiiiiito importantes para as propriedades periódicas, mas vem com a gente que você vai entender rápido!

Vamos pegar como exemplo o estrôncio, S r 38 87 .

O estrôncio tem Z = 38 , ou seja, seu núcleo tem 38 prótons = 38 cargas positivas no núcleo. Sua carga nuclear total também é 38!

Isso porque a carga nuclear de um átomo é a carga positiva do seu núcleo. Ou seja, o número de prótons que ele tem, que é igual a Z .

Agora imagina que você é um elétron lá da 5ª camada, ou seja, um elétron da camada de valência do estrôncio. Sim, você tem número quântico principal n = 5 , valeu?

Quero que você pense em duas situações:

  1. Não tem nenhum elétron nas camadas anteriores à quinta;
  2. Existem elétrons nas outras camadas.

Você tá sentindo a diferença? Sério, abstrai! Pensa em você lá perdidão na eletrosfera, enxergando aquele núcleo positivo todinho só pra você, te atraindo sem nenhum elétron entre vocês.

E agora na situação b, você ainda enxerga o núcleo, mas tem tantos caras entre vocês, que a atração que você sente pelo núcleo até diminui.

Pra um elétron atrapalhar a sua atração com o núcleo, ele não precisa estar “exatamente na reta entre você e o núcleo” porque, segundo a quântica, o elétron não está em lugar nenhum, lembra?

Qualquer elétron da eletrosfera pode estar (com diferentes probabilidades) entre você e o núcleo e, por isso, ele blinda a ação do núcleo em relação a você.

Blindar significa diminuir a carga nuclear que um elétron sente. E a carga nuclear efetiva ( Z e f f ) é exatamente o que “sobra” da carga nuclear depois que ela foi blindada. É a carga nuclear que realmente está conseguindo atrair o elétron.

Ou seja, voltando pra situação onde você é o elétron lá da 5 a camada: você não vai conseguir sentir toooodos os 38 prótons do núcleo do estrôncio te atraindo. Na real, como tem tantos outros elétrons entre você e o núcleo, você sente bem menos dessa força de atração.

Mas você ainda sente alguma coisa! Essa carga nuclear que você ainda sente, mesmo com o efeito de blindagem do povo todo que está entre você e o núcleo, é a carga nuclear efetiva.

E como a gente calcula essa carga nuclear efetiva?

Pra fins qualitativos costumamos dizer que apenas os elétrons da mesma camada ou camadas anteriores blindam a carga nuclear que atinge um elétron.

E elétrons em orbitais do tipo s blindam mais que os do tipo p, que blindam mais que os do tipo d, que blindam mais que os do tipo f...

Isso porque, quanto mais nós o orbital apresenta, menor seu poder de blindagem. Faz sentido né? Se existe uma “região” onde a probabilidade de encontrar o elétron é nula, a blindagem também será nula ali. E o número de nós é igual a l - 1 .

Para fins quantitativos, alguns professores preferem usar o método de Slater.

Pelo Método de Slater:

Z e f f = Z - S

Onde S é um fator de blindagem, que depende do orbital ocupado pelo elétron em relação aos elétrons de valência (aqueles da última camada).

Todos os elétrons sofrem o efeito de blindagem. Mas a gente foca sempre nos elétrons de valência porque eles são os mais importante pro raio atômico (e para outras propriedades periódicas).

Pelo método de Slater:

  • Elétrons de uma camada mais externa ( n maior) não blindam;
  • Elétrons na mesma camada (mesmo n ) causam blindagem igual a 0,35;
  • Elétrons na camada n - 1 causam blindagem igual a 0,85;
  • Elétrons na camada n - 2 ou mais internos causam blindagem igual a 1,00.

Por exemplo, para o magnésio:

M g 12   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2

Para um dos elétrons de valência:

  • Um elétron na mesma camada (0,35);
  • Oito elétrons na camada n - 1 (8 x 0,85);
  • Dois elétrons na camada n - 2 (2 x 1,00);

O cálculo de S fica assim:

S = 0,35 + 8 x 0,85 + 2 x 1,00

S = 9,15

E a carga nuclear efetiva do Mg fica:

Z e f f = Z - S = 12 - 9,15 = 2,85

De um modo geral, a carga nuclear efetiva aumenta da esquerda para a direita na tabela periódica, acompanhando o aumento de Z .

O Tamanho dos Átomos

Você já se perguntou qual é o tamanho de um átomo?

O tamanho de um único átomo fica na ordem de 10 - 10 metros. E por isso mesmo costumamos falar do tamanho dos átomos em Angstrom (ou ångström, de símbolo Å), que equivale a, exatamente 1 . 10 - 10 m.

Mas os átomos não são todos do mesmo tamanho.

Olha só, lembra que a gente falou que o número quântico principal tinha a ver com o volume/tamanho do orbital? Então, quanto maior o n maior o orbital.

Pensando nisso, quanto maior o n , maior a possibilidade de encontrar o elétron mais longe do núcleo:

Você também pode entender como isso funciona, pensando no modelo de Bohr-Rutherford. Quanto maior o n , maior era a camada da elestrosfera.

Onde a gente quer chegar com isso?

O tamanho do átomo é medido pelo raio atômico, que é a distância entre o núcleo e o elétron mais distante na eletrosfera.

Olha como fica o raio do hidrogênio (configuração eletrônica 1s¹) e o raio do lítio (1s² 2s¹).

Quanto mais camadas na eletrosfera, maior o raio atômico.

O Raio Atômico e a Tabela Periódica

Lembra que a gente falou que a tabela periódica nos dá informação pra caramba?

Pois é. O raio atômico é uma delas. Como o raio atômico varia de forma relativamente regular na tabela periódica, ele é dito uma propriedade periódica.

Na tabela periódica, o raio atômico aumenta quando o período aumenta ou, num mesmo período, quando o número atômico diminui.

Isso nos leva aquele esquema que muitos professores do ensino médio ensinam:

Pra dizer que o raio atômico aumenta pra baixo e pra esquerda na tabela.

O motivo do raio atômico aumentar quando o período da tabela aumenta é muito simples: quanto maior o período, mais níveis na eletrosfera, mais distante o elétron mais externo está do núcleo.

Em um mesmo período, o motivo do raio atômico ser maior quanto menor o número atômico é um pouquinho mais rebuscado.

O número atômico é igual ao número de prótons, certo? Os prótons são positivos e atraem os elétrons, certo? Quanto mais prótons eu tiver no núcleo, mais forte eu vou atrair os elétrons em direção ao núcleo. Faz sentido? E se eu atrair os elétrons com mais força, mais perto do núcleo eles vão orbitar, ou seja, menor vai ser o raio atômico.

Mas, como a gente acabou de ver, uns elétrons blindam a ação atrativa do núcleo sobre os outros elétrons.

Então o raio atômico não depende diretamente do número atômico, mas da carga nuclear efetiva.

E quanto maior a carga nuclear efetiva, menor o raio atômico.

É tipo assim:

Quanto mais prótons presentes no núcleo, mais o núcleo atrai os elétrons pra perto de si.

O Raio Iônico

Você se lembra do que é um íon, né? São aqueles carinhas como I - ,   N a + ,   B a + 2 ,   O - 2 ,   e t c .

Os íons são átomos que perderam ou ganharam elétrons. Com isso, eles deixaram de ser neutros (número de prótons igual ao número de elétrons) e passaram a ter carga.

Quando um átomo perde um elétron, ele fica com mais prótons do que elétrons e assume carga positiva, formando um cátion.

Quando um átomo ganha um elétron, ele fica com mais elétrons do que prótons e assume carga negativa, formando um ânion.

Agora vamos pensar no tamanho desse caras.

Se o raio atômico é a distância do núcleo em relação ao elétron mais externo do átomo, o raio iônico é a distância do núcleo em relação ao elétron mais externo de um íon.

Quando um átomo ganha um elétron na sua camada de valência, dois efeitos ocorrem que levam a um aumento do raio:

  • Com mais elétrons na eletrosfera, maior a repulsão entre os elétrons. Eles se afastam mais uns dos outros, aumentando o volume da eletrosfera.
  • Com mais elétrons, o efeito da blindagem aumenta. Os elétrons da camada de valência passam a ser blindados por mais elétrons, sentindo menos a atração do núcleo.

Por outro lado, a perda de um elétron causa a diminuição do raio porque:

  • Muitas vezes uma camada inteira é desocupada. Com menos camadas ocupadas na elestrosfera, menor o raio.
  • O efeito da blindagem diminui. O núcleo passa a atrair um número menor de elétrons, causando uma atração individual maior.
  • A repulsão elétron-elétron diminui.

Então a regra é que, em relação ao átomo nêutro:

  • O ânion tem raio maior;
  • O cátion tem raio menor.

Não esquece que tem exercício pra gente praticar isso tudo aí juntos, hein!

Expandir

Exercício Resolvido #1

UFG - Lista de Exercícios de Química Geral. Professora Helen. Questão 19.

O Brasil é o campeão mundial da reciclagem de alumínio, colaborando com a preservação do meio ambiente. Por outro lado, a obtenção industrial do alumínio sempre foi um processo caro, consumindo grande quantidade de energia. No passado, a obtenção industrial do alumínio já foi tão cara que, apenas em ocasiões especiais, Napoleão III usava talheres de alumínio. Com relação ao alumínio, pede-se:

  1. Qual a configuração eletrônica do cátion do alumínio isoeletrônico ao gás neônio.
  2. Compare o íon Al3+ com os íons Na+ e Mg2+, ordenando as três espécies em ordem crescente de raio iônico.
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Passo 1

a) O alumínio tem número atômico 13. Então sua configuração eletrônica é assim:

A l :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 1 13  

E o neônio, de número atômico 10, é assim:

N e :   1 s 2   2 s 2   2 p 6 10  

Pro alumínio ficar isoeletrônico em relação ao neônio, ele deve perder 3 elétrons, formando o cátion Al3+:

A l 3 + :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   13  

Passo 2

b) Vamos ver a configuração eletrônica desses caras e ver se a gente consegue tirar alguma conclusão sobre os raios.

A l 3 + :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   13  

N a + :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   11  

M g 2 + :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   12  

Beleza. Os três tem a mesma configuração eletrônica. Então os elétrons estão ocupando os mesmos subníveis.

Raio iônico é a distância do núcleo em relação ao último elétron (o mais distante) da eletrosfera de um íon.

Como todos os cátions acima apresentam o último elétron no mesmo orbital, a gente vai ter que olhar pros núcleos desses caras.

Algum palpite de quem “puxa os elétrons pra mais perto de si”?

Vai puxar mais quem tiver mais prótons no núcleo e maior carga catiônica.

Então o núcleo do alumínio puxa os elétrons mais do que o núcleo do magnésio que puxa mais do que o núcleo do sódio.

Puxar os elétrons significa manter eles mais perto, diminuindo o raio do íon, assim nesse caso, quem tem a maior carga do núcleo vai ter o menor raio atômico.

A ordem de tamanho do raio iônico fica assim:

A l 3 + < M g 2 + < N a +

Resposta

a) A l 3 + :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   13  

b) A l 3 + < M g 2 + < N a +

Exercício Resolvido #2

UFG - Lista de Exercícios de Química Geral. Professora Helen. Questão 5. Modificada

Quando um ou mais elétrons são removidos de um átomo, a partícula resultante é um íon positivo. Explique por que isso ocorre e como isso modifica o raio do átomo.

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Passo 1

Um átomo nêutro tem o número de elétrons igual ao número de prótons.

Caso elétrons sejam removidos do átomo, o número de prótons passa a ser maior que o número de elétrons.

Como o próton tem carga positiva, a retirada de elétrons gera um “desequilíbrio de cargas” no átomo, que passa a ter carga positiva.

Um átomo com carga é chamado de íon. Quando a carga é positiva, chamamos de cátion.

Passo 2

-

E como isso interfere no raio do átomo?

Quando elétrons são retirados, o raio diminui.

Caso a retirada de elétrons faça com que o átomo perca uma camada inteira da eletrosfera, é relativamente tranquilo de imaginar que o raio vai diminuir.

Afinal, com a última camada do átomo nêutron desocupada, a penúltima camada dele passa a ser a camada de valência do cátion. Com um n menor, menor o raio.

Ainda que a perda de elétrons não resulte na perda de uma camada inteira, o raio diminui.

A gente pode imaginar que no átomo neutro, x prótons estão atraindo x elétrons. Ok. Retirando um elétron, x prótons estarão atraindo um número menor de elétrons ( x - 1 ). Atraindo menos elétrons, esses prótons podem atrair “com mais força” cada elétron individualmente.

É mais fácil segurar 5 melancias ou 4 melancias? Pro núcleo, um número menor de elétrons é mais fácil de “segurar”, então ele consegue manter esses elétrons mais perto, diminuindo o raio.

Com menos elétrons, o efeito de blindagem diminiu e a carga efetiva aumenta.

Com menos elétrons, a repulsão elétron-elétron diminui e eles podem ficar mais “próximos”.

Todos esses são fatores que causam a diminuição do raio.

Resposta

Exercício Resolvido #3

Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 41-exemplo 1.11.

Arranje cada um dos seguintes pares de íons na ordem crescente do raio iônico:

a) M g 2 + e C a 2 +

b) O 2 - e F -

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Passo 1

a) Via de regra, para cátions do mesmo grupo, quanto maior o período na tabela periódica, maior o raio. Mas vamos ver um passo-a-passo.

Tabela periódica na mão pra descobrir o número atômico do magnésio e cálcio. Depois vamos fazer a distribuição eletrônica de cada um, retirar os elétrons pra ver a configuração eletrônica dos cátions e, finalmente, fazer um estudo do raio. Beleza?

M g :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2 ⏟ e l é t r o n s   d e   v a l ê n c i a 12  

C a :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2 ⏟ e l é t r o n s   d e   v a l ê n c i a 20  

Pra formar os cátions com duas cargas positivas, magnésio e cálcio perdem seus dois elétrons de valência:

M g 2 + :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   12  

C a 2 + :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   20  

Como o cátion do cálcio tem uma camada a mais na eletrosfera, seu raio deve ser maior que o do cátion de magnésio de mesma carga.

M g 2 + < C a 2 +

Passo 2

b) Como oxigênio e flúor estão no mesmo período, via de regra, quem tem maior carga nuclear efetiva tem menor raio. Vamos ver o passo-a-passo:

Primeiro a configuração dos átomos neutros:

O 8   :   1 s 2   2 s 2   2 p 4

F 9   :   1 s 2   2 s 2   2 p 5

E pra virar ânions, esses caras daí precisam ganhar elétrons. Pelo enunciado, o oxigênio deve ganhar dois elétrons e o flúor, um.

O 2 - 8   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6

F 9   - :   1 s 2   2 s 2   2 p 6

Beleza, as configurações eletrônicas estão iguaizinhas. Mas isso NÃO quer dizer que os átomos são iguais.

Como o flúor tem número atômico maior, ele atrai mais os elétrons em direção ao núcleo, diminuindo o raio iônico.

F - < O - 2

Resposta

a) M g 2 + < C a 2 +

b) F - < O - 2

Exercício Resolvido #4

Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 52-1.89.

Coloque os seguintes íons na ordem crescente do raio iônico: S 2 - , C l - , P 3 - .

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Passo 1

Vamos ver onde esses caras estão na tabela periódica e quais são seus números atômicos.

Passo 2

Primeiro a gente faz a configuração dos átomos neutros:

P 15   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 3

S 16   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 4

C l 17   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 5

Depois dos íons com as cargas solicitadas:

P 3 - 15   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6

S 2 - 16   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6

C l - 17   :   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6

Passo 3

Via de regra, em um mesmo período, os íons com maior carga nuclear efetiva terão raio menor.

Ou seja, quanto mais para a direita da tabela periódica, maior o raio.

De fato, os três íons estudados tem a mesma configuração eletrônica, então quanto maior o número atômico, maior a atração dos prótons em relação aos elétrons da eletrosfera, e menor o raio.

A ordem crescente fica assim:

C l -   <   S 2 - <   P 3 -