Tendência: raio atômico

Um átomo de césio tem cerca de duas vezes e meia o raio de um átomo de flúor: 343 pm contra 135 pm no PubChem.

Um átomo não tem borda rígida, porque os elétrons vão rareando aos poucos, como uma neblina. Mesmo assim os químicos precisam de um tamanho, então o definem pela distância a que os átomos chegam uns dos outros. O modelo usa o raio de van der Waals do PubChem: metade da distância entre dois átomos que se tocam sem se ligar. Ligue "Altura: Raio atômico" e a tabela vira uma paisagem. A crista mais alta fica no extremo esquerdo, embaixo, e o terreno mais baixo fica no canto de cima à direita.

Descendo um grupo: maior

Ao descer um grupo, cada elemento tem uma camada de elétrons a mais que o de cima. Uma camada nova fica mais longe do núcleo, então o átomo fica maior. No grupo 1, os valores do PubChem sobem do lítio, com 182 pm, para o sódio, com 227 pm, o potássio, com 275 pm, e o césio, com 343 pm. Um picômetro é um trilionésimo de metro, então até o césio, o maior átomo estável, tem um raio de só cerca de um terço de nanômetro.

Atravessando um período: menor

Este surpreende a maioria das pessoas. Andando da esquerda para a direita num período, cada átomo tem mais prótons e mais elétrons que o anterior, mas os átomos ficam menores. O motivo é que os novos elétrons vão todos para a mesma camada externa, enquanto o núcleo ganha carga positiva. Elétrons da mesma camada blindam mal uns aos outros do núcleo, então os elétrons externos sentem uma atração cada vez mais forte e são puxados para mais perto. No período 2, o raio cai do lítio, com 182 pm, para o flúor, com 135 pm.

A atração que um elétron externo realmente sente se chama carga nuclear efetiva. É a carga do núcleo menos a parte anulada pelos elétrons internos. Ao atravessar um período, ela sobe de forma constante. Ao descer um grupo, muda bem menos, porque os prótons extras são compensados por uma camada extra de elétrons que blindam, e o efeito da distância vence.

Como ler o modelo com honestidade

Os dados reais são mais irregulares que a regra do livro. Os gases nobres têm raios de van der Waals maiores que os dos vizinhos, porque são medidos como átomos que se tocam e nunca se ligam, enquanto outros raios da mesma tabela vêm de cristais com ligações. Os metais de transição mudam pouco ao longo do bloco d. A tendência é mais forte nos blocos s e p. As peças dos elementos sintéticos mais pesados ficam cinza e planas, porque ninguém mediu o tamanho deles.

O tamanho importa para a química. Um átomo grande segura os elétrons externos sem firmeza, então átomos metálicos grandes como o césio os cedem com facilidade. Um átomo pequeno como o flúor segura os seus elétrons com força e ainda puxa os elétrons de outros átomos. O raio é a primeira das tendências, e a próxima unidade, sobre eletronegatividade, decorre dela.

Os átomos mudam de tamanho quando viram íons. Um átomo de sódio que perde o seu único elétron externo também perde a terceira camada inteira, então o íon Na⁺ é bem menor que o átomo: o raio iônico dele é de cerca de 102 pm. Um átomo de cloro que ganha um elétron aumenta a repulsão entre os elétrons da mesma camada, e o íon Cl⁻ incha até cerca de 181 pm. Esses dois números definem o espaçamento num cristal de sal, que você pode ver no modelo de moléculas do curso de ligações químicas.