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Transcrição de vídeo

RKA11E- Nesse vídeo vamos falar sobre o raio atômico e raio iônico. Então vamos começar falando sobre o raio de um átomo. Se você pensar num átomo como uma esfera, a ideia de raio atômico é muito simples. Você apenas pega isso aqui como uma esfera, e traça uma linha do centro até a borda. E assim, temos aqui um raio, e isso seria uma maneira bem simples de pensar a respeito de um raio atômico. O problema é que um átomo não é realmente assim, ele não tem um raio bem definido como essa esfera. Isso porque é o núcleo e depois é uma nuvem de elétrons, ou uma probabilidade de encontrarmos um elétron. Logo, não existe um limite bem definido e por isso é difícil ter um raio bem definido e fixado. O que os químicos fazem é pegar dois átomos idênticos, ou seja, do mesmo elemento, e ligá-los um a um ao outro. Aqui tendo núcleo de um elemento, e aqui tendo o núcleo do outro. Medindo a distância entre esses dois núcleos, temos a distância entre eles. E se tomarmos a metade desta distância, teríamos uma boa aproximação para o tamanho do raio atômico desses átomos. Então essa é uma das definições para o raio atômico. Agora que já definimos isso, vamos começar a observar as tendências para os raios atômicos. Inicialmente, vamos começar com as tendências dos grupos. Aqui no primeiro grupo vamos pegar aqui o hidrogênio e o lítio para observar. Vamos esboçar esses átomos aqui do lado, e vamos começar com o hidrogênio que tem o número atômico igual a 1. Isso significa que ele tem um próton no núcleo. Então, aqui temos o núcleo do hidrogênio com apenas um próton. Em um átomo neutro, o número de elétrons é igual ao número de prótons. Portanto, teremos aqui um elétron também. Então, fazendo algo bem simples aqui, embora a gente saiba que não é exatamente dessa forma, vamos apenas observar essa versão simples do átomo, ok? Vamos fazer o mesmo agora com o lítio, que tem o número atômico igual a 3, o que significa que ele tem três prótons no núcleo. Podemos representar o núcleo do lítio aqui com 3 prótons e com 3 elétrons em seus orbitais. Lembrando que dois desses elétrons estão na camada interna, de modo que seria o primeiro nível de energia, mas ainda falta um elétron para observar. O terceiro elétron entra no segundo nível de energia, ou na camada exterior. A gente viu aqui um exemplo com dois átomos, mas a gente já pode perceber que quanto mais a gente for descendo em um grupo, teremos um aumento do raio atômico. E isso porque à medida que temos em um grupo, mais elétrons serão adicionados nos níveis de maior energia, que estão cada vez mais distantes do núcleo. E isso faz com que o raio atômico fique cada vez maior, e essa daqui é uma forma de pensar a respeito da tendência de raio atômico. Agora vamos olhar o período seguinte para observar o que tem de acontecer com o raio atômico. Quando seguimos para a direita desse jeito, temos uma diminuição do raio atômico, e vamos ver agora o porquê disso. Vamos fazer novamente aqui um desenho simples de nossos átomos, e como sabemos que o lítio tem um número atômico igual a 3, logo ele terá 3 prótons em seu núcleo. Ou seja, temos 3 cargas positivas aqui no núcleo, e portanto três elétrons em seus orbitais. Falando mais uma vez, 2 desses elétrons estão na camada interior, e um elétron na camada exterior, algo mais ou menos assim. Mas vamos pensar um pouquinho sobre o que está acontecendo aqui. O que acontece com aquele elétron na camada externa, como resultado de onde ele está? Esse elétron da camada mais externa seria mais puxado para dentro do núcleo, já que o núcleo é carregado positivamente, e esse elétron é carregado negativamente. O núcleo positivo puxa o elétron para mais perto dele, ao mesmo tempo que aqueles elétrons carregados negativamente da camada mais interna, vão repeli-lo. Então vamos destacar isso aqui. Esses aqui são os nossos elétrons da camada interna, e como sabemos, cargas de mesmo sinal se repelem, então você pode e deve imaginar que esses elétrons repele o elétron mais externo. Querendo empurrar ele para fora, enquanto que o núcleo com carga positiva o atrai para dentro. Como esses elétrons da camada interna repelem o elétron externo, é criado uma blindagem aqui. Isso porque os elétrons internos fazem uma blindagem desse elétron, em relação ao núcleo. Por esse motivo, isso aqui é chamado de blindagem eletrônica. Então agora vamos em frente, e desenhar o átomo de berílio. Como o berílio tem um número atômico igual a 4, temos 4 prótons em seu núcleo, ou seja, temos uma carga 4 positivo em seu núcleo. E nós temos quatro elétrons para se preocupar agora. Podemos colocar esses dois elétrons aqui no orbital interior, ou seja, no primeiro nível de energia, e 2 elétrons aqui nessa camada exterior, ou seja, o segundo nível de energia. Falando novamente, isso aqui é apenas uma aproximação grosseira para a gente ter uma ideia do que o berílio pode parecer, ok? Podemos pensar sobre o que está acontecendo quando o comparamos com o lítio. O berílio tem uma carga mais quatro em seu núcleo, e quanto maior essa carga, mais esse núcleo vai atrair os elétrons externos. E quando você pensa novamente sobre a ideia de blindagem eletrônica, teremos esses elétrons daqui protegendo nossos elétrons das camadas exteriores, do efeito causado pelo núcleo carregado positivamente. Mas será que podemos pensar da mesma forma com os elétrons da camada exterior? Ou seja, será que você pode pensar: "esse elétron aqui poderia estar protegendo o outro elétron daqui". Então, o problema é que eles estão a mesma distância a partir do núcleo. Assim, elétrons da camada externa não podem proteger um ao outro. Agora uma pergunta que eu quero te fazer: será que o efeito gerado por essa blindagem interna é a mesma do lítio? Bem, vamos seguir em frente e pensar a respeito disso. O berílio tem o mesmo número de elétrons internos que o lítio, certo? Logo, a blindagem criada é a mesma, ou seja, temos dois elétrons aqui internos criando uma blindagem para o elétron do lítio e também dos elétrons internos, criando uma blindagem para os elétrons do berílio. Apesar do berílio ter a mesma blindagem que o lítio, ele tem maior carga positiva em seu interior. Logo, os elétrons exteriores serão puxados com maior intensidade pelo núcleo. Por esse motivo, os elétrons externos do berílio ficarão mais próximos do núcleo, do que o elétron externo do lítio, e devido a isso, o berílio será menor que o lítio. E a partir desse exemplo, a gente consegue perceber uma nova tendência. Em um período, sempre que aumentar o número de prótons, a força entre o núcleo e os elétrons externos vai aumentar. E com isso, esses elétrons vão ficar cada vez mais próximos do núcleo, fazendo com que o raio atômico fique cada vez menor. Agora que vimos sobre a tendência de um raio atômico, vamos ver o que é o raio iônico. O raio iônico pode ser bem complicado dependendo da química envolvida em um processo. Por isso, vamos observar aqui apenas uma versão mais simples, ok? Vamos pegar, por exemplo, um átomo de lítio neutro novamente e vamos desenhar ele aqui mais uma vez. Portanto, aqui temos um núcleo do lítio com 3 elétrons em seus orbitais. 2 na camada interior, e 1 camada exterior. Vamos dizer agora que você queira formar um cátion desse lítio, assim teríamos que tirar um elétron de nosso átomo neutro, certo? Lembrando que os 3 prótons do núcleo e os 3 elétrons se anulam mutuamente. Isso faz o átomo ser neutro, mas se tirássemos um elétron, o que aconteceria? A gente vai mostrar isso aqui agora. Se o lítio perdeu um elétron, ele vai perder esse aqui da camada externa. Dessa forma o núcleo ainda teria uma carga três positiva, porque tem três prótons nele, e ainda, temos os dois elétrons da camada interior. Como tiramos o elétron da camada exterior, sobrou apenas os dois da camada interior e como temos três prótons, o lítio fica com uma carga 1 positiva, que é um cátion. Dessa forma, formamos um cátion, que é menor que o próprio átomo neutro. Isso é até bem intuitivo, já que se você tirar esses elétrons da parte externa, você tem um núcleo com carga positiva e apenas 2 elétrons aqui, e isso faz o cátion ficar menor que o átomo neutro. Com isso chegamos à conclusão que o átomo neutro vai diminuir quando você transformá-lo em um cátion. Então dessa forma, faz muito sentido você pensar que se pegar um átomo neutro e adicionar um elétron a ele, ele vai ficar maior, e esse é o conceito que iremos discutir agora. Então, como exemplo, vamos pegar um cloro inicialmente neutro e vamos adicionar a ele um elétron. Vamos fazer com que ele tenha uma carga negativa e vire um ânion cloreto. Vamos desenhar isso aqui, para gente entender bem legal. Portanto, essa daqui é a representação do nosso cloro neutro. Se a gente adicionar um elétron, ele vai ficar realmente muito maior. Assim, o ânion é maior que o átomo neutro, e vamos ver o porquê disso. Se fôssemos escrever a configuração eletrônica do cloro, teríamos isso aqui. Usando a notação de gás nobre, temos que o gás nobre imediatamente anterior ao cloro é o neon. Logo, colocamos o neon entre colchetes, e depois o 3s² e o 3p⁵. Então, temos sete elétrons na camada exterior, para um átomo de cloro neutro. Para o ânion cloreto, você iria começar da mesma maneira. Você colocaria o neon entre colchetes e depois o 3s². Então, se você está adicionando um elétron a ele, você teria 3p⁶, e não 3p⁵, com isso teremos oito elétrons da camada externa, e não 7. Se você ver em alguns livros, vai ver que pelo fato de agora ter oito elétrons da camada externa ao invés de 7, teremos uma força de repulsão maior entre esses elétrons, e isso faria com que eles ficassem mais afastados. Fazendo com que o ânion e o cloreto fique realmente o maior que o cloro neutro, e isso faz muito sentido. Algumas pessoas não concordam com essa explicação, mas eu realmente não vejo alternativa melhor, que seja simples, para pensar a respeito disso. Já que essa é uma forma simples de pensar nessa ideia de tamanho iônico. E mesmo que você não concorde muito com essa explicação, fique apenas com a ideia de que um ânion é maior que um átomo neutro.