Os elementos em grupos da tabela periódica apresentam comportamento químico semelhante. Essa semelhança ocorre porque os membros de um grupo têm o mesmo número e distribuição de eletrões nas suas camadas de valência.

Passando por um período da esquerda para a direita, um protão é adicionado ao núcleo e um eletrão à camada de valência a cada elemento sucessivo. Descendo os elementos de um grupo, o número de eletrões na camada de valência permanece constante, mas o número quântico principal aumenta em um de cada vez. Uma compreensão da estrutura eletrónica dos elementos permite-nos examinar algumas das propriedades que governam o seu comportamento químico. Estas propriedades variam periodicamente à medida que a estrutura eletrónica dos elementos muda. 

Variação no Raio Atómico

O quadro mecânico-quântico torna difícil estabelecer um tamanho definido de um átomo. No entanto, existem várias formas práticas de definir o raio dos átomos e, assim, determinar os seus tamanhos relativos que dão valores aproximadamente semelhantes.

O raio atómico em metais é metade da distância entre os centros de dois átomos vizinhos. É metade da distância entre os centros de átomos ligados para elementos que existem como moléculas diatómicas.

Movendo em um período da esquerda para a direita, geralmente, cada elemento tem um raio atómico menor do que o elemento que o precede. Isto pode parecer contra-intuitivo porque implica que átomos com mais eletrões têm um raio atómico menor. Isto pode ser explicado com base no conceito de carga nuclear efetiva. Em qualquer átomo com múltiplos eletrões, a camada interior de eletrões protege parcialmente camada exterior de eletrões da atração do núcleo.  Assim, a carga nuclear efetiva, a carga sentida por um eletrão, é menor do que a carga nuclear real (Z) e pode ser estimada pelo seguinte:

Z_eff = Z – σ              

onde, Z_eff é a carga nuclear efetiva, Z é a carga nuclear real, e σ é a constante de proteção, em que a constante de proteção é maior que zero, mas menor que Z.

Cada vez que nos movemos de um elemento para o outro ao longo de um período, Z aumenta em um, mas a a proteção aumenta apenas ligeiramente. Assim, Z_eff aumenta à medida que nos movemos da esquerda para a direita ao longo de um período. A força de atração (carga nuclear efetiva mais alta) experienciada por eletrões do lado direito da tabela periódica aproxima-os do núcleo, tornando os raios atómicos mais pequenos.

Os eletrões centrais protegem eficazmente os eletrões no nível principal mais externo da carga nuclear, mas os eletrões mais externos não se protegem eficazmente uns dos outros da carga nuclear. Quanto maior a carga nuclear efetiva, mais fortemente o núcleo retém os eletrões externos, e menor o raio atómico.

No entanto, os raios de alguns elementos de transição permanecem aproximadamente constantes em cada linha. Isto deve-se ao facto de o número de eletrões no nível energético principal mais externo ser quase constante e de estes últimos terem uma carga nuclear efetiva aproximadamente constante.

Dentro de cada período, a tendência no raio atómico diminui à medida que Z aumenta; Dentro de cada grupo, a tendência é que o raio atómico aumente à medida que Z aumenta.

Descendo em um grupo, o número quântico principal, n, aumenta em um por cada elemento. Portanto, os eletrões estão a ser adicionados a uma região de espaço cada vez mais distante do núcleo. Consequentemente, o tamanho do átomo (e o seu raio atómico) deve aumentar à medida que aumentamos a distância dos eletrões mais externos do núcleo. Esta tendência é ilustrada para os raios atómicos dos halogénios na tabela abaixo.

Raios Atómicos dos Elementos do Grupo dos Halogéneos
Átomo	Raio atómico (pm)	Carga nuclear, Z
F	64	9+
Cl	99	17+
Br	114	35+
I	133	53+
At	148	85+

 

Este texto é adaptado de Openstax Chemistry 2e, Section 6.5: Periodic Variations in Element Properties.