2) Van der Waals Radius

É metade da distância entre os núcleos de dois átomos idênticos não ligados isolados ou dois átomos adjacentes idênticos pertencentes a duas moléculas vizinhas de um elemento no estado sólido. A magnitude do raio Van der Waals depende do empacotamento dos átomos quando o elemento está no estado sólido.

Por exemplo, a distância internuclear entre dois átomos de cloro adjacentes das duas moléculas vizinhas no estado sólido é de 360 pm. Portanto, o raio Van der Waals do átomo de cloro é de 180 pm.

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3) Raio Metálico

Uma malha metálica ou cristal consiste em núcleos ou iões metálicos positivos dispostos num padrão definido num mar de electrões de valência móvel. Cada núcleo é simultaneamente atraído por um número de electrões móveis e cada electrão móvel é atraído por um número de iões metálicos.

Força de atracção entre os electrões móveis e os núcleos positivos é chamada a ligação metálica. É metade da distância internuclear entre os dois iões metálicos adjacentes na malha metálica. Numa treliça metálica, os elétrons de valência são móveis, portanto, eles são apenas fracos atraídos pelos íons metálicos ou núcleos.

Em uma ligação covalente, um par de elétrons é fortemente atraído pelos núcleos de dois átomos. Assim, um raio metálico é sempre mais longo do que o seu raio covalente. Por exemplo, o raio metálico do sódio é de 186 pm enquanto o seu raio covalente, determinado pelo seu vapor que existe como Na2, é de 154 pm. O raio metálico do Potássio é 231 pm enquanto que o seu raio covalente é 203 pm.

Ler aqui sobre caracteres metálicos e não metálicos.

Variação dos Raios Atómicos na Tabela Periódica

Variação Dentro de um Período

• Os raios Covalente e Van der Waals diminuem com um aumento no número atómico à medida que nos movemos da esquerda para a direita num período. Os metais alcalinos no extremo esquerdo da tabela periódica têm o maior tamanho em um período. Os halógenos no extremo direito da tabela periódica têm o menor tamanho. O tamanho atómico do azoto é o mais pequeno. Depois do nitrogénio, o tamanho atómico aumenta para o Oxigénio e depois diminui para o flúor. O tamanho dos átomos dos gases inertes é maior que o dos halogéneos anteriores.
• Como nos movemos da esquerda para a direita num período, a carga nuclear aumenta 1 unidade em cada elemento seguinte, enquanto o número de conchas permanece o mesmo. Esta carga nuclear reforçada puxa os elétrons de todos os invólucros para mais perto do núcleo. Isto torna cada cartucho individual cada vez menor. Isto resulta numa diminuição do raio atómico à medida que nos deslocamos da esquerda para a direita num período.
• O raio atómico aumenta abruptamente à medida que nos deslocamos dos halogéneos para o gás inerte. Isto porque os gases inertes encheram completamente os orbitais. Portanto, o inter-eletrônico é o máximo. Expressamos o tamanho atómico em termos de raio Van der Waals, uma vez que não formam ligações covalentes. O raio de Van der Waals é maior do que o raio covalente. Portanto, o tamanho atômico do gás inerte em um período é muito maior que o do halogênio precedente

Variação dentro de um grupo

Os raios atômicos dos elementos aumentam com o aumento do número atômico de cima para baixo em um grupo. À medida que descemos o grupo, o número quântico principal aumenta. Uma nova casca de energia é adicionada a cada elemento que se segue. Os elétrons de valência estão cada vez mais distantes do núcleo. Como resultado, a atração do núcleo para o elétron diminui. Assim, o raio atómico aumenta.

A Exemplo resolvido para si

Q: Porque é que o Raio Van der Waals é sempre maior que o Raio Covalente?

Ans: As forças de atracção Van der Waals são fracas. Portanto, a distância internuclear no caso dos átomos mantidos pelas forças de Van der Waal é muito maior do que a distância entre átomos covalentemente ligados. Como uma ligação covalente é formada pela sobreposição de dois orbitais atômicos meio cheios, uma parte da nuvem de elétrons torna-se comum. Portanto, os raios covalentes são sempre menores que o raio van der Waal.