Jupiterimages/Photos.com/Getty Images
Il raggio atomico di un elemento è la distanza dal nucleo agli elettroni più esterni (di valenza). Questo raggio si sposta in modi prevedibili attraverso la tavola periodica, guidato dall'interazione tra la carica positiva del nucleo e gli elettroni circostanti.
Gli elettroni orbitano attorno al nucleo a livelli energetici discreti. Ogni livello contiene sottolivelli - s, p, d, f - che possono contenere un numero fisso di orbitali e di conseguenza un numero massimo fisso di elettroni. Quando un subshell si riempie, ulteriori elettroni devono occupare orbitali nel livello energetico immediatamente superiore. Più alto è il livello energetico, più lontani sono i suoi elettroni dal nucleo.
Muovendosi da sinistra a destra lungo il periodo del gruppo principale, i raggi atomici diminuiscono costantemente mentre il numero degli elettroni di valenza aumenta. Il motivo è l’aumento della carica nucleare netta che avvicina gli elettroni di valenza esistenti, senza aggiungere un nuovo livello energetico. La leggera deviazione osservata nei metalli di transizione deriva dai loro sottogusci d parzialmente riempiti, che riducono l'attrazione effettiva sugli elettroni esterni.
La schermatura si verifica quando gli elettroni interni neutralizzano parzialmente la carica positiva del nucleo. La restante carica nucleare “effettiva” è quella percepita dagli elettroni di valenza. Nel corso di un periodo, il numero di elettroni interni rimane costante mentre la carica nucleare aumenta, quindi la carica effettiva cresce, restringendo la nuvola di elettroni e restringendo il raggio.
Scendendo da un gruppo, gli elettroni di valenza occupano livelli energetici progressivamente più alti. Anche se il numero degli elettroni di valenza rimane lo stesso, i livelli aggiuntivi spingono gli elettroni esterni più lontano dal nucleo. L'aumento del numero di protoni è controbilanciato dalla schermatura aggiuntiva degli elettroni interni, con conseguente aumento netto del raggio atomico.
