Blindagem lantanidic

Efeito de blindagem e raio atômico
À medida que os elétrons vão ocupando os níveis mais energéticos (de maior volume), o raio atômico dos átomos deve aumentar, assim é obvio que o raio atômico de elementos de um mesmo grupo da tabela periódica deve aumentar à medida que se passa para níveis de valência de mais alta energia, ou seja: O raio atômico dos elementos aumenta de cima para baixo em um mesmo grupo da tabela periódica. No entanto, a variação do raio atômico em um mesmo período não é uma consequência óbvia. À medida que se avança em um mesmo período, se adiciona elétrons em um mesmo nível de energia, entretanto o número atômico (número de prótons) também aumenta. A princípio a interação eletrostática deveria ser mantida em equilíbrio, porém os elétrons do nível de valência (mais externos) apresentam suas cargas distribuídas em um volume maior que os elétrons dos níveis internos. A interação eletrostática do núcleo com os elétrons internos será mais efetiva do que com os elétrons de valência. A maior atração eletrostática do núcleo pelos elétrons internos é traduzida como um efeito de blindagem da carga nucelar exercida sobre os elétrons de valência. Essa blindagem pode ser melhor compreendida a partir da comparação da interação eletrostática entre os elétrons de valência e o núcleo de átomos de diferentes elementos do mesmo período da tabela periódica, como apresentado na tabela abaixo. o Elemento

Carga Nuclear

N de elétrons internos

Sódio
Cloro

11
17

10
10

o

N de elétrons de valência 1
7

Como pode-se observar na tabela, os elementos sódio e cloro, pertencentes ao período 3 da tabela periódica, apresentam mesmo número de elétrons internos. No caso do sódio os 10 elétrons internos conseguem blindar a carga nuclear de 11 prótons de forma eficiente. Assim o elétron de valência do sódio é pouco atraído pela carga nuclear, consequentemente haverá um aumento no volume (dilatação) do orbital em que este elétron