Quimica

O raio atômico não é determinado por um fator apenas, mas por uma combinação de fatores. O primeiro deles é a quantidade de níveis de energia. Outro é o número de cargas positivas. E outro fator é a estrutura espacial dos orbitais.
REGRA 1 - Quanto maior o número de níveis de energia, maior a distância entre os elétrons do nível mais externo em relação ao núcleo. E sabemos que o número de níveis de energia é igual ao número do período (linha horizontal) em que esse elemento se encontra. Portanto, quanto mais embaixo na tabela periódica, maior o raio atômico.
REGRA 2 - Além disso, quanto mais prótons (que, obviamente, são as cargas positivas) o núcleo tiver, mais fortemente o núcleo atrairá os elétrons, reduzindo o raio atômico. Como os elementos estão ordenados na tabela periódica por número atômico (número de prótons) em ordem crescente da esquerda para direita, quanto mais à direita, menor o raio atômico.
Essas são as duas regras principais para comparar raio atômico apenas pela posição na tabela periódica. Mas apenas elas não seriam capazes de explicar esse fenômeno que você observou.
A exceção para essa regra deve-se ao seguinte fato: o Ga segue imediatamente após uma série de dez elementos de transição. Ele possui, portanto, 10 elétrons no subnível (orbital) d, que é menos eficientes na proteção (blindagem) da carga nuclear que os elétrons s e p. A proteção fraca da carga nuclear leva a elétrons externos mais firmemente ligados ao núcleo. Portanto, átomos com um subnível interno d10 são menores e possuem maior energia de ionização do que seria esperado. Essa diminuição do raio atômico é chamada d contração do bloco-d. Algo parecido acontece com os átomos de In e Tl, que diferentemente do Gálio têm mais níveis de energia.
Se você reparar bem, os elementos de transição não seguem direito a regra 2, por causa dessa deficiência de blindagem da carga nuclear dos orbitais d e f, em comparação aos orbitais s e p.
Resumidamente, podemos dizer que a forma do