PORTIFÓLIO TABELA PERIÓDICA

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PORTFÓLIO – LICENCIATURA EM QUIMICA
Tema: Fundamento da Química.
1. Pesquisa: Formação da Tabela Periódica
Neste trabalho referente às disciplinas de Química Geral e Química Inorgânica, estarei apresentando um conteúdo que é base para Química em todos os seus aspectos, a Tabela Periódica dos Elementos Químicos.
A Tabela Periódica é fundamental para qualquer pessoa que tem o desejo de atuar como profissional da química em diferentes áreas como ensino, indústria ou pesquisa, portanto conhecer e saber interpretar a Tabela Periódica é essencial para que possamos entender o que acontece no mundo da química.
Pelas informações contidas na Tabela Periódica sobre os elementos quimicos conseguimos analisar e entender o comportamento e suas propriedades físico-químicas e desta forma utilizá-los corretamente para as propriedades que são exigidas para determinado objetivo. Por exemplo: se preciso fabricar um produto que será exposto a altíssimas temperatura. Tenho disponível material de Alumínio (Símbolo Al) e Magnésio (Símbolo Mg) supondo que eu não conheça as propriedades de cada material, ao consultar a tabela periódica tenho a informação sobre seus respectivos números atômicos e o período Alumínio Z= 13 período 3 e Magnésio Z=12 período 3 com estas informações conseguimos determinar quem tem maior resistências sob a ação do calor. 
A química está no dia a dia das nossas vidas, tudo que estar ao nosso redor é composto por substancia, que estão interligadas por ligações originando as moléculas que por fim são constituídas pelos elementos químicos existentes na Tabela Periódica, e por isso conseguimos entender o que acontece ao nosso redor, em nosso ambiente e no nosso próprio corpo.
Descobrir do que o mundo era feito, foi o grande desafio dos pensadores da antiga Grécia que atribuíram tudo que existia no mundo era proveniente de quatro elementos: Água, Terra, Ar e Fogo.
Mesmo com essa proposta alguns filósofos como Demócrito (V a.C) começaram a idealizar do que as substancias eram formadas iniciando as primeiras propostas de teoria atômica. 
Tinham uma ideia da existência de partículas indivisíveis, e invisíveis a olho nu, completamente cheia e sem espaços vazios, essas partículas eram responsáveis pela formação da matéria. A essa partícula foi dado o nome de átomo (no grego indivisível). Epicuro entre os séculos V a.C. e II a.C.) complementou a teoria de Demócrito afirmando que átomos de matérias diferentes possuem pesos diferentes, ou seja, começa-se a fazer primeira associação com a massa atômica, e com esta afirmação, começa-se a fazer a diferenciação dos átomos usando a massa atômica como referencial. Ou seja, a tentativa de organizar a matéria em função das suas propriedades remontam desde a Grécia antiga.
Em 1669 o Alquimista Henning Brand descobriu o primeiro elemento químico o Fósforo pela destilação da Urina com o desejo de encontrar a pedra filosofal que segundo os conhecimentos empíricos da época transformaria uma substancia tocada por esta pedra em ouro. 
A química ainda era muito empírica as pessoas que se envolvia com elas eram muito práticos e com muitas imaginações ao ponto de serem considerados bruxos onde química e alquimia era considerado a mesma coisa.
E muitos postulados como constituintes da matéria não possuíam fundamentação cientifica e partir do desenvolvimento do método cientifico a química começa a ser desvincular da alquimia.
Robert Boyle (1662) é considerado um marco na história da química se apegou firmemente ao método científico. Ele ficou conhecido como o primeiro cientista a manter anotações detalhadas dos resultados que conseguia em seu laboratório. Ele se preocupava não só com o aspecto qualitativo, mas também quantitativo, sendo que anotava passo a passo os experimentos que realizava, comparava os resultados e tecia hipóteses.
Antoine Lavosier foi o marco seguinte na história da tabela periódica ao publicar uma lista com 33 substancias elementares, isto é que não podiam ser decompostas em reações químicas, e das quais muitas fazem parte da tabela atual. Classificou os elementos em quatro grupos: substancias simples, metálicas, não metálicas e salificáveis ou terrosas. Com a sistematização das leis das proporções da massa e das proporções da massa estabelecida respectivamente por Joseph Louis Proust e Antonie Lavosier, contribuiu para o avanço da teoria atômica de Jonh Dalton permitindo o calculo da massa atômica relativa.
 Foi no ano de 1824, enquanto John Wolfgang Dobereiner estudava os elementos químicos cálcio (Ca), bário (Ba) e estrôncio (Sr), que ele constatou uma relação básica entre suas massas atômicas. Isto é, o pesquisador percebeu que a média da massa de um átomo de estrôncio era muito semelhante à massa atômica dos dois outros elementos. Constatou uma relação básica entre suas massas atômicas.
Döbereiner começou a estudar a lista dos elementos conhecidos, registrados com suas propriedades e pesos atômicos, e acabou descobrindo outros dois grupos de elementos com o mesmo padrão. O estrôncio situava-se a meio caminho (em peso atômico, cor, propriedades e reatividade) entre o cálcio e o bário; e o selênio podia ser igualmente situado entre o enxofre e o telúrio. Döbereiner chamou esses grupos de tríades, e começou uma ampla investigação dos elementos em busca de outros exemplos, mas não conseguiu encontrar mais. A “lei das tríades” de Döbereiner aplicava-se aos 54 elementos conhecidos. Ele também foi o descobridor dos elementos: Háfnio (Hf), Zircônio (Zr), Crômio (Cr) e Frâncio (Fr).
Em 1862, o geólogo Frances Alexandre-Emile Beguyer de Chancourtois publicou uma forma de tabela periódica chamada de parafuso telúrico, sendo o primeiro a notar a periodicidade dos elementos. Com este arranjo em espiral ordenados por massa atômica relativa no cilindro, Chancourtois demonstrou que os elementos tinham propriedades similares que pareciam ocorrer em intervalos regulares. Sua demonstração incluía alguns íons e compostos além de elementos. Porém, seu artigo empregava termos geológicos ao invés de químicos e não incluiu um diagrama. Como resultado, recebeu pouca atenção até o trabalho de Dmitri Mendeleev ser reconhecido.
Em 1864, químico alemão Julius Lothar MeyerEm 1864, o químico alemão Julius Lothar Meyer publicou uma tabela com 44 elementos arranjados pelo conceito da valência que havia sido fundamentado seis anos antes por August Kekulé. Esta tabela demonstrou que os elementos com propriedades similares às vezes compartilhavam a mesma valência. Concomitantemente, o químico inglês William Odling publicou um arranjo de 57 elementos ordenados com base em suas massas atômicas relativas. Apesar de algumas irregularidades e espaços, ele notou que parecia haver uma periodicidade de massas atômicas entre os elementos.
O químico inglês John Newlands publicou uma série de artigos entre 1863 e 1866 notando que quando os elementos eram listados em ordem crescente de massa atômica, propriedades físicas e químicas ocorriam em intervalos de oito, o que ele ligou a periodicidade das oitavas na escala musical. Porém estas observações, o qual denominou "Lei das Oitavas", foi ridicularizada pelos contemporâneos de Newlands em virtude da comparação com a escala musical e a Chemical Society se recusou a publicar seu trabalho.  Embora a tabela original proposta tivesse algumas falhas e contradições, a Royal Society somente reconheceu a importância de suas descobertas cinco anos depois de terem publicado o trabalho de Mendeleev, outorgando-lhe a Medalha Davy por sua contribuição.
O professor de química russo Dmitri Mendeleev e Meyer publicaram de forma independente tabelas periódicas em 1869 e 1870, respectivamente. A tabela de Mendeleev foi a primeira versão enquanto a de Meyer foi uma versão expandida da tabela publicada em 1864. Ambos construíram suas tabelas listando os elementos em linhas ou colunas ordenados pela massa atômica e começando uma nova coluna ou linha quando as características dos elementos começavam a se repetir. 
O reconhecimento e aceitação da tabela de Mendeleevvieram de duas decisões que havia feito. A primeira foi deixar espaços na tabela que pareciam corresponder a um elemento que ainda não havia sido descoberto. Ele não foi o primeiro químico a fazer isto, porém foi o primeiro a ser reconhecido como usando a tendência em sua tabela para predizer as propriedades dos elementos faltantes, tais como o Gálio e o Germânio. A segunda decisão foi ignorar ocasionalmente a ordem sugerida pelas massas atômicas e trocar elementos adjacentes, tais como o Telúrio e o Iodo, para classificá-los corretamente nas famílias químicas. Com o desenvolvimento das teorias da estrutura atômica, parece que ele listou os elementos em ordem crescente de massa atômica ou número atômico de modo não intencional. 
No final século XIX houve um avanço significativo na teoria atômica com as descobertas dos Raios-X por Wilhelm Rontgen e da radioatividade natural por Henri Becquerel por volta de 1895. Frederick Soddy e Ernest Rutherford constataram que as emissões radioativas dos elementos resultavam em elementos químicos diferentes o que levou a conclusão de que a massa atômica não era uma propriedade do átomo adequada para indicar a periodicidade dos elementos químicos. Conforme demonstrado por Soddy, o mesmo elemento químico poderia ter uma massa atômica diferente, condição denominada como isótopos. 
Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu uma relação exata entre as linhas espectrais fora da região do visível com um número ordinal, denominado número atômico, que posteriormente constatou-se ser o número de prótons do núcleo. Quando os átomos foram arranjados de acordo com o aumento do número atômico, as inconsistências existentes na tabela de Mendeleev desapareceram. Devido ao trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna está baseada no número atômico dos elementos. 
O gráfico apresenta a relação existente entre a primeira energia de ionização com o raio atômico.
Esta propriedade periódica mantém uma relação inversamente proporcional, ou seja, quanto menor o raio atômico, maior tem que ser a energia de ionização para retirar o életron da camada de valência. 
Quanto maior o numero atômico maior a quantidade de prótons no núcleo do átomo e consequentemente aumento de cargas positivas aumentando a força eletrostática, pois os elétrons que possuem cargas negativas estão girando em torno do núcleo nas camadas correspondentes e com o aumento da atração do núcleo pelos elétrons a raio diminui.
Podemos interpretar no gráfico
Fazendo a separação dos elementos por Grupo.
	Periodo
	Grupo 1
	Grupo 2
	Grupo 12
	Grupo 13
	Grupo 15
	Grupo 16
	Grupo 18
	2
	Lí Z=3
	Be Z=4
	
	
	N Z= 7
	O Z=16
	Ne Z=10
	3
	Na Z=23
	Mg Z=12
	
	Al Z=13
	P Z= 15
	
	Ar Z=18
	4
	K Z=19
	
	Zn=30
	GaZ=31
	
	
	Kr Z= 36
	5
	Rb Z=37
	
	Cd=48
	
	
	
	Xe Z= 54
	
	
	
	
	
	
	
	He Z= 2
Fazendo a distribuição eletrônica dos elementos que estão no mesmo período apresentam o mesmo numero de camadas, porém densidade eletrônicas diferentes ou seja quantidade maiores de prótons e elétrons que interfere no tamanho do raio:
Exemplo: 
Li z= 3 – 1s² 2s¹ - total de 3 eletrons e 1 eletron na camada de valência
N z= 7 – 1s² 2s²2p³ total de 7 elétrons e 5 elétron na camada de valência maior força eletrostática com núcleo diminuindo o raio.
Elemento Helio pertence a família dos gases nobres Grupo 18
Tabela periódica.
Hidrogenio
O hidrogénio é o mais abundante dos elementos químicos, constituindo aproximadamente 75% da massa elementar do Universo. Estrelas na sequência principal são compostas primariamente de hidrogénio em seu estado de plasma. O Hidrogénio elementar é relativamente raro na Terra, e é industrialmente produzido a partir de hidrocarbonetos presentes no gás natural, tais como metano, após o qual a maior parte do hidrogénio elementar é usada "em cativeiro" (o que significa localmente no lugar de produção). Os maiores mercados do mundo usufruem do uso do hidrogénio para o aprimoramento de combustíveis fósseis (no processo de hidrocraqueamento) e na produção de amoníaco (maior parte para o mercado de fertilizantes). O hidrogénio também pode ser obtido por meio da eletrólise da água, porém, este processo é atualmente dispendioso, o que privilegia sua obtenção a partir do gás natural.
Sódio
O sódio é relativamente abundante nas estrelas, detectando-se sua presença através da linha D do espectro solar, situada aproximadamente no amarelo. A crosta terrestre contém aproximadamente 2,6% de sódio, sendo o quarto elemento mais abundante e o mais comum entre os metais alcalinos.Atualmente é obtido pela eletrólise ígnea do cloreto de sódio fundido a 808 graus celsius, procedimento mais econômico que os usados anteriormente. É um metal barato.
O composto mais abundante de sódio é o cloreto de sódio, o sal comum de cozinha. Também se encontra presente em diversos minerais como anfíbolas, trona, halita, zeólitos e outros.