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Espectro eletromágnético é o conjunto de radiações eletromanéticas que se propagam no espaço e que se encintram ordenadas de acordo com a sua frequência(f) e o comprimento de onda( e consequentemente a sua energia).

Tipos de Espectros
Espectro Contínuo(a)

As váris cores sucedem-se umas  às outras sem qualquer ruptura, estabelecendo-se uma transição grdual entre elas.

Espectro descontínuos (b) e (c)
Quando a emissão de luz não se processa em todos as frequências, abragendo apenas algumas, isto é; com interrupções entres elas, diz-se que o espectro é descontínuo

(b) de emissão
O espectro descontínuo de emissão é caraterizado por linhas coloridas sobre um fundo escuro.

(c) de absorção

O espectro descontínuo de absorção é caracterizado por linhas escuras sobre um fundo de espectro contínuo.

Efeito fotoelétrico

Quando  se fala em Albert Einstein (1879-1955), pensa-se de imediato no Prémio Nobel Física que recebeu em 1921 pela sua teoria da Relatividade ou pela famos equação E=nc2.
Na realidade , o prémio foi-lhe atrbuído pela revolucionária interpretação que fez do efeito fotoelétrico e que permitiu, posteriormente, o desenvolivimento de tecnologia eletrónica muito útil no quotidiano das pessoas.
Einstein, contrariando as teorias da época, interpretou este fenómeno como resultado do choque de partículas de luz(fotões) com os eltrões do material. A energia de cada fotão é função da energia da radiação incidente.
A experiência demostra que, para ejectar eletrões de um determinado metal, a radiação incidente deveria ter um certo valor mínimo de energia( energia de remoção),característico desse metal ,para valores inferiores, não se verificava a ejeção de eletrões , por mais intensa que fosse a radiação, mesmo que incidisse durante um grande intervalo de tempo.
No entanto se a energia da radiação incidente for superior ao referido valor mínimo; os eletrões ejetados apresentam energia cinética. O valor desta enrgia será tanto maior quanto maior for a energia da radiação incidente.
Este fenómenopode traduzir-se pela relação de igualdade.

Energia da radiação incidente=Energia mínima de remoção+Energia cinética do eletrão ejetado
hv=Eremoção+1/2 mev2
Aplicação do efeito fotoelétrico

A célula fotolléctrica ou fotocélula
O principal componente de uma célula é um cátodo fotossensível(pólo negativo) que ejcta eletrões quando sobre ele incide radiação de energia suficiente, os eletrões movem-se para o ânodo(pólo positivo) e originam uma corrente elétrica num circuito fechado. Este processo pode servir de interruptor num sistema elétrico uma porta automática , que funciona na base do efeito fotoeletrico, abre quando se interrompe o circuito por interposição de um objeto.
Usa-se em laboratórios para a contagem de bactérias: a absorção da radiação pela bactéria causa a diminuição de fotões recebidos pela células fotoelétrica e uma interrupcão na corrente.
Utiliza-se no detetores de fumos e de movimentos.

Radiações não ionizantes

As radiações não ionizantes compreendem toda a radiação eletromagnética cuja energia não é suficiente para ionizar os átomos ou as moléculas com os quais interactuam.
As principais fonter de radiação não ionizantes são:
-radiação solar-radiação ultravioleta,visivel e infravermelha;
-Lâmpadas(incadescentes, fluorescentes e de descarga);
-controlos remotos dos aparelhos de televisão, de porats de automóveis;
-ondas de radiotelecomunicações, radar;
-fornos de aquecimento e de indução;
-aparelhos de esterilização;
-laser....
O laser(Light Amplication by Stimulated Emission of radiation) é uma luz moncromática, coerente e de grande intessidade, que desde meados do século passado(1960) tem revolucinado a ciência, a medicina e a tecnologia.

Radiações ionizantes
As radiações ionizantes incluem raios gam(G), raios x(radiações eletromágnéticos) partículas alfa, beta (eltrões e positrões) neutrões e protôes, estas radiações têm a capaciedade de produzir iões, directa ou indirectamente

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Ligação covalente simples
Na molécula H2, o único de cada átomo é partilhado pelo outro, estabelecendo-se uma ligação covalente simples, já que é assegurada por um par de eletrões(dupleto). Esta ligação pode ser representada por uma cruz e um ponto ou por um traço.
H.xH ou H-H
Atendendo a que cada ligação é assegurada, no mínimo, por dois eletrões (um dupleto), pode aceitar-se que os átomos de oxigénio são capazes de partilhar dois pares de eletrões(assinalados a azul na representação de Lewis):
-dois pares de eletrões que contribuem directamente para a ligação e que, por isso, se dizem ligantes.

Ligação covalente dupla
A ligação entre os átomos de oxigénio diz-se ser covalente dupla.
No total, existem oito eletrões períféricos em torno de cada átomo de oxigénio.
No total, existem oito eletrões periféricos em torno de cada átomo de oxigénio. Esta representação evidencia uma estrutura idêntica à de um gás nobre(excepto o hélio) no que respeita ao número de eletrões periféricos e por isso, de grande estabilidade. Diz-se que cada átomo da molécula de oxigénio satisfaz a regra do octelo.

Ligação covalente tripla
A ligação entre os átomos  de azoto diz-se covalente tripla.
D. As moléculas  poliatómicas H2O (água), CO2(dióxido  de carbono), NH3(amoníaco),CH48metano), HCl(cloreto  de hidrogénio) e as suas estruturas.
D1. A molécula da  água (H2O) e a estrutura

O     modelo de ligação covalente continua a ser útil  para a interpretação da estrutura de outras  moléculas como a da água .
Neste caso, forma-se duas  ligaações  covalente simples entre  o átomo de oxigénio(átomo central) e os dois átomos de hidrogénio que constituem a molécula, ficando do dois pares de eletrões não ligantes sobre o átomo central.

Ligação iónica

Na formação do cloreto de sódio, e utilizando a notação de Lewis , pode  admitir-se um modelo sgundo o qual o eletrão periférico do átomo de sódio passa a pertencer à nuvem eletrónica  do átomo de sódio passa a pertencer à nuvem do átomo de cloro.
Forma-se neste processo uma ligação iónica em que os iões  Na+ e Cl- ficam  ligados  por forças de natureza elecrostática.
Este modelo é adequado à interpretação da  formação de ligações  entre átomos de elementos metálicos, sobretudo os dos grupos 1 e 2 da Tabela Periódica, átomos de elementos não metálicos, que apresentam valores elevados para a diferença de eltronegtividades.
No entanto, não existem, de facto, ligações iónicas puras. Verifica-se sempre um certo grau  de covalência, ou seja, alguma partilha dos eletrões transferidos, que aumenta com a proximidade, na tabela periódica, dos átomos envolvidos(aproximações dos valores da eletronegatividade).
A representação Na, Cl que se adaptou para fórmula química do cloreto de sódio traduz apenas a proporção entre os iões e a consequente electroneutralidade do compacto resultante.
Esta fórmula não corresponde a nenhuma unidade estrutural mínima que se repete como acontecia com as moléculas.
Nas condições-padrões(P=1 atm e 0=ºC), todos os compostos iónicos são sólidos cristalinos.

Ligação Metálica

Os metais apresentam algumas propriedades físicas macroscópias que sugerem claramente um modelo especial para a ligação que une os seus átomos.
A ligação metálica encontra-se apenas nos metais sólidos, cujos átomos apresentam básicos valores de eletronegatividade e poucos eletrões periféricos.

Características deste tipo de ligação:

- As nuvens eletrónicas sobrepõem-se na rede metálica, podendo os eletrões de um átomo mover-se nas nuvens eletrónicas dos átomos adjacentes .
- Cada átomo do metal transforma-se num ião(cerne de átomo), rodiado por um certo número de outros iões idênticos numa rede cristalina a três dimensões onde os eletrões mais periféricos(designados vulgaramente "de valência") se movem livremente de uma camada exterior para outra.
Os eletrões mais periféricos deslocalizados, movendo-se entre os cernes dos átomos, interactuam com eles, gerando uma força ligante que os une os átomos entre si na rede metálica.
Este tipo de ligação não altera a eletroneutralidade do metal.

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O Modelo Atómico de Thomson foi o primeiro a realizar a divisibilidade do átomo. Ao pesquisar sobre raios catódicos, o físico inglês propôs esse modelo que ficou conhecido como o modelo pudim de ameixa.

Ele demonstrou que esses raios podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas de energia elétrica negativa.

Em 1887, Thomson sugeriu que os eletrão eram um constituinte universal da matéria. Ele apresentou as primeiras ideias relativas à estrutura interna dos átomos.

Thomson indicava que os átomos deviam ser constituídos de cargas elétricas positivas e negativas distribuídas uniformemente.

Ele descobriu essa mínima partícula e assim estabeleceu a teoria da natureza elétrica da matéria. Concluiu que os elétrão eram constituintes de todos os tipos de matéria, pois observou que a relação carga/massa do elétrão era a mesma para qualquer gás empregado em suas experiências.

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O modelo apresentado por Rutherford foi aperfeicoado por Bohr. Por esse motivo, o aspeto da estrutura atómica de Bohr também é chamada de Modelo Atómico de Rutherford-Bor.
A teoria do físico dinamarquês Niels Bohr estabeleceu as seguintes concepções atómicas:
1. Os eletrãos que giram ao redor do núcleo não girma ao acaso, mas descrevem órbitas determinadas.
2. O átomo é incrivelmente pequeno, mesmo assim a maior parte do átomo é espaço  vazio. O diâmetro do nucleo atómico é cerca de cem mil vezes menor que o átomo todo. Os elétrãosgiram tão depressa que parecem tomar todo o espaço.
3.Quando a eletricidade passa através do átomo, o elétrão passa para órbita maior e seguinte, voltando depois à sua órbita usual.
4.Quando os elétrãos saltam de uma órbita para a outra resulta luz. Bohr consegiui prever os comprimentos se onda a partir da constituição do átomo e do salto dos elétrãos de uma órbita para a outra.

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O Modelo  Atómico de Dalton, conhecido como o modelo  bola de bilhar, possui os seguintes princípios:

1.Todas as substâncias são formadas de pequenas partículas chamadas átomos;
2.Os átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades, mas todos os átomos do mesmo elemento são exatamente iguais;
3.Os átomos não se alteram quando formam componentes químicos;
4. Os átomos são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados nem destruídos;
5. As reações químicas correspondem a uma reorganização de átomo

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Nem Sempre o homem pensou que o átomo é como o conheces atualmente. Foi uma ideia que evoluiu ao longo dos anos. apesar do primeiro modelo atómico ter sido apresentado já no século XIX, a ideia de que a matéria é feita de pequeníssimos corpúsculos surgiu há muito, muito tempo.
Na Grécia Antiga, século V a. C., o filósofo grego Leucipo e seu discípulo Demócrito imaginaram a matéria como sendo constituída por pequeníssimas Partículas indivisíveis- os átomos, como lhes chamaram. Concluíram que a matéria não poderia ser infinitamente divisível. Se a partíssemos variadas vezes, chegaríamos a uma partícula muito pequena, indivisível e impenetrável a que se denominou átomo.
Esta é uma palavra de origem grega que deriva de "a + thomos", que significa " sem divisão".
Era uma ideia muito avançada para esta altura, mas não havia possibilidade de fazer observações que a pudessem apoiar.
Só muito mais tarde, com a evolução da tecnologia é que foi possível obter evidências experimentais.
Assim, esta ideia de que os átomos seriam pequenas partículas indivisíveis perdurou durante mais de vinte séculos.
Foram vários os modelos atómicos propostos ao longo do tempo, e o modelo atualmente aceite como válido chama-se modelo da nuvem eletrónica

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A Tabela periódica dos elementos químicos é a disposição sistemática dos elementos químicos, na forma de uma tabela, em função de suas propriedades. É muito útil para se preverem as características e tendências dos átomos.

Permite, por exemplo, prever o comportamento de átomos e das moléculas deles formadas, ou entender porque certos átomos são extremamente reativos, enquanto outros são praticamente inertes etc.

Um pré-requisito necessário para construção da tabela periódica, foi a descoberta individual dos elementos químicos, embora elementos, tais como o Ouro (Au), a Prata (Ag), o Estanho (Sn), o Cobre (Cu), o Chumbo (Pb) e o Mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a antiguidade.

A primeira descoberta científica de um elemento, ocorreu em 1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o fósforo. Durante os 200 anos seguintes, foi adquirido um grande volume de conhecimento relativo às propriedades dos elementos e seus compostos, pelos químicos. Com o aumento do número de elementos descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de modelos para reconhecer as propriedades e desenvolver esquemas de classificação.

A primeira classificação, foi a divisão dos elementos em metais e não-metais.

Isso possibilitou a antecipação das propriedades de outros elementos, determinando assim, se seriam ou não metálicos.

Em 1817, Johann Döbereiner teve a primeira ideia, com sucesso parcial, de agrupar os elementos em três - ou tríades. Essas tríades também estavam separadas pelas suas massas atómicas, mas com propriedades químicas muito semelhantes. A massa atómica do elemento central da tríade, era supostamente a média das massas atómicas do primeiro e terceiro membros. Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades. Isso tornou a sua classificação dos elementos pouco eficiente.

Um segundo modelo, foi sugerido em 1864 por John Newlands.

Sugerindo que os elementos, poderiam ser arranjados num modelo periódico de oitavas, ou grupos de oito, ordenando de forma crescente as suas massas atómicas.

Por analogia com as notas musicais, Newlands deu a esta relação o nome de lei das oitavas.

Esta lei era, no entanto, ineficaz para os elementos químicos a partir do cálcio e, por isso, o trabalho de Newlands não foi aceite pela comunidade científica.

Nenhuma regra numérica foi encontrada para que se pudesse organizar completamente os elementos químicos numa forma consistente, com as propriedades químicas e suas massas atómicas. A base teórica na qual os elementos químicos estão arranjados atualmente - número atómico e teoria quântica - era desconhecida naquela época e permaneceu assim por várias décadas.

Dimitri Ivanovich Mendeleev nasceu na Sibéria, sendo o mais novo de dezessete irmãos. Mendeleiev foi educado em St. Petersburg, e posteriormente na França e Alemanha. Conseguiu o cargo de professor de química na Universidade de St. Petersburg. Escreveu um livro de química orgânica em 1861. Em 1869, enquanto escrevia seu livro de química inorgânica, organizou os elementos na forma da tabela periódica atual.

Mendeleev criou uma carta para cada um dos 63 elementos conhecidos. Cada carta continha o símbolo do elemento, a massa atómica e as suas propriedades químicas e físicas. Colocando as cartas em cima de uma mesa, organizou-as em ordem crescente das suas massas atómicas (Repara que o conceito de número atómico ainda não existia), agrupando-as em elementos de propriedades semelhantes.

Apesar de, em meados do século XIX, a maioria dos cientistas se encontrar convencida de que a propriedade dos elementos químicos se repetia periodicamente, não existia nenhuma forma de os organizar.

A organização da tabela periódica, foi desenvolvida não teoricamente, mas com base na observação química de seus compostos, por Dimitri Ivanovich Mendeleev. Foi ele o primeiro a criar um esquema organizador que contemplava todos os elementos químicos descobertos, prevendo ainda a existência de outros ainda não conhecidos, deixando para isso espaços por preencher na sua Tabela Periódica. Consulta a tabela de Mendeleev, se não a conheces.

Por este facto ele é considerado o criador da Tabela Periódica.

A grande vantagem da tabela periódica de Mendeleev sobre as outras, é que esta exibia semelhanças, não apenas em pequenos conjuntos como as tríades, mas numa rede de relações vertical, horizontal e diagonal.

Em 1906, Mendeleiev recebeu o Prémio Nobel por este trabalho.

Em 1913, o cientista britânico Henry Moseley descobriu que o número de protões no núcleo de um determinado átomo, era sempre o mesmo.

Moseley usou essa ideia para o número atómico de cada átomo. Quando os átomos foram ordenados por ordem crescente do seu número atómico, os problemas existentes na tabela de Mendeleev desapareceram.

Devido ao trabalho de Moseley, a tabela periódica moderna está baseada no número atómico dos elementos químicos. A tabela atual é bastante diferente da de Mendeleev.

Com o passar do tempo, os químicos foram melhorando a tabela periódica moderna, aplicando novos dados, como as descobertas de novos elementos ou um número mais preciso na massa atómica, e rearranjando os existentes, sempre em função dos conceitos originais.

A última maior troca na tabela periódica, resultou do trabalho de Glenn Seaborg, na década de 50.

A partir da descoberta do plutónio em 1940, Seaborg descobriu todos os elementos transurânicos (do número atómico 94 até ao 102).

Reconfigurou a tabela periódica colocando a série dos actinídeos abaixo da série dos lantanídeos.

Em 1951, Seaborg recebeu o Prémio Nobel em química, pelo seu trabalho.

O elemento 106 tabela periódica é chamado Seabórgio, em sua homenagem. O sistema de numeração dos grupos da tabela periódica, usados atualmente, são recomendados pela União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC).

A numeração é feita em algarismos arábicos de 1 a 18, começando a numeração da esquerda para a direita, sendo o grupo 1, o dos metais alcalinos e o 18, o dos gases nobres.