Атом

Smallest unit of a chemical element

Атомы являются основными частицами химических элементов . Атом состоит из ядра протонов и, как правило, нейтронов , окруженного электромагнитно связанным роем электронов . Химические элементы отличаются друг от друга числом протонов, которые находятся в их атомах. Например, любой атом, содержащий 11 протонов, является натрием , а любой атом, содержащий 29 протонов, является медью . Атомы с одинаковым числом протонов, но разным числом нейтронов называются изотопами одного и того же элемента.

Атомы чрезвычайно малы, обычно около 100  пикометров в поперечнике. Человеческий волос состоит примерно из миллиона атомов углерода в ширину. Атомы меньше самой короткой длины волны видимого света, что означает, что люди не могут видеть атомы с помощью обычных микроскопов. Они настолько малы, что точное предсказание их поведения с помощью классической физики невозможно из-за квантовых эффектов .

Более 99,94% массы атома находится в ядре. Протоны имеют положительный электрический заряд , а нейтроны не имеют заряда, поэтому ядро ​​заряжено положительно. Электроны заряжены отрицательно, и этот противоположный заряд связывает их с ядром. Если количество протонов и электронов равно, как это обычно и бывает, то атом в целом электрически нейтрален. Если у атома больше электронов, чем протонов, то он имеет общий отрицательный заряд и называется отрицательным ионом (или анионом). И наоборот, если у него больше протонов, чем электронов, он имеет положительный заряд и называется положительным ионом (или катионом).

Электроны атома притягиваются к протонам в атомном ядре электромагнитной силой . Протоны и нейтроны в ядре притягиваются друг к другу ядерной силой . Эта сила обычно сильнее электромагнитной силы, которая отталкивает положительно заряженные протоны друг от друга. При определенных обстоятельствах отталкивающая электромагнитная сила становится сильнее ядерной силы. В этом случае ядро ​​расщепляется и оставляет после себя различные элементы . Это форма ядерного распада .

Атомы могут присоединяться к одному или нескольким другим атомам посредством химических связей , образуя химические соединения, такие как молекулы или кристаллы . Способность атомов присоединяться и отсоединяться друг от друга отвечает за большинство физических изменений, наблюдаемых в природе. Химия — это наука, которая изучает эти изменения.

История атомной теории

В философии

Основная идея о том, что материя состоит из крошечных неделимых частиц, является старой идеей, которая появилась во многих древних культурах. Слово атом происходит от древнегреческого слова atomos , ^[a], что означает «неразрезаемый». Но эта древняя идея была основана на философских рассуждениях, а не на научных рассуждениях. Современная атомная теория не основана на этих старых концепциях. ^{[1] [2]} В начале 19 века ученый Джон Дальтон (1766–1844) нашел доказательства того, что материя действительно состоит из дискретных единиц, и поэтому применил слово атом к этим единицам. ^[3]

Закон кратных отношений Дальтона

Различные атомы и молекулы из «Новой системы химической философии» (Джон Дальтон, 1808).

В начале 1800-х годов Джон Дальтон собрал экспериментальные данные, собранные им и другими учеными, и открыл закономерность, которая сейчас известна как « закон кратных пропорций ». Он заметил, что в любой группе химических соединений, которые все содержат два определенных химических элемента, количество элемента A на меру элемента B будет отличаться в этих соединениях на соотношение малых целых чисел. Эта закономерность предполагала, что каждый элемент объединяется с другими элементами в кратных основной единице веса, причем каждый элемент имеет единицу уникального веса. Дальтон решил назвать эти единицы «атомами». ^[4]

Например, существует два типа оксида олова : один представляет собой серый порошок, который состоит из 88,1% олова и 11,9% кислорода, а другой представляет собой белый порошок, который состоит из 78,7% олова и 21,3% кислорода. Корректируя эти цифры, в сером порошке содержится около 13,5 г кислорода на каждые 100 г олова, а в белом порошке содержится около 27 г кислорода на каждые 100 г олова. 13,5 и 27 образуют соотношение 1:2. Дальтон пришел к выводу, что в сером оксиде содержится один атом кислорода на каждый атом олова, а в белом оксиде содержится два атома кислорода на каждый атом олова ( SnO и SnO ₂ ). ^{[5] [6]}

Дальтон также проанализировал оксиды железа . Существует один тип оксида железа, который представляет собой черный порошок, который состоит из 78,1% железа и 21,9% кислорода; и есть другой оксид железа, который представляет собой красный порошок, который состоит из 70,4% железа и 29,6% кислорода. Корректируя эти цифры, в черном порошке содержится около 28 г кислорода на каждые 100 г железа, а в красном порошке содержится около 42 г кислорода на каждые 100 г железа. 28 и 42 образуют соотношение 2:3. Дальтон пришел к выводу, что в этих оксидах на каждые два атома железа приходится два или три атома кислорода соответственно ( Fe ₂ O ₂ и Fe ₂ O ₃ ). ^{[b] [7] [8]}

В качестве последнего примера: закись азота состоит на 63,3% из азота и на 36,7% из кислорода, окись азота состоит на 44,05% из азота и на 55,95% из кислорода, а двуокись азота состоит на 29,5% из азота и на 70,5% из кислорода. Корректируя эти цифры, получаем, что в закиси азота на каждые 140 г азота приходится 80 г кислорода, в оксиде азота на каждые 140 г азота приходится около 160 г кислорода, а в двуокиси азота на каждые 140 г азота приходится 320 г кислорода. 80, 160 и 320 образуют соотношение 1:2:4. Соответствующие формулы для этих оксидов — N ₂ O , NO и NO 2 . ^{[9] [10]}

Открытие электрона

В 1897 году Дж. Дж. Томсон открыл, что катодные лучи не являются формой света, а состоят из отрицательно заряженных частиц, поскольку они могут отклоняться электрическими и магнитными полями. ^[11] Он измерил, что эти частицы по крайней мере в тысячу раз легче водорода (самого легкого атома). ^[12] Он назвал эти новые частицы корпускулами , но позже они были переименованы в электроны, поскольку это частицы, которые переносят электричество. ^[13] Томсон также показал, что электроны идентичны частицам, испускаемым фотоэлектрическими и радиоактивными материалами. ^[14] Томсон объяснил, что электрический ток - это передача электронов от одного атома к другому, и когда тока нет, электроны внедряются в атомы. Это, в свою очередь, означает, что атомы не являются неделимыми, как думали ученые. Атом состоит из электронов, отрицательный заряд которых уравновешивается некоторым источником положительного заряда, создавая электрически нейтральный атом. Ионы, объяснил Томсон, должны быть атомами, которые имеют избыток или недостаток электронов. ^[15]

Открытие ядра

Эксперименты по рассеянию Резерфорда : Слева
: Все альфа-частицы должны были пройти мимо атома с незначительным отклонением.
Справа: Небольшая часть частиц была сильно отклонена концентрированным зарядом ядра.

Электроны в атоме логически должны были быть уравновешены соразмерным количеством положительного заряда, но Томсон понятия не имел, откуда взялся этот положительный заряд, поэтому он предположил, что этот положительный заряд был повсюду в атоме, поскольку атом имел форму сферы. Исходя из этого, он предположил, что баланс электростатических сил распределит электроны по всей сфере более или менее равномерно. ^[16] Модель Томсона широко известна как модель сливового пудинга , хотя ни Томсон, ни его коллеги не использовали эту аналогию. ^[17] Модель Томсона была неполной, она не могла предсказать никаких других свойств элементов, таких как спектры испускания и валентности . Она вскоре устарела с открытием атомного ядра .

Между 1908 и 1913 годами Эрнест Резерфорд и его коллеги Ганс Гейгер и Эрнест Марсден провели ряд экспериментов, в которых они бомбардировали тонкие металлические фольги пучком альфа-частиц . Они сделали это, чтобы измерить картины рассеяния альфа-частиц. Они заметили небольшое количество альфа-частиц, отклоняющихся на углы больше 90°. Это не должно было быть возможным согласно модели атома Томсона, чьи заряды были слишком рассеяны, чтобы производить достаточно сильное электрическое поле. Все отклонения должны были быть пренебрежимо малыми. Резерфорд предположил, что положительный заряд атома вместе с большей частью массы атома сосредоточены в крошечном ядре в центре атома. Только такая интенсивная концентрация положительного заряда, закрепленная его большой массой и отделенная от отрицательного заряда, могла создать электрическое поле, которое могло бы так сильно отклонять альфа-частицы. ^[18]

модель Бора

Модель атома Бора, в которой электрон совершает мгновенные «квантовые скачки» с одной орбиты на другую с приобретением или потерей энергии. Эта модель электронов на орбитах устарела.

Проблема классической механики заключается в том, что ускоряющаяся заряженная частица испускает электромагнитное излучение, в результате чего частица теряет кинетическую энергию. Круговое движение считается ускорением, что означает, что электрон, вращающийся вокруг центрального заряда, должен по спирали падать в ядро, теряя скорость. В 1913 году физик Нильс Бор предложил новую модель, в которой предполагалось, что электроны атома вращаются вокруг ядра, но могут делать это только по конечному набору орбит и могут перескакивать между этими орбитами только в дискретных изменениях энергии, соответствующих поглощению или излучению фотона. ^[19] Это квантование использовалось для объяснения того, почему орбиты электронов стабильны и почему элементы поглощают и испускают электромагнитное излучение в дискретных спектрах. ^[20] Модель Бора могла предсказать только спектры излучения водорода, но не атомов с более чем одним электроном.

Открытие протонов и нейтронов

Еще в 1815 году Уильям Праут заметил, что атомные веса многих элементов кратны атомному весу водорода, что на самом деле верно для всех из них, если принять во внимание изотопы . В 1898 году Дж. Дж. Томсон обнаружил, что положительный заряд иона водорода равен отрицательному заряду электрона. ^[21] В 1913 году Генри Мозли обнаружил, что частоты рентгеновского излучения возбужденного атома являются математической функцией его атомного номера и заряда ядра водорода. В 1917 году Резерфорд бомбардировал азотный газ альфа-частицами и обнаружил ионы водорода , испускаемые газом, и пришел к выводу, что они были получены альфа-частицами, ударяющими и расщепляющими атомы азота. ^[22]

Эти наблюдения привели Резерфорда к выводу, что ядро ​​водорода является особой частицей с положительным зарядом, равным отрицательному заряду электрона. ^[23] Он назвал эту частицу « протоном » в 1920 году. ^[24] Атомный номер элемента , который определяется как положение элемента в периодической таблице , также является числом протонов в его ядре. Атомный вес каждого элемента больше, чем его число протонов, поэтому Резерфорд выдвинул гипотезу, что избыточный вес переносится неизвестными частицами без электрического заряда и с массой, равной массе протона.

В 1928 году Уолтер Боте заметил, что бериллий испускает высокопроникающее, электрически нейтральное излучение при бомбардировке альфа-частицами. Позже было обнаружено, что это излучение может выбивать атомы водорода из парафинового воска . Первоначально считалось, что это было высокоэнергетическое гамма-излучение , поскольку гамма-излучение оказывало аналогичное воздействие на электроны в металлах, но Джеймс Чедвик обнаружил, что эффект ионизации был слишком сильным, чтобы быть следствием электромагнитного излучения, при условии сохранения энергии и импульса во взаимодействии. В 1932 году Чедвик подверг различные элементы, такие как водород и азот, воздействию таинственного «бериллиевого излучения», и, измеряя энергии отскакивающих заряженных частиц, он пришел к выводу, что излучение на самом деле состояло из электрически нейтральных частиц, которые не могли быть безмассовыми, как гамма-лучи, но вместо этого должны были иметь массу, близкую к массе протона. Теперь Чедвик утверждал, что эти частицы были нейтронами Резерфорда. ^[25]

Текущая модель консенсуса

Современная модель атомных орбиталей рисует зоны, в которых электрон с наибольшей вероятностью может находиться в любой момент времени.

В 1925 году Вернер Гейзенберг опубликовал первую последовательную математическую формулировку квантовой механики ( матричная механика ). ^[26] Годом ранее Луи де Бройль предположил, что все частицы ведут себя как волны в некоторой степени, ^[27] и в 1926 году Эрвин Шредингер использовал эту идею для разработки уравнения Шредингера , которое описывает электроны как трехмерные волновые формы, а не точки в пространстве. ^[28] Следствием использования волновых форм для описания частиц является то, что математически невозможно получить точные значения как для положения, так и для импульса частицы в заданный момент времени. Это стало известно как принцип неопределенности , сформулированный Вернером Гейзенбергом в 1927 году. ^[26] В этой концепции для заданной точности измерения положения можно получить только диапазон вероятных значений для импульса, и наоборот. ^[29] Таким образом, планетарная модель атома была отвергнута в пользу модели, описывающей атомные орбитальные зоны вокруг ядра, где данный электрон с наибольшей вероятностью может находиться. ^{[30] [31]} Эта модель смогла объяснить наблюдения за поведением атомов, которые не могли объяснить предыдущие модели, такие как определенные структурные и спектральные закономерности атомов, более крупных, чем водород.

Структура

Субатомные частицы

Хотя слово атом изначально обозначало частицу, которую нельзя разрезать на более мелкие частицы, в современном научном использовании атом состоит из различных субатомных частиц . Составными частицами атома являются электрон , протон и нейтрон .

Электрон является наименее массивной из этих частиц на четыре порядка по массе.9,11 × 10 ⁻³¹  кг , с отрицательным электрическим зарядом и размером, который слишком мал для измерения с помощью имеющихся методов. ^[32] Это была самая легкая частица с положительной измеренной массой покоя, до открытия массы нейтрино . В обычных условиях электроны связаны с положительно заряженным ядром притяжением, создаваемым противоположными электрическими зарядами. Если атом имеет больше или меньше электронов, чем его атомный номер, то он становится соответственно отрицательно или положительно заряженным как целое; заряженный атом называется ионом . Электроны были известны с конца 19 века, в основном благодаря Дж. Дж. Томсону ; подробности см. в истории субатомной физики .

Протоны имеют положительный заряд и массу1,6726 × 10 ⁻²⁷  кг . Число протонов в атоме называется его атомным числом . Эрнест Резерфорд (1919) заметил, что азот при бомбардировке альфа-частицами выбрасывает то, что, по-видимому, является ядрами водорода. К 1920 году он признал, что ядро ​​водорода является отдельной частицей внутри атома, и назвал его протоном .

Нейтроны не имеют электрического заряда и имеют массу1,6749 × 10 ⁻²⁷  кг . ^{[33] [34]} Нейтроны являются самыми тяжелыми из трех составляющих частиц, но их масса может быть уменьшена за счет ядерной энергии связи . Нейтроны и протоны (совместно известные как нуклоны ) имеют сопоставимые размеры — порядка2,5 × 10−15  м — хотя «поверхность» этих частиц не имеет четких границ. ^{[35] Нейтрон} был открыт в 1932 году английским физиком Джеймсом Чедвиком .

В Стандартной модели физики электроны являются действительно элементарными частицами без внутренней структуры, тогда как протоны и нейтроны являются составными частицами, состоящими из элементарных частиц, называемых кварками . В атомах есть два типа кварков, каждый из которых имеет дробный электрический заряд. Протоны состоят из двух верхних кварков (каждый с зарядом + ⁠2/3⁠ ) ​​и один нижний кварк (с зарядом − ⁠1/3⁠ ). Нейтроны состоят из одного верхнего кварка и двух нижних кварков. Это различие объясняет разницу в массе и заряде между двумя частицами. ^{[36] [37]}

Кварки удерживаются вместе сильным взаимодействием (или сильной силой), которое передается глюонами . Протоны и нейтроны, в свою очередь, удерживаются друг с другом в ядре ядерной силой , которая является остатком сильной силы, имеющей несколько иные свойства диапазона (см. статью о ядерной силе для получения дополнительной информации). Глюон является членом семейства калибровочных бозонов , которые являются элементарными частицами, которые являются посредниками физических сил. ^{[36] [37]}

Ядро

Энергия связи , необходимая для того, чтобы нуклон покинул ядро, для различных изотопов

Все связанные протоны и нейтроны в атоме составляют крошечное атомное ядро ​​и вместе называются нуклонами . Радиус ядра приблизительно равен фемтометрам , где — общее число нуклонов. ^[38] Это намного меньше радиуса атома, который составляет порядка 10 ⁵  фм. Нуклоны связаны друг с другом короткодействующим притягивающим потенциалом, называемым остаточной сильной силой . На расстояниях менее 2,5 фм эта сила намного мощнее электростатической силы , которая заставляет положительно заряженные протоны отталкиваться друг от друга. ^[39] ${\displaystyle 1.07{\sqrt[{3}]{A}}}$  ${\displaystyle A}$

Атомы одного и того же элемента имеют одинаковое число протонов, называемое атомным номером . В пределах одного элемента число нейтронов может меняться, определяя изотоп этого элемента. Общее число протонов и нейтронов определяет нуклид . Число нейтронов относительно протонов определяет стабильность ядра, при этом некоторые изотопы подвергаются радиоактивному распаду . ^[40]

Протон, электрон и нейтрон классифицируются как фермионы . Фермионы подчиняются принципу исключения Паули , который запрещает идентичным фермионам, таким как несколько протонов, занимать одно и то же квантовое состояние в одно и то же время. Таким образом, каждый протон в ядре должен занимать квантовое состояние, отличное от всех других протонов, и то же самое относится ко всем нейтронам ядра и всем электронам электронного облака. ^[41]

Ядро, имеющее разное число протонов и нейтронов, может потенциально перейти в состояние с более низкой энергией посредством радиоактивного распада, который приводит к более близкому соответствию числа протонов и нейтронов. В результате атомы с совпадающим числом протонов и нейтронов более устойчивы к распаду, но с увеличением атомного числа взаимное отталкивание протонов требует все большей доли нейтронов для поддержания стабильности ядра. ^[41]

Иллюстрация процесса ядерного синтеза, в результате которого из двух протонов образуется ядро ​​дейтерия, состоящее из протона и нейтрона. Позитрон (e ⁺ ) — электрон антивещества — испускается вместе с электронным нейтрино .

Число протонов и нейтронов в атомном ядре может быть изменено, хотя это может потребовать очень высоких энергий из-за сильного взаимодействия. Ядерный синтез происходит, когда несколько атомных частиц объединяются, образуя более тяжелое ядро, например, посредством энергетического столкновения двух ядер. Например, в ядре Солнца протонам требуется энергия от 3 до 10 кэВ, чтобы преодолеть их взаимное отталкивание — кулоновский барьер — и слиться в одно ядро. ^[42] Ядерное деление — это противоположный процесс, заставляющий ядро ​​разделяться на два меньших ядра — обычно посредством радиоактивного распада. Ядро также может быть изменено посредством бомбардировки субатомными частицами высокой энергии или фотонами. Если это изменяет число протонов в ядре, атом превращается в другой химический элемент. ^{[43] [44]}

Если масса ядра после реакции синтеза меньше суммы масс отдельных частиц, то разница между этими двумя значениями может быть испущена как тип полезной энергии (такой как гамма-луч или кинетическая энергия бета -частицы ), как описано в формуле эквивалентности массы и энергии Альберта Эйнштейна , e =mc2 ^, где m — потеря массы, а c — скорость света . Этот дефицит является частью энергии связи нового ядра, и именно невосстановимая потеря энергии заставляет слитые частицы оставаться вместе в состоянии, требующем этой энергии для разделения. ^[45]

Слияние двух ядер, создающее более крупные ядра с меньшими атомными числами, чем у железа и никеля — общее число нуклонов около 60 — обычно является экзотермическим процессом , который высвобождает больше энергии, чем требуется для их соединения. ^[46] Именно этот процесс высвобождения энергии делает ядерный синтез в звездах самоподдерживающейся реакцией. Для более тяжелых ядер энергия связи на нуклон начинает уменьшаться. Это означает, что процесс слияния, производящий ядро ​​с атомным числом выше примерно 26 и массовым числом выше примерно 60, является эндотермическим процессом . Таким образом, более массивные ядра не могут подвергнуться реакции слияния с выделением энергии, которая может поддерживать гидростатическое равновесие звезды. ^[41]

Электронное облако

Потенциальная яма, показывающая, согласно классической механике , минимальную энергию V ( x ), необходимую для достижения каждого положения x . Классически частица с энергией E ограничена диапазоном положений между x ₁ и x ₂ .

Электроны в атоме притягиваются к протонам в ядре электромагнитной силой . Эта сила связывает электроны внутри электростатической потенциальной ямы, окружающей меньшее ядро, что означает, что для того, чтобы электрон вырвался, необходим внешний источник энергии. Чем ближе электрон к ядру, тем больше сила притяжения. Следовательно, электронам, связанным вблизи центра потенциальной ямы, требуется больше энергии для вылета, чем тем, которые находятся на большем расстоянии.

Электроны, как и другие частицы, обладают свойствами как частицы, так и волны . Электронное облако — это область внутри потенциальной ямы, где каждый электрон образует тип трехмерной стоячей волны — волновой формы, которая не движется относительно ядра. Это поведение определяется атомной орбиталью , математической функцией, которая характеризует вероятность того, что электрон окажется в определенном месте при измерении его положения. ^[47] Вокруг ядра существует только дискретный (или квантованный) набор этих орбиталей, поскольку другие возможные волновые паттерны быстро распадаются на более стабильную форму. ^[48] Орбитали могут иметь одну или несколько кольцевых или узловых структур и отличаться друг от друга по размеру, форме и ориентации. ^[49]

3D-изображения некоторых водородоподобных атомных орбиталей, показывающие плотность вероятности и фазу ( g -орбитали и выше не показаны)

Каждая атомная орбиталь соответствует определенному энергетическому уровню электрона. Электрон может изменить свое состояние на более высокий энергетический уровень, поглощая фотон с достаточной энергией, чтобы перейти в новое квантовое состояние. Аналогично, посредством спонтанного излучения , электрон в более высоком энергетическом состоянии может опуститься в более низкое энергетическое состояние, излучая избыточную энергию в виде фотона. Эти характерные значения энергии, определяемые разницей в энергиях квантовых состояний, отвечают за атомные спектральные линии . ^[48]

Количество энергии, необходимое для удаления или добавления электрона — энергия связи электрона — намного меньше энергии связи нуклонов . Например, требуется всего 13,6 эВ, чтобы оторвать электрон в основном состоянии от атома водорода ^[50] , по сравнению с 2,23  миллионами эВ для расщепления ядра дейтерия ^[51] . Атомы электрически нейтральны, если у них равное количество протонов и электронов. Атомы, которые имеют либо дефицит, либо избыток электронов, называются ионами . Электроны, которые находятся дальше всего от ядра, могут быть переданы другим близлежащим атомам или разделены между атомами. Благодаря этому механизму атомы способны связываться в молекулы и другие типы химических соединений, такие как ионные и ковалентные сетчатые кристаллы ^[52] .

Характеристики

Ядерные свойства

По определению, любые два атома с одинаковым числом протонов в их ядрах принадлежат к одному и тому же химическому элементу . Атомы с равным числом протонов, но разным числом нейтронов являются различными изотопами одного и того же элемента. Например, все атомы водорода допускают ровно один протон, но существуют изотопы без нейтронов ( водород-1 , безусловно, самая распространенная форма, ^[53] также называемая протием), с одним нейтроном ( дейтерий ), двумя нейтронами ( тритий ) и более чем с двумя нейтронами . Известные элементы образуют набор атомных номеров, от однопротонного элемента водорода до 118-протонного элемента оганесона . ^[54] Все известные изотопы элементов с атомными номерами больше 82 являются радиоактивными, хотя радиоактивность элемента 83 ( висмута ) настолько мала, что ею практически можно пренебречь. ^{[55] [56]}

Около 339 нуклидов встречаются в природе на Земле , ^[57] из которых 251 (около 74%) не распались, и их называют « стабильными изотопами ». Только 90 нуклидов являются стабильными теоретически , в то время как еще 161 (что в сумме составляет 251) не распались, хотя теоретически это энергетически возможно. Они также формально классифицируются как «стабильные». Еще 35 радиоактивных нуклидов имеют период полураспада более 100 миллионов лет и достаточно долгоживущие, чтобы присутствовать с момента рождения Солнечной системы . Этот набор из 286 нуклидов известен как первичные нуклиды . Наконец, известно, что еще 53 короткоживущих нуклида встречаются в природе как дочерние продукты распада первичных нуклидов (например, радий из урана ) или как продукты естественных энергетических процессов на Земле, таких как бомбардировка космическими лучами (например, углерод-14). ^{[58] [примечание 1]}

Для 80 химических элементов существует по крайней мере один стабильный изотоп . Как правило, для каждого из этих элементов существует лишь несколько стабильных изотопов, в среднем 3,1 стабильных изотопа на элемент. Двадцать шесть « моноизотопных элементов » имеют только один стабильный изотоп, в то время как наибольшее количество стабильных изотопов, наблюдаемых для любого элемента, составляет десять, для элемента олова . Элементы 43 , 61 и все элементы с номером 83 или выше не имеют стабильных изотопов. ^{[59] : 1–12}

Стабильность изотопов зависит от соотношения протонов и нейтронов, а также от наличия определенных «магических чисел» нейтронов или протонов, которые представляют собой закрытые и заполненные квантовые оболочки. Эти квантовые оболочки соответствуют набору энергетических уровней в оболочечной модели ядра; заполненные оболочки, такие как заполненная оболочка из 50 протонов для олова, придают нуклиду необычную стабильность. Из 251 известного стабильного нуклида только четыре имеют как нечетное число протонов , так и нечетное число нейтронов: водород-2 ( дейтерий ), литий-6 , бор-10 и азот-14 . ( Тантал-180m является нечетно-нечетным и наблюдаемо стабильным, но, как предсказывают, распадается с очень длительным периодом полураспада.) Кроме того, только четыре естественных радиоактивных нечетно-нечетных нуклида имеют период полураспада более миллиарда лет: калий-40 , ванадий-50 , лантан-138 и лютеций-176 . Большинство нечетно-нечетных ядер крайне нестабильны по отношению к бета-распаду , поскольку продукты распада являются четно-четными и, следовательно, более прочно связаны из-за эффектов ядерного спаривания . ^[60]

Масса

Большая часть массы атома приходится на протоны и нейтроны, из которых он состоит. Общее число этих частиц (называемых «нуклонами») в данном атоме называется массовым числом . Это положительное целое число и безразмерность (вместо того, чтобы иметь размерность массы), поскольку оно выражает количество. Примером использования массового числа является «углерод-12», который имеет 12 нуклонов (шесть протонов и шесть нейтронов).

Фактическая масса атома в состоянии покоя часто выражается в дальтонах (Да), также называемых единой атомной единицей массы (е.м.). Эта единица определяется как двенадцатая часть массы свободного нейтрального атома углерода-12 , что приблизительно равно1,66 × 10 ⁻²⁷  кг . ^[61] Водород-1 (самый легкий изотоп водорода, который также является нуклидом с наименьшей массой) имеет атомный вес 1,007825 Да. ^[62] Значение этого числа называется атомной массой . Данный атом имеет атомную массу, приблизительно равную (в пределах 1%) его массовому числу, умноженному на атомную единицу массы (например, масса азота-14 составляет примерно 14 Да), но это число не будет точно целым числом, за исключением (по определению) случая углерода-12. ^[63] Самый тяжелый стабильный атом - свинец-208, ^[55] с массой207,976 6521  Да . ^[64]

Поскольку даже самые массивные атомы слишком легки, чтобы работать с ними напрямую, химики используют вместо этого единицу моль . Один моль атомов любого элемента всегда имеет одинаковое число атомов (около6,022 × 10 ²³ ). Это число было выбрано таким образом, что если элемент имеет атомную массу 1 а.е.м., моль атомов этого элемента имеет массу, близкую к одному грамму. Из-за определения единой атомной единицы массы , каждый атом углерода-12 имеет атомную массу ровно 12 Да, и поэтому моль атомов углерода-12 весит ровно 0,012 кг. ^[61]

Форма и размер

Атомы не имеют четко определенной внешней границы, поэтому их размеры обычно описываются в терминах атомного радиуса . Это мера расстояния, на которое электронное облако простирается от ядра. ^[65] Это предполагает, что атом имеет сферическую форму, которая соблюдается только для атомов в вакууме или свободном пространстве. Атомные радиусы могут быть получены из расстояний между двумя ядрами, когда два атома соединены химической связью . Радиус меняется в зависимости от местоположения атома на атомной диаграмме, типа химической связи, количества соседних атомов ( координационного числа ) и квантово-механического свойства, известного как спин . ^[66] В периодической таблице элементов размер атома имеет тенденцию увеличиваться при перемещении вниз по столбцам, но уменьшаться при перемещении по строкам (слева направо). ^[67] Следовательно, самый маленький атом — гелий с радиусом 32  пм , в то время как один из самых больших — цезий с радиусом 225 пм. ^[68]

Под воздействием внешних сил, таких как электрические поля , форма атома может отклоняться от сферической симметрии . Деформация зависит от величины поля и типа орбитали электронов внешней оболочки, как показывают групповые теоретические соображения. Асферические отклонения могут быть вызваны, например, в кристаллах , где большие кристаллоэлектрические поля могут возникать в узлах решетки с низкой симметрией . ^{[69] [70]} Было показано, что значительные эллипсоидальные деформации происходят для ионов серы ^[71] и ионов халькогена ^[72] в соединениях типа пирита .

Размеры атомов в тысячи раз меньше длины волны света (400–700  нм ), поэтому их нельзя увидеть с помощью оптического микроскопа , хотя отдельные атомы можно наблюдать с помощью сканирующего туннельного микроскопа . Чтобы наглядно представить себе крошечность атома, предположим, что типичный человеческий волос имеет ширину около 1 миллиона атомов углерода. ^[73] Одна капля воды содержит около 2  секстиллионов (2 × 10 ²¹ ) атомов кислорода и в два раза больше атомов водорода. ^[74] Алмаз весом в один карат с массой2 × 10 ⁻⁴  кг содержит около 10 секстиллионов (10 ²² ) атомов углерода . ^{[примечание 2]} Если бы яблоко было увеличено до размеров Земли, то атомы в яблоке были бы примерно такого же размера, как и исходное яблоко. ^[75]

Радиоактивный распад

На этой диаграмме показан период полураспада (T _{1 ⁄ 2} ) различных изотопов с Z протонами и N нейтронами.

Каждый элемент имеет один или несколько изотопов, которые имеют нестабильные ядра, подверженные радиоактивному распаду, заставляя ядро ​​испускать частицы или электромагнитное излучение. Радиоактивность может возникнуть, когда радиус ядра велик по сравнению с радиусом сильного взаимодействия, которое действует только на расстояниях порядка 1 фм. ^[76]

Наиболее распространенными формами радиоактивного распада являются: ^{[77] [78]}

• Альфа-распад : этот процесс происходит, когда ядро ​​испускает альфа-частицу, которая представляет собой ядро ​​гелия, состоящее из двух протонов и двух нейтронов. Результатом испускания является новый элемент с более низким атомным номером .
• Бета-распад (и электронный захват ): эти процессы регулируются слабым взаимодействием и являются результатом превращения нейтрона в протон или протона в нейтрон. Переход нейтрона в протон сопровождается испусканием электрона и антинейтрино , в то время как переход протона в нейтрон (за исключением электронного захвата) вызывает испускание позитрона и нейтрино . Испускание электронов или позитронов называется бета-частицами. Бета-распад либо увеличивает, либо уменьшает атомный номер ядра на единицу. Электронный захват встречается чаще, чем испускание позитронов, поскольку требует меньше энергии. При этом типе распада электрон поглощается ядром, а не позитрон испускается ядром. В этом процессе все еще испускается нейтрино, а протон превращается в нейтрон.
• Гамма-распад : этот процесс происходит из-за изменения энергетического уровня ядра на более низкое состояние, что приводит к испусканию электромагнитного излучения. Возбужденное состояние ядра, которое приводит к испусканию гамма-частицы, обычно происходит после испускания альфа- или бета-частицы. Таким образом, гамма-распад обычно следует за альфа- или бета-распадом.

Другие более редкие типы радиоактивного распада включают выброс нейтронов или протонов или кластеров нуклонов из ядра, или более одной бета-частицы . Аналогом гамма-излучения, который позволяет возбужденным ядрам терять энергию другим способом, является внутренняя конверсия — процесс, который производит высокоскоростные электроны, которые не являются бета-лучами, за которыми следует производство высокоэнергетических фотонов, которые не являются гамма-лучами. Несколько крупных ядер взрываются на два или более заряженных фрагмента различной массы плюс несколько нейтронов в распаде, называемом спонтанным ядерным делением .

Каждый радиоактивный изотоп имеет характерный период распада — период полураспада — который определяется количеством времени, необходимым для распада половины образца. Это экспоненциальный процесс распада , который неуклонно уменьшает долю оставшегося изотопа на 50% за каждый период полураспада. Следовательно, после того, как пройдут два периода полураспада, остается только 25% изотопа и т. д. ^[76]

Магнитный момент

Элементарные частицы обладают внутренним квантово-механическим свойством, известным как спин . Это аналогично угловому моменту объекта, который вращается вокруг своего центра масс , хотя, строго говоря, эти частицы считаются точечными и не могут быть названы вращающимися. Спин измеряется в единицах приведенной постоянной Планка (ħ), причем электроны, протоны и нейтроны все имеют спин 1 ⁄ 2  ħ, или «спин- 1 ⁄ 2 ». В атоме электроны, движущиеся вокруг ядра, обладают орбитальным угловым моментом в дополнение к своему спину, в то время как само ядро ​​обладает угловым моментом из-за своего ядерного спина. ^[79]

The magnetic field produced by an atom—its magnetic moment—is determined by these various forms of angular momentum, just as a rotating charged object classically produces a magnetic field, but the most dominant contribution comes from electron spin. Due to the nature of electrons to obey the Pauli exclusion principle, in which no two electrons may be found in the same quantum state, bound electrons pair up with each other, with one member of each pair in a spin up state and the other in the opposite, spin down state. Thus these spins cancel each other out, reducing the total magnetic dipole moment to zero in some atoms with even number of electrons.^[80]

In ferromagnetic elements such as iron, cobalt and nickel, an odd number of electrons leads to an unpaired electron and a net overall magnetic moment. The orbitals of neighboring atoms overlap and a lower energy state is achieved when the spins of unpaired electrons are aligned with each other, a spontaneous process known as an exchange interaction. When the magnetic moments of ferromagnetic atoms are lined up, the material can produce a measurable macroscopic field. Paramagnetic materials have atoms with magnetic moments that line up in random directions when no magnetic field is present, but the magnetic moments of the individual atoms line up in the presence of a field.^[80][81]

The nucleus of an atom will have no spin when it has even numbers of both neutrons and protons, but for other cases of odd numbers, the nucleus may have a spin. Normally nuclei with spin are aligned in random directions because of thermal equilibrium, but for certain elements (such as xenon-129) it is possible to polarize a significant proportion of the nuclear spin states so that they are aligned in the same direction—a condition called hyperpolarization. This has important applications in magnetic resonance imaging.^[82][83]

Energy levels

These electron's energy levels (not to scale) are sufficient for ground states of atoms up to cadmium (5s² 4d¹⁰) inclusively. Do not forget that even the top of the diagram is lower than an unbound electron state.

The potential energy of an electron in an atom is negative relative to when the distance from the nucleus goes to infinity; its dependence on the electron's position reaches the minimum inside the nucleus, roughly in inverse proportion to the distance. In the quantum-mechanical model, a bound electron can occupy only a set of states centered on the nucleus, and each state corresponds to a specific energy level; see time-independent Schrödinger equation for a theoretical explanation. An energy level can be measured by the amount of energy needed to unbind the electron from the atom, and is usually given in units of electronvolts (eV). The lowest energy state of a bound electron is called the ground state, i.e. stationary state, while an electron transition to a higher level results in an excited state.^[84] The electron's energy increases along with n because the (average) distance to the nucleus increases. Dependence of the energy on ℓ is caused not by the electrostatic potential of the nucleus, but by interaction between electrons.

For an electron to transition between two different states, e.g. ground state to first excited state, it must absorb or emit a photon at an energy matching the difference in the potential energy of those levels, according to the Niels Bohr model, what can be precisely calculated by the Schrödinger equation. Electrons jump between orbitals in a particle-like fashion. For example, if a single photon strikes the electrons, only a single electron changes states in response to the photon; see Electron properties.

The energy of an emitted photon is proportional to its frequency, so these specific energy levels appear as distinct bands in the electromagnetic spectrum.^[85] Each element has a characteristic spectrum that can depend on the nuclear charge, subshells filled by electrons, the electromagnetic interactions between the electrons and other factors.^[86]

An example of absorption lines in a spectrum

When a continuous spectrum of energy is passed through a gas or plasma, some of the photons are absorbed by atoms, causing electrons to change their energy level. Those excited electrons that remain bound to their atom spontaneously emit this energy as a photon, traveling in a random direction, and so drop back to lower energy levels. Thus the atoms behave like a filter that forms a series of dark absorption bands in the energy output. (An observer viewing the atoms from a view that does not include the continuous spectrum in the background, instead sees a series of emission lines from the photons emitted by the atoms.) Spectroscopic measurements of the strength and width of atomic spectral lines allow the composition and physical properties of a substance to be determined.^[87]

Close examination of the spectral lines reveals that some display a fine structure splitting. This occurs because of spin–orbit coupling, which is an interaction between the spin and motion of the outermost electron.^[88] When an atom is in an external magnetic field, spectral lines become split into three or more components; a phenomenon called the Zeeman effect. This is caused by the interaction of the magnetic field with the magnetic moment of the atom and its electrons. Some atoms can have multiple electron configurations with the same energy level, which thus appear as a single spectral line. The interaction of the magnetic field with the atom shifts these electron configurations to slightly different energy levels, resulting in multiple spectral lines.^[89] The presence of an external electric field can cause a comparable splitting and shifting of spectral lines by modifying the electron energy levels, a phenomenon called the Stark effect.^[90]

If a bound electron is in an excited state, an interacting photon with the proper energy can cause stimulated emission of a photon with a matching energy level. For this to occur, the electron must drop to a lower energy state that has an energy difference matching the energy of the interacting photon. The emitted photon and the interacting photon then move off in parallel and with matching phases. That is, the wave patterns of the two photons are synchronized. This physical property is used to make lasers, which can emit a coherent beam of light energy in a narrow frequency band.^[91]

Valence and bonding behavior

Valency is the combining power of an element. It is determined by the number of bonds it can form to other atoms or groups.^[92] The outermost electron shell of an atom in its uncombined state is known as the valence shell, and the electrons in that shell are called valence electrons. The number of valence electrons determines the bondingbehavior with other atoms. Atoms tend to chemically react with each other in a manner that fills (or empties) their outer valence shells.^[93] For example, a transfer of a single electron between atoms is a useful approximation for bonds that form between atoms with one-electron more than a filled shell, and others that are one-electron short of a full shell, such as occurs in the compound sodium chloride and other chemical ionic salts. Many elements display multiple valences, or tendencies to share differing numbers of electrons in different compounds. Thus, chemical bonding between these elements takes many forms of electron-sharing that are more than simple electron transfers. Examples include the element carbon and the organic compounds.^[94]

The chemical elements are often displayed in a periodic table that is laid out to display recurring chemical properties, and elements with the same number of valence electrons form a group that is aligned in the same column of the table. (The horizontal rows correspond to the filling of a quantum shell of electrons.) The elements at the far right of the table have their outer shell completely filled with electrons, which results in chemically inert elements known as the noble gases.^[95][96]

States

Graphic illustrating the formation of a Bose–Einstein condensate

Quantities of atoms are found in different states of matter that depend on the physical conditions, such as temperature and pressure. By varying the conditions, materials can transition between solids, liquids, gases and plasmas.^[97] Within a state, a material can also exist in different allotropes. An example of this is solid carbon, which can exist as graphite or diamond.^[98] Gaseous allotropes exist as well, such as dioxygen and ozone.

At temperatures close to absolute zero, atoms can form a Bose–Einstein condensate, at which point quantum mechanical effects, which are normally only observed at the atomic scale, become apparent on a macroscopic scale.^[99][100] This super-cooled collection of atoms then behaves as a single super atom, which may allow fundamental checks of quantum mechanical behavior.^[101]

Identification

Scanning tunneling microscope image showing the individual atoms making up this gold (100) surface. The surface atoms deviate from the bulk crystal structure and arrange in columns several atoms wide with pits between them (See surface reconstruction).

While atoms are too small to be seen, devices such as the scanning tunneling microscope (STM) enable their visualization at the surfaces of solids. The microscope uses the quantum tunneling phenomenon, which allows particles to pass through a barrier that would be insurmountable in the classical perspective. Electrons tunnel through the vacuum between two biased electrodes, providing a tunneling current that is exponentially dependent on their separation. One electrode is a sharp tip ideally ending with a single atom. At each point of the scan of the surface the tip's height is adjusted so as to keep the tunneling current at a set value. How much the tip moves to and away from the surface is interpreted as the height profile. For low bias, the microscope images the averaged electron orbitals across closely packed energy levels—the local density of the electronic states near the Fermi level.^[102][103] Because of the distances involved, both electrodes need to be extremely stable; only then periodicities can be observed that correspond to individual atoms. The method alone is not chemically specific, and cannot identify the atomic species present at the surface.

Atoms can be easily identified by their mass. If an atom is ionized by removing one of its electrons, its trajectory when it passes through a magnetic field will bend. The radius by which the trajectory of a moving ion is turned by the magnetic field is determined by the mass of the atom. The mass spectrometer uses this principle to measure the mass-to-charge ratio of ions. If a sample contains multiple isotopes, the mass spectrometer can determine the proportion of each isotope in the sample by measuring the intensity of the different beams of ions. Techniques to vaporize atoms include inductively coupled plasma atomic emission spectroscopy and inductively coupled plasma mass spectrometry, both of which use a plasma to vaporize samples for analysis.^[104]

The atom-probe tomograph has sub-nanometer resolution in 3-D and can chemically identify individual atoms using time-of-flight mass spectrometry.^[105]

Electron emission techniques such as X-ray photoelectron spectroscopy (XPS) and Auger electron spectroscopy (AES), which measure the binding energies of the core electrons, are used to identify the atomic species present in a sample in a non-destructive way. With proper focusing both can be made area-specific. Another such method is electron energy loss spectroscopy (EELS), which measures the energy loss of an electron beam within a transmission electron microscope when it interacts with a portion of a sample.

Spectra of excited states can be used to analyze the atomic composition of distant stars. Specific light wavelengths contained in the observed light from stars can be separated out and related to the quantized transitions in free gas atoms. These colors can be replicated using a gas-discharge lamp containing the same element.^[106] Helium was discovered in this way in the spectrum of the Sun 23 years before it was found on Earth.^[107]

Origin and current state

Baryonic matter forms about 4% of the total energy density of the observable universe, with an average density of about 0.25 particles/m³ (mostly protons and electrons).^[108] Within a galaxy such as the Milky Way, particles have a much higher concentration, with the density of matter in the interstellar medium (ISM) ranging from 10⁵ to 10⁹ atoms/m³.^[109] The Sun is believed to be inside the Local Bubble, so the density in the solar neighborhood is only about 10³ atoms/m³.^[110] Stars form from dense clouds in the ISM, and the evolutionary processes of stars result in the steady enrichment of the ISM with elements more massive than hydrogen and helium.

Up to 95% of the Milky Way's baryonic matter are concentrated inside stars, where conditions are unfavorable for atomic matter. The total baryonic mass is about 10% of the mass of the galaxy;^[111] the remainder of the mass is an unknown dark matter.^[112] High temperature inside stars makes most "atoms" fully ionized, that is, separates all electrons from the nuclei. In stellar remnants—with exception of their surface layers—an immense pressure make electron shells impossible.

Formation

Periodic table showing the origin of each element. Elements from carbon up to sulfur may be made in small stars by the alpha process. Elements beyond iron are made in large stars with slow neutron capture (s-process). Elements heavier than iron may be made in neutron star mergers or supernovae after the r-process.

Electrons are thought to exist in the Universe since early stages of the Big Bang. Atomic nuclei forms in nucleosynthesis reactions. In about three minutes Big Bang nucleosynthesis produced most of the helium, lithium, and deuterium in the Universe, and perhaps some of the beryllium and boron.^{[113][114][115]}

Ubiquitousness and stability of atoms relies on their binding energy, which means that an atom has a lower energy than an unbound system of the nucleus and electrons. Where the temperature is much higher than ionization potential, the matter exists in the form of plasma—a gas of positively charged ions (possibly, bare nuclei) and electrons. When the temperature drops below the ionization potential, atoms become statistically favorable. Atoms (complete with bound electrons) became to dominate over charged particles 380,000 years after the Big Bang—an epoch called recombination, when the expanding Universe cooled enough to allow electrons to become attached to nuclei.^[116]

Since the Big Bang, which produced no carbon or heavier elements, atomic nuclei have been combined in stars through the process of nuclear fusion to produce more of the element helium, and (via the triple-alpha process) the sequence of elements from carbon up to iron;^[117] see stellar nucleosynthesis for details.

Isotopes such as lithium-6, as well as some beryllium and boron are generated in space through cosmic ray spallation.^[118] This occurs when a high-energy proton strikes an atomic nucleus, causing large numbers of nucleons to be ejected.

Elements heavier than iron were produced in supernovae and colliding neutron stars through the r-process, and in AGB stars through the s-process, both of which involve the capture of neutrons by atomic nuclei.^[119] Elements such as lead formed largely through the radioactive decay of heavier elements.^[120]

Earth

Most of the atoms that make up the Earth and its inhabitants were present in their current form in the nebula that collapsed out of a molecular cloud to form the Solar System. The rest are the result of radioactive decay, and their relative proportion can be used to determine the age of the Earth through radiometric dating.^[121][122] Most of the helium in the crust of the Earth (about 99% of the helium from gas wells, as shown by its lower abundance of helium-3) is a product of alpha decay.^[123]

There are a few trace atoms on Earth that were not present at the beginning (i.e., not "primordial"), nor are results of radioactive decay. Carbon-14 is continuously generated by cosmic rays in the atmosphere.^[124] Some atoms on Earth have been artificially generated either deliberately or as by-products of nuclear reactors or explosions.^[125][126] Of the transuranic elements—those with atomic numbers greater than 92—only plutonium and neptunium occur naturally on Earth.^[127][128] Transuranic elements have radioactive lifetimes shorter than the current age of the Earth^[129] and thus identifiable quantities of these elements have long since decayed, with the exception of traces of plutonium-244 possibly deposited by cosmic dust.^[121] Natural deposits of plutonium and neptunium are produced by neutron capture in uranium ore.^[130]

The Earth contains approximately 1.33×10⁵⁰ atoms.^[131] Although small numbers of independent atoms of noble gases exist, such as argon, neon, and helium, 99% of the atmosphere is bound in the form of molecules, including carbon dioxide and diatomic oxygen and nitrogen. At the surface of the Earth, an overwhelming majority of atoms combine to form various compounds, including water, salt, silicates and oxides. Atoms can also combine to create materials that do not consist of discrete molecules, including crystals and liquid or solid metals.^[132][133] This atomic matter forms networked arrangements that lack the particular type of small-scale interrupted order associated with molecular matter.^[134]

Rare and theoretical forms

Superheavy elements

All nuclides with atomic numbers higher than 82 (lead) are known to be radioactive. No nuclide with an atomic number exceeding 92 (uranium) exists on Earth as a primordial nuclide, and heavier elements generally have shorter half-lives. Nevertheless, an "island of stability" encompassing relatively long-lived isotopes of superheavy elements^[135] with atomic numbers 110 to 114 might exist.^[136] Predictions for the half-life of the most stable nuclide on the island range from a few minutes to millions of years.^[137] In any case, superheavy elements (with Z > 104) would not exist due to increasing Coulomb repulsion (which results in spontaneous fission with increasingly short half-lives) in the absence of any stabilizing effects.^[138]

Exotic matter

Each particle of matter has a corresponding antimatter particle with the opposite electrical charge. Thus, the positron is a positively charged antielectron and the antiproton is a negatively charged equivalent of a proton. When a matter and corresponding antimatter particle meet, they annihilate each other. Because of this, along with an imbalance between the number of matter and antimatter particles, the latter are rare in the universe. The first causes of this imbalance are not yet fully understood, although theories of baryogenesis may offer an explanation. As a result, no antimatter atoms have been discovered in nature.^[139][140] In 1996, the antimatter counterpart of the hydrogen atom (antihydrogen) was synthesized at the CERN laboratory in Geneva.^[141][142]

Other exotic atoms have been created by replacing one of the protons, neutrons or electrons with other particles that have the same charge. For example, an electron can be replaced by a more massive muon, forming a muonic atom. These types of atoms can be used to test fundamental predictions of physics.^{[143][144][145]}

See also

• Physics portal
• Chemistry portal

• History of quantum mechanics
• Infinite divisibility
• Outline of chemistry
• Motion
• Timeline of atomic and subatomic physics
• Nuclear model
• Radionuclide

Notes

1. For more recent updates see Brookhaven National Laboratory's Interactive Chart of Nuclides ] Archived 25 July 2020 at the Wayback Machine.
2. A carat is 200 milligrams. By definition, carbon-12 has 0.012 kg per mole. The Avogadro constant defines 6×10²³ atoms per mole.

1. a combination of the negative term "a-" and "τομή," the term for "cut"
2. Iron(II) oxide's formula is written here as "Fe₂O₂" rather than the more conventional "FeO" because this better illustrates the explanation.

References

1. Pullman, Bernard (1998). The Atom in the History of Human Thought. Oxford, England: Oxford University Press. pp. 31–33. ISBN 978-0-19-515040-7. Archived from the original on 5 February 2021. Retrieved 25 October 2020.
2. Melsen (1952). From Atomos to Atom, pp. 18–19
3. Pullman (1998). The Atom in the History of Human Thought, p. 201
4. Pullman (1998). The Atom in the History of Human Thought, p. 199: "The constant ratios, expressible in terms of integers, of the weights of the constituents in composite bodies could be construed as evidence on a macroscopic scale of interactions at the microscopic level between basic units with fixed weights. For Dalton, this agreement strongly suggested a corpuscular structure of matter, even though it did not constitute definite proof."
5. Dalton (1817). A New System of Chemical Philosophy vol. 2, p. 36
6. Melsen (1952). From Atomos to Atom, p. 137
7. Dalton (1817). A New System of Chemical Philosophy vol. 2, p. 28
8. Millington (1906). John Dalton, p. 113
9. Dalton (1808). A New System of Chemical Philosophy vol. 1, pp. 316–319
10. Holbrow et al. (2010). Modern Introductory Physics, pp. 65–66
11. J. J. Thomson (1897). "Cathode rays". Philosophical Magazine. 44 (269): 293-316.
12. In his book The Corpuscular Theory of Matter (1907), Thomson estimates electrons to be 1/1700 the mass of hydrogen.
13. "The Mechanism Of Conduction In Metals" Archived 25 October 2012 at the Wayback Machine, Think Quest.
14. Thomson, J.J. (August 1901). "On bodies smaller than atoms". The Popular Science Monthly: 323–335. Archived from the original on 1 December 2016. Retrieved 21 June 2009.
15. J. J. Thomson (1907). On the Corpuscular Theory of Matter, p. 26: "The simplest interpretation of these results is that the positive ions are the atoms or groups of atoms of various elements from which one or more corpuscles have been removed [...] while the negative electrified body is one with more corpuscles than the unelectrified one."
16. J. J. Thomson (1907). The Corpuscular Theory of Matter, p. 103: "In default of exact knowledge of the nature of the way in which positive electricity occurs in the atom, we shall consider a case in which the positive electricity is distributed in the way most amenable to mathematical calculation, i.e., when it occurs as a sphere of uniform density, throughout which the corpuscles are distributed."
17. Giora Hon; Bernard R. Goldstein (6 September 2013). "J. J. Thomson's plum-pudding atomic model: The making of a scientific myth". Annalen der Physik. 525 (8–9): A129–A133. Bibcode:2013AnP...525A.129H. doi:10.1002/andp.201300732. ISSN 0003-3804.
18. Heilbron (2003). Ernest Rutherford and the Explosion of Atoms, pp. 64–68
19. Stern, David P. (16 May 2005). "The Atomic Nucleus and Bohr's Early Model of the Atom". NASA/Goddard Space Flight Center. Archived from the original on 20 August 2007.
20. Bohr, Niels (11 December 1922). "Niels Bohr, The Nobel Prize in Physics 1922, Nobel Lecture". Nobel Foundation. Archived from the original on 15 April 2008.
21. J. J. Thomson (1898). "On the Charge of Electricity carried by the Ions produced by Röntgen Rays". The London, Edinburgh and Dublin Philosophical Magazine and Journal of Science. 5. 46 (283): 528–545. doi:10.1080/14786449808621229.
22. Rutherford, Ernest (1919). "Collisions of alpha Particles with Light Atoms. IV. An Anomalous Effect in Nitrogen". Philosophical Magazine. 37 (222): 581. doi:10.1080/14786440608635919.
23. The Development of the Theory of Atomic Structure (Rutherford 1936). Reprinted in Background to Modern Science: Ten Lectures at Cambridge arranged by the History of Science Committee 1936:
    "In 1919 I showed that when light atoms were bombarded by α-particles they could be broken up with the emission of a proton, or hydrogen nucleus. We therefore presumed that a proton must be one of the units of which the nuclei of other atoms were composed..."
24. Orme Masson (1921). "The Constitution of Atoms". The London, Edinburgh, and Dublin Philosophical Magazine and Journal of Science. 41 (242): 281–285. doi:10.1080/14786442108636219.
    Footnote by Ernest Rutherford: 'At the time of writing this paper in Australia, Professor Orme Masson was not aware that the name "proton" had already been suggested as a suitable name for the unit of mass nearly 1, in terms of oxygen 16, that appears to enter into the nuclear structure of atoms. The question of a suitable name for this unit was discussed at an informal meeting of a number of members of Section A of the British Association at Cardiff this year. The name "baron" suggested by Professor Masson was mentioned, but was considered unsuitable on account of the existing variety of meanings. Finally the name "proton" met with general approval, particularly as it suggests the original term "protyle " given by Prout in his well-known hypothesis that all atoms are built up of hydrogen. The need of a special name for the nuclear unit of mass 1 was drawn attention to by Sir Oliver Lodge at the Sectional meeting, and the writer then suggested the name "proton."'
25. James Chadwick (1932). "Possible Existence of a Neutron" (PDF). Nature. 129 (3252): 312. Bibcode:1932Natur.129Q.312C. doi:10.1038/129312a0. S2CID 4076465. Archived (PDF) from the original on 9 October 2022.
26. Pais, Abraham (1986). Inward Bound: Of Matter and Forces in the Physical World. New York: Oxford University Press. pp. 228–230. ISBN 978-0-19-851971-3.
27. McEvoy, J. P.; Zarate, Oscar (2004). Introducing Quantum Theory. Totem Books. pp. 110–114. ISBN 978-1-84046-577-8.
28. Kozłowski, Miroslaw (2019). "The Schrödinger equation A History".
29. Chad Orzel (16 September 2014). "What is the Heisenberg Uncertainty Principle?". TED-Ed. Archived from the original on 13 September 2015 – via YouTube.
30. Brown, Kevin (2007). "The Hydrogen Atom". MathPages. Archived from the original on 5 September 2012.
31. Harrison, David M. (2000). "The Development of Quantum Mechanics". University of Toronto. Archived from the original on 25 December 2007.
32. Demtröder, Wolfgang (2002). Atoms, Molecules and Photons: An Introduction to Atomic- Molecular- and Quantum Physics (1st ed.). Springer. pp. 39–42. ISBN 978-3-540-20631-6. OCLC 181435713.
33. Woan, Graham (2000). The Cambridge Handbook of Physics. Cambridge University Press. p. 8. ISBN 978-0-521-57507-2. OCLC 224032426.
34. Mohr, P.J.; Taylor, B.N. and Newell, D.B. (2014), "The 2014 CODATA Recommended Values of the Fundamental Physical Constants" Archived 11 February 2012 at the Wayback Machine (Web Version 7.0). The database was developed by J. Baker, M. Douma, and S. Kotochigova. (2014). National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg, Maryland 20899.
35. MacGregor, Malcolm H. (1992). The Enigmatic Electron. Oxford University Press. pp. 33–37. ISBN 978-0-19-521833-6. OCLC 223372888.
36. Particle Data Group (2002). "The Particle Adventure". Lawrence Berkeley Laboratory. Archived from the original on 4 January 2007.
37. Schombert, James (18 April 2006). "Elementary Particles". University of Oregon. Archived from the original on 30 August 2011.
38. Jevremovic, Tatjana (2005). Nuclear Principles in Engineering. Springer. p. 63. ISBN 978-0-387-23284-3. OCLC 228384008.
39. Pfeffer, Jeremy I.; Nir, Shlomo (2000). Modern Physics: An Introductory Text. Imperial College Press. pp. 330–336. ISBN 978-1-86094-250-1. OCLC 45900880.
40. Wenner, Jennifer M. (10 October 2007). "How Does Radioactive Decay Work?". Carleton College. Archived from the original on 11 May 2008.
41. Raymond, David (7 April 2006). "Nuclear Binding Energies". New Mexico Tech. Archived from the original on 1 December 2002.
42. Mihos, Chris (23 July 2002). "Overcoming the Coulomb Barrier". Case Western Reserve University. Archived from the original on 12 September 2006.
43. Staff (30 March 2007). "ABC's of Nuclear Science". Lawrence Berkeley National Laboratory. Archived from the original on 5 December 2006.
44. Makhijani, Arjun; Saleska, Scott (2 March 2001). "Basics of Nuclear Physics and Fission". Institute for Energy and Environmental Research. Archived from the original on 16 January 2007.
45. Shultis, J. Kenneth; Faw, Richard E. (2002). Fundamentals of Nuclear Science and Engineering. CRC Press. pp. 10–17. ISBN 978-0-8247-0834-4. OCLC 123346507.
46. Fewell, M.P. (1995). "The atomic nuclide with the highest mean binding energy". American Journal of Physics. 63 (7): 653–658. Bibcode:1995AmJPh..63..653F. doi:10.1119/1.17828.
47. Mulliken, Robert S. (1967). "Spectroscopy, Molecular Orbitals, and Chemical Bonding". Science. 157 (3784): 13–24. Bibcode:1967Sci...157...13M. doi:10.1126/science.157.3784.13. PMID 5338306.
48. Brucat, Philip J. (2008). "The Quantum Atom". University of Florida. Archived from the original on 7 December 2006.
49. Manthey, David (2001). "Atomic Orbitals". Orbital Central. Archived from the original on 10 January 2008.
50. Herter, Terry (2006). "Lecture 8: The Hydrogen Atom". Cornell University. Archived from the original on 22 February 2012.
51. Bell, R.E.; Elliott, L.G. (1950). "Gamma-Rays from the Reaction H¹(n,γ)D² and the Binding Energy of the Deuteron". Physical Review. 79 (2): 282–285. Bibcode:1950PhRv...79..282B. doi:10.1103/PhysRev.79.282.
52. Smirnov, Boris M. (2003). Physics of Atoms and Ions. Springer. pp. 249–272. ISBN 978-0-387-95550-6.
53. Matis, Howard S. (9 August 2000). "The Isotopes of Hydrogen". Guide to the Nuclear Wall Chart. Lawrence Berkeley National Lab. Archived from the original on 18 December 2007.
54. Weiss, Rick (17 October 2006). "Scientists Announce Creation of Atomic Element, the Heaviest Yet". Washington Post. Archived from the original on 20 August 2011.
55. Sills, Alan D. (2003). Earth Science the Easy Way. Barron's Educational Series. pp. 131–134. ISBN 978-0-7641-2146-3. OCLC 51543743.
56. Dumé, Belle (23 April 2003). "Bismuth breaks half-life record for alpha decay". Physics World. Archived from the original on 14 December 2007.
57. Lindsay, Don (30 July 2000). "Radioactives Missing From The Earth". Don Lindsay Archive. Archived from the original on 28 April 2007.
58. Tuli, Jagdish K. (April 2005). "Nuclear Wallet Cards". National Nuclear Data Center, Brookhaven National Laboratory. Archived from the original on 3 October 2011.
59. CRC Handbook (2002).
60. Krane, K. (1988). Introductory Nuclear Physics. John Wiley & Sons. pp. 68. ISBN 978-0-471-85914-7.
61. Mills, Ian; Cvitaš, Tomislav; Homann, Klaus; Kallay, Nikola; Kuchitsu, Kozo (1993). Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry (2nd ed.). Oxford: International Union of Pure and Applied Chemistry, Commission on Physiochemical Symbols Terminology and Units, Blackwell Scientific Publications. p. 70. ISBN 978-0-632-03583-0. OCLC 27011505.
62. Chieh, Chung (22 January 2001). "Nuclide Stability". University of Waterloo. Archived from the original on 30 August 2007.
63. "Atomic Weights and Isotopic Compositions for All Elements". National Institute of Standards and Technology. Archived from the original on 31 December 2006. Retrieved 4 January 2007.
64. Audi, G.; Wapstra, A.H.; Thibault, C. (2003). "The Ame2003 atomic mass evaluation (II)" (PDF). Nuclear Physics A. 729 (1): 337–676. Bibcode:2003NuPhA.729..337A. doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.003. Archived (PDF) from the original on 16 October 2005.
65. Ghosh, D.C.; Biswas, R. (2002). "Theoretical calculation of Absolute Radii of Atoms and Ions. Part 1. The Atomic Radii". Int. J. Mol. Sci. 3 (11): 87–113. doi:10.3390/i3020087.
66. Shannon, R.D. (1976). "Revised effective ionic radii and systematic studies of interatomic distances in halides and chalcogenides" (PDF). Acta Crystallographica A. 32 (5): 751–767. Bibcode:1976AcCrA..32..751S. doi:10.1107/S0567739476001551. Archived (PDF) from the original on 14 August 2020. Retrieved 25 August 2019.
67. Dong, Judy (1998). "Diameter of an Atom". The Physics Factbook. Archived from the original on 4 November 2007.
68. Zumdahl, Steven S. (2002). Introductory Chemistry: A Foundation (5th ed.). Houghton Mifflin. ISBN 978-0-618-34342-3. OCLC 173081482. Archived from the original on 4 March 2008.
69. Bethe, Hans (1929). "Termaufspaltung in Kristallen". Annalen der Physik. 3 (2): 133–208. Bibcode:1929AnP...395..133B. doi:10.1002/andp.19293950202.
70. Birkholz, Mario (1995). "Crystal-field induced dipoles in heteropolar crystals – I. concept". Z. Phys. B. 96 (3): 325–332. Bibcode:1995ZPhyB..96..325B. CiteSeerX 10.1.1.424.5632. doi:10.1007/BF01313054. S2CID 122527743.
71. Birkholz, M.; Rudert, R. (2008). "Interatomic distances in pyrite-structure disulfides – a case for ellipsoidal modeling of sulfur ions" (PDF). Physica Status Solidi B. 245 (9): 1858–1864. Bibcode:2008PSSBR.245.1858B. doi:10.1002/pssb.200879532. S2CID 97824066. Archived (PDF) from the original on 2 May 2021. Retrieved 2 May 2021.
72. Birkholz, M. (2014). "Modeling the Shape of Ions in Pyrite-Type Crystals". Crystals. 4 (3): 390–403. doi:10.3390/cryst4030390.
73. Staff (2007). "Small Miracles: Harnessing nanotechnology". Oregon State University. Archived from the original on 21 May 2011. – describes the width of a human hair as 10⁵ nm and 10 carbon atoms as spanning 1 nm.
74. Padilla, Michael J.; Miaoulis, Ioannis; Cyr, Martha (2002). Prentice Hall Science Explorer: Chemical Building Blocks. Upper Saddle River, New Jersey: Prentice-Hall, Inc. p. 32. ISBN 978-0-13-054091-1. OCLC 47925884. There are 2,000,000,000,000,000,000,000 (that's 2 sextillion) atoms of oxygen in one drop of water—and twice as many atoms of hydrogen.
75. "The Feynman Lectures on Physics Vol. I Ch. 1: Atoms in Motion". Archived from the original on 30 July 2022. Retrieved 3 May 2022.
76. "Radioactivity". Splung.com. Archived from the original on 4 December 2007. Retrieved 19 December 2007.
77. L'Annunziata, Michael F. (2003). Handbook of Radioactivity Analysis. Academic Press. pp. 3–56. ISBN 978-0-12-436603-9. OCLC 16212955.
78. Firestone, Richard B. (22 May 2000). "Radioactive Decay Modes". Berkeley Laboratory. Archived from the original on 29 September 2006.
79. Hornak, J.P. (2006). "Chapter 3: Spin Physics". The Basics of NMR. Rochester Institute of Technology. Archived from the original on 3 February 2007.
80. Schroeder, Paul A. (25 February 2000). "Magnetic Properties". University of Georgia. Archived from the original on 29 April 2007.
81. Goebel, Greg (1 September 2007). "[4.3] Magnetic Properties of the Atom". Elementary Quantum Physics. In The Public Domain website. Archived from the original on 29 June 2011.
82. Yarris, Lynn (Spring 1997). "Talking Pictures". Berkeley Lab Research Review. Archived from the original on 13 January 2008.
83. Liang, Z.-P.; Haacke, E.M. (1999). Webster, J.G. (ed.). Encyclopedia of Electrical and Electronics Engineering: Magnetic Resonance Imaging. Vol. 2. John Wiley & Sons. pp. 412–426. ISBN 978-0-471-13946-1.
84. Zeghbroeck, Bart J. Van (1998). "Energy levels". Shippensburg University. Archived from the original on 15 January 2005.
85. Fowles, Grant R. (1989). Introduction to Modern Optics. Courier Dover Publications. pp. 227–233. ISBN 978-0-486-65957-2. OCLC 18834711.
86. Martin, W.C.; Wiese, W.L. (May 2007). "Atomic Spectroscopy: A Compendium of Basic Ideas, Notation, Data, and Formulas". National Institute of Standards and Technology. Archived from the original on 8 February 2007.
87. "Atomic Emission Spectra – Origin of Spectral Lines". Avogadro Web Site. Archived from the original on 28 February 2006. Retrieved 10 August 2006.
88. Fitzpatrick, Richard (16 February 2007). "Fine structure". University of Texas at Austin. Archived from the original on 27 September 2011.
89. Weiss, Michael (2001). "The Zeeman Effect". University of California-Riverside. Archived from the original on 2 February 2008.
90. Beyer, H.F.; Shevelko, V.P. (2003). Introduction to the Physics of Highly Charged Ions. CRC Press. pp. 232–236. ISBN 978-0-7503-0481-8. OCLC 47150433.
91. Watkins, Thayer. "Coherence in Stimulated Emission". San José State University. Archived from the original on 12 January 2008. Retrieved 23 December 2007.
92. IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the "Gold Book") (1997). Online corrected version: (2006–) "valence". doi:10.1351/goldbook.V06588
93. Reusch, William (16 July 2007). "Virtual Textbook of Organic Chemistry". Michigan State University. Archived from the original on 29 October 2007.
94. "Covalent bonding – Single bonds". chemguide. 2000. Archived from the original on 1 November 2008.
95. Husted, Robert; et al. (11 December 2003). "Periodic Table of the Elements". Los Alamos National Laboratory. Archived from the original on 10 January 2008.
96. Baum, Rudy (2003). "It's Elemental: The Periodic Table". Chemical & Engineering News. Archived from the original on 6 April 2011.
97. Goodstein, David L. (2002). States of Matter. Courier Dover Publications. pp. 436–438. ISBN 978-0-13-843557-8.
98. Brazhkin, Vadim V. (2006). "Metastable phases, phase transformations, and phase diagrams in physics and chemistry". Physics-Uspekhi. 49 (7): 719–724. Bibcode:2006PhyU...49..719B. doi:10.1070/PU2006v049n07ABEH006013. S2CID 93168446.
99. Myers, Richard (2003). The Basics of Chemistry. Greenwood Press. p. 85. ISBN 978-0-313-31664-7. OCLC 50164580.
100. Staff (9 October 2001). "Bose–Einstein Condensate: A New Form of Matter". National Institute of Standards and Technology. Archived from the original on 3 January 2008.
101. Colton, Imogen; Fyffe, Jeanette (3 February 1999). "Super Atoms from Bose–Einstein Condensation". The University of Melbourne. Archived from the original on 29 August 2007.
102. Jacox, Marilyn; Gadzuk, J. William (November 1997). "Scanning Tunneling Microscope". National Institute of Standards and Technology. Archived from the original on 7 January 2008.
103. "The Nobel Prize in Physics 1986". The Nobel Foundation. Archived from the original on 17 September 2008. Retrieved 11 January 2008. In particular, see the Nobel lecture by G. Binnig and H. Rohrer.
104. Jakubowski, N.; Moens, Luc; Vanhaecke, Frank (1998). "Sector field mass spectrometers in ICP-MS". Spectrochimica Acta Part B: Atomic Spectroscopy. 53 (13): 1739–1763. Bibcode:1998AcSpB..53.1739J. doi:10.1016/S0584-8547(98)00222-5.
105. Müller, Erwin W.; Panitz, John A.; McLane, S. Brooks (1968). "The Atom-Probe Field Ion Microscope". Review of Scientific Instruments. 39 (1): 83–86. Bibcode:1968RScI...39...83M. doi:10.1063/1.1683116.
106. Lochner, Jim; Gibb, Meredith; Newman, Phil (30 April 2007). "What Do Spectra Tell Us?". NASA/Goddard Space Flight Center. Archived from the original on 16 January 2008.
107. Winter, Mark (2007). "Helium". WebElements. Archived from the original on 30 December 2007.
108. Hinshaw, Gary (10 February 2006). "What is the Universe Made Of?". NASA/WMAP. Archived from the original on 31 December 2007.
109. Choppin, Gregory R.; Liljenzin, Jan-Olov; Rydberg, Jan (2001). Radiochemistry and Nuclear Chemistry. Elsevier. p. 441. ISBN 978-0-7506-7463-8. OCLC 162592180.
110. Davidsen, Arthur F. (1993). "Far-Ultraviolet Astronomy on the Astro-1 Space Shuttle Mission". Science. 259 (5093): 327–334. Bibcode:1993Sci...259..327D. doi:10.1126/science.259.5093.327. PMID 17832344. S2CID 28201406.
111. Lequeux, James (2005). The Interstellar Medium. Springer. p. 4. ISBN 978-3-540-21326-0. OCLC 133157789.
112. Smith, Nigel (6 January 2000). "The search for dark matter". Physics World. Archived from the original on 16 February 2008.
113. Croswell, Ken (1991). "Boron, bumps and the Big Bang: Was matter spread evenly when the Universe began? Perhaps not; the clues lie in the creation of the lighter elements such as boron and beryllium". New Scientist (1794): 42. Archived from the original on 7 February 2008.
114. Copi, Craig J.; Schramm, DN; Turner, MS (1995). "Big-Bang Nucleosynthesis and the Baryon Density of the Universe". Science (Submitted manuscript). 267 (5195): 192–199. arXiv:astro-ph/9407006. Bibcode:1995Sci...267..192C. doi:10.1126/science.7809624. PMID 7809624. S2CID 15613185. Archived from the original on 14 August 2019.
115. Hinshaw, Gary (15 December 2005). "Tests of the Big Bang: The Light Elements". NASA/WMAP. Archived from the original on 17 January 2008.
116. Abbott, Brian (30 May 2007). "Microwave (WMAP) All-Sky Survey". Hayden Planetarium. Archived from the original on 13 February 2013.
117. Hoyle, F. (1946). "The synthesis of the elements from hydrogen". Monthly Notices of the Royal Astronomical Society. 106 (5): 343–383. Bibcode:1946MNRAS.106..343H. doi:10.1093/mnras/106.5.343.
118. Knauth, D.C.; Knauth, D.C.; Lambert, David L.; Crane, P. (2000). "Newly synthesized lithium in the interstellar medium". Nature. 405 (6787): 656–658. Bibcode:2000Natur.405..656K. doi:10.1038/35015028. PMID 10864316. S2CID 4397202.
119. Mashnik, Stepan G. (2000). "On Solar System and Cosmic Rays Nucleosynthesis and Spallation Processes". arXiv:astro-ph/0008382.
120. Kansas Geological Survey (4 May 2005). "Age of the Earth". University of Kansas. Archived from the original on 5 July 2008.
121. Manuel (2001). Origin of Elements in the Solar System, pp. 40–430, 511–519
122. Dalrymple, G. Brent (2001). "The age of the Earth in the twentieth century: a problem (mostly) solved". Geological Society, London, Special Publications. 190 (1): 205–221. Bibcode:2001GSLSP.190..205D. doi:10.1144/GSL.SP.2001.190.01.14. S2CID 130092094. Archived from the original on 11 November 2007.
123. Anderson, Don L.; Foulger, G.R.; Meibom, Anders (2 September 2006). "Helium: Fundamental models". MantlePlumes.org. Archived from the original on 8 February 2007.
124. Pennicott, Katie (10 May 2001). "Carbon clock could show the wrong time". PhysicsWeb. Archived from the original on 15 December 2007.
125. Yarris, Lynn (27 July 2001). "New Superheavy Elements 118 and 116 Discovered at Berkeley Lab". Berkeley Lab. Archived from the original on 9 January 2008.
126. Diamond, H; et al. (1960). "Heavy Isotope Abundances in Mike Thermonuclear Device". Physical Review. 119 (6): 2000–2004. Bibcode:1960PhRv..119.2000D. doi:10.1103/PhysRev.119.2000.
127. Poston, John W. Sr. (23 March 1998). "Do transuranic elements such as plutonium ever occur naturally?". Scientific American. Archived from the original on 27 March 2015.
128. Keller, C. (1973). "Natural occurrence of lanthanides, actinides, and superheavy elements". Chemiker Zeitung. 97 (10): 522–530. OSTI 4353086.
129. Zaider, Marco; Rossi, Harald H. (2001). Radiation Science for Physicians and Public Health Workers. Springer. p. 17. ISBN 978-0-306-46403-4. OCLC 44110319.
130. "Oklo Fossil Reactors". Curtin University of Technology. Archived from the original on 18 December 2007. Retrieved 15 January 2008.
131. Weisenberger, Drew. "How many atoms are there in the world?". Jefferson Lab. Archived from the original on 22 October 2007. Retrieved 16 January 2008.
132. Pidwirny, Michael. "Fundamentals of Physical Geography". University of British Columbia Okanagan. Archived from the original on 21 January 2008. Retrieved 16 January 2008.
133. Anderson, Don L. (2002). "The inner inner core of Earth". Proceedings of the National Academy of Sciences. 99 (22): 13966–13968. Bibcode:2002PNAS...9913966A. doi:10.1073/pnas.232565899. PMC 137819. PMID 12391308.
134. Pauling, Linus (1960). The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press. pp. 5–10. ISBN 978-0-8014-0333-0. OCLC 17518275.
135. Anonymous (2 October 2001). "Second postcard from the island of stability". CERN Courier. Archived from the original on 3 February 2008.
136. Karpov, A. V.; Zagrebaev, V. I.; Palenzuela, Y. M.; et al. (2012). "Decay properties and stability of the heaviest elements" (PDF). International Journal of Modern Physics E. 21 (2): 1250013-1–1250013-20. Bibcode:2012IJMPE..2150013K. doi:10.1142/S0218301312500139. Archived (PDF) from the original on 3 December 2016. Retrieved 24 March 2020.
137. "Superheavy Element 114 Confirmed: A Stepping Stone to the Island of Stability". Berkeley Lab. 2009. Archived from the original on 20 July 2019. Retrieved 24 March 2020.
138. Möller, P. (2016). "The limits of the nuclear chart set by fission and alpha decay" (PDF). EPJ Web of Conferences. 131: 03002-1–03002-8. Bibcode:2016EPJWC.13103002M. doi:10.1051/epjconf/201613103002. Archived (PDF) from the original on 11 March 2020. Retrieved 24 March 2020.
139. Koppes, Steve (1 March 1999). "Fermilab Physicists Find New Matter-Antimatter Asymmetry". University of Chicago. Archived from the original on 19 July 2008.
140. Cromie, William J. (16 August 2001). "A lifetime of trillionths of a second: Scientists explore antimatter". Harvard University Gazette. Archived from the original on 3 September 2006.
141. Hijmans, Tom W. (2002). "Particle physics: Cold antihydrogen". Nature. 419 (6906): 439–440. Bibcode:2002Natur.419..439H. doi:10.1038/419439a. PMID 12368837.
142. Staff (30 October 2002). "Researchers 'look inside' antimatter". BBC News. Archived from the original on 22 February 2007.
143. Barrett, Roger (1990). "The Strange World of the Exotic Atom". New Scientist (1728): 77–115. Archived from the original on 21 December 2007.
144. Indelicato, Paul (2004). "Exotic Atoms". Physica Scripta. T112 (1): 20–26. arXiv:physics/0409058. Bibcode:2004PhST..112...20I. doi:10.1238/Physica.Topical.112a00020. S2CID 11134265. Archived from the original on 4 November 2018.
145. Ripin, Barrett H. (July 1998). "Recent Experiments on Exotic Atoms". American Physical Society. Archived from the original on 23 July 2012.

Bibliography

• Oliver Manuel (2001). Origin of Elements in the Solar System: Implications of Post-1957 Observations. Springer. ISBN 978-0-306-46562-8. OCLC 228374906.
• Andrew G. van Melsen (2004) [1952]. From Atomos to Atom: The History of the Concept Atom. Translated by Henry J. Koren. Dover Publications. ISBN 0-486-49584-1.
• J.P. Millington (1906). John Dalton. J. M. Dent & Co. (London); E. P. Dutton & Co. (New York).
• Charles H. Holbrow; James N. Lloyd; Joseph C. Amato; Enrique Galvez; M. Elizabeth Parks (2010). Modern Introductory Physics. Springer Science & Business Media. ISBN 978-0-387-79079-4.
• John Dalton (1808). A New System of Chemical Philosophy vol. 1.
• John Dalton (1817). A New System of Chemical Philosophy vol. 2.
• John L. Heilbron (2003). Ernest Rutherford and the Explosion of Atoms. Oxford University Press. ISBN 0-19-512378-6.
• Jaume Navarro (2012). A History of the Electron: J. J. and G. P. Thomson. Cambridge University Press. ISBN 978-1-107-00522-8.
• Bernard Pullman (1998). The Atom in the History of Human Thought. Translated by Axel Reisinger. Oxford University Press. ISBN 0-19-511447-7.
• Jean Perrin (1910) [1909]. Brownian Movement and Molecular Reality. Translated by F. Soddy. Taylor and Francis.
• Eric R. Scerri (2020). The Periodic Table, Its Story and Its Significance (2nd ed.). New York: Oxford University Press. ISBN 978-0-190-91436-3.

Further reading

• Gangopadhyaya, Mrinalkanti (1981). Indian Atomism: History and Sources. Atlantic Highlands, New Jersey: Humanities Press. ISBN 978-0-391-02177-8. OCLC 10916778.
• Iannone, A. Pablo (2001). Dictionary of World Philosophy. Routledge. ISBN 978-0-415-17995-9. OCLC 44541769.
• King, Richard (1999). Indian philosophy: an introduction to Hindu and Buddhist thought. Edinburgh University Press. ISBN 978-0-7486-0954-3.
• McEvilley, Thomas (2002). The shape of ancient thought: comparative studies in Greek and Indian philosophies. Allworth Press. ISBN 978-1-58115-203-6.
• Siegfried, Robert (2002). From Elements to Atoms: A History of Chemical Composition. Diane. ISBN 978-0-87169-924-4. OCLC 186607849.
• Teresi, Dick (2003). Lost Discoveries: The Ancient Roots of Modern Science. Simon & Schuster. pp. 213–214. ISBN 978-0-7432-4379-7. Archived from the original on 4 August 2020. Retrieved 25 October 2020.
• Wurtz, Charles Adolphe (1881). The Atomic Theory. New York: D. Appleton and company. ISBN 978-0-559-43636-9.

External links

• Atoms in Motion - The Feynman Lectures on Physics
• Sharp, Tim (8 August 2017). "What is an Atom?". Live Science.