Atom

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacji, wyszukiwania
Ujednoznacznienie Ten artykuł dotyczy składnika materii. Zobacz też: inne znaczenia.
Atom helu w stanie podstawowym. Zaczernione pole reprezentuje chmurę elektronową. Stopień zaciemnienia określa prawdopodobieństwo "spotkania" w danym miejscu elektronu[nota 1]. Powiększenie ukazuje schematyczny obraz jądra atomowego, proton reprezentuje chmurka czerwona, a neutron niebieska[nota 2]. Jądro ma rozmiary rzędu 1 fm – ok. 100 000 razy mniej od rozmiarów chmury elektronowej.

Atom – podstawowy składnik materii. Składa się z małego dodatnio naładowanego jądra o dużej gęstości i otaczającej go chmury elektronowej o ujemnym ładunku elektrycznym.

Słowo atom pochodzi z greckiego ἄτομοςátomos (od α-, „nie-” + τέμνω − temno, „ciąć”[1]), oznaczającego coś, czego nie da się przeciąć ani podzielić[2]. Idea istnienia niepodzielnych składników materii pojawiła się już w pismach starożytnych filozofów indyjskich i greckich. W XVII i XVIII wieku chemicy potwierdzili te przypuszczenia, identyfikując pierwiastki chemiczne i pokazując, że reagują one ze sobą w ściśle określonych proporcjach. W XIX wieku odkryto ruchy Browna, będące pośrednim dowodem ziarnistości materii. Na początku XX wieku fizycy zbadali wewnętrzną strukturę atomów, pokazując tym samym, że są one podzielne. Teorie mechaniki kwantowej pozwoliły stworzyć matematyczne modele wnętrza atomu[3][4].

Atomy mają rozmiary rzędu 10−10 m i masę rzędu 10−26 kg. Można je obserwować przez skaningowy mikroskop tunelowy. Ponad 99,9% masy atomu jest zawarte w jego jądrze. Jądro atomowe zbudowane jest z nukleonów: protonów o dodatnim ładunku elektrycznym i elektrycznie obojętnych neutronów. Chmurę elektronową tworzą elektrony związane z jądrem przez oddziaływanie elektromagnetyczne. Podobne oddziaływanie pozwala atomom łączyć się w cząsteczki. Atom jest elektrycznie obojętny, gdy liczba elektronów jest równa liczbie protonów. W przeciwnym przypadku ma ładunek i nazywany jest jonem.

Główne właściwości chemiczne atomów określa liczba protonów w jądrze (liczba atomowa), gdyż determinuje ona strukturę chmury elektronowej oraz liczbę elektronów koniecznych do tego, aby atom był elektrycznie obojętny. Elektrony związane w atomach rozłożone są na powłokach, między którymi mogą przechodzić emitując bądź absorbując fotony o określonej energii. Struktura chmury elektronowej wpływa na chemiczne właściwości atomów i większość ich właściwości magnetycznych. Zbiory atomów o tej samej liczbie atomowej stanowią pierwiastki chemiczne. Atomy mające tę samą liczbę protonów, ale różniące się liczbą neutronów w jądrze to izotopy[5]. Suma protonów i neutronów w jądrze atomu określana jest jako liczba masowa.

Wszystkie pierwiastki mają niestabilne izotopy. Ich jądra ulegają spontanicznemu rozpadowi, co zazwyczaj prowadzi do powstania atomów innych pierwiastków. Rozpadowi temu towarzyszy emisja promieniowania jonizującego. Zjawisko to jest nazywane naturalną radioaktywnością[6].

Historia[edytuj | edytuj kod]

Atomizm[edytuj | edytuj kod]

Information icon.svg Osobny artykuł: Atomizm.

Pomysł, że materia składa się z mikroskopijnych składników, których nie da się w nieskończoność dzielić na mniejsze części, był znany już w starożytności. Nie opierał się jednak na żadnych danych empirycznych, a jedynie stanowił jedną z filozoficznych koncepcji natury rzeczywistości. Cechy tych mikroskopijnych składników różnie opisywały różne szkoły filozoficzne, często uwzględniając ich duchowe właściwości. Istnienie atomów zostało powszechnie zaakceptowane w XVIII wieku, gdy okazało się, że pozwala w elegancki sposób opisać prawa chemii[7].

Najstarsze odniesienia do atomów można znaleźć w pismach poświęconych dżinizmowi napisanych w VI wieku p.n.e. w Indiach[8][9]. Szkoły filozoficzne Njaja i Waiśeszika opracowały zawiłe teorie, opisujące łączenie się atomów w bardziej złożone obiekty[10]. W cywilizacji zachodniej odniesienia do atomów pojawiły się około sto lat później w pismach Leukipposa i zostały usystematyzowane przez jego ucznia Demokryta. Około 450 roku p.n.e. Demokryt wprowadził słowo átomos (niepodzielny). Choć te koncepcje były czysto filozoficzne, współczesna nauka zaadaptowała tę nazwę[7].

W XIII wieku w alchemii pojawiła się koncepcja korpuskularyzmu. Za jej autora uważa się alchemika podpisującego się Geber[11]. Według tej koncepcji wszystkie fizyczne obiekty posiadają wewnętrzną i zewnętrzną warstwę z mikroskopijnych cząstek[12]. Przypominało to teorię atomizmu, z wyjątkiem odrzucenia koncepcji, że te cząsteczki są niepodzielne. Przykładowo spekulowano, że rtęć może wnikać do wnętrza metali i zmieniać ich wewnętrzną strukturę, co miało umożliwić wytwarzanie złota[13]. Koncepcja ta zdominowała alchemię na następnych kilkaset lat.

W 1624 poglądy atomistyczne odnowił Pierre Gassendi w dziele Exercitationes paradoxicae adversus Aristoteleos.

W 1661 roku Robert Boyle opublikował traktat The Sceptical Chymist, w którym argumentował, że materia zbudowana jest z kombinacji wielu różnych korpuskuł zamiast z klasycznych czterech (powietrza, ziemi, wody i ognia)[14]. Koncepcji tej użył dziesięć lat później Izaak Newton do opracowania korpuskularnej teorii światła[12][15].

Początki naukowej teorii atomu[edytuj | edytuj kod]

Różne atomy i cząsteczki w traktacie Johna Daltona A New System of Chemical Philosophy (1808) – jednej z najstarszych prac naukowych poświęconych atomom[16]

Wraz z przekształcaniem się chemii w naukę ścisłą nastąpił dalszy rozwój teorii atomów. W 1789 roku Antoine Lavoisier odkrył prawo zachowania masy i zdefiniował pierwiastek chemiczny jako podstawową substancję, która nie może już być rozdzielona metodami chemicznymi[17]. W 1803 roku John Dalton skorzystał z koncepcji atomów do wytłumaczenia, czemu pierwiastki wchodzą w reakcje w stosunkach ilościowych dających się przedstawić w postaci niewielkich liczb naturalnych (prawo stosunków wielokrotnych) i czemu jedne gazy łatwiej się rozpuszczają w wodzie niż inne. Postulował, że każdy pierwiastek składa się z atomów jednego, unikalnego typu i że te atomy mogą się łączyć, tworząc związki chemiczne[18][16]. Postawienie tych hipotez uczyniło Daltona twórcą współczesnej teorii atomów[19][20].

Fakty doświadczalne mające w przyszłości stanowić dodatkowe potwierdzenie teorii atomów pojawiły się w 1827 roku, gdy botanik Robert Brown odkrył zjawisko spontanicznego chaotycznego ruchu pyłków kwiatowych zawieszonych w wodzie. Zjawisko to zostało potem nazwane ruchami Browna. Jego wyjaśnienie przez termiczne ruchy cząsteczek wody zasugerował w 1877 roku Joseph Delsaulx[21][22], a w 1905 roku Albert Einstein przedstawił jego pełną matematyczną analizę[23][24][25]. Fundamentalny wkład do teorii ruchów Browna wniósł w latach 1906–1917 Marian Smoluchowski (tworząc przy okazji nową gałąź fizyki statystycznej określanej obecnie jako procesy stochastyczne)[22][26]. Analiza Einsteina została potwierdzona eksperymentalnie po raz pierwszy już w 1906 roku przez Theodora Svedberga[22], a Jean Baptiste Perrin wykorzystał teoretyczne prace Einsteina i Smoluchowskiego do eksperymentalnego wyznaczenia mas i „rozmiarów” atomów (1908) potwierdzając ostatecznie teorię Daltona[22][27][28][29].

W 1869 Dmitrij Mendelejew opublikował swój układ okresowy pierwiastków[30]. Układ przedstawiał wizualnie prawo okresowości głoszące, że właściwości chemiczne pierwiastków powtarzają się okresowo, gdy uporządkuje się te pierwiastki zgodnie z ich masami atomowymi[31].

Wewnętrzna struktura i teoria kwantowa[edytuj | edytuj kod]

W 1897 roku J. J. Thomson, badając promienie katodowe, odkrył elektrony i doszedł do wniosku, że znajdują się one w każdym atomie. Tym samym obalił tezę, że atomy są ostatecznymi, niepodzielnymi elementami materii[32]. Stworzył pierwszy model struktury atomu, w którym ujemnie naładowane elektrony unoszą się w jednorodnej, dodatnio naładowanej kuli. Model ten obalili w 1909 roku Hans Geiger, Ernest Marsden i Ernest Rutherford, gdy bombardując złotą folię cząstkami alfa odkryli, że niewielka część cząstek alfa jest odbijana, co było sprzeczne z przewidywaniami w modelu Thomsona. Na podstawie tych wyników Rutherford stworzył nowy model atomu, w którym dodatni ładunek i większość masy atomu są skupione w niewielkim jądrze w jego centrum, a ujemnie naładowane elektrony krążą wokół jądra[33].

W 1913 roku Frederick Soddy, badając produkty rozpadu promieniotwórczego, odkrył, że atomy każdego pierwiastka mogą występować w kilku odmianach różniących się nieco masą atomową[34]. Określenie izotop (z gr. isos topos – „w tym samym miejscu”) zasugerowała mu szkocka pisarka i lekarz, Margaret Todd (1859–1918)[35]. J. J. Thomson opracował technikę segregowania atomów ze względu na ich stosunek masy do ładunku w zjonizowanych gazach, co umożliwiło odkrycie stabilnych izotopów[36].

Model Bohra atomu wodoru, pokazujący przeskok elektronu między orbitami i emisję fotonu o określonej energii

Jednocześnie w 1913 roku fizyk Niels Bohr zaproponował wyjaśnienie występowania linii spektralnych w widmach emisyjnych pierwiastków przez wprowadzenie hipotezy istnienia zestawu dopuszczalnych orbit, na których mogą krążyć elektrony wokół jądra atomowego[37]. W jego modelu każdy elektron musiał zaabsorbować lub wyemitować foton o określonej energii, żeby przeskoczyć między orbitami[38].

Korzystając z tego modelu, Gilbert Newton Lewis zaproponował w 1916 roku wyjaśnienie istoty wiązań chemicznych jako wymianę i współdzielenie elektronów na najwyższych orbitach atomowych[39]. W 1919 roku Irving Langmuir zaproponował wytłumaczenie okresowości właściwości pierwiastków jako efekt grupowania się elektronów na pewnych orbitach tworzących powłoki elektronowe[31][40].

W 1922 roku doświadczenie Sterna-Gerlacha pokazało, że kierunek wektora magnetycznego momentu dipolowego atomów jest skwantowany. Specjalnie ukształtowane pole magnetyczne dzieliło strumień przelatujących przez nie atomów srebra na dwie rozdzielone wiązki. Zgodnie z mechaniką klasyczną takie zjawisko nie powinno mieć miejsca, ponieważ moment magnetyczny każdego atomu powinien móc być skierowany w dowolnym kierunku i oddziaływanie z zewnętrznym polem magnetycznym mogło jedynie rozciągnąć strumień atomów w jakimś kierunku. Zamiast tego atomy zostały rozdzielone na dwie grupy, w których wektor momentu magnetycznego skierowany był w górę lub w dół[41].

W 1924 roku Louis de Broglie zaproponował, że wszystkie cząstki mogą zachowywać się jak fale. W 1926 roku Erwin Schrödinger rozwinął tę ideę, przedstawiając matematyczny model atomu, w którym ruch elektronów został opisany funkcjami fal stojących. Konsekwencją opisywania cząstek jako fali było to, że matematycznie niemożliwe stało się jednoczesne określenie ich położenia i pędu, co zostało sformułowane jako zasada nieoznaczoności przez Wernera Heisenberga w 1926 roku. Zgodnie z nią, zwiększając precyzję pomiaru położenia, zmniejsza się jednocześnie precyzję pomiaru pędu i vice versa. Model Schrödingera umożliwił rozwiązanie problemów, które napotykały wcześniejsze modele przy wyjaśnianiu linii spektralnych atomów cięższych od wodoru. Obecnie przyjmuje się go za obowiązujący[42][43].

Schemat działania spektrometru mas

Wynalezienie spektrometru mas umożliwiło dokładne zmierzenie bezwzględnych mas atomowych. Urządzenie to wykorzystuje pole magnetyczne do odchylenia trajektorii jonów, a stopień odchylenia zależy od stosunku ładunku jonu do jego masy. Francis William Aston jako pierwszy udowodnił przy jego użyciu, że izotopy mają różne masy i że różnice w ich masach są wielokrotnościami tej samej masy. W 1932 roku fizyk James Chadwick wyjaśnił te różnice odkrywając neutron – elektrycznie obojętną cząstkę podobną do protonu. Izotopy okazały się atomami o tej samej liczbie protonów, ale różniącymi się liczbą neutronów w jądrze[44].

Rozbicie atomu i fizyka materii skondensowanej[edytuj | edytuj kod]

W 1938 roku niemiecki chemik Otto Hahn skierował strumień neutronów na atomy uranu próbując uzyskać cięższe pierwiastki. Produktem okazał się lżejszy pierwiastek bar[45]. Rok później Lise Meitner i Otto Frisch potwierdzili, że ten eksperyment był pierwszym sztucznie wywołanym rozbiciem jądra atomowego[46][47]. Po 1950 roku budowa akceleratorów cząstek i detektorów cząstek pozwoliła fizykom badać wyniki zderzeń atomów poruszających się z dużymi prędkościami[48]. Odkryto w ten sposób dziesiątki, a później setki nowych cząstek. Ich strukturę wyjaśnili niezależnie od siebie Gell-Mann i G. Zweig w 1964 roku, wprowadzając pojęcie kwarków. Neutrony i protony okazały się być hadronami – cząsteczkami zbudowanymi z kwarków. Na bazie tego stworzono model standardowy, wyjaśniający strukturę jądra atomowego w oparciu o kwarki i siły, jakim podlegają[49].

Składniki[edytuj | edytuj kod]

Cząstki subatomowe[edytuj | edytuj kod]

Mimo że słowo atom pierwotnie oznaczało cząstkę, której nie da się podzielić na mniejsze, współcześnie nazywa się nim strukturę zbudowaną z mniejszych cząstek: elektronów, protonów i neutronów. Jedynie wodór 1H nie zawiera żadnych neutronów, a jego dodatnio naładowany jon nie zawiera też elektronów.

Elektron jest najmniej masywną z tych trzech cząstek, z masą 9,11×10−31 kg. Posiada ujemny ładunek i rozmiary zbyt małe, aby dało się je określić przy użyciu współczesnych metod[50]. Protony posiadają dodatni ładunek i masę około 1836 razy większą od elektronów: 1,6726×10−27 kg. Neutrony nie posiadają ładunku elektrycznego i są około 1839 razy cięższe od elektronu[51], z masą 1,6929×10−27 kg. Masa protonów i neutronów wewnątrz jądra jest pomniejszona o energię wiązania. Neutrony i protony mają podobne średnice, rzędu 2,5×10−15 m – jednak z powodu ich wewnętrznej struktury trudno zdefiniować, co jest ich „powierzchnią”[52].

Według modelu standardowego protony i neutrony są zbudowane z kwarków. Kwarki stanowią jedną z podstawowych grup cząstek tworzących materię (drugą są leptony, których przykładem jest elektron). Istnieje sześć typów kwarków, każdy posiadający ułamkowy ładunek elektryczny wynoszący albo +2/3 albo −1/3. Protony są zbudowane z dwóch kwarków górnych (o ładunku +2/3) i jednego kwarku dolnego (o ładunku −1/3). Neutrony są zbudowane z jednego kwarka górnego i dwóch dolnych. Ta różnica odpowiada za różnicę w masach i ładunku tych dwóch cząstek. Kwarki są powiązane ze sobą silnym oddziaływaniem jądrowym, którego nośnikiem są gluony. Gluony są bozonami cechowania – podstawowymi cząstkami przenoszącymi oddziaływania fizyczne[53][54].

Jądro atomowe[edytuj | edytuj kod]

Średnia energia wiązania dla nukleonu w jądrach poszczególnych pierwiastków
Information icon.svg Osobny artykuł: Jądro atomowe.

Wszystkie protony i neutrony w atomie (nazywane wspólnie nukleonami) skupiają się w jądro atomowe. Średnica jądra atomowego wynosi około \begin{smallmatrix}1.07 \sqrt[3]{A}\end{smallmatrix}  fm, gdzie A oznacza liczbę nukleonów[55]. Jest to około 1/100 000 średnicy całego atomu. Nukleony są związane ze sobą przez siły jądrowe, będące resztkowym przejawem oddziaływania silnego. Na odległościach mniejszych niż 2,5 fm te siły są wielokrotnie silniejsze od odpychania elektrostatycznego pomiędzy dodatnio naładowanymi protonami[56].

Atomy tego samego pierwiastka mają tę samą liczbę protonów, nazywaną liczbą atomową. Liczba neutronów może być różna, w zależności od izotopu tego pierwiastka. Łączna liczba protonów i neutronów określana jest jako liczba masowa. Stabilność jądra zależy od liczby protonów, jak i neutronów w jądrze. Jądra niestabilne ulegają rozpadowi promieniotwórczemu[57].

Zarówno protony, jak i neutrony są fermionami. Reguła Pauliego zabrania identycznym fermionom zajmowania jednocześnie tego samego stanu kwantowego. Dlatego każdy proton w jądrze musi znajdować się w innym stanie kwantowym, podobnie jak każdy neutron. Reguła ta nie zabrania protonowi i neutronowi znajdować się w tym samym stanie, ponieważ są innym typem cząstek.

W atomach z małą liczbą protonów (poniżej 20) najstabilniejsze są izotopy, w których liczba protonów i neutronów jest w przybliżeniu równa. Jądro atomu z tej grupy, zawierające znacząco różną liczbę neutronów i protonów, może obniżyć swoją energię przez rozpad radioaktywny prowadzący do zmniejszenia tej różnicy. W miarę wzrostu liczby protonów w jądrze ich odpychanie elektrostatyczne sprawia, że stabilniejsze stają się jądra z nieco większą liczbą neutronów. Jądra wszystkich atomów cięższych od wapnia (20 protonów), których liczba neutronów jest równa liczbie protonów, są niestabilne. Z dalszym wzrostem liczby protonów optymalny stosunek liczby neutronów do protonów rośnie, osiągając około 1,5 dla najcięższych jąder[58]. Najcięższym trwałym atomem jest ołów, którego izotop 208Pb zawiera 82 protony i 126 neutronów. Do roku 2003 za najcięższy trwały atom uważano bizmut (izotop 209Bi), który jednak, zgodnie z przewidywaniami teoretycznymi, ostatecznie okazał się niestabilny[59].

Schemat syntezy jądra deuteru z dwóch protonów. Emitowany jest pozyton (e+) – cząstka antymaterii – oraz neutrino elektronowe.

W wyniku zderzeń jąder atomowych może dojść do utworzenia nowych jąder, ale doprowadzenie do takiej reakcji wymaga często bardzo wysokich energii. Fuzja jądrowa zachodzi, gdy lżejsze jądra łączą się w cięższe. Przykładowo protony muszą zderzyć się z energią 3–10 keV, aby przezwyciężyć wzajemne odpychanie i zbliżyć się na tyle, żeby połączyć się w jądro deuteru[60]. Rozszczepienie jądra atomowego to odwrotny proces, w którym ciężkie jądro rozpada się na dwa lżejsze. Jądro może też zostać zmodyfikowane w wyniku zderzenia z wysokoenergetyczną cząstką lub fotonem – które zmieni proton w neutron lub na odwrót[61][62].

Jeśli masa powstałego jądra i emitowanych cząstek jest mniejsza niż masa substratów, różnica zostanie wyemitowana w postaci promieniowania gamma lub energii kinetycznej produktów, zgodnie ze wzorem na równoważność masy i energii E = mc2. Różnica mas wynika z energii wiązania w jądrze i jej utrata sprawia, że powstałe jądro jest stabilne – aby się rozpaść, musi otrzymać tę energię z otoczenia[63].

Fuzja, w której powstaje jądro lżejsze od żelaza – o liczbie nukleonów mniejszej niż 60 – powoduje zwykle wyemitowanie większej ilości energii, niż jest potrzebna do jej wywołania[64]. Ta energia napędza reakcję termojądrową we wnętrzu gwiazd. Dla jąder cięższych od jadra żelaza energia wiązania w przeliczeniu na nukleon zaczyna spadać. Oznacza to, że fuzja takich jąder zużywa energię i nie może podtrzymać równowagi hydrostatycznej w gwiazdach[65].

Powłoki elektronowe[edytuj | edytuj kod]

Studnia potencjału, pokazująca minimalną energię V(x) potrzebną do osiągnięcia pozycji x. W mechanice klasycznej cząstka o energii E jest ograniczona do pozycji między x1 i x2.
Information icon.svg Osobne artykuły: OrbitalKonfiguracja elektronowa.

Elektrony w atomie są przyciągane siłami elektrycznymi przez protony w jądrze. To oddziaływanie tworzy studnię potencjału wokół jądra, uwolnienie z której wymaga dostarczenia elektronom energii z zewnątrz. Im bliżej jądra znajduje się elektron, tym silniej jest przyciągany i wzrasta energia konieczna do jego oderwania od atomu. Zgodnie z mechaniką kwantową, elektrony (tak jak wszystkie cząstki) są jednocześnie cząstkami i falami. Każdy elektron można opisać funkcją matematyczną określającą prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w określonym obszarze. Dla elektronu w studni potencjału, funkcja ta jest funkcją fali stojącej i jest nazywana orbitalem[66]. Zbiór orbitali posiadających podobny poziom energetyczny nazywany jest powłoką elektronową, a łącznie wszystkie powłoki − chmurą elektronową. Istnieje określony, niewielki zbiór stabilnych orbitali wokół jądra a wszystkie pozostałe, które są teoretycznie możliwe, szybko rozpadałyby się na orbitale z tego zbioru[67]. Te stabilne orbitale różnią się między sobą kształtami oraz wielkością i orientacją obszaru, który określają[68].

Kształty pięciu najprostszych orbitali. Trzy orbitale 2p mają identyczny kształt, różnią się jedynie orientacją w przestrzeni.

Każdemu orbitalowi przypisany jest jego poziom energetyczny. Elektron może znaleźć się na wyższym poziomie energetycznym pochłaniając foton o odpowiedniej energii lub otrzymując tę energię ze zderzenia z innym atomem lub cząstką. Odwrotnie, elektron z wyższego poziomu może przenieść się na niższy. Powstający w ten sposób nadmiar energii jest unoszony przez emitowany foton (zjawisko to nazywamy emisję spontaniczną) lub przejmowany przez inny atom (przejście bezpromieniste). Charakterystyczne wartości tych energii, będące różnicami energii poszczególnych orbitali, odpowiadają za występowanie linii spektralnych w widmach liniowych poszczególnych pierwiastków[67].

Energia potrzebna na oderwanie bądź przyłączenie elektronu – energia wiązania elektronu – jest o wiele mniejsza niż energia wiązania nukleonów. Potrzeba około 13,6 eV, aby oddzielić elektron w stanie podstawowym od jądra atomu wodoru[69], podczas gdy wyrwanie nukleonu z jądra deuteru wymaga 2,23 milionów eV[70].

Jeśli atom ma tę samą liczbę protonów i elektronów, jest elektrycznie obojętny. Atomy mające nadmiar lub niedomiar elektronów nazywane są jonami. Elektrony na orbitalach najdalszych od jądra mogą przenosić się na inne atomy bądź tworzyć orbitale wokół dwóch i więcej atomów jednocześnie. W ten sposób atomy tworzą wiązania chemiczne między sobą, łącząc się w związki chemiczne[71].

Właściwości[edytuj | edytuj kod]

Właściwości jądrowe[edytuj | edytuj kod]

Information icon.svg Osobny artykuł: Izotopy.

Z definicji dwa atomy o identycznej liczbie protonów w jądrze są atomami tego samego pierwiastka. Jeśli różnią się liczbą neutronów, stanowią różne izotopy tego pierwiastka. Przykładowo, atomy wodoru posiadają zawsze jeden proton, ale mogą nie posiadać żadnego neutronu (prot), posiadać jeden (deuter), dwa (tryt) lub nawet więcej neutronów. 99,98% atomów wodoru w przyrodzie należy do pierwszego izotopu (bez neutronów)[72]. Lista znanych obecnie pierwiastków obejmuje liczby atomowe od 1 (wodór) do 118 (Ununoctium)[73]. Jądra o określonej liczbie protonów i neutronów określane są jako nuklidy. Wszystkie znane nuklidy mające więcej niż 82 protony w jądrze są radioaktywne[74][75].

Na Ziemi naturalnie występuje około 339 różnych nuklidów[76], z czego 227 (około 67%) jest stabilnych i nie ulega radioaktywnemu rozpadowi. Jednak jedynie 90 z nich nie ma teoretycznej możliwości rozpadu, pozostałe 137 taką możliwość wedle współczesnej wiedzy posiadają, ale nigdy takiego rozpadu nie zaobserwowano. Oprócz tych 227 stabilnych nuklidów u kolejnych 30 potwierdzono radioaktywny rozpad, ale czas tego rozpadu jest zbyt duży, aby dało się go wyznaczyć eksperymentalnie. Kolejnych 31 ma czas połowicznego rozpadu przekraczający 80 milionów lat, dzięki czemu ich resztki dotrwały do dzisiejszych czasów od początków istnienia Układu Słonecznego. Daje to w sumie 288 tzw. pierwotnych nuklidów, istniejących na Ziemi od jej początków. Ostatnie 51 istniejących na Ziemi naturalnie nuklidów to produkty rozpadu cięższych nuklidów (jak np. rad powstający z rozpadu uranu) i produkty naturalnych reakcji jądrowych (jak węgiel-14 produkowany w górnych warstwach atmosfery pod wpływem promieniowania kosmicznego)[77][78].

80 pierwiastków chemicznych posiada stabilne izotopy. Nie mają ich pierwiastki o liczbie atomowej 43 (technet), 61 (promet) i wszystkie o liczbach atomowych większych od 82 (ołów). Pozostałe posiadają średnio po około 3 stabilne izotopy. 27 pierwiastków ma tylko jeden stabilny izotop. Największą liczbę stabilnych izotopów (10) ma cyna[79].

Stabilność izotopów zależy od proporcji protonów i neutronów oraz od tego czy ich liczba jest równa jednej z tzw. liczb magicznych. W modelu powłokowym struktury jądra atomowego, liczby magiczne odpowiadają maksymalnej pojemności kolejnych jego poziomów energetycznych. Część liczb magicznych dotyczy obu nukleonów, a część odnosi się tylko do jednego z ich rodzajów. Przykładowo, jądro cyny zawiera 50 protonów, która jest liczbą magiczną dla obu nukleonów, dlatego cyna posiada wyjątkowo dużo trwałych izotopów. Wśród znanych 256 stabilnych nuklidów tylko 4 mają nieparzyste liczby zarówno protonów, jak i neutronów: wodór-2, lit-6, bor-10 i azot-14. Większość jąder o nieparzystej liczbie protonów i neutronów w bardzo krótkim czasie ulega rozpadowi beta, tworząc jądro o parzystej liczbie protonów i neutronów, zwykle znacznie stabilniejsze (patrz model kroplowy)[79].

Masa[edytuj | edytuj kod]

Information icon.svg Osobny artykuł: Masa atomowa.

Protony i neutrony odpowiadają za ponad 99,9% masy atomu, a ich masa jest w przybliżeniu taka sama. Dlatego sumaryczna liczba protonów i neutronów nazywana jest liczbą masową. Masa spoczynkowa atomów wyrażana jest często w jednostkach atomowych (u), zdefiniowanych jako 1/12 masy atomu węgla-12, czyli około 1,66×10−27 kg[80]. W tych jednostkach masa każdego atomu jest w przybliżeniu równa jego liczbie masowej. Przykładowo masa atomu wodoru-1 wynosi 1,007825 u[81][82]. Najcięższy stabilny atom to ołów-208[74], którego masa wynosi 207,9766521 u[83].

Ponieważ w chemii używa się makroskopowych ilości atomów, chemicy używają dodatkowej jednostki: mola. Jeden mol to około 6,022×1023 cząstek. Liczba ta została dobrana w ten sposób, żeby mol atomów o liczbie masowej 1 miał masę zbliżoną do 1 grama. Ze względu na to, że dokładny pomiar liczby atomów w 1 gramie wodoru-1 jest problematyczny, za podstawę skali względnej masy atomowej przyjęto założenie, że 1 mol to taka liczba atomów, jaka znajduje się w 12 gramach izotopu węgla-12[80].

Powiązanie definicji mola i standardowej jednostki atomowej (u) poprzez odniesienie do izotopu węgla-12 nie jest przypadkowe, lecz wynika z wieloletnich konsultacji i dyskusji w ramach IUPAC, IUPAP i Międzynarodowego Komitetu Miar i Wag[84].

Kształt i wielkość[edytuj | edytuj kod]

Information icon.svg Osobny artykuł: Promień atomowy.

Atomy nie mają dokładnie określonych granic, ich rozmiary są określane w sposób umowny, na podstawie odległości pomiędzy sąsiednimi jądrami atomów (promień kowalencyjny), z którymi tworzą wiązania chemiczne. Odpowiada to zwykle średniej odległości, na jakiej znajdują się elektrony na najdalszej powłoce. Tak zdefiniowane rozmiary zależą jednak od rodzaju wiązań chemicznych, liczby sąsiadów i od ich spinu[85]. W układzie okresowym średnice atomów wewnątrz każdej grupy rosną wraz z liczbą obsadzonych powłok, jednak maleją wewnątrz okresu wraz ze zwiększeniem liczby protonów (ponieważ jądro przyciąga elektrony mocniej i rozmiary powłok maleją)[86]. Dlatego najmniejszą średnicę ma hel – około 62 pm, a największą cez − około 520 pm[87].

Przyjmuje się, że w pustej przestrzeni atomy w stanie podstawowym mają kształt kuli. Pod wpływem pól elektrycznych te kształty mogą się jednak zmieniać. Stopień odkształcenia zależy od siły pola i typu zewnętrznej powłoki elektronowej atomu. W szczególności atomy tworzące kryształy mogą mieć kształty znacznie odbiegające od sfery z powodu silnych pól wytwarzanych przez atomy rozłożone wokół nich[88][89].

Ponieważ rozmiary atomów są tysiące razy mniejsze od długości fali światła widzialnego (400–700 nm), nie można dostrzec pojedynczych atomów za pomocą mikroskopu optycznego. Pierwszym urzędzeniem, które umożliwiło wizualizację pojedynczych atomów i ich rozmieszczenia, był polowy mikroskop jonowy, jednak jego użyteczność była ograniczona[90]. Później uzyskano możliwość obrazowania atomów za pomocą skaningowej mikroskopii elektronowej i wysokonapięciowej mikroskopii elektronowej, natomiast skaningowy mikroskop tunelowy umożliwił również manipulację pojedynczymi atomami[91].

Wielkość atomów można opisać obrazowo na przykładach makroskopowych: ludzki włos ma średnicę około miliona atomów węgla, kropla wody zawiera około 2 tryliardy (2×1021) atomów tlenu i dwa razy więcej atomów wodoru[92]. Gdyby powiększyć jabłko do rozmiarów Ziemi, to atomy jabłka miałyby rozmiary mniej więcej jabłka[93].

Rozpad radioaktywny[edytuj | edytuj kod]

Tabela nuklidów, diagram ukazujący czas połowicznego rozpadu (T½) różnych nuklidów
Information icon.svg Osobny artykuł: Radioaktywność.

Każdy pierwiastek ma nietrwałe izotopy, które ulegają rozpadowi radioaktywnemu. W trakcie takiego rozpadu jądro emituje cząstki, czemu może towarzyszyć promieniowanie elektromagnetyczne. Szczególnie podatne na taki rozpad są jądra o dużej wielkości w stosunku do zasięgu oddziaływania silnego − około 1 fm[94].

Tryby rozpadu jądra atomu. N, liczba neutronów; Z, liczba protonów.

Najbardziej powszechne typy rozpadów radioaktywnych to[95][96]:

  • Rozpad alfa – polegający na emisji cząstki alfa, czyli jądra helu, składającego się z dwóch protonów i dwóch neutronów. W jego wyniku liczba masowa jądra maleje o 4.
  • Rozpad beta – wywoływany przez oddziaływanie słabe, polegający na przekształceniu neutronu znajdującego się w jądrze w proton albo (rzadko) protonu w neutron. W pierwszym przypadku emitowany jest elektron i antyneutrino (rozpad β), w drugim przypadku pozyton i neutrino (rozpad β+). Elektron i pozyton nazywane są cząstkami beta. Taki rozpad zwiększa (β) albo zmniejsza (β+) liczbę atomową jądra, nie zmieniając jego liczby masowej. Rozpad β+ zachodzi tylko w sztucznie wytworzonych jądrach z nadmiarem protonów, np. 137N[97].
  • Emisja gamma – polegająca na emisji promieniowania gamma w wyniku przejścia nukleonu na niższy poziom energetyczny w jądrze. Taki rozpad nie zmienia liczby atomowej ani masowej jądra. Zwykle następuje po rozpadzie alfa albo beta, po którym jądro pozostało w stanie wzbudzonym.

Rozpady α i β kolejnych izotopów promieniotwórczych grupują się w 4 szeregi promieniotwórcze, kończące się trwałymi izotopami ołowiu (szeregi 1–3) lub praktycznie trwałym izotopem bizmutu-209 (szereg 4).

Rzadziej występujące typy rozpadów radioaktywnych to m.in. emisja neutronu, emisja protonu albo ich grupy z jądra, emisja wysokoenergetycznego elektronu w wyniku konwersji wewnętrznej i emisja promieniowanie elektromagnetycznego nie będącego promieniami gamma.

Rozpad radioaktywny jest procesem, którego wystąpienie jest losowe, i nie da się przewidzieć, w jakim momencie dany atom ulegnie rozpadowi. Można natomiast określić prawdopodobieństwo rozpadu w określonym czasie. Jest ono niemal niezależne od czynników zewnętrznych, w tym i od wielkości próbki, dlatego dla każdego nietrwałego jądra można określić charakterystyczny czas połowicznego rozpadu − czas, po jakim połowa jąder z próbki ulegnie rozpadowi[94]. Rozpad jest wykładniczy, co oznacza, że po upływie dwukrotności tego czasu pozostaje 1/4 jąder, po trzykrotności 1/8 itd.

Moment magnetyczny[edytuj | edytuj kod]

Information icon.svg Osobny artykuł: Magnetyczny moment dipolowy.

Cząstki elementarne mają kwantową cechę nazywaną spinem. Ma ona podobne cechy jak moment pędu obiektu wirującego wokół swojego środka masy, choć cząstki elementarne wedle współczesnej wiedzy nie obracają się. Spin wyraża się w jednostkach stałej Diraca (ħ). Elektrony, protony i neutrony mają spin ½ ħ. W atomie elektrony mają także moment pędu wynikający z ich ruchu wokół jadra, a nukleony wynikający z ich krążenia w jądrze[98].

Pole magnetyczne wytwarzane przez atom − jego moment magnetyczny − wynika z sumy momentów pędu. Główną rolę odgrywa jednak spin. Ponieważ reguła Pauliego zabrania dwóm cząstkom znajdować się w identycznym stanie kwantowym, na każdym poziomie energetycznym znajdują się zwykle dwie cząstki o przeciwnie skierowanych spinach. W ten sposób, jeśli liczba atomowa jest parzysta, wszystkie spiny w atomie mogą się nawzajem znosić, tworząc atom o zerowym momencie magnetycznym.

W ferromagnetykach takich jak żelazo nieparzysta liczba elektronów oznacza, że w każdym atomie jeden elektron pozostaje niesparowany. Ponieważ orbitale tych elektronów w sąsiednich atomach nakładają się na siebie, energetycznie niższy stan jest osiągany, gdy te niesparowane elektrony mają tak samo skierowane spiny. W ten sposób wszystkie niesparowane elektrony mogą uzyskać tak samo skierowany spin, co wytwarza makroskopowe pole magnetyczne. W paramagnetykach spiny sąsiednich atomów nie układają się same w jednym kierunku, ale zewnętrzne pole magnetyczne może wymusić przyjęcie jednej orientacji, co również prowadzi do wytworzenia makroskopowego pola[99]. Właściwości atomów zawierających niesparowane elektrony można badać za pomocą spektroskopii elektronowego rezonansu paramagnetycznego (EPR).

Jądra atomowe również mogą zawierać niesparowane nukleony i w efekcie niezerowy spin (np. 1H i 2H, 13C, 15N, 17O, 19F, 23Na i 31P). Zwykle takie spiny są skierowane w losowych kierunkach i nie wytwarzają efektów makroskopowych. W zewnętrznym polu magnetycznym jądra atomów o niezerowym spinie ulegają jednak polaryzacji magnetycznej, a przejścia między dozwolonymi poziomami energetycznymi da się rejestrować, co jest podstawą spektroskopii magnetycznego rezonansu jądrowego (NMR), obrazowania rezonansem magnetycznym (MRI)[100][101] i innych technik magnetycznego rezonansu jądrowego.

Poziomy energetyczne[edytuj | edytuj kod]

Information icon.svg Osobne artykuły: Powłoka elektronowaWidmo liniowe.

Energia potencjalna elektronów związanych w atomie jest odwrotnie proporcjonalna do ich odległości od jądra. Można ją zmierzyć przez określenie energii, jaka jest potrzebna do oderwania tych elektronów od atomu. Zwykle wyraża się ją w elektronowoltach (eV). Zgodnie z mechaniką kwantową, elektron związany w atomie musi znajdować się w jednym z określonych z góry stanów, którym odpowiadają określone poziomy energetyczne. Najniższy poziom energetyczny nazywany jest stanem podstawowym, a pozostałe stanami wzbudzonymi.

Aby przejść pomiędzy stanami, elektron musi pochłonąć lub wyemitować foton o energii odpowiadającej różnicy pomiędzy energią potencjalną tych stanów. Energia fotonu określa jego częstotliwość, dlatego te energie mają wyznaczone miejsca w widmie elektromagnetycznym[102]. Każdy pierwiastek ma charakterystyczne widmo, określone przez ładunek jądra, wypełnienie poszczególnych powłok elektronami i oddziaływania pomiędzy elektronami[103].

Przykładowe linie absorpcyjne w widmie

Gdy światło o ciągłym widmie przechodzi przez gaz lub plazmę, niektóre fotony zostają pochłonięte przez atomy, wywołując przejścia elektronów między poziomami energetycznymi. Wzbudzone tak elektrony po jakimś czasie wracają do swojego poprzedniego stanu, emitując fotony w losowych kierunkach. W ten sposób atomy działają jak filtry, tworząc ciemne linie absorpcyjne w widmie przechodzącego przez nie światła. Z kolei obserwując te same atomy z innego kierunku i nie widząc przechodzącego przez nie światła, można zobaczyć tylko światło wyemitowane przez atomy − tzw. linie emisyjne. Spektroskopia wykorzystuje te zjawiska do badania składu chemicznego różnych substancji[104].

Wysokorozdzielcza analiza linii widmowych ujawnia, że niektóre z nich w rzeczywistości składają się z kilku blisko położonych linii. Wynika to z oddziaływania spinowych i orbitalnych momentów magnetycznych elektronów[105]. Zewnętrzne pole magnetyczne może spowodować dalsze rozdzielenie linii widmowych − znane jest to jako efekt Zeemana. Wynika on z tego, że orbitale, które w przypadku braku zewnętrznego pola mają takie same poziomy energetyczne, mogą się różnić energiami, gdy pojawi się takie pole[106]. Podobnie przyłożenie zewnętrznego pola elektrycznego może zmienić poziomy energetyczne orbitali i wywołać rozszczepienie linii widmowych. Zjawisko to nazywane jest efektem Starka[107].

Jeśli elektron jest w stanie wzbudzonym, oddziaływanie z fotonem o odpowiedniej energii może wymusić na nim przejście do niższego stanu i emisję fotonu, który będzie miał kierunek i fazę identyczną jak foton wymuszający. Zjawisko to umożliwia stworzenie laserów, tworzących spójną wiązkę światła o wąskim przedziale częstotliwości[108].

Wiązania i reakcje chemiczne[edytuj | edytuj kod]

Information icon.svg Osobne artykuły: Reakcja chemicznaWiązanie chemiczne.

Elektrony znajdujące się na najdalszej powłoce w atomie nazywane są walencyjnymi, a ich powłoka − walencyjną. Liczba takich elektronów determinuje właściwości chemiczne atomów. Atomy, w których powłoka walencyjna nie jest w pełni wypełniona, łatwo oddziałują z innymi atomami, tak aby uzupełnić (lub opróżnić) tę powłokę[109]. Odbywa się to poprzez reakcje chemiczne, czyli procesy tworzenia i zrywania wiązań chemicznych.

Wiązania powstają w efekcie uwspólniania elektronów przez dwa lub więcej atomów (wiązanie kowalencyjne) albo na skutek przeniesienia elektronów z jednego atomu na drugi (wiązanie jonowe). W pierwszym przypadku współdzielone elektrony tworzą jedną, wspólną chmurę wokół połączonych atomów, a w drugim atomy łączą się w pary jonowe, przyciągane do siebie oddziaływaniem elektrostatycznym. O typie wiązania decyduje różnica elektroujemności atomów[110][111].

Pierwiastki chemiczne zwykle przedstawia się w układzie okresowym, podkreślającym podobieństwo właściwości chemicznych pierwiastków o tej samej liczbie elektronów walencyjnych (znajdujących się w jednej grupie). Ostatnia grupa zawiera pierwiastki, w których powłoka walencyjna jest całkowicie zapełniona elektronami. Są one niemal całkowicie niereaktywne chemicznie i nazywa się je gazami szlachetnymi[112][113].

Stany[edytuj | edytuj kod]

Rozkład prędkości atomów rubidu ochłodzonych do (1,7×10−7 K), pierwszy diagram przed, drugi i trzeci po osiągnięciu stanu kondensatu Bosego-Einsteina

Grupy atomów mogą znajdować się w różnych stanach skupienia, w zależności od warunków takich jak temperatura i ciśnienie. Zmieniając te warunki, można wywoływać przejścia między stanem stałym, ciekłym, gazowym i plazmą[114]. W jednym stanie skupienia mogą istnieć różne stany fazowe. Przykładowo węgiel w postaci stałej ma kilka odmian alotropowych, jak np. grafit czy diament[115].

W temperaturach bliskich zera bezwzględnego niektóre atomy mogą tworzyć kondensat Bosego-Einsteina, w którym wszystkie zachowują się jak jeden superatom. Ich kwantowe własności mogą być wtedy obserwowane w skali makroskopowej[116][117][118].


Techniki analizy i obrazowania[edytuj | edytuj kod]

Obraz powierzchni kryształu złota (100) w skaningowym mikroskopie tunelowym, pokazujący pojedyncze atomy złota. Rekonstrukcja powierzchniowa sprawia, że zamiast jednorodnej sieci krystalicznej widoczne są kolumny i przerwy między nimi.

Skaningowy mikroskop tunelowy umożliwia oglądanie powierzchni w skali atomowej. Wykorzystuje on zjawisko tunelowe, pozwalające elektronom na pokonywanie próżni pomiędzy badaną próbką a elektrodą. Powstaje w ten sposób mierzalny prąd elektryczny. Przesuwając elektrodę nad próbką i kontrolując jej odległość od próbki tak, aby natężenie prądu było stałe, uzyskuje się trójwymiarowy obraz powierzchni. Obraz ten w przybliżeniu odpowiada wielkości orbitali elektronowych na zapełnionych powłokach w atomach próbki[119][120].

Innym rodzajem mikroskopii na poziomie atomowym jest mikroskopia sił atomowych, która działa na zasadzie przemiatania ostrza nad lub pod powierzchnią próbki i pomiarze sił działających na to ostrze. W odpowiednich warunkach technika ta pozwala na rejestrację pojedynczych atomów na powierzchni próbki[121].

Atomy mogą ulegać jonizacji, tracąc lub przyłączając elektrony. Uzyskują wtedy ładunek elektryczny i można nimi sterować za pomocą pola elektrycznego i magnetycznego. W polu magnetycznym jony poruszają się po okręgach o promieniu zależnym od ich masy i ładunku, ale niezależnym od prędkości. Spektrometria mas wykorzystuje to do identyfikacji izotopów i składów pierwiastkowych cząsteczek. Jeśli badana próbka zawiera atomy różnych izotopów, spektrometr pozwala na rozdzielenie ich i określenie procentowej ich zawartości. Metoda ta umożliwia jedynie określenie ilości poszczególnych atomów w próbce, bez możliwości określenia miejsca atomu w cząsteczce[122].

Do uzyskiwania informacji o położeniu różnych atomów w jakiejś strukturze służy spektroskopia strat energii elektronów (EELS). W technice tej wykorzystuje się elektronowy mikroskop transmisyjny do przepuszczania elektronów przez próbkę. Następnie mierzy się straty energii tych elektronów, wynikające z wybijania elektronów i wzbudzania drgań sieci krystalicznej próbki. Metoda ta pozwala na uzyskiwanie nanometrowej rozdzielczości i na trójwymiarowe obrazowanie przemieszczeń atomów w czasie femtosekund[123]. Ułożenie atomów w sieci krystalicznej można określić poprzez analizę dyfrakcji promieniowania rentgenowskiego za pomocą technik rentgenografii strukturalnej. Uzyskane trójwymiarowe mapy gęstości elektronowych pozwalają m.in. na ustalenie struktur badanych cząsteczek, długości wiązań chemicznych i kątów między nimi[124].

Widma stanów wzbudzonych umożliwiają analizę składu chemicznego odległych gwiazd. Zestaw częstotliwości występujący w tych widmach można porównywać z częstotliwościami wytwarzanymi przez odpowiednią mieszaninę gazów w lampach wyładowczych[125]. W ten sposób pierwiastek hel został odkryty w Słońcu 23 lata przed zaobserwowaniem go na Ziemi[126].

Drgania atomów w cząsteczkach chemicznych można analizować za pomocą spektroskopii w podczerwieni i spektroskopii Ramana, a przejścia elektronowe między dozwolonymi poziomami energetycznymi za pomocą spektroskopii w ultrafiolecie i świetle widzialnym. Do badania właściwości magnetycznych atomów stosowane są: spektroskopia elektronowego rezonansu paramagnetycznego (EPR), spektroskopia magnetycznego rezonansu jądrowego (NMR) i spektroskopia jądrowego rezonansu kwadrupolowego (NQR).

Pochodzenie i stan obecny[edytuj | edytuj kod]

Atomy stanowią około 4% całkowitej masy-energii obserwowanego Wszechświata, występując ze średnią gęstością około 0,25 atomu/m3[127]. Wewnątrz galaktyk, takich jak Droga Mleczna, atomy występują o wiele gęściej, od 105 do 109 atomów/m3 w ośrodku międzygwiazdowym[128].

Słońce znajduje się wewnątrz Bąbla Lokalnego − pustki w ośrodku międzygwiazdowym, stworzonej przez supernową, która wybuchła 2–4 miliony lat temu. Wewnątrz tego bąbla gęstość wynosi około 103 atomów/m3[129]. Gęstsze obszary w ośrodku międzygwiazdowym mogą grawitacyjnie zapadać się, tworząc gwiazdy. Procesy zachodzące w gwiazdach z upływem czasu zwiększają ilość pierwiastków cięższych od wodoru i helu. Około 95% atomów w Drodze Mlecznej znajduje się wewnątrz gwiazd, a ich całkowita masa odpowiada za około 10% masy galaktyki[130] (za resztę odpowiada ciemna materia[131]).

Nukleosynteza[edytuj | edytuj kod]

Information icon.svg Osobny artykuł: Nukleosynteza.

Zgodnie z teorią Wielkego Wybuchu protony i neutrony uformowały się około jednej sekundy po powstaniu Wszechświata. W ciągu kolejnych trzech minut w wyniku pierwotnej nukleosyntezy powstała większość helu, litu i deuteru we Wszechświecie oraz prawdopodobnie część berylu i boru[132][133][134].

Pierwsze atomy (ze związanymi elektronami) pojawiły się około 380 tysięcy lat później, w epoce rekombinacji, gdy energia promieniowania wypełniającego przestrzeń zmalała poniżej energii jonizacji atomów[135]. Cięższe jądra atomowe (do żelaza) zaczęły powstawać w wyniku fuzji jądrowej we wnętrzu gwiazd kilkaset milionów lat później[136]. Niektóre izotopy, takie jak lit-6, powstawały później w wyniku spalacji wywoływanej przez promieniowanie kosmiczne[137]. Pierwiastki cięższe od żelaza powstawały w wyniki eksplozji supernowych poprzez proces r oraz we wnętrzu gwiazd AGB poprzez proces s. Oba te procesy polegają na wychwytywaniu neutronów przez jądra atomowe[138]. Pierwiastki takie jak ołów powstały głównie w wyniku radioaktywnego rozpadu cięższych pierwiastków[139].

Ziemia[edytuj | edytuj kod]

Większość atomów, z których składa się Ziemia i jej mieszkańcy, nie zmieniła swych jąder od czasu ich powstania, czyli wcześniej niż mgławica, z której powstał Układ Słoneczny, zaczęła się zapadać. Niewielka liczba nowych atomów powstała w wyniku rozpadów radioaktywnych, a stosunek ich zawartości obecnie pozwala określić wiek Ziemi na podstawie datowania izotopowego[140][141]. Większość helu w skorupie Ziemi (około 99% znajdowanego w złożach gazów, jak wynika z niskiej zawartości helu-3) powstała jako cząstki alfa w rozpadzie alfa[142].

Istnieje kilka pierwiastków śladowych, które nie były obecne na Ziemi na jej początku, ani nie są produktami rozpadów cięższych pierwiastków. Przykładowo węgiel-14 powstaje w sposób ciągły w górnych warstwach atmosfery w wyniku zderzeń niskoenergetycznych neutronów z jądrami azotu[143]. Pewna liczba nowych atomów została wytworzona sztucznie w reaktorach i wybuchach jądrowych[144][145]. Wśród transuranowców (pierwiastków o liczbie atomowej powyżej 92) tylko pluton i neptun występują naturalnie na Ziemi[146][147]. Mają one czasy połowicznego rozpadu wielokrotnie mniejsze od czasu istnienia Ziemi[148], dlatego nieokreślone ich ilości mogły się w przeszłości rozpaść na lżejsze pierwiastki. Naturalnie występujące jądra plutonu i neptunu powstały w wyniku wychwytu neutronu przez jądra uranu[149].

Ziemia zbudowana jest z około 1,33×1050 atomów[150], głównie z atomów żelaza (35% masy), tlenu (30%), krzemu (15%) i magnezu (12%)[150]. Atmosfera ziemska składa się głównie z azotu (N2), tlenu (O2), pary wodnej (H2O), argonu (Ar) i dwutlenku węgla (CO2). Na powierzchni Ziemi atomy tworzą wiele cząsteczek chemicznych, począwszy od prostych, jak woda, sole i tlenki, do bardzo złożonych, takich jak białka. Atomy tworzą też substancje nie zbudowane z sumy oddzielnych cząsteczek chemicznych, lecz tworzące struktury ciągłe, w których nie da się wydzielić poszczególnych cząsteczek – metale, niektóre kryształy nieorganiczne, szkła i wiele innych[151][152][153].

Rzadkie i teoretyczne atomy[edytuj | edytuj kod]

Choć wszystkie nuklidy o liczbie atomowej większej niż 82 (ołów) są radioaktywne, teoretyczne modele przewidują istnienie „wyspy stabilności” − zbioru pierwiastków o liczbach atomowych powyżej 103, które miałyby stosunkowo stabilne izotopy[154]. Najbardziej stabilnym pierwiastkiem w tym zbiorze miałby być niezsyntetyzowany dotychczas unbihexium, o 126 protonach i 184 neutronach w jądrze[155].

Układy cząstek podobne do atomów[edytuj | edytuj kod]

Atomy egzotyczne[edytuj | edytuj kod]

Information icon.svg Osobny artykuł: atom egzotyczny.

Sztucznie wytworzono też pewne egzotyczne atomy, w których proton, neutron albo elektron zastąpiono inną cząstką o takim samym ładunku. Przykładowo zastępując w atomie wodoru elektron przez mion uzyskuje się atom mionowy[156][157][158], zaś zastępując proton przez antymion (mion dodatni) uzyskuje się mionium[159].

Atom, w którym zwykłe jądro atomowe zostało zastąpione przez hiperjądro, nazywa się hiperatomem. Hiperjądra zawierają oprócz protonów i neutronów także cięższe bariony, zwane hiperonami. Takie jądra mają zwykle czas życia rzędu 10−10 s i mniejszy, jednak wystarczająco długi, aby można je było obserwować. Znane są jądra zawierające hiperon Λ0 i Σ.

Jeszcze innym rodzajem cząstki jest pozytonium (oznaczane symbolem Ps), układ związany złożony z pozytonu i elektronu. Posiada ono szereg stanów energetycznych podobnych do atomu wodoru, ale ze względu na znacznie niższą masę częstości przejść między stanami energetycznymi są o ponad połowę mniejsze (stan podstawowy ma energię −6,8 eV)[160]. Pozytonium ulega anihilacji, ale w 2007 roku dowiedziono eksperymentalnie, że jest zdolne utworzyć molekułę „dwuatomową” Ps2[161].

Antyatomy[edytuj | edytuj kod]

Information icon.svg Osobny artykuł: antyatom.

Każdy fermion posiada odpowiadającą jej antycząstkę o przeciwnym ładunku. Ponieważ takie antycząstki anihilują w zetknięciu ze zwykłą materią, nie obserwuje się ich w przyrodzie[162][163]. Jednak w 1996 roku udało się sztucznie wytworzyć kilka atomów antywodoru w laboratorium CERN[164][165]. Dopiero w 2010 roku spułapkowano wytworzone atomy antywodowu [166], w 2012 roku [167] zaproponowano metodę chłodzenia atomów antywodoru do temperatur rzędu milikelwinów.

Adnotacje[edytuj | edytuj kod]

  1. Kolor danego punktu jest obliczony jako całka z funkcji rozkładu prawdopodobieństwa dla orbitalu elektronowego 1s po elemencie objętości odpowiadającej linii patrzenia związanej z danym pikselem obrazu
  2. W rzeczywistości jądro oraz funkcje falowe każdego z nukleonów są sferycznie symetryczne. Dla bardziej złożonych atomów taka symetria nie występuje

Przypisy

  1. Liddell, Henry George; Scott, Robert: A Greek-English Lexicon. Perseus Digital Library.
  2. Liddell, Henry George; Scott, Robert: ἄτομος. W: A Greek-English Lexicon [on-line]. Perseus Digital Library. [dostęp 2010-06-21].
  3. Hans Haubold: Microcosmos: From Leucippus to Yukawa. W: Structure of the Universe [on-line]. 1998. [dostęp 2008-01-17].
  4. Edward Robert Harrison: Masks of the Universe: Changing Ideas on the Nature of the Cosmos. Cambridge University Press, 2003. ISBN 0521773512. OCLC 50441595.
  5. International Union of Pure and Applied Chemistry, Commission on the Nomenclature of Inorganic Chemistry, Nomenclature of Organic Chemistry – Recommendations 1990. Oxford: Blackwell Scientific Publications, 1990, s. 35. ISBN 0-08-022369-9.
  6. Radioactive Decays. Stanford Linear Accelerator Center, 2009-06-15. [dostęp 2009-07-04].
  7. 7,0 7,1 Leonid Ivanovich Ponomarev: The Quantum Dice. CRC Press, 1993. ISBN 0750302518. OCLC 26853108.
  8. Mrinalkanti Gangopadhyaya: Indian Atomism: History and Sources. Atlantic Highlands, New Jersey: Humanities Press, 1981. ISBN 0-391-02177-X. OCLC 10916778.
  9. A. Pablo Iannone: Dictionary of World Philosophy. Routledge, 2001, s. 62. ISBN 0415179955. OCLC 44541769.
  10. Dick Teresi: Lost Discoveries: The Ancient Roots of Modern Science. Simon & Schuster, 2003, s. 213–214. ISBN 074324379X.
  11. Bruce T. Moran: Distilling Knowledge: Alchemy, Chemistry, and the Scientific Revolution. Harvard University Press, 2005, s. 146. ISBN 0674014952.
  12. 12,0 12,1 Trevor, H. Levere: Transforming Matter – A History of Chemistry for Alchemy to the Buckyball. The Johns Hopkins University Press, 2001. ISBN 0-8018-6610-3.
  13. Vernon Pratt: The Mechanical Philosophy. W: Reason, nature and the human being in the West [on-line]. 2007-09-28. [dostęp 2009-06-28].
  14. Robert Siegfried: From Elements to Atoms: A History of Chemical Composition. DIANE, 2002, s. 42–55. ISBN 0871699249. OCLC 186607849.
  15. Garth Kemerling: Corpuscularianism. W: Philosophical Dictionary [on-line]. 2002-08-08. [dostęp 2009-06-17].
  16. 16,0 16,1 J. Dalton: A New System of Chemical Philosophy, Part 1. London and Manchester: S. Russell, 1808.
  17. Lavoisier's Elements of Chemistry. W: Elements and Atoms [on-line]. Le Moyne College, Department of Chemistry. [dostęp 2007-12-18].
  18. Charles Adolphe Wurtz: The Atomic Theory. New York: D. Appleton and company, 1881, s. 1 – 2. ISBN 055943636X.
  19. Elizabeth C. Patterson: John Dalton and the Atomic Theory. Garden City, New York: Anchor, 1970.
  20. David P. Stern: The Atomic Nucleus and Bohr's Early Model of the Atom. NASA/Goddard Space Flight Center, 2005-05-16. [dostęp 2007-12-20].
  21. J. Delsaulx. Thermo-dynamic Origin of the Brownian Motions. „Monthly Microscopical Journal”. 
  22. 22,0 22,1 22,2 22,3 Werner Ebeling, Igor M. Sokolov: Statistical Thermodynamics and Stochastic Theory of Nonlinear Systems. New Jersey: World Scientific Publishing, 2005, s. 13–15, seria: Series of Advanced in Statistical Mechanics. ISBN 981-02-1382-4.
  23. Albert Einstein. Über die von der molekularkinetischen Theorie der Wärme geforderte Bewegung von in ruhenden Flüssigkeiten suspendierten Teilchen. „Annalen der Physik”. 322 (8), s. 549–560, 1905. doi:10.1002/andp.19053220806 (niem.). [dostęp 2007-02-04]. 
  24. Robert M. Mazo: Brownian Motion: Fluctuations, Dynamics, and Applications. Oxford University Press, 2002, s. 1–7. ISBN 0198515677. OCLC 48753074.
  25. Y.K. Lee, Hoon, K.: Brownian Motion. Imperial College, 1995. [dostęp 2007-12-18].
  26. Albert Einstein. Marian v. Smoluchowski. „Naturwissenschaften”. 5 (50), s. 737-738, 1917. doi:10.1007/BF02448010 (niem.). 
  27. Jean Baptiste Perrin: Notice sur les travaux scientifiques de Jean Perrin. Tuluza: 1923. [dostęp 2011-08-05].
  28. G. Patterson. Jean Perrin and the triumph of the atomic doctrine. „Endeavour”. 31 (2), s. 50–53, 2007. doi:10.1016/j.endeavour.2007.05.003. PMID 17602746. 
  29. J.J. Thomson. Fundacja Noblowska, 1906. [dostęp 2007-12-20].
  30. Periodic Table of the Elements. The International Union of Pure and Applied Chemistry, 2007-11-01. [dostęp 2010-05-14].
  31. 31,0 31,1 Eric R. Scerri: The periodic table: its story and its significance. Oxford University Press US, 2007, s. 205 – 226. ISBN 0195305736.
  32. Biografia J. J. Thomsona (ang.). Fundacja Noblowska, 1906. [dostęp 2010-10-03].
  33. E. Rutherford. The Scattering of α and β Particles by Matter and the Structure of the Atom. „Philosophical Magazine”. 21, s. 669–88, 1911. 
  34. Biografia Fredericka Soddy'ego (ang.). Fundacja Noblowska. [dostęp 2010-10-03].
  35. Miriam C. Nagel. Frederick Soddy: From Alchemy to Isotopes. „Journal of Chemical Education”. 59 (9), s. 739–740, 1982. doi:10.1021/ed059p739. 
  36. Joseph John Thomson. Rays of positive electricity. „Proceedings of the Royal Society”. A 89, s. 1–20, 1913. 
  37. David P. Stern: The Atomic Nucleus and Bohr's Early Model of the Atom. NASA/Goddard Space Flight Center, 2005-05-16. [dostęp 2010-10-03].
  38. Neils Bohr: Nobel Lecture: The Structure of the Atom. Fundacja Noblowska, 1922-12-11. [dostęp 2010-10-03].
  39. Gilbert N. Lewis. The Atom and the Molecule. „Journal of the American Chemical Society”. 38 (4), s. 762–786, 1916. doi:10.1021/ja02261a002. 
  40. Irving Langmuir. The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules. „Journal of the American Chemical Society”. 41 (6), s. 868–934, 1919. doi:10.1021/ja02227a002. 
  41. Marlan O. Scully, Lamb, Willis E.; Barut, Asim. On the theory of the Stern-Gerlach apparatus. „Foundations of Physics”. 17 (6), s. 575–583, 1987. doi:10.1007/BF01882788. 
  42. Kevin Brown: The Hydrogen Atom. MathPages, 2007. [dostęp 2010-10-03].
  43. David M. Harrison: The Development of Quantum Mechanics. University of Toronto, 2000. [dostęp 2010-10-03].
  44. James Chadwick: Nobel Lecture: The Neutron and Its Properties. Fundacja Noblowska, 1935-12-12. [dostęp 2010-10-03].
  45. Otto Hahn, Lise Meitner and Fritz Strassmann. W: Chemical Achievers: The Human Face of the Chemical Sciences [on-line]. Chemical Heritage Foundation. [dostęp 2009-09-15].
  46. Lise Meitner. Disintegration of uranium by neutrons: a new type of nuclear reaction. „Nature”. 143, s. 239, 1939. doi:10.1038/143239a0. 
  47. M. Schroeder: Lise Meitner – Zur 125. Wiederkehr Ihres Geburtstages (niem.). [dostęp 2009-06-04].
  48. Sven Kullander: Accelerators and Nobel Laureates. Fundacja Noblowska, 2001-08-28. [dostęp 2008-01-31].
  49. The Nobel Prize in Physics 1990. Fundacja Noblowska, 1990-10-17. [dostęp 2008-01-31].
  50. Wolfgang Demtröder: Atoms, Molecules and Photons: An Introduction to Atomic- Molecular- and Quantum Physics. Wyd. 1st. Springer, 2002, s. 39–42). ISBN 3540206310. OCLC 181435713.
  51. Graham Woan: The Cambridge Handbook of Physics. Cambridge University Press, 2000, s. 8). ISBN 0521575079. OCLC 224032426.
  52. Malcolm H. MacGregor: The Enigmatic Electron. Oxford University Press, 1992, s. 33–37. ISBN 0195218337. OCLC 223372888.
  53. Particle Data Group: The Particle Adventure. Lawrence Berkeley Laboratory, 2002. [dostęp 2007-01-03].
  54. James Schombert: Elementary Particles. University of Oregon, 2006-04-18. [dostęp 2007-01-03].
  55. Tatjana Jevremovic: Nuclear Principles in Engineering. Springer, 2005, s. 6. ISBN 0387232842. OCLC 228384008.
  56. Jeremy I. Pfeffer: Modern Physics: An Introductory Text. Imperial College Press, 2000, s. 330–336. ISBN 1860942504. OCLC 45900880.
  57. Jennifer M. Wenner: How Does Radioactive Decay Work?. Carleton College, 2007-10-10. [dostęp 2008-01-09].
  58. Jerzy Sobkowski: Chemia jądrowa. Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe, 1981, s. 18-19, seria: Biblioteka Chemii Tom 5. ISBN 83-01-02060-1.
  59. de Marcillac P., Coron N., Dambier G., Leblanc J., Moalic JP. Experimental detection of alpha-particles from the radioactive decay of natural bismuth.. „Nature”. 6934 (422), s. 876–8, kwiecień 2003. doi:10.1038/nature01541. PMID 12712201. 
  60. Chris Mihos: Overcoming the Coulomb Barrier. Case Western Reserve University, 2002-07-23. [dostęp 2008-02-13].
  61. Staff: ABC's of Nuclear Science. Lawrence Berkeley National Laboratory, 2007-03-30. [dostęp 2007-01-03].
  62. Arjun Makhijani, Saleska, Scott: Basics of Nuclear Physics and Fission. Institute for Energy and Environmental Research, 2001-03-02. [dostęp 2007-01-03].
  63. J. Kenneth Shultis, Faw, Richard E.: Fundamentals of Nuclear Science and Engineering. CRC Press, 2002, s. 72–6. ISBN 0824708342. OCLC 123346507.
  64. M. P. Fewell. The atomic nuclide with the highest mean binding energy. „American Journal of Physics”. 63 (7), s. 653–58, 1995. doi:10.1119/1.17828. [dostęp 2007-02-01]. 
  65. Jerzy Sobkowski, Małgorzata Jelińska-Kazimierczuk: Chemia jądrowa. Warszawa: Wydawnictwo Adamantan, 2006, s. 71-75. ISBN 83-7350-080-4.
  66. Robert S. Mulliken. Spectroscopy, Molecular Orbitals, and Chemical Bonding. „Science”. 157 (3784), s. 13–24, 1967. doi:10.1126/science.157.3784.13. PMID 5338306. 
  67. 67,0 67,1 Philip J. Brucat: The Quantum Atom. University of Florida, 2008. [dostęp 2007-01-04].
  68. David Manthey: Atomic Orbitals. Orbital Central, 2001. [dostęp 2008-01-21].
  69. Terry Herter: Lecture 8: The Hydrogen Atom. Cornell University, 2006. [dostęp 2008-02-14].
  70. R. E. Bell. Gamma-Rays from the Reaction H1(n,γ)D2 and the Binding Energy of the Deuteron. „Physical Review”. 79 (2), s. 282–285, 1950. doi:10.1103/PhysRev.79.282. 
  71. Boris M. Smirnov: Physics of Atoms and Ions. Springer, 2003, s. 249–272. ISBN 0-387-95550-X. ISBN 038795550X.
  72. Howard S. Matis: The Isotopes of Hydrogen. W: Guide to the Nuclear Wall Chart [on-line]. Lawrence Berkeley National Lab, 2000-08-09. [dostęp 2007-12-21].
  73. Rick Weiss: Scientists Announce Creation of Atomic Element, the Heaviest Yet. Washington Post, 2006-10-17. [dostęp 2007-12-21].
  74. 74,0 74,1 Alan D. Sills: Earth Science the Easy Way. Barron's Educational Series, 2003, s. 131–134. ISBN 0764121464. OCLC 51543743.
  75. Belle Dumé: Bismuth breaks half-life record for alpha decay. Physics World, 2003-04-23. [dostęp 2007-12-21].
  76. Don Lindsay: Radioactives Missing From The Earth. Don Lindsay Archive, 2000-07-30. [dostęp 2007-05-23].
  77. Jagdish K. Tuli, Nuclear Wallet Cards, 7th edition, April 2005, Brookhaven National Laboratory, US National Nuclear Data Center
  78. Interactive Chart of Nuclides (Brookhaven National Laboratory))
  79. 79,0 79,1 CRC Handbook of Chemistry & Physics. Wyd. 86. CRC, 2005–2006. ISBN 0849304865. OCLC 179976746.
  80. 80,0 80,1 Ian Mills, Cvitaš, Tomislav; Homann, Klaus; Kallay, Nikola; Kuchitsu, Kozo: Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry. Wyd. 2nd. Oxford: International Union of Pure and Applied Chemistry, Commission on Physiochemical Symbols Terminology and Units, Blackwell Scientific Publications, 1993. ISBN 0-632-03583-8. OCLC 27011505.
  81. Chung Chieh: Nuclide Stability. University of Waterloo, 2001-01-22. [dostęp 2007-01-04].
  82. Atomic Weights and Isotopic Compositions for All Elements. National Institute of Standards and Technology. [dostęp 2007-01-04].
  83. G. Audi. The Ame2003 atomic mass evaluation (II). „Nuclear Physics A”. 729, s. 337–676, 2003. doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.003. [dostęp 2008-02-07]. 
  84. Norman E. Holden. Atomic Weights and the International Committee —A Historical Review. „Chemistry International”. 26 (1), 2004-01/02. IUPAC. ISSN 0193-6484 (ang.). 
  85. R. D. Shannon. Revised effective ionic radii and systematic studies of interatomic distances in halides and chalcogenides. „Acta Crystallographica, Section a”. 32, s. 751, 1976. doi:10.1107/S0567739476001551. [dostęp 2007-01-03]. 
  86. Judy Dong: Diameter of an Atom. The Physics Factbook, 1998. [dostęp 2007-11-19].
  87. Steven S. Zumdahl: Introductory Chemistry: A Foundation. Wyd. 5th. Houghton Mifflin, 2002. ISBN 0-618-34342-3. OCLC 173081482.
  88. Hans Bethe. Termaufspaltung in Kristallen. „Annalen der Physik, 5. Folge”. 3, s. 133, 1929. 
  89. M. Birkholz, Rudert, R.. Interatomic distances in pyrite-structure disulfides – a case for ellipsoidal modeling of sulfur ions. „Physica status solidi b”. 245, s. 1858, 2008. doi:10.1002/pssb.200879532. 
  90. Robert W. Kelsall, Ian W. Hamley, Mark Geoghegan: Nanotechnologie. Warszawa: PWN, 2008, s. 87. ISBN 978-83-01-15537-7.
  91. Hermann Haken, Hans Christoph Wolf: Atomy i kwanty. Wprowadzenie do współczesnej spektroskopii atomowej. Warszawa: PWN, 1997, s. 40–41. ISBN 83-01-12135-1.
  92. Michael J. Padilla, Miaoulis, Ioannis; Cyr, Martha: Prentice Hall Science Explorer: Chemical Building Blocks. Upper Saddle River, New Jersey USA: Prentice-Hall, Inc., 2002, s. 32. ISBN 0-13-054091-9. OCLC 47925884.
  93. Richard Feynman: Six Easy Pieces. The Penguin Group, 1995. ISBN 978-0-140-27666-4. OCLC 40499574.
  94. 94,0 94,1 Radioactivity. Splung.com. [dostęp 2007-12-19].
  95. Michael F. L'Annunziata: Handbook of Radioactivity Analysis. Academic Press, 2003, s. 3–56. ISBN 0124366031. OCLC 162129551.
  96. Richard B. Firestone: Radioactive Decay Modes. Berkeley Laboratory, 2000-05-22. [dostęp 2007-01-07].
  97. Jerzy Sobkowski: Chemia jądrowa. Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe, 1981, s. 47, seria: Biblioteka Chemii Tom 5. ISBN 83-01-02060-1.
  98. J. P. Hornak: Chapter 3: Spin Physics. W: The Basics of NMR [on-line]. Rochester Institute of Technology, 2006. [dostęp 2007-01-07].
  99. Greg Goebel: [4.3] Magnetic Properties of the Atom. W: Elementary Quantum Physics [on-line]. In The Public Domain website, 2007-09-01. [dostęp 2007-01-07].
  100. Lynn Yarris. Talking Pictures. „Berkeley Lab Research Review”, Spring 1997. [dostęp 2008-01-09]. 
  101. Z.-P. Liang, Haacke, E. M.: Encyclopedia of Electrical and Electronics Engineering: Magnetic Resonance Imaging. T. vol. 2. John Wiley & Sons, 1999, s. 412–26. ISBN 0471139467.
  102. Grant R. Fowles: Introduction to Modern Optics. Courier Dover Publications, 1989, s. 227–233. ISBN 0486659577. OCLC 18834711.
  103. W. C. Martin, Wiese, W. L.: Atomic Spectroscopy: A Compendium of Basic Ideas, Notation, Data, and Formulas. National Institute of Standards and Technology, May 2007. [dostęp 2007-01-08].
  104. Atomic Emission Spectra – Origin of Spectral Lines. Avogadro Web Site. [dostęp 2006-08-10].
  105. Richard Fitzpatrick: Fine structure. University of Texas at Austin, 2007-02-16. [dostęp 2008-02-14].
  106. Michael Weiss: The Zeeman Effect. University of California-Riverside, 2001. [dostęp 2008-02-06].
  107. H. F. Beyer, Shevelko, V. P.: Introduction to the Physics of Highly Charged Ions. CRC Press, 2003, s. 232–236. ISBN 0750304812. OCLC 47150433.
  108. Thayer Watkins: Coherence in Stimulated Emission. San José State University. [dostęp 2007-12-23].
  109. William Reusch: Virtual Textbook of Organic Chemistry. Michigan State University, 2007-07-16. [dostęp 2008-01-11].
  110. Jim Clark: Ionic (Electrovalent) Bonding (ang.). chemguide, 2000. [dostęp 2010-09-09].
  111. Covalent bonding – Single bonds. chemguide, 2000.
  112. Husted, Robert et al.: Periodic Table of the Elements. Los Alamos National Laboratory, 2003-12-11. [dostęp 2008-01-11].
  113. Rudy Baum: It's Elemental: The Periodic Table. Chemical & Engineering News, 2003. [dostęp 2008-01-11].
  114. David L. Goodstein: States of Matter. Courier Dover Publications, 2002, s. 436–438. ISBN 0-486-49506-X. ISBN 013843557X.
  115. Vadim V. Brazhkin. Metastable phases, phase transformations, and phase diagrams in physics and chemistry. „Physics-Uspekhi”. 49, s. 719–24, 2006. doi:10.1070/PU2006v049n07ABEH006013. 
  116. Richard Myers: The Basics of Chemistry. Greenwood Press, 2003, s. 85. ISBN 0313316643. OCLC 50164580.
  117. Staff: Bose-Einstein Condensate: A New Form of Matter. National Institute of Standards and Technology, 2001-10-09. [dostęp 2008-01-16].
  118. Imogen Colton, Jeanette Fyffe: Super Atoms from Bose-Einstein Condensation. The University of Melbourne, 1999-02-03. [dostęp 2008-02-06].
  119. Marilyn Jacox, Gadzuk, J. William: Scanning Tunneling Microscope. National Institute of Standards and Technology, November 1997. [dostęp 2008-01-11].
  120. The Nobel Prize in Physics 1986. The Nobel Foundation. [dostęp 2008-01-11].
  121. Roiter, Y; Minko, S. AFM single molecule experiments at the solid-liquid interface: in situ conformation of adsorbed flexible polyelectrolyte chains. „Journal of the American Chemical Society”, s. 15688–9, Nov 2005. doi:10.1021/ja0558239. ISSN 0002-7863. PMID 16277495. 
  122. N. Jakubowski. Sector field mass spectrometers in ICP-MS. „Spectrochimica Acta Part B: Atomic Spectroscopy”. 53 (13), s. 1739–63, 1998. doi:10.1016/S0584-8547(98)00222-5. 
  123. The Atom-Probe Field Ion Microscope. „Review of Scientific Instruments”. 39 (1), s. 83–86, 1968. doi:10.1063/1.1683116. ISSN 0034-6748. 
  124. Encyklopedia Techniki. Chemia. Wyd. 1. Warszawa: Wydawnictwa Naukowo-Techniczne, 1965.
  125. Jim Lochner, Gibb, Meredith; Newman, Phil: What Do Spectra Tell Us?. NASA/Goddard Space Flight Center, 2007-04-30. [dostęp 2008-01-03].
  126. Mark Winter: Helium. WebElements, 2007. [dostęp 2008-01-03].
  127. Gary Hinshaw: What is the Universe Made Of?. NASA/WMAP, 2006-02-10. [dostęp 2008-01-07].
  128. Gregory R. Choppin, Liljenzin, Jan-Olov; Rydberg, Jan: Radiochemistry and Nuclear Chemistry. Elsevier, 2001. ISBN 0750674636. OCLC 162592180.
  129. Arthur F. Davidsen. Far-Ultraviolet Astronomy on the Astro-1 Space Shuttle Mission. „Science”. 259 (5093), s. 327–34, 1993. doi:10.1126/science.259.5093.327. PMID 17832344. [dostęp 2008-01-07]. 
  130. James Lequeux: The Interstellar Medium. Springer, 2005, s. 4. ISBN 3540213260. OCLC 133157789.
  131. Nigel Smith: The search for dark matter. Physics World, 2000-01-06. [dostęp 2008-02-14].
  132. Ken Croswell. 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”, s. 42, 1991. [dostęp 2008-01-14]. 
  133. Craig J. Copi. Big-Bang Nucleosynthesis and the Baryon Density of the Universe. „Science”. 267 (5195), s. 192–99, 1995. doi:10.1126/science.7809624. PMID 7809624. [dostęp 2008-01-13]. 
  134. Gary Hinshaw: Tests of the Big Bang: The Light Elements. NASA/WMAP, 2005-12-15. [dostęp 2008-01-13].
  135. Brian Abbott: Microwave (WMAP) All-Sky Survey. Hayden Planetarium, 2007-05-30. [dostęp 2008-01-13].
  136. F. Hoyle. The synthesis of the elements from hydrogen. „Monthly Notices of the Royal Astronomical Society”. 106, s. 343–83, 1946. [dostęp 2008-01-13]. 
  137. D. C. Knauth. Newly synthesized lithium in the interstellar medium. „Nature”. 405 (6787), s. 656–58, 2000. doi:10.1038/35015028. PMID 10864316. 
  138. Stepan G. Mashnik: On Solar System and Cosmic Rays Nucleosynthesis and Spallation Processes. Cornell University, August 2000. [dostęp 2008-01-14].
  139. Kansas Geological Survey: Age of the Earth. University of Kansas, 2005-05-04. [dostęp 2008-01-14].
  140. Oliver Manuel: Origin of Elements in the Solar System: Implications of Post-1957 Observations. Springer, 2001, s. 407–430,511–519. ISBN 0306465620. OCLC 228374906.
  141. G. Brent Dalrymple. The age of the Earth in the twentieth century: a problem (mostly) solved. „Geological Society, London, Special Publications”. 190, s. 205–21, 2001. doi:10.1144/GSL.SP.2001.190.01.14. [dostęp 2008-01-14]. 
  142. Don L. Anderson, Foulger, G. R.; Meibom, Anders: Helium: Fundamental models. MantlePlumes.org, 2006-09-02. [dostęp 2007-01-14].
  143. Katie Pennicott: Carbon clock could show the wrong time. PhysicsWeb, 2001-05-10. [dostęp 2008-01-14].
  144. Lynn Yarris: New Superheavy Elements 118 and 116 Discovered at Berkeley Lab. Berkeley Lab, 2001-07-27. [dostęp 2008-01-14].
  145. Diamond, H. Heavy Isotope Abundances in Mike Thermonuclear Device. „Physical Review”. 119, s. 2000–04, 1960. doi:10.1103/PhysRev.119.2000. [dostęp 2008-01-14]. 
  146. Poston Sr., John W.: Do transuranic elements such as plutonium ever occur naturally?. Scientific American, 1998-03-23. [dostęp 2008-01-15].
  147. C. Keller. Natural occurrence of lanthanides, actinides, and superheavy elements. „Chemiker Zeitung”. 97 (10), s. 522–30, 1973. [dostęp 2008-01-15]. 
  148. Marco Zaider, Rossi, Harald H.: Radiation Science for Physicians and Public Health Workers. Springer, 2001, s. 17. ISBN 0306464039. OCLC 44110319.
  149. Oklo Fossil Reactors. Curtin University of Technology. [dostęp 2008-01-15].
  150. 150,0 150,1 Drew Weisenberger: How many atoms are there in the world?. Jefferson Lab. [dostęp 2008-01-16].
  151. Michael Pidwirny: Fundamentals of Physical Geography. University of British Columbia Okanagan. [dostęp 2008-01-16].
  152. Don L. Anderson. The inner inner core of Earth. „Proceedings of the National Academy of Sciences”. 99 (22), s. 13966–68, 2002. doi:10.1073/pnas.232565899. PMID 12391308. [dostęp 2008-01-16]. 
  153. Linus Pauling: The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press, 1960, s. 5–10. ISBN 0801403332. OCLC 17518275.
  154. Second postcard from the island of stability. „CERN Courier”, 2001-10-02. [dostęp 2008-01-14]. 
  155. Mitch Jacoby. As-yet-unsynthesized superheavy atom should form a stable diatomic molecule with fluorine. „Chemical & Engineering News”. 84 (10), s. 19, 2006. [dostęp 2008-01-14]. 
  156. Roger Barrett. The Strange World of the Exotic Atom. „New Scientist”, s. 77–115, 1990. [dostęp 2008-01-04]. 
  157. Paul Indelicato. Exotic Atoms. „Physica Scripta”. T112, s. 20–26, 2004. doi:10.1238/Physica.Topical.112a00020. 
  158. Barrett H. Ripin: Recent Experiments on Exotic Atoms. American Physical Society, July 1998. [dostęp 2008-02-15].
  159. Encyclopædia Britannica. 2010. [dostęp 2010-11-13].
  160. Chuang Tzu-Cheng: Positronium (Ps). [dostęp 2010-10-30].
  161. Molecules of positronium observed in the lab for the first time. Physorg.com, 2007-09-12. [dostęp 2010-10-30].
  162. Steve Koppes: Fermilab Physicists Find New Matter-Antimatter Asymmetry. University of Chicago, 1999-03-01. [dostęp 2008-01-14].
  163. William J. Cromie: A lifetime of trillionths of a second: Scientists explore antimatter. Harvard University Gazette, 2001-08-16. [dostęp 2008-01-14].
  164. Tom W. Hijmans. Particle physics: Cold antihydrogen. „Nature”. 419 (6906), s. 439–40, 2002. doi:10.1038/419439a. PMID 12368837. 
  165. Staff: Researchers 'look inside' antimatter. BBC News, 2002-10-30. [dostęp 2008-01-14].
  166. . doi:doi:10.1038/nature09610. 
  167. . doi:doi:10.1088/0953-4075/46/2/025302. 

Linki zewnętrzne[edytuj | edytuj kod]