Atom

The concept of the atom as the smallest indivisible part of matter was first formulated by the ancient Indian and ancient Greek philosophers (see: atomism ). In the XVII and XVIII centuries, chemists were able to experimentally confirm this idea, showing that some substances cannot be subjected to further splitting into constituent elements using chemical methods. However, at the end of the 19th and beginning of the 20th centuries, physicists discovered subatomic particles and the composite structure of the atom, and it became clear that the real particle, which was named after the atom, was not in fact indivisible.

At the international congress of chemists in Karlsruhe (Germany) in 1860, definitions of the concepts of a molecule and an atom were adopted. Atom is the smallest particle of a chemical element that is part of simple and complex substances.

• Pieces of matter . Democritus believed that the properties of a substance are determined by the shape , mass , etc. of the characteristics of the atoms that form it. So, let’s say, atoms are sharp in fire, therefore fire can burn, in solids they are rough, therefore they adhere firmly to each other, and in water they are smooth, therefore it can flow. Even the human soul , according to Democritus, consists of atoms. ^[6]
• Thomson Atom Model 1904 (Pudding with Raisins model). J.J. Thomson proposed considering the atom as some positively charged body with electrons enclosed inside it. It was finally refuted by Rutherford after his famous experiment on the dispersion of alpha particles .
• An early planetary model of the Nagaoka atom . In 1904, the Japanese physicist Hantaro Nagaoka proposed a model of the atom, built by analogy with the planet Saturn . In this model, electrons revolved around rings in a small positive nucleus in orbits. The model turned out to be erroneous.
• Planetary model of the Bohr-Rutherford atom . In 1911 ^[7] Ernest Rutherford, after a series of experiments, came to the conclusion that the atom is a kind of planetary system in which electrons move in orbits around a heavily positively charged nucleus located in the center of the atom (the “Rutherford atom model”). However, such a description of the atom came into conflict with classical electrodynamics . The fact is that, according to classical electrodynamics, an electron, when moving with centripetal acceleration, must emit electromagnetic waves , and, therefore, lose energy . Calculations showed that the time during which an electron in such an atom falls on the nucleus is completely negligible. To explain the stability of atoms, Niels Bohr had to introduce postulates that reduced the fact that an electron in an atom, being in some special energy states, does not radiate energy (the "Bohr-Rutherford atom model"). The necessity of introducing Bohr's postulates was a consequence of the realization that classical mechanics was not applicable to describe an atom. Further study of atomic radiation led to the creation of quantum mechanics , which made it possible to explain the vast majority of the observed facts.

Quantum-mechanical model of an atom

The modern atomic model is a development of the Bohr-Rutherford planetary model. According to the modern model, the nucleus of an atom consists of positively charged protons and having no charge of neutrons and is surrounded by negatively charged electrons . However, the ideas of quantum mechanics do not allow us to assume that the electrons move around the nucleus along any certain trajectories (the uncertainty of the coordinate of the electron in the atom can be comparable with the size of the atom itself).

The chemical properties of atoms are determined by the configuration of the electron shell and are described by quantum mechanics . The position of an atom in the periodic table is determined by the electric charge of its nucleus (that is, the number of protons), while the number of neutrons does not fundamentally affect the chemical properties; in this case, there are usually more neutrons in the nucleus than protons (see: atomic nucleus ). If an atom is in a neutral state, then the number of electrons in it is equal to the number of protons. The bulk of the atom is concentrated in the nucleus, and the mass fraction of electrons in the total mass of the atom is insignificant (several hundredths of a percent of the mass of the nucleus).

The mass of an atom is usually measured in atomic units of mass equal to ¹ ⁄ ₁₂ of the mass of an atom of a stable carbon isotope of ¹² C.

Subatomic particles

Although the word atom in its original meaning denoted a particle that is not divided into smaller parts, according to scientific ideas, it consists of smaller particles called subatomic particles . An atom consists of electrons , protons , all atoms, except hydrogen-1 , also contain neutrons .

An electron is the lightest of the particles making up an atom with a mass of 9.11–10 ⁻³¹ kg , a negative charge, and a size too small for measurement by modern methods. ^[8] Experiments on ultra-precise determination of the magnetic moment of an electron (1989 Nobel Prize ) show that the size of an electron does not exceed 10 ⁻¹⁸ m ^{[9] [10]} .

Protons have a positive charge and are 1836 times heavier than an electron (1.6726⋅10 ⁻²⁷ kg). Neutrons do not have an electric charge and are 1839 times heavier than an electron (1.6749⋅10 ⁻²⁷ kg). ^[eleven]

The mass of the nucleus is less than the sum of the masses of its protons and neutrons due to the phenomenon of mass defect . Neutrons and protons have a comparable size , about 2.5⋅10 ⁻¹⁵ m , although the sizes of these particles are poorly defined. ^[12]

In the standard model of elementary particles, both protons and neutrons are composed of elementary particles called quarks . Along with leptons , quarks are one of the main components of matter. Both the first and second are fermions . There are six types of quarks, each of which has a fractional electric charge equal to + ² ⁄ ₃ or (- ¹ ⁄ ₃ ) elemental . Protons consist of two u-quarks and one d-quark , and a neutron consists of one u-quark and two d-quarks. This difference explains the difference in the masses and charges of the proton and neutron. Quarks are interconnected by strong nuclear interactions that are transmitted by gluons . ^{[13] [14]}

Electrons in an atom

When describing electrons in an atom, quantum mechanics usually considers the probability distribution in 3n-dimensional space for a system of n electrons.

The electrons in an atom are attracted to the nucleus, and the Coulomb interaction also acts between the electrons. The same forces hold the electrons inside the potential barrier surrounding the nucleus. In order for an electron to overcome the attraction of the nucleus, it needs to receive energy from an external source. The closer the electron is to the nucleus, the more energy is needed for this.

Electrons, like other particles, are characterized by wave-particle duality . It is sometimes said that an electron moves in orbit , which is not true. The state of the electrons is described by a wave function , the square of the module of which characterizes the probability density of particles at a given point in space at a given time, or, in general, by a density operator . There is a discrete set of atomic orbitals , which correspond to stationary pure states of electrons in an atom.

Each orbital has its own energy level . An electron in an atom can go to a higher energy level when a given atom collides with another atom, electron, ion, or by absorbing a photon of the corresponding energy. Upon transition to a lower level, an electron gives off energy by emitting a photon, or by transferring energy to another electron (non-radiative transition, impacts of the second kind). As in the case of absorption, in a radiative transition, the photon energy is equal to the difference in electron energies at these levels (see: Bohr postulates ). The frequency of the emitted radiation ν is related to the photon energy E by the relation E = hν , where h is the Planck constant .

By definition, any two atoms with the same number of protons in their nuclei belong to the same chemical element . Atoms with the same number of protons, but with a different number of neutrons are called isotopes of this element. For example, hydrogen atoms always contain one proton, but there are isotopes without neutrons ( hydrogen-1 , sometimes also called protium - the most common form), with one neutron ( deuterium ) and two neutrons ( tritium ). ^[15] Known elements make up a continuous natural series in terms of the number of protons in the nucleus, starting with the hydrogen atom with one proton and ending with the Oganeson atom, in the nucleus of which there are 118 protons. ^[16] All isotopes of elements of the periodic system , starting from number 83 ( bismuth ), are radioactive . ^{[17] [18]}

Mass

Since the largest contribution to the mass of the atom is made by protons and neutrons, the total number of these particles is called the mass number . The rest mass of an atom is often expressed in atomic units of mass ( a.m. ), which is also called dalton (Yes). This unit is defined as ¹ ⁄ ₁₂ part of the rest mass of the neutral carbon-12 atom, which is approximately 1.66⋅10 ⁻²⁴ g. ^[19] Hydrogen-1 , the lightest hydrogen isotope and the atom with the smallest mass, has an atomic weight of about 1, 007825 A. e. m. ^[20] The mass of an atom is approximately equal to the product of the mass number per atomic unit of mass ^[21] The heaviest stable isotope is lead-208 ^[17] with a mass of 207.9766521 a. e. m. ^[22]

Since the masses of even the heaviest atoms in ordinary units (for example, in grams) are very small, moles are used in chemistry to measure these masses. By definition, one mole of any substance contains the same number of atoms (approximately 6.022⋅10 ²³ ). This number ( Avogadro number ) is chosen in such a way that if the mass of the element is 1 a. E. m., then a mole of atoms of this element will have a mass of 1 g. For example, carbon has a mass of 12 a. EM, therefore, 1 mole of carbon weighs 12 g. ^[19]

Size

Atoms do not have a distinct outer boundary, therefore, their sizes are determined by the distance between the nuclei of the same atoms, which formed a chemical bond ( covalent radius ) or by the distance to the farthest of the stable electron orbits in the electron shell of this atom ( atom radius ). The radius depends on the position of the atom in the periodic system, the type of chemical bond, the number of nearest atoms ( coordination number ), and the quantum-mechanical property known as spin . ^[23] In a periodic system of elements, the size of an atom increases when moving from top to bottom in a column and decreases when moving along a row from left to right. ^[24] Accordingly, the smallest atom is a helium atom having a radius of 32 pm , and the largest is a cesium atom (225 pm). ^[25] These sizes are thousands of times smaller than the wavelength of visible light (400-700 nm ), so atoms cannot be seen with an optical microscope . However, individual atoms can be observed using a scanning tunneling microscope .

The smallness of atoms is demonstrated by the following examples. Human hair is a million times thicker than a carbon atom. ^[26] One drop of water contains 2 sextillion (2⋅10 ²¹ ) oxygen atoms, and twice as many hydrogen atoms . ^[27] One carat of diamond with a mass of 0.2 g consists of 10 sextillion carbon atoms . ^[28] If the apple could be increased to the size of the Earth , then the atoms would have reached the original size of the apple. ^[29]

Scientists from the Kharkov Institute of Physics and Technology presented the first images of the atom in the history of science. To obtain the images, scientists used an electron microscope that records radiation and fields (field-emission electron microscope, FEEM). Physicists sequentially placed dozens of carbon atoms in a vacuum chamber and passed through them an electric discharge of 425 volts. Radiation of the last atom in the chain onto a phosphorus screen made it possible to obtain an image of a cloud of electrons around the nucleus. ^[thirty]

Radioactive Decay

Each chemical element has one or more isotopes with unstable nuclei that are subject to radioactive decay , resulting in atoms emitting particles or electromagnetic radiation. Radioactivity occurs when the radius of the nucleus is greater than the radius of action of strong interactions (distances of the order of 1 fm ^[31] ).

There are three main forms of radioactive decay ^{[32] [33]} :

• Alpha decay occurs when a nucleus emits an alpha particle - the nucleus of a helium atom, consisting of two protons and two neutrons. As a result of the emission of this particle, an element with an atomic number lower by two arises.
• Beta decay occurs due to weak interactions , and as a result, the neutron turns into a proton or vice versa. In the first case, the emission of an electron and an antineutrino occurs, in the second - the emission of a positron and neutrino . The electron and positron are called beta particles. Beta decay increases or decreases the atomic number by one. The reverse process is also referred to as beta decay - electron capture , when one of the protons of an atomic nucleus captures an orbital electron and turns into a neutron, emitting an electron neutrino.
• Gamma radiation occurs due to the transition of the nucleus to a lower energy state with the emission of electromagnetic radiation. Gamma radiation can occur following the emission of an alpha or beta particle after radioactive decay.

Each radioactive isotope is characterized by a half-life , that is, the time it takes for half of the nuclei of the sample to decay. This is an exponential decay , which halves the number of remaining nuclei for each half-life. For example, after two half-lives, only 25% of the nuclei of the initial isotope will remain in the sample. ^[31]

Magnetic moment

Elementary particles have an internal quantum mechanical property known as spin . It is similar to the angular momentum of an object rotating around its own center of mass , although strictly speaking, these particles are point-like and we cannot talk about their rotation. Spins are measured in units of the reduced Planck constant (${\displaystyle \mathrm{<span\; class="mwe-math-element"><span\; class="mwe-math-mathml-inline\; mwe-math-mathml-a11y"\; style="display:\; none;">\hslash </span></span>}}$ {\ displaystyle \ hbar}   ), then the electrons, protons and neutrons have a spin equal to ½${\displaystyle \mathrm{<span\; class="mwe-math-element"><span\; class="mwe-math-mathml-inline\; mwe-math-mathml-a11y"\; style="display:\; none;">\hslash </span></span>}}$ {\ displaystyle \ hbar}   . In an atom, electrons revolve around a nucleus and possess an orbital angular momentum in addition to spin, while the nucleus itself has an angular momentum due to the nuclear spin. ^[34]

The magnetic field created by the magnetic moment of an atom is determined by these various forms of angular momentum, as in classical physics, rotating charged objects create a magnetic field. However, the most significant contribution comes from spin. Due to the property of an electron, like all fermions, to obey the Pauli exclusion rule , according to which two electrons cannot be in the same quantum state , bound electrons pair with each other, and one of the electrons is in a state with spin up, and the other with the opposite projection of the back - in a state with the back down. Thus, the magnetic moments of electrons are reduced, reducing the total magnetic dipole moment of the system to zero in some atoms with an even number of electrons. ^[35]

In ferromagnetic elements, such as iron, an odd number of electrons leads to the appearance of an unpaired electron and to a nonzero total magnetic moment. The orbits of neighboring atoms overlap, and the lowest energy state is achieved when all spins of unpaired electrons take the same orientation, a process known as exchange interaction . When the magnetic moments of ferromagnetic atoms are aligned, the material can create a measurable macroscopic magnetic field. Paramagnetic materials consist of atoms whose magnetic moments are misoriented in the absence of a magnetic field, but the magnetic moments of individual atoms are aligned when a magnetic field is applied. ^{[35] [36]}

The nucleus of an atom can also have a nonzero total spin. Usually, in thermodynamic equilibrium, the spins of the nuclei are randomly oriented. However, for some elements (such as xenon-129 ) it is possible to polarize a significant portion of nuclear spins to create a state with codirectional spins — a state called hyperpolarization . This state is of great practical importance in magnetic resonance imaging . ^{[37] [38]}

Energy Levels

An electron in an atom is in a bound state; being at an excited level, it has potential energy , which is proportional to its distance from the nucleus. This energy is usually measured in electron volts (eV), and its maximum value is equal to the energy that must be transferred to the electron in order to make it free (tear it away from the atom). As the electron (in the atom) moves to lower levels, the potential energy decreases, but turns not into kinetic, but into the energy of emitted photons. According to the quantum-mechanical model of an atom, a bound electron can occupy only a discrete set of allowed energy levels - states with a certain energy. The lowest of the allowed energy states is called the ground state (potential energy is zero - the electron can no longer fall deeper), and all the rest are excited. ^[39]

To transfer an electron from one energy level to another, you need to transfer to it or take away energy from it. This energy can be reported to the atom by hitting another particle, either by absorbing or, accordingly, emitting a photon , and the energy of this photon is equal to the absolute value of the difference between the energies of the initial and final electron levels. The frequency of the emitted radiation is proportional to the photon energy, so the transitions between different energy levels appear in different areas of the electromagnetic spectrum . ^[40] Each chemical element has a unique emission spectrum , which depends on the charge of the nucleus, the filling of electron subshells, the interaction of electrons, and other factors. ^[41]

When radiation with a continuous spectrum passes through a substance (for example, gas or plasma ), some photons are absorbed by atoms or ions, causing electronic transitions between energy states, the energy difference of which is equal to the energy of the absorbed photon. Then these excited electrons spontaneously return to a level lower on the energy scale, again emitting photons. The emitted photons are emitted not in the direction in which the absorbed one fell, but arbitrarily in a solid angle of 4 pi steradian. As a result, areas with a very low radiation level, i.e. dark absorption lines, appear in the continuous spectrum. Таким образом, вещество ведёт себя как фильтр, превращая исходный непрерывный спектр в спектр поглощения , в котором имеются серии тёмных линий и полос. При наблюдении с тех углов, куда не направлено исходное излучение, можно заметить излучение с эмиссионным спектром , испускаемое атомами. Спектроскопические измерения энергии, амплитуды и ширины спектральных линий излучения позволяют определить вид излучающего вещества и физические условия в нём. ^[42]

Более детальный анализ спектральных линий показал, что некоторые из них обладают тонкой структурой, то есть расщеплены на несколько близких линий. В узком смысле « тонкой структурой » спектральных линий принято называть их расщепление, происходящее из-за спин-орбитального взаимодействия между спином и вращательным движением электрона. ^[43]

Взаимодействие магнитных моментов электрона и ядра приводит к сверхтонкому расщеплению спектральных линий, которое, как правило, меньше, чем тонкое.

Если поместить атом во внешнее магнитное поле, то также можно заметить расщепление спектральных линий на две, три и более компонент — это явление называется эффектом Зеемана . Он вызван взаимодействием внешнего магнитного поля с магнитным моментом атома, при этом в зависимости от взаимной ориентации момента атома и магнитного поля энергия данного уровня может увеличиться или уменьшиться. При переходе атома из одного расщеплённого состояния в другое будет излучаться фотон с частотой, отличной от частоты фотона при таком же переходе в отсутствие магнитного поля. Если спектральная линия при помещении атома в магнитное поле расщепляется на три линии, то такой эффект Зеемана называется нормальным (простым). Гораздо чаще в слабом магнитном поле наблюдается аномальный (сложный) эффект Зеемана, когда происходит расщепление на 2, 4 или более линий (аномальный эффект происходит из-за наличия спина у электронов). При увеличении магнитного поля вид расщепления упрощается, и аномальный эффект Зеемана переходит в нормальный ( эффект Пашена — Бака ). ^[44] Присутствие электрического поля также может вызвать сравнимый по величине сдвиг спектральных линий, вызванный изменением энергетических уровней. Это явление известно как эффект Штарка . ^[45]

Если электрон находится в возбуждённом состоянии, то взаимодействие с фотоном определённой энергии может вызвать вынужденное излучение дополнительного фотона с такой же энергией — для этого должен существовать более низкий уровень, на который возможен переход, и разность энергий уровней должна равняться энергии фотона. При вынужденном излучении эти два фотона будут двигаться в одном направлении и иметь одинаковую фазу . Это свойство используется в лазерах , которые могут испускать когерентный пучок света в узком диапазоне частот. ^[46]

Валентность

Внешняя электронная оболочка атома, если она не полностью заполнена, называется валентной оболочкой, а электроны этой оболочки называются валентными электронами. Число валентных электронов определяет то, как атом связывается с другими атомами посредством химической связи . Путём образования химических связей атомы стремятся заполнить свои внешние валентные оболочки. ^[47]

Чтобы показать повторяющиеся химические свойства химических элементов , их упорядочивают в виде периодической таблицы . Элементы с одинаковым числом валентных электронов формируют группу, которая изображается в таблице в виде столбца (движение по горизонтальному ряду соответствуют заполнению валентной оболочки электронами). Элементы, находящиеся в самом правом столбце таблицы, имеют полностью заполненную электронами внешнюю оболочку, поэтому они отличаются крайне низкой химической активностью и называются инертными или благородными газами . ^{[48] [49]}

Дисперсионное притяжение

Важным свойством атома является его склонность к дисперсионному притяжению . Происхождение дисперсионных сил было объяснено в 1930 году Ф. Лондоном . Межатомное взаимодействие возникает вследствие флуктуаций заряда в двух атомах, находящихся близко друг от друга. Поскольку электроны движутся, каждый атом обладает мгновенным дипольным моментом, отличным от нуля. Если бы флуктуации электронной плотности в двух атомах были бы несогласованными, то не было бы результирующего притяжения между атомами. Однако мгновенный диполь на одном атоме наводит противоположно направленный диполь в соседнем атоме. Эти диполи притягиваются друг к другу за счёт возникновения силы притяжения, которая называется дисперсионной силой, или силой Лондона. Энергия такого взаимодействия прямо пропорциональна квадрату электронной поляризуемости атома α и обратно пропорциональна r ⁶ , где r — расстояние между двумя атомами. ^[50]

Деформационная поляризация атома

Деформационная поляризация проявляется в присущей атомам способности к упругой деформации их электронных оболочек под действием электромагнитных полей. Сегодняшнее понимание явления деформационной поляризации основано на представлениях о конечной упругости электронных оболочек атомов под действием электрического поля ^[51] . Снятие внешнего электрического поля приводит к восстановлению электронной оболочки атома.

Деформация электронной оболочки атома приводит к смещению электронной плотности в атоме, что сопровождается образованием наведённого электрического дипольного момента μ. Дипольный момент равен произведению величины положительного заряда q на расстояние между зарядами L и направлен от отрицательного заряда к положительному μ=qL. В относительно слабых электрических полях наведённый дипольный момент пропорционален напряжённости электрического поля E. μ =α _e E, где α _e — электронная поляризуемость атома. Наибольшее значение электронной поляризуемости наблюдается у атомов щелочных металлов, а минимальное у атомов благородных газов.

Ионизация атома

При высоких значениях напряжённости приложенного электрического поля наблюдается необратимая деформация атома, сопровождающаяся отрывом электрона.

Происходит ионизация атома, атом отдаёт электрон и превращается в положительно заряженный ион — катион . Отрыв электрона от атома требует затраты энергии, называемой потенциалом ионизации или энергией ионизации.

Энергия ионизации атома сильно зависит от его электронной конфигурации. Изменение энергии отрыва первого электрона в зависимости от порядкового номера элемента приведено на рисунке.

Наименьшей энергией ионизации обладают атомы щелочных металлов, наибольшей — атомы благородных газов.

Для многоэлектронных атомов энергия ионизации I ₁ , I ₂ , I ₃ … соответствует отрыву первого, второго, третьего и т. д. электронов.

Взаимодействие атома с электроном

Атомы могут, в той или иной степени, присоединять добавочный электрон и превращаться в отрицательный ион — анион .

Энергетический эффект процесса присоединения к нейтральному атому (Э) принято называть энергией сродства к электрону. Э + e ^- → Э ^-

На рисунке представлена зависимость энергии сродства к электрону атомов от порядкового номера элемента. Наибольшим сродством к электрону обладают атомы галогенов (3-4 эВ):

Электроотрицательность атома (χ) — фундаментальное свойство атома смещать к себе общие электронные пары в молекуле. Способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности по сравнению с другими элементами соединения зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону. Согласно одному из определений ( по Малликену ) электроотрицательность атома (χ) может быть выражена как полусумма его энергии ионизации (i) и сродства к электрону (F):

${\displaystyle \mathrm{<span\; class="mwe-math-element"><span\; class="mwe-math-mathml-inline\; mwe-math-mathml-a11y"\; style="display:\; none;">\chi </span></span>}<span\; class="mwe-math-element"><span\; class="mwe-math-mathml-inline\; mwe-math-mathml-a11y"\; style="display:\; none;">=</span></span>\frac{\mathrm{<span\; class="mwe-math-element"><span\; class="mwe-math-mathml-inline\; mwe-math-mathml-a11y"\; style="display:\; none;">one</span></span>}}{\mathrm{<span\; class="mwe-math-element"><span\; class="mwe-math-mathml-inline\; mwe-math-mathml-a11y"\; style="display:\; none;">2</span></span>}}<span\; class="mwe-math-element"><span\; class="mwe-math-mathml-inline\; mwe-math-mathml-a11y"\; style="display:\; none;">(</span></span>\mathrm{<span\; class="mwe-math-element"><span\; class="mwe-math-mathml-inline\; mwe-math-mathml-a11y"\; style="display:\; none;">i</span></span>}<span\; class="mwe-math-element"><span\; class="mwe-math-mathml-inline\; mwe-math-mathml-a11y"\; style="display:\; none;">+</span></span>\mathrm{<span\; class="mwe-math-element"><span\; class="mwe-math-mathml-inline\; mwe-math-mathml-a11y"\; style="display:\; none;">F</span></span>}<span\; class="mwe-math-element"><span\; class="mwe-math-mathml-inline\; mwe-math-mathml-a11y"\; style="display:\; none;">)</span></span>}${\displaystyle \chi ={\frac {1}{2}}(i+F)}  

Имеется около двадцати шкал электроотрицательности атома, в основу расчёта значений которых положены различные свойства веществ. Полученные значения разных шкал отличаются, но относительное расположение элементов в ряду электроотрицательностей примерно одинаково.

Детальный поиск взаимосвязи между шкалами электроотрицательности позволил сформулировать новый подход к выбору практической шкалы электроотрицательностей атомов ^[53] .

• Физика атомов и молекул
• Молекула
• Электрон

• Бете Г., Солпитер Э. Квантовая механика атомов с одним и двумя электронами. — М. : Физматгиз, 1960. — 562 с.
• Бейдер Р. Атомы в молекулах. Квантовая теория. М.: Мир, 2001. — 532 c.
• Веселов М. Г., Лабзовский Л. Н. Теория атома: Строение электронных оболочек . — М. : Наука, 1986. — 328 с. Архивная копия от 31 июля 2013 на Wayback Machine
• Зоммерфельд А. Строение атома и спектры. Том 1 — М.: ГИТТЛ, 1956.
• Зоммерфельд А. Строение атома и спектры. Том 2 — М.: ГИТТЛ, 1956.
• Шпольский Э. В. Атомная физика. Том 2. Основы квантовой механики и строение электронной оболочки атома 4-е изд. — М.: Наука, 1974.

На английском языке

• Michael F. L'Annunziata. Handbook of Radioactivity Analysis. — 2003. — ISBN 0-12-436603-1 .
• HF Beyer, VP Shevelko. Introduction to the Physics of Highly Charged Ions. — CRC Press, 2003. — ISBN 0-75-030481-2 .
• Gregory R. Choppin, Jan-Olov Liljenzin, Jan Rydberg. Radiochemistry and Nuclear Chemistry. — Elsevier, 2001. — ISBN 0-75-067463-6 .
• J. Dalton. A New System of Chemical Philosophy, Part 1. — London and Manchester: S. Russell, 1808.
• Wolfgang Demtröder. Atoms, Molecules and Photons: An Introduction to Atomic- Molecular- and Quantum Physics. — 1st ed. — Springer, 2002. — ISBN 3-540-20631-0 .
• Richard Feynman. Six Easy Pieces. — The Penguin Group, 1995. — ISBN 978-0-140-27666-4 .
• Grant R. Fowles. Introduction to Modern Optics. — Courier Dover Publications, 1989. — ISBN 0-48-665957-7 .
• Mrinalkanti Gangopadhyaya. Indian Atomism: History and Sources. — Atlantic Highlands, New Jersey: Humanities Press, 1981. — ISBN 0-391-02177-X .
• David L. Goodstein. States of Matter. — Courier Dover Publications, 2002. — ISBN 0-48-649506-X .
• Edward Robert Harrison. Masks of the Universe: Changing Ideas on the Nature of the Cosmos. — Cambridge University Press, 2003. — ISBN 0-52-177351-2 .
• Tatjana Jevremovic. Nuclear Principles in Engineering. — Springer, 2005. — ISBN 0-38-723284-2 .
• James Lequeux. The Interstellar Medium. — Springer, 2005. — ISBN 3-540-21326-0 .
• Z.-P. Liang, EM Haacke. Encyclopedia of Electrical and Electronics Engineering: Magnetic Resonance Imaging / JG Webster. — John Wiley & Sons, 1999. — Т. 2. — P. 412—26. — ISBN 0-47-113946-7 .
• Malcolm H. MacGregor. The Enigmatic Electron. — Oxford University Press, 1992. — ISBN 0-19-521833-7 .
• Oliver Manuel. Origin of Elements in the Solar System: Implications of Post-1957 Observations. — Springer, 2001. — ISBN 0-30-646562-0 .
• Robert M. Mazo. Brownian Motion: Fluctuations, Dynamics, and Applications. — Oxford University Press, 2002. — ISBN 0-19-851567-7 .
• Ian Mills, Tomislav Cvitaš, Klaus Homann, Nikola Kallay, Kozo Kuchitsu. 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, 1993. — ISBN 0-632-03583-8 .
• Richard Myers. The Basics of Chemistry. — Greenwood Press, 2003. — ISBN 0-31-331664-3 .
• Michael J. Padilla, Ioannis Miaoulis, Martha Cyr. Prentice Hall Science Explorer: Chemical Building Blocks. — Upper Saddle River, New Jersey USA: Prentice-Hall, 2002. — ISBN 0-13-054091-9 .
• Linus Pauling. The Nature of the Chemical Bond. — Cornell University Press, 1960. — ISBN 0-80-140333-2 .
• Jeremy I. Pfeffer, Shlomo Nir. Modern Physics: An Introductory Text. — Imperial College Press, 2000. — ISBN 1-860-94250-4 .
• Leonid Ivanovich Ponomarev. The Quantum Dice. — CRC Press, 1993. — ISBN 0-75-030251-8 .
• J. Kenneth Shultis, Richard E. Faw. Fundamentals of Nuclear Science and Engineering. — CRC Press, 2002. — ISBN 0-82-470834-2 .
• Robert Siegfried. From Elements to Atoms: A History of Chemical Composition. — DIANE, 2002. — ISBN 0-87-169924-9 .
• Alan D. Sills. Earth Science the Easy Way. — Barron's Educational Series, 2003. — ISBN 0-76-412146-4 .
• Boris M. Smirnov. Physics of Atoms and Ions. — Springer, 2003. — ISBN 0-38-795550-X .
• Dick Teresi. Lost Discoveries: The Ancient Roots of Modern Science . — Simon & Schuster, 2003. — P. 213—214. — ISBN 0-74-324379-X .
• Graham Woan. The Cambridge Handbook of Physics. — Cambridge University Press, 2000. — ISBN 0-52-157507-9 .
• Charles Adolphe Wurtz. The Atomic Theory. — New York: D. Appleton and company, 1881.
• Marco Zaider, Harald H. Rossi. Radiation Science for Physicians and Public Health Workers. — Springer, 2001. — ISBN 0-30-646403-9 .
• Steven S. Zumdahl. Introductory Chemistry: A Foundation . — 5th ed. — Houghton Mifflin, 2002. — ISBN 0-618-34342-3 .

• Атом (неопр.) . Химическая энциклопедия. Дата обращения 3 марта 2008. Архивировано 21 августа 2011 года.
• Атом в Физической энциклопедии
• Eden Francis. Atomic Size (неопр.) . Clackamas Community College (2002). Дата обращения 9 января 2007. Архивировано 21 августа 2011 года.
• Craig C. Freudenrich. How Atoms Work (неопр.) . How Stuff Works. Дата обращения 9 января 2007. Архивировано 21 августа 2011 года.
• The atom (неопр.) . Science aid+ (2007). — A guide to the atom for teens. Дата обращения 9 января 2007. Архивировано 21 августа 2011 года.
• Atoms and Atomic Structure (неопр.) . Би-би-си (3 января 2006). Дата обращения 11 января 2007. Архивировано 21 августа 2011 года.
• Physics 2000 (неопр.) . University of Colorado (3 января 2006). Дата обращения 11 января 2008. Архивировано 21 августа 2011 года.
• Украинские ученые впервые сфотографировали атом (неопр.) (16 сентября 2009). Архивировано 21 августа 2011 года.
• Ученые изолировали, захватили и сфотографировали атом Рубидия 85 (неопр.) (1 октября 2010). Дата обращения 1 октября 2010. Архивировано 2 февраля 2012 года.
• Строение атома
• Строение атома (учебный фильм)
• Спектры атомов (неопр.) . Дата обращения 10 октября 2010. Архивировано 21 августа 2011 года.

• Структура атомов, учебный фильм (неопр.) . Дата обращения 10 октября 2010. Архивировано 21 августа 2011 года.