Atomteori - Atomic theory
Atomteori er den videnskabelige teori om, at stof består af partikler kaldet atomer . Atomteorien sporer sin oprindelse til en gammel filosofisk tradition kendt som atomisme . Ifølge denne idé, hvis man skulle tage en klump stof og skære det i stadig mindre stykker, ville man i sidste ende nå et punkt, hvor stykkerne ikke kunne skæres yderligere i noget mindre. Gamle græske filosoffer kaldte disse hypotetiske ultimative partikler af stof for atomos , et ord, der betød "ubeskåret".
I begyndelsen af 1800 -tallet bemærkede videnskabsmanden John Dalton, at kemiske stoffer syntes at kombinere og nedbrydes i andre stoffer i vægtproportioner, der antydede, at hvert kemisk element i sidste ende består af små udelelige partikler med ensartet vægt. Kort efter 1850 udviklede visse fysikere den kinetiske teori om gasser og varme, som matematisk modellerede gassers adfærd ved at antage, at de var lavet af partikler. I begyndelsen af det 20. århundrede beviste Albert Einstein og Jean Perrin , at Brownsk bevægelse (den uregelmæssige bevægelse af pollenkorn i vand) skyldes virkningen af vandmolekyler ; denne tredje bevislinje dæmpede den resterende tvivl blandt forskere om, hvorvidt atomer og molekyler var virkelige. I løbet af det nittende århundrede havde nogle forskere advaret om, at beviserne for atomer var indirekte, og derfor kan atomer faktisk ikke være virkelige, men kun synes at være virkelige.
I begyndelsen af det 20. århundrede havde forskere udviklet temmelig detaljerede og præcise modeller for stofets struktur, hvilket førte til mere stringent definerede klassifikationer for de små usynlige partikler, der udgør almindeligt stof. Et atom er nu defineret som den grundlæggende partikel, der sammensætter et kemisk element . Omkring begyndelsen af det 20. århundrede opdagede fysikere, at de partikler, som kemikere kaldte "atomer" i virkeligheden er agglomerationer af endnu mindre partikler ( subatomiske partikler ), men forskere holdt navnet uden for konventionen. Begrebet elementær partikel bruges nu til at referere til partikler, der faktisk er udelelige.
Historie
Filosofisk atomisme
Ideen om, at materie består af diskrete enheder, er en meget gammel idé, der forekommer i mange gamle kulturer som f.eks. Grækenland og Indien. Ordet "atom" ( græsk : ἄτομος ; atomos ), der betyder "uklippeligt", blev opfundet af de før-sokratiske græske filosoffer Leucippus og hans elev Democritus ( c. 460– c. 370 f.Kr.). Democritus lærte, at atomer var uendelige i antal, uoprettede og evige, og at kvaliteterne ved et objekt stammer fra den slags atomer, der sammensætter det. Democritus atomisme blev forfinet og uddybet af den senere græske filosof Epicurus (341–270 f.Kr.) og af den romersk -epikuriske digter Lucretius ( ca. 99– c. 55 f.Kr.). I den tidlige middelalder blev atomisme for det meste glemt i Vesteuropa. I løbet af 1100-tallet blev det igen kendt i Vesteuropa gennem henvisninger til det i de nyopdagede skrifter af Aristoteles . Det modsatte syn på materie, som Aristoteles fastholdt, var, at sagen var kontinuerlig og uendelig og kunne opdeles uden grænser.
I 1300 -tallet førte genopdagelsen af større værker, der beskriver atomistiske lærdomme, herunder Lucretius's De rerum natura og Diogenes Laërtius ' liv og udtalelser fra fremtrædende filosoffer , til øget videnskabelig opmærksomhed om emnet. Ikke desto mindre, fordi atomisme var forbundet med epicureanismens filosofi , der modsagde ortodokse kristne lærdomme, blev tro på atomer ikke anset for acceptabel af de fleste europæiske filosoffer. Den franske katolske præst Pierre Gassendi (1592–1655) genoplivede epikurisk atomisme med modifikationer og hævdede, at atomer blev skabt af Gud og, selvom de var ekstremt mange, ikke er uendelige. Han var den første person, der brugte udtrykket "molekyle" til at beskrive sammenlægning af atomer. Gassendis modificerede teori om atomer blev populær i Frankrig af lægen François Bernier (1620–1688) og i England af naturfilosofen Walter Charleton (1619–1707). Kemikeren Robert Boyle (1627–1691) og fysikeren Isaac Newton (1642–1727) forsvarede begge atomismen, og ved slutningen af 1600 -tallet var den blevet accepteret af dele af det videnskabelige samfund.
John Dalton
I slutningen af 1700 -tallet opstod to love om kemiske reaktioner uden at henvise til forestillingen om en atomteori. Den første var loven om bevarelse af masse , tæt forbundet med Antoine Lavoisiers arbejde , der siger, at den samlede masse i en kemisk reaktion forbliver konstant (det vil sige, at reaktanterne har samme masse som produkterne). Den anden var loven med bestemte proportioner . Denne lov blev først etableret af den franske kemiker Joseph Proust i 1797 og siger, at hvis en forbindelse nedbrydes i dets bestanddeler, vil masserne af bestanddelene altid have de samme vægtproportioner, uanset mængden eller kilden til originalen stof.
John Dalton studerede og udvidede dette tidligere arbejde og forsvarede en ny idé, senere kendt som loven med flere proportioner : Hvis de samme to elementer kan kombineres til at danne et antal forskellige forbindelser, så er forholdet mellem masserne af de to grundstoffer i deres forskellige forbindelser vil blive repræsenteret med små hele tal. Dette er et almindeligt mønster i kemiske reaktioner, der blev observeret af Dalton og andre kemikere på det tidspunkt.
Eksempel 1 - tinoxider: Dalton identificerede to oxider af tin. Den ene er et gråt pulver, hvor der for hver 100 dele tin er 13,5 dele ilt. Det andet oxid er et hvidt pulver, hvor der for hver 100 dele tin er 27 dele ilt. 13,5 og 27 danner et forhold på 1: 2. Disse oxider er i dag kendt som henholdsvis tin (II) oxid (SnO) og tin (IV) oxid (SnO 2 ).
Eksempel 2 - jernoxider: Dalton identificerede to jernoxider. Den ene er et sort pulver, hvor der for hver 100 dele jern er omkring 28 dele ilt. Det andet er et rødt pulver, hvor der for hver 100 dele jern er 42 dele ilt. 28 og 42 danner et forhold på 2: 3. Disse oxider er i dag kendt som jern (II) oxid (bedre kendt som wüstite) og jern (III) oxid (den vigtigste bestanddel af rust). Deres formler er FeO og Fe 2 O 3 henholdsvis.
Eksempel 3 - nitrogenoxider: Der er tre nitrogenoxider, hvor der for hver 140 g nitrogen er henholdsvis 80 g, 160 g og 320 g oxygen, hvilket giver et forhold på 1: 2: 4. Disse er henholdsvis lattergas (N 2 O), nitrogenoxid (NO) og nitrogendioxid (NO 2 ).
Dette tilbagevendende mønster antydede, at kemikalier ikke reagerer i vilkårlig mængde, men i multipler af en eller anden grundlæggende udelelig masseenhed.
I sine skrifter brugte Dalton udtrykket "atom" til at referere til grundpartiklen af ethvert kemisk stof , ikke strengt for elementer som det er praksis i dag. Dalton brugte ikke ordet "molekyle"; i stedet brugte han udtrykkene "sammensat atom" og "elementært atom". Dalton foreslog, at hvert kemisk element består af atomer af en enkelt, unik type, og selvom de ikke kan ændres eller ødelægges ved kemiske midler, kan de kombineres til dannelse af mere komplekse strukturer ( kemiske forbindelser ). Dette markerede den første virkelig videnskabelige teori om atomet, da Dalton nåede sine konklusioner ved at eksperimentere og undersøge resultaterne på en empirisk måde.
I 1803 henviste Dalton til en liste over relative atomvægte for en række stoffer i en tale for Manchester Literary and Philosophical Society om opløseligheden af forskellige gasser, såsom kuldioxid og nitrogen, i vand. Dalton angav ikke, hvordan han opnåede de relative vægte, men han antog oprindeligt, at variation i opløselighed skyldtes forskelle i masse og kompleksitet af gaspartiklerne - en idé, som han opgav, da avisen endelig blev offentliggjort i 1805. Over år, har flere historikere tilskrevet udviklingen af Daltons atomteori til hans undersøgelse af gasformig opløselighed, men en nylig undersøgelse af hans laboratoriebogposter konkluderer, at han udviklede den kemiske atomteori i 1803 for at forene Cavendishs og Lavoisiers analytiske data om sammensætning af salpetersyre , ikke for at forklare opløseligheden af gasser i vand.
Thomas Thomson offentliggjorde den første korte redegørelse for Daltons atomteori i den tredje udgave af hans bog, A System of Chemistry . I 1808 offentliggjorde Dalton en fyldigere beretning i første del af A New System of Chemical Philosophy . Det var dog først i 1811, at Dalton gav sin begrundelse for sin teori om flere proportioner.
Dalton estimerede atomvægte i henhold til masseforholdene, hvor de kombinerede, med hydrogenatomet taget som enhed. Dalton forstod dog ikke, at der med nogle grundstoffer findes atomer i molekyler - f.eks. Eksisterer der rent ilt som O 2 . Han også mente fejlagtigt at den enkleste forbindelse mellem to elementer er altid et atom af hver (så han troede vand var HO, ikke er H 2 O). Dette, ud over grovheden i hans udstyr, fejlede hans resultater. For eksempel troede han i 1803, at oxygenatomer var 5,5 gange tungere end hydrogenatomer, fordi han i vand målte 5,5 gram ilt for hvert 1 gram hydrogen og troede, at formlen for vand var HO. Ved at vedtage bedre data konkluderede han i 1806, at iltets atomvægt faktisk skal være 7 frem for 5,5, og han beholdt denne vægt resten af sit liv. Andre på dette tidspunkt havde allerede konkluderet, at oxygenatomet skal veje 8 i forhold til brint er lig med 1, hvis man antager Daltons formel for vandmolekylet (HO), eller 16, hvis man antager den moderne vandformel (H 2 O).
Avogadro
Fejlen i Daltons teori blev principielt rettet i 1811 af Amedeo Avogadro . Avogadro havde foreslået, at lige store mængder af to gasser, ved samme temperatur og tryk, skulle indeholde lige mange molekyler (med andre ord påvirker massen af en gas partikler ikke det volumen, den optager). Avogadros lov tillod ham at udlede den talrige gassers diatomiske karakter ved at studere mængderne, hvorpå de reagerede. For eksempel: da to liter brint vil reagere med kun en liter ilt for at producere to liter vanddamp (ved konstant tryk og temperatur), betød det, at et enkelt iltmolekyle splittes i to for at danne to vandpartikler. Således var Avogadro i stand til at tilbyde mere præcise estimater af atommassen af ilt og forskellige andre grundstoffer og foretog en klar sondring mellem molekyler og atomer.
Brownsk bevægelse
I 1827 observerede den britiske botaniker Robert Brown , at støvpartikler inde i pollenkorn, der flyder i vand, konstant jigglede uden nogen åbenbar grund. I 1905 teoretiserede Albert Einstein, at denne browniske bevægelse var forårsaget af, at vandmolekylerne konstant banker på kornene og udviklede en hypotetisk matematisk model til at beskrive det. Denne model blev valideret eksperimentelt i 1908 af den franske fysiker Jean Perrin , hvilket gav yderligere validering til partikelteori (og i forlængelse heraf atomteori).
Statistisk mekanik
For at indføre den ideelle gaslov og statistiske fysikformer var det nødvendigt at postulere eksistensen af atomer. I 1738 postulerede den schweiziske fysiker og matematiker Daniel Bernoulli , at trykket af gasser og varme begge var forårsaget af den underliggende bevægelse af molekyler.
I 1860 var James Clerk Maxwell , der var en vokal fortaler for atomisme, den første til at bruge statistisk mekanik i fysik. Ludwig Boltzmann og Rudolf Clausius udvidede sit arbejde med gasser og lovene i termodynamik, især den anden lov om entropi. I 1870'erne udvidede Josiah Willard Gibbs , undertiden omtalt som Amerikas største fysiker, lovene om entropi og termodynamik og opfandt udtrykket "statistisk mekanik." Einstein genopfindede senere uafhængigt Gibb's love, fordi de kun var blevet trykt i et uklart amerikansk tidsskrift. Einstein kommenterede senere, hvis han havde kendt til Gibb's arbejde, ville han "slet ikke have offentliggjort disse papirer, men begrænset mig til behandlingen af nogle få punkter [der var forskellige]." Hele den statistiske mekanik og love om varme, gas og entropi blev nødvendigvis postuleret på eksistensen af atomer.
Opdagelse af subatomære partikler
Atomer blev antaget at være den mindste mulige opdeling af stof indtil 1897, da JJ Thomson opdagede elektronen gennem sit arbejde med katodestråler .
Et Crookes -rør er en forseglet glasbeholder, hvor to elektroder er adskilt af et vakuum. Når en spænding påføres over elektroderne, genereres katodestråler, hvilket skaber en glødende plet, hvor de rammer glasset i den modsatte ende af røret. Gennem eksperimentering opdagede Thomson, at strålerne kunne afbøjes af et elektrisk felt (udover magnetfelter , som allerede var kendt). Han konkluderede, at disse stråler, snarere end at være en form for lys, var sammensat af meget lette negativt ladede partikler, han kaldte " legemer " (de ville senere blive omdøbt til elektroner af andre forskere). Han målte masse-til-ladningsforholdet og opdagede, at det var 1800 gange mindre end for hydrogen, det mindste atom. Disse legemer var en partikel i modsætning til andre tidligere kendte.
Thomson foreslog, at atomer var delelige, og at legemerne var deres byggesten. For at forklare atomets samlede neutrale ladning foreslog han, at legemerne blev fordelt i et ensartet hav af positiv ladning; dette var blommebuddingmodellen, da elektronerne var indlejret i den positive ladning som rosiner i en blommebudding (selvom de ikke var stationære i Thomsons model).
Opdagelse af kernen
Venstre: Forventede resultater: alfapartikler passerer gennem blomme budding modellen af atomet med ubetydelig nedbøjning.
Til højre: Observerede resultater: en lille del af partiklerne blev afbøjet af den koncentrerede positive ladning af kernen.
Thomsons blommebuddingmodel blev modbevist i 1909 af en af hans tidligere elever, Ernest Rutherford , der opdagede, at det meste af massen og den positive ladning af et atom er koncentreret i en meget lille brøkdel af dets volumen, som han antog at være i selve centrum.
Ernest Rutherford og hans kolleger Hans Geiger og Ernest Marsden kom i tvivl om Thomson-modellen, efter at de stødte på vanskeligheder, da de forsøgte at bygge et instrument til måling af forholdet mellem ladning og masse af alfapartikler (disse er positivt ladede partikler udsendt af visse radioaktive stoffer såsom radium ). Alfa -partiklerne blev spredt af luften i detektionskammeret, hvilket gjorde målingerne upålidelige. Thomson havde stødt på et lignende problem i sit arbejde med katodestråler, som han løste ved at skabe et næsten perfekt vakuum i sine instrumenter. Rutherford troede ikke, at han ville støde på det samme problem, fordi alfapartikler er meget tungere end elektroner. Ifølge Thomsons model af atomet er den positive ladning i atomet ikke koncentreret nok til at producere et elektrisk felt, der er stærkt nok til at aflede en alfapartikel, og elektronerne er så lette, at de skal skubbes ubesværet til side af de meget tungere alfapartikler. Alligevel var der spredning, så Rutherford og hans kolleger besluttede at undersøge denne spredning omhyggeligt.
Mellem 1908 og 1913 udførte Rutherford og hans kolleger en række forsøg, hvor de bombarderede tynde folier af metal med alfapartikler. De opdagede alfapartikler, der blev afbøjet i vinkler større end 90 °. For at forklare dette foreslog Rutherford, at atomets positive ladning ikke fordeles over atomets volumen, som Thomson mente, men var koncentreret i en lille kerne i midten. Kun en så intens ladningskoncentration kunne producere et elektrisk felt stærkt nok til at aflede alfapartiklerne som observeret. Rutherfords model kaldes undertiden "planetmodellen". Imidlertid blev Hantaro Nagaoka citeret af Rutherford som den første, der foreslog et planetatom i 1904. Og planetmodeller var blevet foreslået allerede i 1897, f.eks. Den af Joseph Larmor .
Første skridt mod en kvantefysisk model af atomet
Atomens planetariske model havde to betydelige mangler. Den første er, at elektroner i modsætning til planeter, der kredser om en sol, er ladede partikler. En accelererende elektrisk ladning vides at udsende elektromagnetiske bølger ifølge Larmor -formlen i klassisk elektromagnetisme . En kredsende ladning bør støt miste energi og spiral mod kernen og kolliderer med den på en lille brøkdel af et sekund. Det andet problem var, at planetmodellen ikke kunne forklare de stærkt toppede emissions- og absorptionsspektre for atomer, der blev observeret.
Kvanteteorien revolutionerede fysikken i begyndelsen af det 20. århundrede, da Max Planck og Albert Einstein postulerede, at lysenergi udsendes eller absorberes i diskrete mængder kendt som quanta (ental, kvante ). Dette førte til en række kvanteatommodeller som kvantemodellen af Arthur Erich Haas i 1910 og John William Nicholsons kvantatomismodel fra 1912 , der kvantificerede vinkelmoment som h /2 π . I 1913 inkorporerede Niels Bohr denne idé i sin Bohr -model af atomet, hvor en elektron kun kunne kredse om kernen i især cirkulære kredsløb med fast vinkelmoment og energi, idet dens afstand fra kernen (dvs. deres radier) er proportional med dens energi. Under denne model kunne en elektron ikke spiralere ind i kernen, fordi den ikke kunne miste energi på en kontinuerlig måde; i stedet kunne det kun foretage øjeblikkelige " kvantespring " mellem de faste energiniveauer . Når dette skete, blev lys udsendt eller absorberet med en frekvens, der var proportional med energiforandringen (derfor absorption og emission af lys i diskrete spektre).
Bohrs model var ikke perfekt. Det kunne kun forudsige brintens spektrale linjer ; det kunne ikke forudsige multielektronatomers. Endnu værre, da spektrografisk teknologi blev forbedret, blev der observeret yderligere spektrale linjer i brint, som Bohrs model ikke kunne forklare. I 1916 tilføjede Arnold Sommerfeld elliptiske baner til Bohr -modellen for at forklare de ekstra emissionslinjer, men dette gjorde modellen meget vanskelig at bruge, og den kunne stadig ikke forklare mere komplekse atomer.
Opdagelse af isotoper
Mens han eksperimenterede med produkterne fra radioaktivt henfald , opdagede radiokemiker Frederick Soddy i 1913, at der syntes at være mere end et element på hver position på det periodiske system . Udtrykket isotop blev opfundet af Margaret Todd som et passende navn for disse elementer.
Samme år JJ Thomson udført et eksperiment, hvor han kanaliseret en strøm af neon ioner gennem magnetiske og elektriske felter, slående en fotografisk plade i den anden ende. Han observerede to glødende pletter på pladen, hvilket foreslog to forskellige afbøjningsbaner. Thomson konkluderede, at dette var fordi nogle af neonionerne havde en anden masse. Arten af denne forskellige masse ville senere blive forklaret ved opdagelsen af neutroner i 1932.
Opdagelse af nukleare partikler
I 1917 bombarderede Rutherford nitrogengas med alfapartikler og observerede brintkerner , der blev udsendt fra gassen (Rutherford genkendte disse, fordi han tidligere havde fået dem til at bombardere brint med alfapartikler og observere brintkerner i produkterne). Rutherford konkluderede, at brintkernerne stammede fra kernerne i selve nitrogenatomerne (faktisk havde han delt et nitrogen).
Fra sit eget arbejde og hans elever Bohr og Henry Moseleys arbejde vidste Rutherford, at den positive ladning af ethvert atom altid kunne sidestilles med et heltal brintkerner. Dette kombineret med at atommassen for mange grundstoffer stort set svarer til et helt tal hydrogenatomer - derefter antaget at være de letteste partikler - fik ham til at konkludere, at brintkerner var entallige partikler og en grundlæggende bestanddel af alle atomkerner. Han kaldte sådanne partikler protoner . Yderligere eksperimenter med Rutherford fandt ud af, at atommassen for de fleste atomer oversteg den for de protoner, den havde; han spekulerede i, at denne overskydende masse var sammensat af tidligere ukendte neutralt ladede partikler, som foreløbigt blev kaldt " neutroner ".
I 1928 bemærkede Walter Bothe , at beryllium udsendte en meget gennemtrængende, elektrisk neutral stråling, når den blev bombarderet med alfapartikler. Det blev senere opdaget, at denne stråling kunne slå hydrogenatomer ud af paraffinvoks . Oprindeligt blev anset for at være høj-energi gammastråling , da gammastråling havde en tilsvarende virkning på elektroner i metaller, men James Chadwick fandt, at ionisering virkning var for stærk til, at det på grund af elektromagnetisk stråling, så længe energi og impuls blev bevaret i interaktionen. I 1932 udsatte Chadwick forskellige elementer, såsom hydrogen og nitrogen, for den mystiske "berylliumstråling", og ved at måle energierne fra de tilbageløbende ladede partikler udledte han, at strålingen faktisk var sammensat af elektrisk neutrale partikler, som ikke kunne være masseløse ligesom gammastrålen, men i stedet var påkrævet at have en masse, der ligner en protons masse. Chadwick hævdede nu disse partikler som Rutherfords neutroner. For sin opdagelse af neutronen modtog Chadwick Nobelprisen i 1935.
Quantum fysiske modeller af atomet
I 1924 foreslog Louis de Broglie , at alle bevægelige partikler-især subatomære partikler som elektroner-udviser en grad af bølgelignende adfærd. Erwin Schrödinger , fascineret af denne idé, undersøgte om en elektrons bevægelse i et atom bedre kunne forklares som en bølge snarere end som en partikel. Schrödingers ligning , udgivet i 1926, beskriver en elektron som en bølgefunktion i stedet for som en punktpartikel. Denne tilgang forudsagde elegant mange af de spektrale fænomener, som Bohrs model ikke kunne forklare. Selvom dette koncept var matematisk praktisk, var det svært at visualisere og mødte modstand. En af dens kritikere, Max Born , foreslog i stedet, at Schrödingers bølgefunktion ikke beskrev det elektroniske omfang af en elektron (som en ladningsfordeling i klassisk elektromagnetisme), men snarere gav sandsynligheden for, at en elektron ved måling ville blive fundet ved en bestemt punkt. Dette forenede ideerne om bølgelignende og partikellignende elektroner: adfærden hos en elektron eller enhver anden subatomisk enhed har både bølgelignende og partikelignende aspekter , og om det ene eller det andet aspekt er mere tydeligt afhænger af situationen.
En konsekvens af at beskrive elektroner som bølgeformer er, at det er matematisk umuligt samtidig at udlede en elektrons position og momentum. Dette blev kendt som Heisenberg -usikkerhedsprincippet efter den teoretiske fysiker Werner Heisenberg , der første gang udgav en version af det i 1927. (Heisenberg analyserede et tankeeksperiment, hvor man forsøger at måle en elektrons position og momentum samtidigt . Heisenberg gav dog ikke præcise matematiske definitioner af, hvad "usikkerheden" i disse målinger betød. Den præcise matematiske erklæring om princippet om position-momentum-usikkerhed skyldes Earle Hesse Kennard , Wolfgang Pauli og Hermann Weyl .) Dette ugyldiggjorde Bohrs model med sin pæne, klart definerede cirkulære baner. Den moderne model af atomet beskriver elektronernes positioner i et atom med hensyn til sandsynligheder. En elektron kan potentielt findes i enhver afstand fra kernen, men afhængig af dens energiniveau og vinkelmoment , findes den oftere i visse områder omkring kernen end andre; dette mønster omtales som dets atombane . Orbitalerne findes i forskellige former - kugle , håndvægt , torus osv. - med kernen i midten. Formerne af atomorbitaler findes ved at løse Schrödinger -ligningen; imidlertid er analytiske løsninger af Schrödinger -ligningen kendt for meget få relativt simple model Hamiltonianere, herunder hydrogenatomet og dihydrogenkationen . Selv heliumatomet - som kun indeholder to elektroner - har trodset alle forsøg på en fuldstændig analytisk behandling.
Se også
Fodnoter
Bibliografi
- Andrew G. van Melsen (1960) [Først udgivet 1952]. Fra Atomos til Atom: Begrebet Atoms historie . Oversat af Henry J. Koren. Dover Publications. ISBN 0-486-49584-1.
- JP Millington (1906). John Dalton . JM Dent & Co. (London); EP Dutton & Co. (New York).
- Jaume Navarro (2012). A History of the Electron: JJ og GP Thomson . Cambridge University Press. ISBN 978-1-107-00522-8.
Yderligere læsning
- Bernard Pullman (1998) Atomet i menneskets tankegang , trans. af Axel Reisinger. Oxford Univ. Trykke.
- Eric Scerri (2007) Det periodiske system, dets historie og dets betydning , Oxford University Press, New York.
- Charles Adolphe Wurtz (1881) The Atomic Theory , D. Appleton and Company, New York.
- Alan J. Rocke (1984) Kemisk atomisme i det nittende århundrede: Fra Dalton til Cannizzaro , Ohio State University Press, Columbus (åben fuld tekst på http://digital.case.edu/islandora/object/ksl%3Ax633gj985 ).