Войти
Стилизованный литий -7 атом: 3 протона, 4 нейтрона и 3 электрона (общее количество электронов ~ ⁄ 4300 массы ядра). Его масса 7,016 Да. Редкий литий-6 (масса 6,015 Да) имеет всего 3 нейтрона, что снижает атомный вес (средний) лития до 6,941. атомная масса (maили m) - это масса атома . Хотя единица массы СИ равна килограмм (символ: кг), атомная масса часто выражается в единицах, не относящихся к системе СИ дальтон (символ: Да, или u) где 1 дальтон определяется как / 12 массы одного атома углерода-12 в состоянии покоя. протоны и нейтроны ядра составляют почти всю общую массу атомов, с электронами и ядерными энергия связи вносит незначительный вклад. Таким образом, числовое значение атомной массы, выраженное в дальтонах, имеет почти то же значение, что и массовое число. Преобразование между массой в килограммах и массой в дальтонах может быть выполнено с использованием постоянной атомной массы 
Формула, используемая для преобразования:
где 
Относительная изотопная масса (см. Раздел ниже) может быть получена путем деления атомной массы m a изотопа на постоянную атомной массы m u, что дает безразмерное значение. Таким образом, атомная масса атома углерода-12 составляет 12 Да, но относительная изотопная масса атома углерода-12 равна просто 12. Сумма относительных изотопных масс всех атомов в молекуле является относительной молекулярной массой.
Атомная масса изотопа и относительная изотопная масса относится к определенному конкретному изотопу элемента. Поскольку вещества обычно не являются изотопно чистыми, удобно использовать атомную массу элемента, которая представляет собой среднюю (mean ) атомную массу элемента, взвешенную по содержанию изотопов. Безразмерная (стандартная) атомная масса - это взвешенная средняя относительная изотопная масса (типичной встречающейся в природе) смеси изотопов.
Атомная масса атомов, ионов или атомных ядер немного меньше суммы масс составляющих их протонов, нейтронов и электронов из-за энергии связи масса потеря (согласно E = mc).
Относительная изотопная масса (свойство отдельного атома) не следует путать с усредненной величина атомный вес (см. выше), то есть среднее значение для многих атомов в данном образце химического элемента.
В то время как атомная масса является абсолютной массой, относительная изотопная масса - это безразмерное число без единиц измерения. Эта потеря единиц является результатом использования масштабного отношения по отношению к стандарту углерода-12, и слово «относительный» в термине «относительная изотопная масса» относится к этому масштабированию относительно углерода-12.
Таким образом, относительная изотопная масса - это масса данного изотопа (в частности, любого отдельного нуклида ), когда это значение масштабируется на массу углерода-12, где последнее необходимо определить экспериментально. Эквивалентно относительная изотопная масса изотопа или нуклида - это масса изотопа относительно 1/12 массы атома углерода-12.
Например, относительная изотопная масса атома углерода-12 равна точно 12. Для сравнения, атомная масса атома углерода-12 равна точно 12 дальтон. Альтернативно, атомная масса атома углерода-12 может быть выражена в любых других единицах массы: например, атомная масса атома углерода-12 составляет примерно 1,998467052 × 10 кг.
Как и в случае связанной атомной массы, выраженной в дальтон, относительные изотопные массовые числа нуклидов, кроме углерода-12, не являются целыми числами, но всегда близки к целым числам.. Более подробно это обсуждается ниже.
Атомная масса или относительная изотопная масса иногда путают или неправильно используют как синонимы относительной атомной массы (также известной как атомная масса) или стандартный атомный вес (особая разновидность атомного веса в том смысле, что он стандартизован). Однако, как было отмечено во введении, атомная масса - это абсолютная масса, в то время как все остальные члены безразмерны. Относительная атомная масса и стандартный атомный вес представляют собой термины для (взвешенных по содержанию) средних относительных атомных масс в элементарных пробах, а не для отдельных нуклидов. Таким образом, относительная атомная масса и стандартный атомный вес часто численно отличаются от относительной изотопной массы.
Атомная масса (относительная изотопная масса) определяется как масса отдельного атома, который может быть только одним изотопом (нуклидом) за раз и не является взвешенным по содержанию среднее, как в случае относительной атомной массы / атомной массы. Следовательно, атомная масса или относительная изотопная масса каждого изотопа и нуклида химического элемента - это число, которое в принципе может быть измерено с высокой точностью, поскольку ожидается, что каждый образец такого нуклида будет в точности идентичен любому другому образцу. поскольку ожидается, что все атомы данного типа в одном и том же энергетическом состоянии и каждый образец определенного нуклида будут точно идентичны по массе любому другому образцу этого нуклида. Например, ожидается, что каждый атом кислорода-16 будет иметь точно такую же атомную массу (относительную изотопную массу), что и любой другой атом кислорода-16.
В случае многих элементов, которые имеют один естественный изотоп (мононуклидные элементы ) или один доминирующий изотоп, разница между атомной массой наиболее распространенного изотопа и (стандартным) относительная атомная масса или (стандартный) атомный вес может быть малым или даже нулевым и не влияет на большинство массовых вычислений. Однако такая ошибка может существовать и даже быть важной при рассмотрении отдельных атомов для элементов, которые не являются мононуклидами.
Для немононуклидных элементов, которые имеют более одного общего изотопа, численная разница в относительной атомной массе (атомной массе) даже от наиболее распространенной относительной изотопной массы может составлять половину единицы массы или более (например, см. случай хлора, где атомный вес и стандартный атомный вес составляют примерно 35,45). Атомная масса (относительная изотопная масса) необычного изотопа может отличаться от относительной атомной массы, атомного веса или стандартного атомного веса на несколько единиц массы.
Относительные изотопные массы всегда близки к целочисленным значениям, но никогда (за исключением случая углерода-12) точно целым числом по двум причинам:
Отношение атомной массы к массовому числу ( число нуклонов) варьируется от 0,99884 для Fe до 1,00782505 для H.
Любой дефект массы из-за энергии связи ядра экспериментально является небольшой долей (менее 1 %) массы равного числа свободных нуклонов. По сравнению со средней массой на нуклон в углероде-12, который умеренно сильно связан по сравнению с другими атомами, дефект связывания массы для большинства атомов составляет даже меньшую долю дальтона (единая атомная единица массы, на основе углерода-12). Поскольку свободные протоны и нейтроны отличаются друг от друга по массе на небольшую долю дальтона (около 0,0014 Da ), округление относительной изотопной массы или атомной массы любого данного нуклида в дальтонах до ближайшего целого числа всегда дает число нуклонов или массовое число. Кроме того, количество нейтронов (нейтронное число ) может быть затем получено путем вычитания количества протонов (атомный номер ) из массового числа (количества нуклонов).
Энергия связи на нуклон обычных изотопов. График отношения массового числа к атомной массе будет аналогичным. Величина, на которую отношение атомных масс к массовому числу отклоняется от 1, выглядит следующим образом: отклонение начинается с положительного значения при водород -1, затем уменьшается, пока не достигнет локального минимума в гелии-4. Изотопы лития, бериллия и бора связаны менее прочно, чем гелий, о чем свидетельствует их растущее отношение массы к массовому числу.
Для углерода отношение массы (в дальтонах) к массовому числу определяется как 1, а после углерода оно становится меньше единицы, пока не будет достигнут минимум при железо-56 (с только немного более высокие значения для железа-58 и никеля-62 ), затем возрастает до положительных значений в тяжелых изотопах с увеличением атомного номера. Это соответствует тому факту, что деление ядра в элементе тяжелее циркония производит энергию, а деление в любом элементе легче ниобия требует энергии. С другой стороны, ядерный синтез двух атомов элемента легче скандия (кроме гелия) дает энергию, тогда как синтез элементов тяжелее кальция требует энергия. Слияние двух атомов He с образованием бериллия-8 потребует энергии, и бериллий снова быстро развалится. Он может сливаться с тритием (H) или с He; эти процессы произошли во время нуклеосинтеза Большого взрыва. Для образования элементов с более чем семью нуклонами требуется слияние трех атомов He в тройном альфа-процессе, пропуская литий, бериллий и бор с образованием углерода-12.
Вот некоторые значения отношения атомной массы к массовому числу:
| Нуклид | Отношение атомной массы к массовому числу |
|---|---|
| H | 1,00782505 |
| H | 1,0070508885 |
| H | 1,0053497592 |
| He | 1.0053431064 |
| He | 1.0006508135 |
| Li | 1.0025204658 |
| C | 1 |
| N | 1.0002195718 |
| O | 0,9996821637 |
| Fe | 0,9988381696 |
| Po | 0,9999184462 |
| Th | 1.0001640315 |
| U | 1.0002133958 |
Аналогичные определения применимы к молекулам. Можно вычислить молекулярную массу соединения, добавив атомные или нуклидные массы (не стандартные атомные массы) составляющих его атомов (нуклидов). И наоборот, молярная масса обычно вычисляется из стандартных атомных масс (а не атомных масс или масс нуклидов). Таким образом, молекулярная масса и молярная масса немного различаются по числовым значениям и представляют разные понятия. Молекулярная масса - это масса молекулы, которая является суммой составляющих ее атомных масс. Молярная масса - это среднее значение масс составляющих молекул в химически чистом, но изотопно гетерогенном ансамбле. В обоих случаях необходимо учитывать множественность атомов (количество раз, когда она встречается), обычно путем умножения каждой уникальной массы на ее кратность.
| Молярная масса CH 4 | |||
|---|---|---|---|
| Стандартная атомная масса | Число | Общая молярная масса (г / моль). или молекулярная масса (Да или г / моль) | |
| C | 12.011 | 1 | 12.011 |
| H | 1.008 | 4 | 4.032 |
| CH4 | 16.043 | ||
| Молекулярная масса CH 4 | |||
| Масса нуклида | Число | Общая молекулярная масса (Da или u) | |
| C | 12.00 | 1 | 12.00 |
| H | 1.007825 | 4 | 4.0313 |
| CH4 | 16.0313 | ||
Первыми учеными, определившими относительные атомные массы, были Джон Далтон и Томас Томсон между 1803 и 1805 годами и Йенс Якоб Берцелиус между 1808 и 1826 годами. Относительная атомная масса (атомная масса) была первоначально определена относительно массы самого легкого элемента, водорода, которая была принята равной 1,00, а в 1820-х годах гипотеза Праута утверждала, что атомные массы всех элементов окажутся точными кратными массам водорода. Берцелиус, однако, вскоре доказал, что это не так, и для некоторых элементов, таких как хлор, относительная атомная масса, равная примерно 35,5, находится почти точно посередине между двумя целыми кратными массой водорода. Еще позже было показано, что это происходит в основном из-за смеси изотопов и того, что атомные массы чистых изотопов или нуклидов кратны массе водорода с точностью до 1%.
В 1860-х годах Станислао Канниццаро уточнил относительные атомные массы, применив закон Авогадро (особенно на Конгрессе Карлсруэ 1860 года). Он сформулировал закон для определения относительных атомных масс элементов: различные количества одного и того же элемента, содержащиеся в разных молекулах, являются целыми кратными атомной массе, и определил относительные атомные массы и молекулярные массы, сравнивая плотность пара набора газов с молекулами, содержащими один или несколько рассматриваемых химических элементов.
В 20 веке, до 1960-х годов, химики и физики использовали две разные шкалы атомных масс. Химики использовали шкалу «атомных единиц массы» (а.е.м.), так что естественная смесь изотопов кислорода имела атомную массу 16, в то время как физики присвоили то же число 16 только атомной массе наиболее распространенных изотоп кислорода (O, содержащий восемь протонов и восемь нейтронов). Однако, поскольку кислород-17 и кислород-18 также присутствуют в природном кислороде, это привело к двум различным таблицам атомных масс. Единая шкала, основанная на углероде-12, C, удовлетворила потребность физиков основывать шкалу на чистом изотопе, будучи численно близкой к шкале химиков. Это было принято как «единая атомная единица массы». Текущая международная система единиц (СИ), основная рекомендация для названия этой единицы - дальтон и символ «Да». Название «единая атомная единица массы» и символ «u» являются признанными названиями и символами для одной и той же единицы.
Термин «атомная масса» постепенно сокращается и заменяется на «относительную атомную массу» в большинстве современных применений.. Этот сдвиг в номенклатуре восходит к 1960-м годам и стал источником множества споров в научном сообществе, которые были вызваны принятием единой атомной единицы массы и осознанием того, что вес в некотором смысле был неподходящий термин. Аргументом в пользу сохранения термина «атомная масса» было прежде всего то, что это был хорошо понятный термин для тех, кто в этой области, что термин «атомная масса» уже использовался (как он определяется в настоящее время) и что термин «относительная атомная масса» массу "можно легко спутать с относительной изотопной массой (масса отдельного атома данного нуклида, выраженная безразмерно по отношению к 1/12 массы углерода-12; см. раздел выше).
В 1979 году в качестве компромисса термин «относительная атомная масса» был введен как вторичный синоним атомного веса. Двадцать лет спустя приоритет этих синонимов изменился, и теперь термин «относительная атомная масса» стал предпочтительным.
Однако термин «стандартные атомные веса» (относящийся к стандартным ожидаемым атомным весам различных образцов) не был изменен, поскольку простая замена «атомного веса» на «относительную атомную массу» привела бы к термин «стандартная относительная атомная масса».
