Download Article
Download Article
Atomic mass is the sum of all the protons, neutrons, and electrons in a single atom or molecule. However, the mass of an electron is so small, it is considered negligible and not included in the calculation.[1]
Though technically incorrect, the term is also often used to refer to the average atomic mass of all of the isotopes of one element. This second definition is actually the relative atomic mass, also known as the atomic weight, of an element.[2]
The atomic weight takes into account the average of the masses of naturally occurring isotopes of the same element. Chemists need to distinguish between these two types of atomic mass to guide their work – an incorrect value for atomic mass can, for instance, lead to an incorrect calculation of an experiment’s yield.
-
1
Understand how atomic mass is represented. Atomic mass, the mass of a given atom or molecule, can be expressed in standard SI mass units – grams, kilograms, etc. However, because atomic masses, when expressed in these terms, are incredibly small, atomic mass is often expressed in unified atomic mass units (usually shortened to “u” or “amu”) or in Dalton’s (Da). The standard for one atomic mass unit is equal to 1/12th of the mass of a standard carbon-12 isotope.[3]
- The atomic mass is the number of grams of the element in one mole of atoms of the element. This is a very useful property when it comes to practical calculations, as it allows easy conversion between the mass and moles of a given quantity of atoms or molecules of the same type.
-
2
Locate atomic mass on the periodic table. Most standard periodic tables list the relative atomic masses (atomic weights) of each element. This is almost always written as a number at the bottom of the element’s square on the table, under its one or two letter chemical symbol. This number is usually expressed as a decimal rather than as a whole number.
- Note that the relative atomic masses listed on the periodic table are average values for the associated element. Chemical elements have different isotopes – chemical forms that differ in mass because of the addition or subtraction of one or more neutrons to the atom’s nucleus.[4]
Thus, the relative atomic mass listed on the periodic table is suitable as an average value for atoms of a certain element, but not as the mass of a single atom of that element. - Relative atomic masses, as listed on the periodic table, are used to calculate molar masses for atoms and molecules. Atomic masses, when expressed in amu, as on the periodic table, are technically unitless. However, by simply multiplying an atomic mass by 1 g/mol, a workable quantity is obtained for an element’s molar mass – the mass (in grams) of one mole of an element’s atoms.
- For example, the atomic mass of iron is 55.847 amu, which means one mole of iron atoms would weigh 55.847 grams.
Advertisement
- Note that the relative atomic masses listed on the periodic table are average values for the associated element. Chemical elements have different isotopes – chemical forms that differ in mass because of the addition or subtraction of one or more neutrons to the atom’s nucleus.[4]
-
3
Understand that periodic table values are an average atomic mass for an element. As has been noted, the relative atomic masses listed for each element on the periodic table are average values of all of an atom’s isotopes. This average value is valuable for many practical calculations – like, for instance, calculating the molar mass of a molecule comprised of several atoms. However, when dealing with individual atoms, this number is sometimes insufficient.
- Because it’s an average of several different types of isotopes, the value on the periodic table isn’t the exact value for any single atom’s atomic mass.
- The atomic masses for individual atoms must be calculated by taking into account the exact number of protons and neutrons in a single atom.
Advertisement
-
1
Find the atomic number of the element or isotope. The atomic number is the number of protons in an element, and never varies.[5]
For example, all hydrogen atoms, and only hydrogen atoms, have 1 proton. Sodium has an atomic number of 11 because its nucleus has 11 protons, while oxygen has an atomic number of 8 because its nucleus has 8 protons. You can find the atomic number of any element on the periodic table – in nearly all standard periodic tables: it’s the number above an element’s 1 or 2-letter chemical symbol. This number will always be a positive whole number.- Let’s say that we’re working with the carbon atom. Carbon always has 6 protons, so we know its atomic number is 6. We can also see on the periodic table that the square for carbon (C) has a “6” at the top, signifying that carbon’s atomic number is 6.
- Note that an element’s atomic number doesn’t have any direct bearing on its relative atomic mass as listed on the periodic table. Though, especially among elements at the top of the periodic table, it may seem that an atoms’ atomic mass is about twice its atomic number, atomic mass isn’t ever calculated by doubling an element’s atomic number.
-
2
Find the number of neutrons in the nucleus. The number of neutrons can vary among atoms of a certain element. While 2 atoms with the same number of protons and differing numbers of neutrons are both the same element, they are different isotopes of that element. Unlike the number of protons in an element, which never changes, the number of neutrons in atoms of a certain element can vary often enough that the average atomic mass of the element must be expressed as a decimal value between two whole numbers.
- The number of neutrons can be determined by the isotope designation of the element. For example, carbon-14 is a naturally occurring radioactive isotope of carbon-12. You will often see an isotope designated with the number as a superscript before the element symbol: 14C. The number of neutrons is calculated by subtracting the number of protons from the isotope number: 14 – 6 = 8 neutrons.
- Let’s say the carbon atom we’re working with has six neutrons (12C). This is by far the most common isotope of carbon, accounting for nearly 99% of all carbon atoms.[6]
However, about 1% of carbon atoms have 7 neutrons (13C). Other types of carbon atoms with more or less than 6 or 7 neutrons exist in very small amounts.
-
3
Add the proton and neutron count. This is the atomic mass of that atom. Don’t worry about the number of electrons orbiting the nucleus – their combined mass is very, very small, so, in most practical cases, it won’t significantly affect your answer.[7]
- Our carbon atom has 6 protons + 6 neutrons = 12. The atomic mass of this specific carbon atom is 12. If it was a carbon-13 isotope, on the other hand, we would know that it has 6 protons + 7 neutrons = an atomic weight of 13.
- The actual atomic weight of carbon-13 is 13.003355[8]
, and is more precise because it was determined experimentally. - Atomic mass is very close to the isotope number of an element. For basic calculation purposes, isotope number is equal to atomic mass. When determined experimentally, the atomic mass is slightly higher than the isotope number due to the very small mass contribution from electrons.
Advertisement
-
1
Determine which isotopes are in the sample. Chemists often determine the relative proportions of isotopes in a given sample by using a special tool called a mass spectrometer. However, at student-level chemistry, this information is often provided for you on school tests, etc., in the form of established values from scientific literature.
- For our purposes, let’s say we’re working with the isotopes carbon-12 and carbon-13.
-
2
Determine the relative abundance of each isotope in the sample. Within a given element, different isotopes appear in different proportions. These proportions are almost always expressed as percentages. Some isotopes will be very common, while others will be very rare – at times, so rare that they can barely be detected. This information can be determined through mass spectrometry or from a reference book.
- Let’s say that the abundance of carbon-12 is 99% and the abundance of carbon-13 is 1%. Other carbon isotopes do exist, but they exist in quantities so small that, for this example problem, they can be ignored.
-
3
Multiply the atomic mass of each isotope by its proportion in the sample. Multiply the atomic mass of each isotope by its percent abundance (written as a decimal). To convert a percentage to a decimal, simply divide it by 100. The converted percentages should always add up to 1.
- Our sample contains carbon-12 and carbon-13. If carbon-12 makes up 99% of the sample and carbon-13 makes up 1% of the sample, multiply 12 (the atomic mass of carbon-12) by 0.99 and 13 (the atomic mass of carbon-13) by 0.01.
- A reference book will give percent proportions based on all the known amounts of an element’s isotopes. Most chemistry textbooks include this information in a table at the end of the book. A mass spectrometer can also yield the proportions for the sample being tested.
-
4
Add the results. Sum the products of the multiplications you performed in the previous step. The result of this addition is the relative atomic mass of your element – the average value of the atomic masses of your element’s isotopes. When discussing an element in general, and not specific isotopes of that element, this value is used.
- In our example, 12 x 0.99 = 11.88 for carbon-12, while 13 x 0.01 = 0.13 for carbon-13. The relative atomic mass of our example is 11.88 + 0.13 = 12.01.
Advertisement
Add New Question
-
Question
How do I find the mass number of an atom?
Add the protons and neutrons together to find the mass, or add the masses of the isotopes multiplied by the atom’s natural abundance.
-
Question
If 1 amu is 1/12 of a carbon 12 atom, why is it that when I add the masses of the individual parts of a carbon 12 atom, I get more than 12 amu?
1 u = 1/12 the mass of carbon 12 by definition. You’re adding the masses of uncombined protons and neutrons, 1.0073 u and 1.0087 u respectively. But when those particles fuse together to form an atom, some of the mass is converted into energy according to E=mc^2. The lost mass is called the “mass defect”, and the equivalent amount of energy is the “binding energy.”
-
Question
How can I find the mass of any atom to convert it in a.m.u.?
We can find the mass of any atom by adding the electrons, protons and neutrons.
See more answers
Ask a Question
200 characters left
Include your email address to get a message when this question is answered.
Submit
Advertisement
Things You’ll Need
- Chemistry reference book
- Calculator
References
About This Article
Article SummaryX
To calculate atomic mass, start by finding the atomic number of the element, which is the number above the element on the periodic table. Next, find the number of neutrons in the nucleus by subtracting the atomic number from the isotope number. Finally, add the atomic number and the number of neutrons to get the atomic mass. To learn how to locate an element’s atomic mass on the periodic table, keep reading!
Did this summary help you?
Thanks to all authors for creating a page that has been read 953,223 times.
Reader Success Stories
-
“I couldn’t do my homework for my science teacher without this article, it has helped me understand the topic…” more
Did this article help you?
Загрузить PDF
Загрузить PDF
Атомной массой называется сумма масс всех протонов, нейтронов и электронов, из которых состоит тот или иной атом или молекула.[1]
По сравнению с протонами и нейтронами масса электронов очень мала, поэтому она не учитывается в расчетах.[2]
Хотя это и некорректно с формальной точки зрения, нередко данный термин используется для обозначения средней атомной массы всех изотопов элемента. На самом деле это относительная атомная масса, называемая также атомным весом элемента.[3]
Атомный вес – это среднее значение атомных масс всех изотопов элемента, встречающихся в природе. Химики должны различать эти два типа атомной массы при выполнении своей работы – неправильное значение атомной массы может, к примеру, привести к неправильному результату для выхода продукта реакции.
-
1
Изучите как записывается атомная масса. Атомная масса, то есть масса данного атома или молекулы, может быть выражена в стандартных единицах системы СИ – граммах, килограммах и так далее. Однако в связи с тем, что атомные массы, выраженные в этих единицах, чрезвычайно малы, их часто записывают в унифицированных атомных единицах массы, или сокращенно а.е.м. – атомные единицы массы. Одна атомная единица массы равна 1/12 массы стандартного изотопа углерод-12.[4]
- Атомная единица массы характеризует массу одного моля данного элемента в граммах. Эта величина очень полезна при практических расчетах, поскольку с ее помощью можно легко перевести массу заданного количества атомов или молекул данного вещества в моли, и наоборот.
-
2
Найдите атомную массу в периодической таблице Менделеева. В большинстве стандартных таблиц Менделеева содержатся атомные массы (атомные веса) каждого элемента. Как правило, они приведены в виде числа в нижней части ячейки с элементом, под буквами, обозначающими химический элемент. Обычно это не целое число, а десятичная дробь.
- Обратите внимание, что все относительные атомные массы, указанные в таблице Менделеева, для каждого элемента являются средними значениями. У химических элементов есть различные изотопы – химические разновидности, имеющие разные массы из-за дополнительных или отсутствующих нейтронов в атомном ядре.[5]
Следовательно, относительные атомные массы, перечисленные в периодической таблице, могут использоваться как среднее значение для атомов определенного элемента, но не как масса одного атома данного элемента. - Относительные атомные массы, приведенные в периодической таблице, используются для расчета молярных масс атомов и молекул. Атомные массы, выраженные в а.е.м. (как в таблице Менделеева), по существу безразмерны. Однако просто умножив атомную массу на 1 г/моль, мы получаем полезную характеристику элемента – массу (в граммах) одного моля атомов этого элемента.
- Обратите внимание, что все относительные атомные массы, указанные в таблице Менделеева, для каждого элемента являются средними значениями. У химических элементов есть различные изотопы – химические разновидности, имеющие разные массы из-за дополнительных или отсутствующих нейтронов в атомном ядре.[5]
-
3
Помните о том, что в периодической таблице приведены средние атомные массы элементов. Как было отмечено ранее, относительные атомные массы, указанные для каждого элемента в периодической системе, являются средними значениями масс всех изотопов атома. Это среднее значение ценно для многих практических целей: к примеру, оно используется при расчете молярной массы молекул, состоящих из нескольких атомов. Однако когда вы имеете дело с отдельными атомами, этого значения, как правило, бывает недостаточно.
- Поскольку средняя атомная масса представляет собой усредненное значение для нескольких изотопов, величина, указанная в таблице Менделеева не является точным значением атомной массы любого единичного атома.
- Атомные массы отдельных атомов необходимо рассчитывать с учетом точного числа протонов и нейтронов в единичном атоме.
Реклама
-
1
Найдите атомный номер данного элемента или его изотопа. Атомный номер – это количество протонов в атомах элемента, оно никогда не изменяется.[6]
Например, все атомы водорода, причем только они, имеют один протон. Атомный номер натрия равен 11, поскольку в его ядре одиннадцать протонов, тогда как атомный номер кислорода составляет восемь, так как в его ядре восемь протонов. Вы можете найти атомный номер любого элемента в периодической таблице Менделеева – практически во всех ее стандартных вариантах этот номер указан над буквенным обозначением химического элемента. Атомный номер всегда является положительным целым числом.- Предположим, нас интересует атом углерода. В атомах углерода всегда шесть протонов, поэтому мы знаем, что его атомный номер равен 6. Кроме того, мы видим, что в периодической системе, в верхней части ячейки с углеродом (C) находится цифра “6”, указывающая на то, что атомный номер углерода равен шести.
- Обратите внимание, что атомный номер элемента не связан однозначно с его относительной атомной массой в периодической системе. Хотя, особенно для элементов в верхней части таблицы, может показаться, что атомная масса элемента вдвое больше его атомного номера, она никогда не рассчитывается умножением атомного номера на два.
-
2
Найдите число нейтронов в ядре. Количество нейтронов может быть различным для разных атомов одного и того же элемента. Когда два атома одного элемента с одинаковым количеством протонов имеют разное количество нейтронов, они являются разными изотопами этого элемента. В отличие от количества протонов, которое никогда не меняется, число нейтронов в атомах определенного элемента может зачастую меняться, поэтому средняя атомная масса элемента записывается в виде десятичной дроби со значением, лежащим между двумя соседними целыми числами.
- Количество нейтронов можно определить по обозначению изотопа элемента. Например, углерод-14 представляет собой радиоактивный изотоп углерода-12, встречающийся в природе. Часто номер изотопа указывается в виде надстрочного числа, стоящего перед символом элемента: 14C. Количество нейтронов находится путем вычитания числа протонов из номера изотопа: 14 – 6 = 8 нейтронов.
- Допустим, что интересующий нас атом углерода имеет шесть нейтронов (12C). Это наиболее распространенный изотоп углерода, насчитывающий около 99% всех атомов данного элемента.[7]
Однако около 1% атомов углерода имеют 7 нейтронов (13C). Другие виды атомов углерода имеют больше 7 или меньше 6 нейтронов и существуют в очень малых количествах.
-
3
Сложите количество протонов и нейтронов. Это и будет атомной массой данного атома. Не обращайте внимания на количество электронов, которые окружают ядро – их суммарная масса чрезвычайно мала, поэтому они практически не влияют на ваши расчеты.
- Наш атом углерода имеет 6 протонов + 6 нейтронов = 12. Таким образом, атомная масса данного атома углерода равна 12. Если бы это был изотоп “углерод-13”, то мы бы знали, что у него есть 6 протонов + 7 нейтронов = атомная масса 13.
- В действительности атомная масса углерода-13 составляет 13,003355[8]
, причем это значение является более точным, поскольку было определено экспериментальным путем. - Атомная масса очень близка к номеру изотопа. Для удобства вычислений номер изотопа часто полагают равным атомной массе. Экспериментально определенные значения атомной массы немного превышают номер изотопа из-за очень малого вклада со стороны электронов.
Реклама
-
1
Определите, какие изотопы содержатся в образце. Химики часто определяют соотношение изотопов в конкретном образце с помощью специального прибора под названием масс-спектрометр. Однако при обучении эти данные будут предоставлены вам в условиях заданий, контрольных и так далее в виде значений, взятых из научной литературы.
- В нашем случае допустим, что мы имеем дело с двумя изотопами: углеродом-12 и углеродом-13.
-
2
Определите относительное содержание каждого изотопа в образце. Для каждого элемента различные изотопы встречаются в разных соотношениях. Эти соотношения почти всегда выражают в процентах. Некоторые изотопы встречаются очень часто, тогда как другие очень редки – временами настолько, что их с трудом можно обнаружить. Эти величины можно определить с помощью масс-спектрометрии или найти в справочнике.
- Допустим, что концентрация углерода-12 равна 99%, а углерода-13 – 1%. Другие изотопы углерода действительно существуют, но в количествах настолько малых, что в данном случае ими можно пренебречь.
-
3
Умножьте атомную массу каждого изотопа на его концентрацию в образце. Умножьте атомную массу каждого изотопа на его процентное содержание (выраженное в виде десятичной дроби). Чтобы перевести проценты в десятичную дробь, просто разделите их на 100. Полученные концентрации в сумме всегда должны давать 1.
- Наш образец содержит углерод-12 и углерод-13. Если углерод-12 составляет 99% образца, а углерод-13 – 1%, то необходимо умножить 12 (атомная масса углерода-12) на 0,99 и 13 (атомная масса углерода-13) на 0,01.
- В справочниках даются процентные соотношения, основанные на известных количествах всех изотопов того или иного элемента. Большинство учебников по химии содержат эту информацию в виде таблицы в конце книги. Для изучаемого образца относительные концентрации изотопов можно также определить с помощью масс-спектрометра.
-
4
Сложите полученные результаты. Просуммируйте результаты умножения, которые вы получили в предыдущем шаге. В результате этой операции вы найдете относительную атомную массу вашего элемента – среднее значение атомных масс изотопов рассматриваемого элемента. Когда рассматривается элемент в целом, а не конкретный изотоп данного элемента, используется именно эта величина.
- В нашем примере 12 x 0,99 = 11,88 для углерода-12, и 13 x 0,01 = 0,13 для углерода-13. Относительная атомная масса в нашем случае составляет 11,88 + 0,13 = 12,01.
Реклама
Советы
- Некоторые изотопы менее стабильны, чем другие: они распадаются на атомы элементов с меньшим количеством протонов и нейтронов в ядре с выделением частиц, входящих в состав атомного ядра. Такие изотопы называют радиоактивными.
Реклама
Что вам понадобится
- Справочник по химии
- Калькулятор
Об этой статье
Эту страницу просматривали 136 426 раз.
Была ли эта статья полезной?
Атомная единица массы (а. е. м.)
Для характеристики массы атомов и молекул используют понятие атомной массы М.
Атомная масса — относительная величина. Она определяется по отношению к массе атома углерода
| 12 |
|---|
| 6 |
C, которая принимается равной 12.000 000.
Хотя в химии также используют относительные атомные или молекулярные массы Аотн и Мотн, отнесенные к массе атома
| 12 |
|---|
| 6 |
C, их нельзя считать идентичными атомной массе М, поскольку они относятся к естественной смеси изотопов соответствующего элемента. Таким образом, они определяют среднюю атомную массу элемента. Однако поскольку изотопы одного элемента обладают разными физическими свойствами, в атомной физике принято указывать атомную массу М каждого изотопа.
Для абсолютного определения атомной массы была введена атомная единица массы (а. е. м.).
Атомная единица массы (а. е. м.) равна 1/12 массы атома углерода
| 12 |
|---|
| 6 |
C.
Отсюда следует, что углерод обладает относительной атомной массой М = 12.000 и абсолютной атомной массой m = 12.000 а. е. м. Атомную единицу массы можно перевести в единицу массы СИ — килограмм.
[ 1 enspace а. е. м. = frac{1}{12} m_{C_{12}} = 1.66057 cdot 10^{-27} enspace кг ]
[ 1 enspace кг = 6.022045 cdot 10^{26} enspace а. е. м. ]
Отсюда следует для массы атома
[ m_{а} = M cdot 1 enspace а. е. м. = M cdot 1.66057 cdot 10^{-27} enspace кг ]
Справочная таблица
Массы некоторых элементарных частиц и атомов
| Наименование частицы | Обозначение | Число протонов | Число нейтронов | Число электронов | Масса m, а. е. м. | ||
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Электрон |
e |
– | – | 1 | 0.00054858 | ||
| Протон(ядро атома водорода) |
p |
1 | – | – | 1.00727647 | ||
| Нейтрон |
n |
– | 1 | – | 1.00866501 | ||
| Атом водорода |
H |
1 | – | 1 | 1.00782504 | ||
| Дейтрон (ядро атома дейтерия) |
d |
1 | 1 | – | 2.01354 | ||
| Атом дейтерия |
H |
1 | 1 | 1 | 2.01410179 | ||
| α-частица (ядро атома гелия) |
α |
2 | 2 | – | 4.001488 | ||
| Атом гелия |
He |
2 | 2 | 2 | 4.00260327 |
Атомная единица массы а. е. м. |
стр. 737 |
|---|
А́томная ма́сса — масса атома. Единица измерения в СИ — килограмм, обычно применяется внесистемная единица — атомная единица массы.
Общие сведения[править | править код]
Одним из фундаментальных свойств атома является его масса. Абсолютная масса атома — величина чрезвычайно малая. Так, атом водорода имеет массу около 1,67⋅10−24 г[1]. Поэтому в химии (преимущественно для практических целей) значительно удобнее пользоваться относительной (условной) величиной, которую называют относительной атомной массой или просто атомной массой и которая показывает, во сколько раз масса атома данного элемента больше массы атома другого элемента, принятой за единицу измерения массы.
В качестве единицы измерения атомных и молекулярных масс принята 1⁄12 часть массы нейтрального атома наиболее распространённого изотопа углерода 12C[2]. Эта внесистемная единица измерения массы получила название атомная единица массы (а. е. м.) или дальтон (обозначение: Да; единица названа в честь Дж. Дальтона).
Разность между атомной массой изотопа и его массовым числом называется избытком массы (обычно его выражают в МэВ). Он может быть как положительным, так и отрицательным; причина его возникновения — нелинейная зависимость энергии связи ядер от числа протонов и нейтронов, а также различие в массах протона и нейтрона.
Зависимость атомной массы изотопа от массового числа такова: избыток массы положителен у водорода-1, с ростом массового числа он уменьшается и становится отрицательным, пока не достигается минимум у железа-56, потом начинает расти и возрастает до положительных значений у тяжёлых нуклидов. Это соответствует тому, что деление ядер, более тяжёлых, чем железо, высвобождает энергию, тогда как деление лёгких ядер требует энергии. Напротив, слияние ядер легче железа высвобождает энергию, слияние же элементов тяжелее железа требует дополнительной энергии.
Атомная масса химического элемента (также «средняя атомная масса», «стандартная атомная масса») является средневзвешенной атомной массой всех существующих в природе стабильных и нестабильных изотопов данного химического элемента с учётом их природной (процентной) распространённости в земной коре и атмосфере. Именно эта атомная масса представлена в периодической таблице Д. И. Менделеева, её используют в стехиометрических расчётах. Атомная масса элемента с нарушенным изотопным соотношением (например, обогащённого каким-либо изотопом) отличается от стандартной. Для моноизотопных элементов (таких как иод, золото и т. п.) атомная масса элемента совпадает с атомной массой его единственного представленного в природной смеси изотопа. Для химических элементов, отсутствующих в природе (синтетических химических элементов), таких как технеций, кюрий и т. п., в качестве атомной массы элемента условно указывают массовое число наиболее стабильного из известных изотопов этого элемента; такие значения в таблице Менделеева традиционно указываются в квадратных скобках.
Наиболее точные значения атомных масс, измеренные на текущий момент, можно найти в регулярно, раз в несколько лет выходящей под эгидой ИЮПАК публикации Atomic Mass Evaluation (AME)[3]. На 2022 год последней публикацией является AME2020[4].
Относительная атомная масса[править | править код]
Относи́тельная а́томная ма́сса (устаревшее название — атомный вес) — значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы, определяется как отношение массы атома данного элемента к 1⁄12 массы нейтрального атома изотопа углерода 12C. Из определения следует, что относительная атомная масса является безразмерной величиной[5].
Молекулярная (молярная) масса[править | править код]
Молекулярной массой химического соединения называется сумма атомных масс элементов, составляющих его, умноженных на стехиометрические коэффициенты элементов по химической формуле соединения. Строго говоря, масса молекулы меньше массы составляющих её атомов на величину, равную энергии связи молекулы (см. выше). Однако этот дефект массы на 9—10 порядков меньше массы молекулы, и им можно пренебречь.
Определение моля (и числа Авогадро) выбирается таким образом, чтобы масса одного моля вещества (молярная масса), выраженная в граммах (на моль), была численно равна атомной (или молекулярной) массе этого вещества. Например, атомная масса железа равна 55,847 а. е. м. Следовательно, один моль железа (то есть количество атомов железа, равное числу Авогадро, ≈6,022⋅1023) имеет массу 55,847 г.
Прямое сравнение и измерение масс атомов и молекул выполняется с помощью масс-спектрометрических методов.
История[править | править код]
При вычислениях атомных масс изначально (с начала XIX века, по предложению Дж. Дальтона; см. Атомистическая теория Дальтона) за единицу массы [относительную] принимали массу атома водорода как самого лёгкого элемента и по отношению к нему вычисляли массы атомов других элементов. Но так как атомные массы большинства элементов определяются, исходя из состава их кислородных соединений, то фактически вычисления производились по отношению к атомной массе кислорода, которая принималась равной 16; отношение между атомными массами кислорода и водорода считали равным 16 : 1. Впоследствии более точные измерения показали, что это отношение равно 15,874 : 1 или, что то же самое, 16 : 1,0079, — в зависимости от того, к какому атому — кислорода или водорода — относить целочисленное значение. Изменение атомной массы кислорода повлекло бы за собой изменение атомных масс большинства элементов. Поэтому было решено оставить для кислорода атомную массу 16, приняв атомную массу водорода равной 1,0079.
Таким образом, за единицу атомной массы принималась 1⁄16 часть массы атома кислорода, получившая название кислородной единицы. В дальнейшем было установлено, что природный кислород представляет собой смесь изотопов, так что кислородная единица массы характеризует среднее значение массы атомов природных изотопов кислорода (кислорода-16, кислорода-17 и кислорода-18), которое оказалось непостоянным из-за природных вариаций изотопного состава кислорода. Для атомной физики такая единица оказалась неприемлемой, и в этой отрасли науки за единицу атомной массы была принята 1⁄16 часть массы атома кислорода 16O. В результате оформились две шкалы атомных масс — химическая и физическая. Наличие двух шкал атомных масс создавало большие неудобства. Величины многих констант, рассчитанных по физической и химической шкалам, оказывались различными[6]. Это неприемлемое положение привело к введению углеродной шкалы атомных масс вместо кислородной.
Единая шкала относительных атомных масс и новая единица атомной массы принята Международным съездом физиков (1960) и унифицирована Международным съездом химиков (1961; спустя 100 лет после 1-го Международного съезда химиков), вместо предыдущих двух кислородных единиц атомной массы — физической и химической. Кислородная химическая единица равна 0,999957 новой углеродной единицы атомной массы. В современной шкале относительные атомные массы кислорода и водорода равны соответственно 15,9994 : 1,0079… Поскольку новая единица атомной массы привязана к конкретному изотопу, а не к среднему значению атомной массы химического элемента, природные изотопные вариации не сказываются на воспроизводимости этой единицы.
Примечания[править | править код]
- ↑ См. Фундаментальные физические постоянные#Некоторые другие физические постоянные.
- ↑ Поэтому атомная масса этого изотопа по определению равна 12 (а. е. м.) точно
- ↑ Atomic Mass Evaluation (AME) Архивная копия от 11 января 2019 на Wayback Machine
- ↑ Huang W. J., Meng Wang, Kondev F. G., Audi G., Naimi S. The Ame2020 atomic mass evaluation (I). Evaluation of input data, and adjustment procedures (англ.) // Chinese Physics C. — 2021. — Vol. 43, iss. 3. — P. 030002-1—030002-342. — doi:10.1088/1674-1137/abddb0.
Meng Wang, Huang W. J., Kondev F. G., Audi G., Naimi S. The Ame2020 atomic mass evaluation (II). Tables, graphs and references (англ.) // Chinese Physics C. — 2021. — Vol. 43, iss. 3. — P. 030003-1—030003-512. — doi:10.1088/1674-1137/abddaf. - ↑ Чертов А. Г. Единицы физических величин. — М.: «Высшая школа», 1977. — 287 с.
- ↑ Некрасов Б. В. Основы общей химии. — 3-е изд. — М.: Химия, 1973. — Т. I. — С. 22—27.‘
Литература[править | править код]
- Meija J. et al. Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2016. — Vol. 88, no. 3. — P. 265—291. — doi:10.1515/pac-2015-0305.
- Вес атомов // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
- Атом (Размеры и масса атомов). Атомный вес // Физический энциклопедический словарь (в 5 т.) / Б. А. Введенский. — М.: Сов. энциклопедия, 1960. — Т. 1. — С. 107, 119–121. — 664 с.
- Дикерсон Р., Грей Г., Хейт Дж. Основные законы химии: В 2 томах / Пер. с англ.. — М.: Мир, 1982. — Т. 1. — С. 13—65, 114, 267—295. — 652 с.
- Атомная масса // Физическая энциклопедия : [в 5 т.] / Гл. ред. А. М. Прохоров. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1: Ааронова — Бома эффект — Длинные линии. — С. 152. — 707 с. — 100 000 экз.
- Атомная масса // Химическая энциклопедия : в 5 т. / Гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1: А — Дарзана. — С. 216. — 623 с. — 100 000 экз. — ISBN 5-85270-008-8.
Ссылки[править | править код]
- Атомная масса / Справочник химика (дополнительная информация )
- Публикации атомных масс 1969—2013 — в журнале «Pure and Applied Chemistry», на сайте ИЮПАК
- Атомные массы всех изотопов
- AME2020 atomic mass evaluation Архивная копия от 11 января 2019 на Wayback Machine
- Atomic Mass Data Center
Каждый элемент периодической таблицы имеет атомную массу – приближение массы одного атома этого элемента. Поскольку атомы настолько малы, определенная единица измерения используется для измерения массы небольших количеств атомов. Очень большие количества атомов необходимы, чтобы равняться очень маленьким единицам, таким как граммы и унции.
Где найти атомную массу элемента
Вы можете найти атомную массу элемента в периодической таблице, в которой перечислены все известные элементы. Атомная масса – это число, указанное непосредственно под символом элемента в периодической таблице. Атомная масса дана в атомных единицах массы, или amu, которые используются для измерения очень малых количеств массы. Например, углерод – показанный как «C» в периодической таблице – имеет атомную массу 12.0107 единиц атомной массы. Это означает, что один атом углерода имеет массу около 12.0107 атомных единиц массы. Это может варьироваться, так как один элемент, включая углерод, может иметь разные изотопы – формы элемента с разным количеством нейтронов и, следовательно, с разными массами. Атомная масса, показанная в периодической таблице, является средней величиной, основанной на том, насколько распространены различные изотопы по отношению друг к другу.
Нахождение атомной массы по номеру атома
Чтобы узнать, сколько определенного количества атомов весят в атомных единицах массы, умножьте атомную массу на количество атомов. Обратите внимание, что вы обычно будете делать это для очень большого числа атомов, и вам понадобится калькулятор. Скажем, у вас есть проблема, чтобы найти массу 6, 7 х 10 ^ 4 атомов углерода. Чтобы найти это, умножьте 6, 7 x 10 ^ 4 на атомную массу: масса = 6, 7 x 10 ^ 4 x 12.0107 единиц атомной массы = 8, 047 x 10 ^ 5 единиц атомной массы
Найти массу смеси
Вас также могут попросить найти массу смеси из двух или трех разных элементов. Чтобы сделать это, умножьте число атомов каждого отдельного элемента на атомную массу этого элемента, затем сложите эти массы вместе. Скажем, у вас есть 6, 0 х 10 ^ 3 атомов кислорода и 1, 2 х 10 ^ 4 атомов водорода. Кислород имеет атомную массу 15, 9994 атомных единиц массы, водород имеет атомную массу 1, 00794 атомных единиц массы. Умножьте каждое число атомов на соответствующую атомную массу и сложите их: масса соединения = (6, 0 x 10 ^ 3 x 15.9994 единиц атомной массы) + (1, 2 x 10 ^ 4 x 1, 00794 единиц атомной массы) = (9, 6 x 10 ^ 4 атомных единицы массы) + (1, 2 х 10 ^ 4 атомных единицы массы) = 10, 8 х 10 ^ 4 атомных единицы массы
Преобразование единиц атомной массы в граммы
Грамм является одним из наиболее распространенных единиц массы, используемых в химии. Поскольку единицы атомной массы очень малы, требуется огромное количество – 6, 022 x 10 ^ 23 – чтобы составить один грамм. Эта сумма называется числом Авогадро и используется в некоторых вычислениях как константа. Чтобы преобразовать количество единиц атомной массы в граммы, вы делитесь на число Авогадро. Например, если у вас есть 7, 45 x 10 ^ 17 атомов азота, сначала умножьте на атомную массу, а затем разделите на число Авогадро. Атомная масса азота составляет 14, 00674 атомных единиц массы, поэтому: масса = (7, 45 х 10 ^ 17 х 14, 00674 атомных единиц массы) / (6, 022 х 10 ^ 23 атомных единиц массы / грамм) = 1, 73 х 10 ^ -5 грамм
