Атомная масса ( m a или m ) — это масса атома . Хотя единицей массы в системе СИ является килограмм (обозначение: кг), атомная масса часто выражается в единице дальтона , отличной от системы СИ (символ: Да) – что эквивалентно единой атомной единице массы (u). 1 Да определяется как 1/12 массы свободного атома углерода-12, покоящегося в основном состоянии. [1] Протоны и нейтроны ядра составляют почти всю общую массу атомов, при этом электроны и энергия связи ядра вносят незначительный вклад. [2] 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 можно выполнить с помощью константы атомной массы .
Формула, используемая для преобразования: [3] [4]
где – константа молярной массы , – константа Авогадро , [5] и – экспериментально определенная молярная масса углерода-12. [6]
Относительная изотопная масса (см. раздел ниже) может быть получена путем деления атомной массы изотопа m a на константу атомной массы m u, что дает безразмерное значение . Таким образом, атомная масса атома углерода-12 равнаПо определению 12 Да , но относительная изотопная масса атома углерода-12 равна просто 12. Сумма относительных изотопных масс всех атомов в молекуле представляет собой относительную молекулярную массу.
Атомная масса изотопа и относительная изотопная масса относятся к определенному конкретному изотопу элемента. Поскольку вещества обычно не являются изотопно чистыми, удобно использовать элементарную атомную массу , которая представляет собой среднюю ( среднюю ) атомную массу элемента, взвешенную по содержанию изотопов. Безразмерный (стандартный) атомный вес представляет собой средневзвешенную относительную изотопную массу смеси изотопов (типичной встречающейся в природе).
Атомная масса атомов, ионов или атомных ядер немного меньше суммы масс составляющих их протонов, нейтронов и электронов из-за потери массы энергии связи (на E = mc 2 ).
Относительную изотопную массу (свойство отдельного атома) не следует путать с усредненной величиной атомного веса (см. выше), которая представляет собой среднее значение для многих атомов в данном образце химического элемента.
В то время как атомная масса является абсолютной массой, относительная изотопная масса представляет собой безразмерное число без единиц измерения. Эта потеря единиц является результатом использования коэффициента масштабирования 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 по массе углерода-12 , причем последний должен быть определен 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 ровно 12. Для сравнения, атомная масса атома углерода-12 составляет ровно 12 дальтон . Альтернативно, атомная масса атома углерода-12 может быть выражена в любых других единицах массы: например, атомная масса атома углерода-12 равна1,992 646 879 92 (60 ) × 10-26 кг .
Как и в случае с соответствующей атомной массой , выраженной в дальтонах , относительные изотопные массовые числа нуклидов, отличных от углерода-12, не являются целыми числами, но всегда близки к целым числам. Это подробно обсуждается ниже.
Атомную массу или относительную изотопную массу иногда путают или неправильно используют как синонимы относительной атомной массы (также известной как атомный вес) или стандартного атомного веса (особой разновидности атомного веса в том смысле, что он стандартизирован). Однако, как отмечалось во введении, атомная масса является абсолютной массой, тогда как все остальные члены безразмерны. Относительная атомная масса и стандартная атомная масса представляют собой термины для (взвешенных по содержанию) средних значений относительных атомных масс в пробах элементов, 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 одного атома, который может состоять только из одного изотопа (нуклида) одновременно, и не является средневзвешенным по распространенности, как в случае относительной атомной массы/атомной массы. масса. Таким образом, атомная масса или относительная изотопная масса каждого изотопа и нуклида химического элемента представляет собой число, которое в принципе можно измерить с высокой точностью, поскольку ожидается, что каждый образец такого нуклида будет точно 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 встречающийся в природе изотоп ( мононуклидные элементы ) или один доминирующий изотоп, разница между атомной массой наиболее распространенного изотопа и (стандартной) относительной атомной массой или (стандартным) атомным весом может быть небольшой. или даже ноль и не влияет на большинство объемных вычислений. Однако такая ошибка может существовать и даже иметь значение при рассмотрении отдельных атомов элементов, не являющихся мононуклидными.
Для немононуклидных элементов, которые имеют более одного общего изотопа, численная разница в относительной атомной массе (атомном весе) даже с самой распространенной относительной изотопной массой может составлять половину единицы массы или более (см., например, случай хлора, где атомная масса вес и стандартный атомный вес составляют около 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 целым числам, но никогда (за исключением углерода-12) не являются точно целыми числами по двум причинам:
Отношение атомной массы к массовому числу (числу нуклонов) варьируется от0,998 838 1346 (51) для 56 Fe до1,007 825 031 898 (14) за 1 ч.
Любой дефект массы , обусловленный энергией связи ядра, экспериментально составляет небольшую долю (менее 1%) массы равного числа свободных нуклонов. По сравнению со средней массой нуклона в углероде-12, который имеет умеренно прочную связь по сравнению с другими атомами, дефект массы связи для большинства атомов составляет еще меньшую долю дальтона ( единая атомная единица массы , основанная на углерод-углероде). 12). Поскольку свободные протоны и нейтроны отличаются друг от друга по массе на малые доли дальтона (1,388 449 33 (49) × 10 -3 Да ), [9] округление относительной изотопной массы или атомной массы любого данного нуклида, выраженной в дальтонах, до ближайшего целого числа, всегда дает количество нуклонов или массовое число. Кроме того, количество нейтронов ( число нейтронов ) может быть получено путем вычитания количества протонов ( атомный номер ) из массового числа (числа нуклонов).
Величина отклонения отношения атомных масс к массовому числу от 1 следующая: отклонение начинается положительным при водороде -1, затем уменьшается, пока не достигает локального минимума у гелия-4. Изотопы лития, бериллия и бора менее прочно связаны, чем гелий, о чем свидетельствует возрастающее отношение их массы к массе.
У углерода отношение массы (в дальтонах) к массовому числу определяется как 1, а после углерода оно становится меньше единицы, пока не будет достигнут минимум при железе-56 (с лишь немного более высокими значениями для железа-58 и никеля-62). ), затем увеличивается до положительных значений у тяжелых изотопов с увеличением атомного номера. Это соответствует тому, что деление ядра элемента тяжелее циркония производит энергию, а деление любого элемента легче ниобия требует энергии. С другой стороны, ядерный синтез двух атомов элемента легче скандия (кроме гелия) производит энергию, тогда как синтез элементов тяжелее кальция требует энергии. Слияние двух атомов 4 He с образованием бериллия-8 потребует энергии, и бериллий снова быстро распадется. 4 He может сплавляться с тритием ( 3 H) или с 3 He; эти процессы происходили во время нуклеосинтеза Большого взрыва . Для образования элементов с числом нуклонов более семи требуется слияние трех атомов 4 He в тройном альфа-процессе , минуя литий, бериллий и бор, для получения углерода-12.
Вот некоторые значения отношения атомной массы к массовому числу: [10]
Прямое сравнение и измерение масс атомов достигается с помощью масс-спектрометрии .
Подобные определения применимы и к молекулам . Молекулярную массу соединения можно рассчитать , сложив атомные массы (а не стандартные атомные веса) составляющих его атомов. И наоборот, молярная масса обычно рассчитывается на основе стандартных атомных весов (а не атомных масс или масс нуклидов). Таким образом, молекулярная масса и молярная масса незначительно различаются по численному значению и представляют собой разные понятия. Молекулярная масса – это масса молекулы, которая представляет собой сумму составляющих ее атомных масс. Молярная масса — это среднее значение масс составляющих молекул в химически чистом, но изотопно-гетерогенном ансамбле. В обоих случаях необходимо учитывать кратность атомов (сколько раз она встречается), обычно путем умножения каждой уникальной массы на ее кратность.
Первыми учеными, определившими относительные атомные массы, были Джон Дальтон и Томас Томсон между 1803 и 1805 годами и Йенс Якоб Берцелиус между 1808 и 1826 годами. Относительная атомная масса ( атомный вес ) первоначально определялась относительно массы самого легкого элемента, водорода, который принимался как 1,00, а в 1820-х годах гипотеза Праута утверждала, что атомные массы всех элементов будут в точности кратны массе водорода. Берцелиус, однако, вскоре доказал, что это даже приблизительно не так, и для некоторых элементов, таких как хлор, относительная атомная масса, составляющая около 35,5, находится почти ровно посередине между двумя целыми кратными массы водорода. Еще позже было показано, что это происходит в основном из-за смеси изотопов и что атомные массы чистых изотопов, или нуклидов , кратны массе водорода с точностью до примерно 1%.
В 1860-х годах Станислао Канниццаро уточнил относительные атомные массы, применив закон Авогадро (особенно на Конгрессе в Карлсруэ 1860 года). Он сформулировал закон для определения относительных атомных масс элементов: различные количества одного и того же элемента, содержащиеся в разных молекулах, кратны атомному весу, и определил относительные атомные массы и молекулярные массы путем сравнения плотности паров совокупности газов с молекулы, содержащие один или несколько рассматриваемых химических элементов. [11]
В XX веке, до 1960-х годов, химики и физики использовали две разные шкалы атомных масс. Химики использовали шкалу «атомной единицы массы» (а.е.м.), так что природная смесь изотопов кислорода имела атомную массу 16, в то время как физики присваивали то же число 16 только атомной массе наиболее распространенного изотопа кислорода ( 16 O, содержащий восемь протонов и восемь нейтронов). Однако, поскольку кислород-17 и кислород-18 также присутствуют в природном кислороде, это привело к появлению двух разных таблиц атомной массы. Единая шкала, основанная на углероде-12, 12 С, удовлетворила потребность физиков основывать шкалу на чистом изотопе, будучи при этом численно близкой к шкале химиков. Это было принято как «единая атомная единица массы». В настоящее время в Международной системе единиц (СИ) основной рекомендацией для названия этой единицы является дальтон и символ «Да». Название «единая атомная единица массы» и символ «u» являются признанными названиями и символами одной и той же единицы. [12]
Термин «атомный вес» постепенно выводится из употребления и в большинстве современных случаев заменяется термином «относительная атомная масса» . Этот сдвиг в номенклатуре восходит к 1960-м годам и стал источником многочисленных споров в научном сообществе, вызванных принятием единой атомной единицы массы и осознанием того, что вес в некотором смысле был неподходящим термином. Аргументом в пользу сохранения термина «атомный вес» было, прежде всего, то, что это хорошо понятный термин специалистам в этой области, что термин «атомная масса» уже использовался (в его нынешнем определении) и что термин «относительная атомная масса» массу» можно легко спутать с относительной изотопной массой (массой одного атома данного нуклида, выраженной безразмерно относительно 1/12 массы углерода-12; см. раздел выше).
В 1979 году в качестве компромисса был введен термин «относительная атомная масса» как вторичный синоним атомного веса. Двадцать лет спустя первенство этих синонимов изменилось, и теперь предпочтительным термином является термин «относительная атомная масса».
Однако термин « стандартные атомные веса» (относящийся к стандартизированным ожидаемым атомным весам различных образцов) не был изменен, [13] , поскольку простая замена «атомного веса» на «относительную атомную массу» привела бы к появлению термина «относительная атомная масса». стандартная относительная атомная масса».
