Атомная масса ( m a или m ) — это масса атома . Хотя единицей массы в системе СИ является килограмм (символ: кг), атомную массу часто выражают в не входящей в систему СИ единице дальтон (символ: Да) — эквивалентно единой атомной единице массы (е. м. д. ) . 1 Да определяется как 1 ⁄ 12 массы свободного атома углерода-12, находящегося в состоянии покоя в основном состоянии. [1] Протоны и нейтроны ядра составляют почти всю общую массу атомов, а электроны и энергия связи ядра вносят незначительный вклад. [2] Таким образом, числовое значение атомной массы , выраженное в дальтонах, имеет почти такое же значение, как и массовое число . Преобразование между массой в килограммах и массой в дальтонах можно выполнить с помощью атомной массовой константы .
Формула, используемая для преобразования, следующая: [3] [4]
где — константа молярной массы , — постоянная Авогадро , [5] и — экспериментально определенная молярная масса углерода-12. [6]
Относительную изотопную массу (см. раздел ниже) можно получить, разделив атомную массу m a изотопа на атомную массовую константу m u , что даст безразмерное значение . Таким образом, атомная масса атома углерода-12 равна12 Да по определению, но относительная изотопная масса атома углерода-12 равна просто 12. Сумма относительных изотопных масс всех атомов в молекуле — это относительная молекулярная масса.
Атомная масса изотопа и относительная изотопная масса относятся к определенному изотопу элемента. Поскольку вещества обычно не являются изотопно чистыми, удобно использовать элементарную атомную массу , которая является средней ( средней ) атомной массой элемента, взвешенной по распространенности изотопов. Безразмерный (стандартный) атомный вес является взвешенной средней относительной изотопной массой (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 потери массы энергии связи (согласно E = mc2 ).
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 является безразмерным числом без единиц. Эта потеря единиц является результатом использования масштабного коэффициента относительно стандарта углерода-12, и слово «относительный» в термине «относительная изотопная масса» относится к этому масштабированию относительно углерода-12.
Относительная изотопная масса, таким образом, является массой данного изотопа (в частности, любого отдельного нуклида ), когда это значение масштабируется массой углерода-12 , где последняя должна быть определена экспериментально. Эквивалентно, относительная изотопная масса изотопа или нуклида является массой 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 равна ровно 12 дальтон . С другой стороны, атомная масса атома углерода-12 может быть выражена в любых других единицах массы: например, атомная масса атома углерода-12 равна1,992 646 882 70 (62) × 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 (определенная разновидность атомного веса в том смысле, что она стандартизирована). Однако, как отмечено во введении, атомная масса является абсолютной массой, в то время как все остальные термины являются безразмерными. Относительная атомная масса и стандартный атомный вес представляют собой термины для (взвешенных по распространенности) средних значений относительных атомных масс в элементарных образцах, 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 быть только одним изотопом (нуклидом) за раз, и не является средневзвешенным по распространенности значением, как в случае относительной атомной массы/атомного веса. Атомная масса или относительная изотопная масса каждого изотопа и нуклида химического элемента, таким образом, является числом, которое в принципе может быть измерено с высокой точностью, поскольку каждый образец такого нуклида, как ожидается, будет в точности идентичен любому другому образцу, поскольку все атомы данного типа в том же энергетическом состоянии и каждый образец конкретного нуклида, как ожидается, будут в точности идентичен по массе любому другому образцу этого нуклида. Например, каждый атом кислорода-16, как ожидается, будет иметь точно такую же атомную массу (относительную изотопную массу), как и каждый другой атом кислорода-16.
В случае многих элементов, имеющих 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 нулевой и не влияет на большинство объемных расчетов. Однако такая ошибка может существовать и даже быть важной при рассмотрении отдельных атомов для элементов, которые не являются мононуклидными.
Для немононуклидных элементов, имеющих более одного общего изотопа, численная разница в относительной атомной массе (атомном весе) 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 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 случая углерода-12) не равны точно целому числу по двум причинам:
Отношение атомной массы к массовому числу (количеству нуклонов) варьируется от0,998 838 1346 (51) для 56 Fe в1.007 825 031 898 (14) за 1 H.
Любой дефект массы, обусловленный энергией ядерной связи , экспериментально составляет малую долю (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 массы связи для большинства атомов составляет еще меньшую долю дальтона ( единая атомная единица массы , основанная на углероде-12). Поскольку свободные протоны и нейтроны отличаются друг от друга по массе на малую долю дальтона (1,388 449 33 (49) × 10 −3 Да ), [9] округление относительной изотопной массы или атомной массы любого заданного нуклида, заданной в дальтонах, до ближайшего целого числа всегда дает число нуклонов или массовое число. Кроме того, число нейтронов ( нейтронное число ) затем может быть получено путем вычитания числа протонов ( атомного числа ) из массового числа (числа нуклонов).
Величина отклонения отношения атомных масс к массовому числу от 1 следующая: отклонение начинается с положительного значения при водороде -1, затем уменьшается, пока не достигнет локального минимума при гелии -4. Изотопы лития, бериллия и бора связаны менее прочно, чем гелий, о чем свидетельствуют их увеличивающиеся отношения массы к массовому числу.
В углероде отношение массы (в дальтонах) к массовому числу определяется как 1, а после углерода оно становится меньше единицы, пока не будет достигнуто минимум у железа-56 (с лишь немного более высокими значениями для железа-58 и никеля-62 ), затем увеличивается до положительных значений в тяжелых изотопах с увеличением атомного номера. Это соответствует тому факту, что ядерное деление 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 (за исключением гелия) производит энергию, тогда как синтез в элементах тяжелее кальция требует энергии. Слияние двух атомов 4 He с образованием бериллия-8 потребовало бы энергии, и бериллий быстро снова распался бы. 4 He может сливаться с тритием ( 3 H) или с 3 He; эти процессы происходили во время нуклеосинтеза Большого взрыва . Образование элементов с более чем семью нуклонами требует слияния трех атомов 4He в тройном альфа-процессе , пропуская литий, бериллий и бор для получения углерода-12.
Вот некоторые значения отношения атомной массы к массовому числу: [10]
Прямое сравнение и измерение масс атомов осуществляется с помощью масс-спектрометрии .
Аналогичные определения применимы к молекулам . Можно рассчитать молекулярную массу соединения, сложив атомные массы (не стандартные атомные веса) его составляющих атомов. Наоборот, молярная масса обычно вычисляется из стандартных атомных весов (не атомных или нуклидных масс). Таким образом, молекулярная масса и молярная масса немного отличаются по числовому значению и представляют собой разные концепции. Молекулярная масса — это масса молекулы, которая является суммой ее составляющих атомных масс. Молярная масса — это среднее значение масс составляющих молекул в химически чистом, но изотопно неоднородном ансамбле. В обоих случаях необходимо учитывать множественность атомов (количество раз, когда это встречается), обычно путем умножения каждой уникальной массы на ее множественность.
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 ) изначально определялась относительно массы самого легкого элемента, водорода, которая была принята за 1,00, а в 1820-х годах гипотеза Праута утверждала, что атомные массы всех элементов окажутся точными кратными массе водорода. Однако Берцелиус вскоре доказал, что это даже приблизительно не соответствует истине, и для некоторых элементов, таких как хлор, относительная атомная масса, равная примерно 35,5, попадает почти точно посередине между двумя целыми кратными массе водорода. Еще позже было показано, что это в значительной степени связано со смесью изотопов, и что атомные массы чистых изотопов, или нуклидов , кратны массе водорода с точностью около 1%.
В 1860-х годах Станислао Канниццаро уточнил относительные атомные массы, применив закон Авогадро (в частности, на конгрессе в Карлсруэ 1860 года). Он сформулировал закон для определения относительных атомных масс элементов: различные количества одного и того же элемента, содержащиеся в различных молекулах, являются целыми кратными атомного веса , и определил относительные атомные массы и молекулярные массы, сравнивая плотность паров набора газов с молекулами, содержащими один или несколько рассматриваемых химических элементов. [11]
В 20 веке, до 1960-х годов, химики и физики использовали две разные шкалы атомной массы. Химики использовали шкалу «атомной единицы массы» (а.е.м.), так что природная смесь изотопов кислорода имела атомную массу 16, в то время как физики присвоили то же число 16 только атомной массе наиболее распространенного изотопа кислорода ( 16O , содержащего восемь протонов и восемь нейтронов). Однако, поскольку кислород-17 и кислород-18 также присутствуют в природном кислороде, это привело к двум разным таблицам атомной массы. Единая шкала, основанная на углероде-12, 12C , удовлетворяла потребность физиков в том, чтобы основать шкалу на чистом изотопе, будучи при этом численно близкой к шкале химиков. Это было принято в качестве «единой атомной единицы массы». Текущая Международная система единиц (СИ) в первую очередь рекомендует название этой единицы — 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 заменяется на « относительную атомную массу» в большинстве современных терминов. Этот сдвиг в номенклатуре восходит к 1960-м годам и стал источником многочисленных споров в научном сообществе, которые были вызваны принятием единой атомной единицы массы и осознанием того, что вес в некотором смысле является неподходящим термином. Аргументом в пользу сохранения термина «атомный вес» было прежде всего то, что это был хорошо понятный термин для тех, кто работает в этой области, что термин «атомная масса» уже использовался (в том виде, в котором он определен в настоящее время) и что термин «относительная атомная масса» 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 было изменено, 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 термину «стандартная относительная атомная масса».
