Атомная масса: различия между версиями

'''А́томная ма́сса''', ''относи́тельная а́томная ма́сса'' (устаревшее название — ''атомный вес'') — значение [[Масса|массы]] [[атом]]а, выраженное в [[атомная единица массы|атомных единицах массы]]. Определяется как отношение массы атома данного элемента к {{frac|1/|12}} массы нейтрального атома изотопа [[Углерод-12|углерода {{sup|12}}C]]. Из определения следует, что относительная атомная масса является [[Безразмерная величина|безразмерной величиной]]<ref>{{книга |автор=Чертов А. Г. |заглавие=Единицы физических величин |ответственный= |ссылка= |место=М. |издательство=«[[Высшая школа (издательство)|Высшая школа]]» |год=1977 |том= |страниц=287 |страницы= |isbn=}}</ref>.

Одним из фундаментальных свойств атома является его [[масса]]. Абсолютная масса атома — величина, чрезвычайно малая. Так, атом [[водород]]а имеет массу около {{nobr|1,67(…){{e|−24}} г}}.<ref>См. [[Фундаментальные физические постоянные#Некоторые другие физические постоянные]].</ref>. Поэтому в химии (для практических целей) преимущественно и 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 {{frac|1|12}} часть массы нейтрального атома наиболее распространённого [[Изотопы углерода|изотопа углерода]] [[Углерод-12|¹²C]]<ref>поэтомуПоэтому атомная масса этого изотопа по определению равна {{nobr|12 (а. е. м.)}} '''точно'''</ref>. Эта единица измерения массы получила название ''атомная единица массы''. ({{nobr|[[а. е. м.]]}}) или дальтон (Да).

Атомная масса [[химический элемент|химического элемента]] (также «средняя атомная масса», «стандартная атомная масса») является [[Среднее арифметическое взвешенное|средневзвешенной]] атомной массой всех существующих в природе<!--внимание: не обязательно стабильных--> изотопов данного химического элемента с учётом их природной (процентной) [[распространённость изотопов|распространённости]] в [[земная кора|земной коре]] и атмосфере. Именно эта атомная масса представлена в [[периодическая таблица|периодической таблице]] [[Д. И. Менделеев]]а, её используют в [[Стехиометрия|стехиометрических]] расчётах. Атомная масса элемента с нарушенным изотопным соотношением (например, обогащённого каким-либо изотопом) отличается от стандартной. Для [[моноизотопный элемент|моноизотопных элементов]] (таких как [[иод]], [[золото]] {{nobr|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]] {{nobr|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.

Определение [[моль|моля]] (и [[число Авогадро|числа Авогадро]]) выбирается таким образом, чтобы масса одного моля вещества ([[молярная масса]]), выраженная в [[грамм]]ах (на моль), была численно равна атомной (или молекулярной) массе этого вещества. Например, атомная масса железа равна {{nobr|55,847 а. е. м.}} Следовательно, один моль железа (то есть количество атомов железа, равное числу Авогадро, 6≈6,022{{e|23}}) имеет массу {{nobr|55,847 г}}.

При вычислениях атомных масс изначально (с начала XIX века, по предложению [[Дальтон, Джон|Дж. Дальтона]]; см. [[Атомистическая теория Дальтона]]) за [[Единицы измерения массы|единицу массы]] [относительную] принимали массу атома водорода как самого лёгкого элемента и по отношению к нему вычисляли массы атомов др. элементов. Но так как атомные массы большинства элементов определяются, исходя из состава их [[Оксиды|кислородных соединений]], то фактически (де-факто) 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 {{nobr|15,874 : 1}} или, [что то же самое], {{nobr|16 : 1,0079}}, — в зависимости целочисленноеот значениетого, какогок атомакакому братьатому — кислорода либоили 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 {{frac|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, [[Кислород-17|кислорода-17]] и [[Кислород-18|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 {{frac|1/|16}} часть массы атома кислорода {{sup|16}}O. В результате оформирилисьоформились 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<ref>''[[Некрасов, Борис Владимирович|Некрасов Б. В.]]'' Основы общей химии. — 3-е изд. — М.: Химия, 1973. — Том I. — С. 22—27.</ref>. Это неприемлемое положение привело к введению углеродной шкалы атомных масс вместо кислородной.