Атомная масса

Эта статья нуждается в обновлении . Причина этого заключается в следующем: он должен отражать новое определение базовых единиц СИ в 2019 году , которое вступило в силу 20 мая 2019 года. Обновите эту статью, чтобы отразить недавние события или новую доступную информацию. ( Январь 2020 г. )

Стилизованный лития -7 атом: 3 протоны, нейтроны, 4 и 3 электроны (электроны всего ~ ¹ / ₄₃₀₀ - й 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 ( м или м ) представляет собой массу из атома . Несмотря на то, СИ единица массы килограмм (символ: кг), атомная масса часто выражается в не-SI блока дальтон (символ: Da или U) , где 1 дальтон определяется как ¹ / ₁₂ от массы одиночный атом углерода-12 в состоянии покоя. ^[1] В протонах и нейтроны по ядру счета для почти всех от общей массы атомов, с электронами иэнергия связи ядра 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 атомной постоянной массы .${\ displaystyle m _ {\ rm {u}} = {{m ({\ rm {^ {12} C}})} \ over {12}} = 1 \ {\ rm {Da}}}$

Формула, используемая для преобразования: ^{[2] [3]}

${\ displaystyle 1 \ {\ rm {Da}} = m _ {\ rm {u}} = {M _ {\ rm {u}} \ over {N _ {\ rm {A}}}} = {M (^ { 12} C) \ over {12 \ N _ {\ rm {A}}}} = 1.660 \ 539 \ 066 \ 60 (50) \ times 10 ^ {- 27} \ \ mathrm {kg},}$

где - постоянная молярной массы , - постоянная Авогадро и - экспериментально определенная молярная масса углерода-12.${\ displaystyle M _ {\ rm {u}}}$${\ displaystyle N _ {\ rm {A}}}$${\ Displaystyle М (^ {12} \ mathrm {C})}$

Относительная масса изотопная (см раздел ниже) может быть получена путем деления атомной массы м _A изотопа от атомной массы постоянная т _U что дает значение безразмерному . 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 относятся к определенному конкретному изотопу элемента. Поскольку вещества обычно не являются изотопно чистыми, удобно использовать атомную массу элемента, которая представляет собой среднюю ( среднюю ) атомную массу элемента, взвешенную по содержанию изотопов. Безразмерный ( атомный вес , стандарт) представляет собой взвешенную среднюю относительная изотопная масса (типичной 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 (на E = mc ² ).

Относительная изотопная масса [ править ]

Относительную изотопную массу (свойство отдельного атома) не следует путать со средней атомной массой (см. Выше), то есть средним значением 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 , причем последняя должна определяться 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 составляет ровно 12. Для сравнения, атомная масса атома углерода-12 составляет ровно 12 дальтон . В качестве альтернативы, атомная масса атома углерода-12 может быть выражена в любых других единицах массы: например, атомная масса атома углерода-12 составляет около1.998 467 052 × 10 ⁻²⁶  кг .

Как и в случае с соответствующей атомной массой, выраженной в дальтонах , относительные изотопные массовые числа нуклидов, кроме углерода-12, не являются целыми числами, но всегда близки к целым числам. Более подробно это обсуждается ниже.

Похожие термины для разных количеств [ править ]

Атомная масса или относительная изотопная масса иногда путают или неправильно используют как синонимы относительной атомной массы (также известной как атомный вес) или стандартного атомного веса (особая разновидность атомной массы в том смысле, что она стандартизирована). Однако, как отмечалось 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 одного атома, который может быть только одним изотопом.(нуклида) за один раз, и не является средневзвешенным по содержанию, как в случае относительной атомной массы / атомной массы. Следовательно, атомная масса или относительная изотопная масса каждого изотопа и нуклида химического элемента является числом, которое в принципе может быть измерено 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 (стандартной) атомной массой может быть небольшой. или даже nil, 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, численное различие 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 атомарный вес) вес и стандартная атомная масса 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 целочисленным значениям, но никогда (за исключением случая углерода-12) точно целым числам по двум причинам:

• протоны и нейтроны имеют разные массы, а разные нуклиды имеют разное соотношение протонов и нейтронов.
• атомные массы уменьшаются в разной степени их энергиями связи .

Отношение атомной массы к массовому числу (числу нуклонов) варьируется от 0,99884 для ⁵⁶ Fe до 1,00782505 для ¹ H.

Любой дефект массы из-за энергии связи ядра экспериментально составляет небольшую часть (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 , основанная на углероде. 12). Поскольку свободные протоны и нейтроны отличаются друг от друга по массе на небольшую долю дальтона (около 0,0014 Да ), округление относительной изотопной массы или атомной массы любого данного нуклида в дальтонах до ближайшего целого числа всегда дает нуклон count, или массовое число. Дополнительно подсчет нейтронов ( нейтронное число) может быть затем получен путем вычитания количества протонов ( атомного номера ) из массового числа (количества нуклонов).

Массовые дефекты в атомных массах [ править ]

Величина, на которую отношение атомных масс к массовому числу отклоняется от 1, выглядит следующим образом: отклонение начинается положительным при водороде -1, затем уменьшается, пока не достигает локального минимума при 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 до тех пор, пока не будет достигнут минимум на уровне железа-56 (с лишь немного более высокими значениями 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 дает 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 кальциятребует энергии. Слияние двух атомов ⁴ He с образованием бериллия-8 потребует энергии, и бериллий снова быстро развалится. ⁴ Он может плавиться с тритием ( ³ H) или с ³ He; эти процессы произошли во время нуклеосинтеза Большого взрыва . Для образования элементов с более чем семью нуклонами требуется слияние трех атомов ⁴ He в тройном альфа-процессе , пропуская литий, бериллий и бор с образованием углерода-12.

Вот некоторые значения отношения атомной массы к массовому числу:

Измерение атомных масс [ править ]

Прямое сравнение и измерение масс атомов достигается с помощью масс-спектрометрии .

Связь между атомными и молекулярными массами [ править ]

Аналогичные определения применимы к молекулам . Можно вычислить молекулярную массу соединения, добавив атомные массы или массы нуклидов (а не стандартные атомные массы) составляющих его атомов (нуклидов). И наоборот, молярная масса обычно вычисляется из стандартных атомных весов.(не атомные или нуклидные массы). Таким образом, молекулярная масса и молярная масса немного различаются по числовому значению 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.

История [ править ]

Первые ученые , чтобы определить относительные атомные массы были Джон Дальтон и Томаса Томсон между 1803 и 1805 и Берцелиусом между 1808 и 1826. Относительной атомной массой ( Атомный весом ) было первоначально определены по отношению к тому , что из самого легких элементов, водород, который был взят как 1.00, а в 1820- х годах гипотеза Праутазаявил, что атомные массы всех элементов окажутся точными кратными массам водорода. Однако Берцелиус вскоре доказал, что это не было даже приблизительно правдой, и для некоторых элементов, таких как хлор, относительная атомная масса, составляющая около 35,5, находится почти точно посередине между двумя целыми кратными массой водорода. Еще позже было показано, что это в значительной степени связано со смесью изотопов и тем, 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 в 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 атомному весу, и определил относительные атомные массы и молекулярные массы, сравнивая плотность пара в совокупности газов с молекулы, содержащие один или несколько рассматриваемых химических элементов. ^[4]

В 20-м 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 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 двум различным таблицам атомных масс. Единая шкала на основе углерода-12, ¹²C удовлетворяет потребность физиков основывать шкалу на чистом изотопе, будучи численно близким к шкале химиков. Это было принято как «единая атомная единица массы». Текущая международная система единиц (СИ) рекомендует в качестве названия этой единицы использовать дальтон и символ «Да». Название «единая атомная единица массы» и символ «u» являются признанными названиями и символами для одной и той же единицы. ^[5]

Термин « атомная масса» постепенно отменяется и заменяется термином « относительная атомная масса» , который используется в большинстве случаев. Этот сдвиг в номенклатуре восходит к 1960-м годам и был источником многих дискуссий в научном сообществе, которые были вызваны принятием единой атомной единицы массы и осознанием того, что вес был в некотором смысле неподходящим термином. 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 одного атома данного нуклида, выраженная безразмерно по отношению к 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 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 ^[6], поскольку простая замена «атомного веса» на «относительную атомную массу» привела бы к термину « стандартная относительная атомная масса ".

См. Также [ править ]

• Атомный номер
• Атомная единица массы
• Изотоп
• Изотопная геохимия
• Молекулярная масса
• Жан Стас

Ссылки [ править ]

Внешние ссылки [ править ]

• Относительные атомные массы всех изотопов и стандартные атомные массы элементов по NIST
• Оценка атомной массы AME2003 от Национального центра ядерных данных