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原子量

-7原子:其中有三个质子、四个中子,三个电子(电子质量的和约占原子核总质量的14300)。其质量为7.016 u。罕见的锂-6(质量为6.015u)只有三个中子,因此锂的平均原子量为6.941

原子量(atomic mass),也称原子的质量(atomic mass)或相对原子质量(relative atomic mass),符号maAr,是指单一原子的质量,其单位为原子质量单位(符号u或Da,以往曾用a.m.u) ,定义为一个碳12原子静止质量的[1]。原子质量以质子和中子的质量为主,元素的原子量不完全等于其质量数,只是大约而已

若将原子量除以原子质量单位,会得到一个无量纲量,这个无量纲量称为“相对同位素质量”(relative isotopic mass)。因此碳12的原子量是12u或是12 Da,而一个碳12原子的相对同位素质量就是12。

名词解释

原子量是于19世纪初由英国科学家约翰·道尔顿提出的,当时重量(weight)和质量(mass)是相同的概念,他说“同一种元素的原子有相同的重量,不同元素的原子有不同的重量”,因此虽然实际指的是原子的质量,但提出的是“atomic weight”这一名词,含义为“原子的重量”,中文翻译为“原子量”。[2]

20世纪初,物理学家采用质谱技术测量原子量,后来物理学上改用比较严谨的“atomic mass”的名称,但是“atomic weight”的用法仍然广泛使用。中文译名“原子量”不包含“质量”和“重量”之名,因此继续沿用至今。

计算方法的演变

1803年,道尔顿用的原子量为1作为相对原子量的基准。

1826年,永斯·贝采利乌斯改为原子量的为基准[3];1860年,J.-S.斯塔英语Jean Stas建议用氧原子量的为基准,沿用了很长时间。

1929年,W.F.吉奥克和H.L.江斯登发现天然氧中存在着三种同位素,它们在自然界的分布不完全均匀,因此用天然氧作为原子量基准就欠妥。后来物理学界改用作为原子量基准,化学界还沿用原来的基准,从此原子量出现两种标度,1940年国际原子量委员会确定以1.000275作为两种标度的换算因子:物理原子量 = 1.000275 × 化学原子量。存在两种标度必然经常引起混乱[4]

1959年,在慕尼黑召开的国际纯粹应用化学联合会(International Union of Pure and Applied Chemistry,简称IUPAC)上,德国J.H.马陶赫建议12.0000作为原子量基准,并提交国际纯粹与应用化学联合会考虑,后者于1960年接受这一建议。1961年,在蒙特利尔召开的国际纯粹与应用化学联合会上,正式通过这一新基准。1979年,由国际相对原子质量委员会提出原子量的定义。

参考文献

参见


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