原子量
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原子量(atomic mass,)又称原子质量[1],符号 ma 或 m,即单一原子的质量,其定义为:
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或
原子量的单位为道尔顿(符号 Da)或 统一原子质量单位(符号 u),也有人使用 amu,但通常不计单位。而1道尔顿的定义为一个碳12原子静止质量的[4]。
原子核的质子和中子几乎占原子总质量的全部,电子和核结合能的贡献很小。虽然原子质量以质子和中子的质量占多数,但元素的原子量不完全等于其质量数,只是质量数大约是原子量最接近的整数而已。
若将原子量除以原子质量常量,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
编辑原子量是于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”。[5]
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
编辑1803年,道尔顿用氢的原子量为1作为相对原子量的基准。
1826年,永斯·贝采利乌斯改为氧原子量的 为基准[6];1860年,J.-S.斯塔建议用氧原子量的 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 的 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[7]。
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
编辑- ^ 原子质量. 术语在线. 全国科学技术名词审定委员会. (简体中文)
- ^ 原子质量. 术语在线. 全国科学技术名词审定委员会. (简体中文)
- ^ 原子量. 术语在线. 全国科学技术名词审定委员会. (简体中文)
- ^ 国际纯化学和应用化学联合会,化学术语概略,第二版。(金皮书)(1997)。在线校正版: (2006–) "atomic mass"。doi:10.1351/goldbook.A00496
- ^ 原子量、相对原子质量,分子量、相对分子质量的定名. [2017-10-13]. (原始内容存档于2020-12-19).
- ^ 測定原子量的艱巨任務. Resources.edb.gov.hk. [2014-03-30]. (原始内容存档于2016-03-05).
- ^ 第二章 第二節 輔助內容. Resources.edb.gov.hk. [2014-03-30].