АТОМНАЯ МАССА
атомный
Колебания природного изотопного
По предложению Дж. Дальтона
Для нахождения А. м. пользуются
Совр. значения А. м. приведены
Лит.: Менделеев Д. И., Основы
с англ., М., 1964; Реми Г.,
А
Б
В
Г
Д
Е
Ё
Ж
З
И
Й
К
Л
М
Н
О
П
Р
С
Т
У
Ф
Х
Ц
Ч
Ш
Щ
Ъ
Ы
Ь
Э
Ю
Я
вес, значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы. Применение
особой единицы для измерения А. м. связано с тем, что массы атомов чрезвычайно
малы (10-22-10-24 г) и выражать их в граммах неудобно.
За единицу А. м. принята 1/
е.) равна (1,660 43± ±0,00031)-10-24 г. Обычно при указании
А. м. обозначение "у. е." опускают. Понятие "А. м." ввёл Дж. Дальтон (1803).
Он же впервые определил А. м. Обширные работы по установлению А. м. были
выполнены в 1-й пол. 19 в. Я. Берцелиусом, позднее Ж. С. Стасом и Т. У.
Ричардсом. В 1869 Д. И. Менделеев открыл закон периодич. зависимости свойств
элементов от А. м. и на его основе исправил А. м. многих известных в то
время элементов (Be, U, La и др.) и, кроме того, предсказал А. м. ещё не
открытых тогда Ga, Ge, Sc. После открытия Ф. Содди (1914) явления изотопии
(см. Изотопы) понятие "А. м." стали относить и к элементам, состоящим из
смеси изотопов, и к отдельным изотопам. Для элементов, к-рые представлены
в природе одним изотопом (напр., F, A1), А. м. элемента совпадает с А.
м. этого изотопа. Если элемент - смесь изотопов, то его А. м. вычисляют
как среднее значение из А. м. отдельных его изотопов, с учётом относит.
содержания каждого из них. Так, природный хлор состоит из изотопов 35С1
(75,53% ) и 37С1 (24,47% ), массы атомов к-рых соответственно
равны 34,964 и 36,961. А. м. элемента С1 равна: (34,964*75,53+36,961*24,47)/100=35,453
состава у большинства элементов пренебрежимо малы (менее 0,003%); поэтому
каждый элемент имеет практически постоянную А. м., являющуюся одной из
важнейших характеристик элемента. Близость к целым числам А. м. элементов,
представленных в природе одним изотопом, объясняется тем, что почти вся
масса атома заключена в его ядре, а массы составляющих ядро протонов и
нейтронов близки к 1. В то же время значения А. м. изотопов (кроме 12С,
масса к-рого принята равной 12,00000) никогда точно не равны целым числам.
Это объясняется, во-первых, тем, что относительные массы нейтрона и протона
немного больше 1 (соответственно 1,008 665 4 и 1,007 276 63), во-вторых,
дефектом массы и, в-третьих, небольшим вкладом в общую массу атома массы
электронов.
(1803) единицей А. м. сначала служила масса атома водорода (водородная
шкал а). В 1818 Берцелиус опубликовал таблицу А. м., отнесённых к А. м.
кислорода, принятой равной 10Э. Система А. м. Берцелиуса господствовала
до 1860-х гг., когда химики опять приняли водородную шкалу. Но в 1906 они
перешли на кислородную шкалу, по к-рой за единицу А. м. принимали 1/
17О,
18О)
А. м. стали указывать по двум шкалам: химической, в основе к-рой лежала
1/
чего в 1961 перешли к единой, углеродной шкале.
различными методами. Часть их основана на экспериментальном определении
молекулярной массы к.-л. соединения данного элемента. В этом случае А.
м. равна доле молекулярной массы, приходящейся на этот элемент, делённой
на число его атомов в молекуле. Точные значения А. м. можно найти, определяя
хим. анализом эквивалент химический элемента (А. м. равна произведению
эквивалента на валентность). С наибольшей точностью (до 0,001% и выше)
А. м. можно определить методом масс-спектроскопии; масс-спектр элемента
даёт сведения о количественном изотопном составе и о массах атомов отдельных
изотопов, на основании чего легко рассчитать А. м. (см. выше пример с 35С1
и 37С1). А. м. вновь синтезируемых элементов оценивают на основе
рассмотрения ядерной реакции их образования.
в статьях о хим. элементах и в статье Периодическая система элементов Д.
И. Менделеева.
химии, 13 изд., т. 1 - 2, М.- Л., 1947; Н е-к р а с о в Б. В., Основы общей
химии, т. 1, М., 1965; П о л и н г Л., Общая химия, пер.
Курс неорганической химии, пер. с нем., т. 1, М., 1963; Д ж у а М., История
химии, пер. с итал., М., 1966. С. С. Бердоносов.