原子量
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原子量(atomic mass,)又稱原子質量[1],符號 ma 或 m,即單一原子的質量,其定義為:
或
原子量的單位為道爾頓(符號 Da)或 統一原子質量單位(符號 u),也有人使用 amu,但通常不計單位。而1道爾頓的定義為一個碳12原子靜止質量的[4]。
原子核的質子和中子幾乎占原子總質量的全部,電子和核結合能的貢獻很小。雖然原子質量以質子和中子的質量佔多數,但元素的原子量不完全等於其質量數,只是質量數大約是原子量最接近的整數而已。
若將原子量除以原子質量常量,會得到一個無因次量,這個無因次量稱為「相對同位素質量」(relative isotopic mass)。因此碳12的原子量是12u或是12 Da,而一個碳12原子的相對同位素質量就是12。
名詞解釋
[編輯]原子量是於19世紀初由英國科學家約翰·道爾頓提出的,當時重量(weight)和質量(mass)是相同的概念,他說「同一種元素的原子有相同的重量,不同元素的原子有不同的重量」,因此雖然實際指的是原子的質量,但提出的是「atomic weight」這一名詞,含義為「原子的重量」,中文翻譯為「原子量」。[5]
20世紀初,物理學家採用質譜技術測量原子量,後來物理學上改用比較嚴謹的「atomic mass」的名稱,但是「atomic weight」的用法仍然廣泛使用。中文譯名「原子量」不包含「質量」和「重量」之名,因此繼續沿用至今。
計算方法的演變
[編輯]1803年,道爾頓用氫的原子量為1作為相對原子量的基準。
1826年,永斯·貝采利烏斯改為氧原子量的為基準[6];1860年,J.-S.斯塔建議用氧原子量的為基準,沿用了很長時間。
1929年,W.F.吉奧克和H.L.江斯登發現天然氧中存在着、、三種同位素,它們在自然界的分佈不完全均勻,因此用天然氧作為原子量基準就欠妥。後來物理學界改用的作為原子量基準,化學界還沿用原來的基準,從此原子量出現兩種標度,1940年國際原子量委員會確定以1.000275作為兩種標度的換算因子:物理原子量 = 1.000275 × 化學原子量。存在兩種標度必然經常引起混亂[7]。
1959年,在慕尼黑召開的國際純粹應用化學聯合會(International Union of Pure and Applied Chemistry,簡稱IUPAC)上,德國J.H.馬陶赫建議12.0000作為原子量基準,並提交國際純粹與應用化學聯合會考慮,後者於1960年接受這一建議。1961年,在蒙特利爾召開的國際純粹與應用化學聯合會上,正式通過這一新基準。1979年,由國際相對原子質量委員會提出原子量的定義。
參考文獻
[編輯]- ^ 原子质量. 術語在線. 全國科學技術名詞審定委員會. (簡體中文)
- ^ 原子质量. 術語在線. 全國科學技術名詞審定委員會. (簡體中文)
- ^ 原子量. 術語在線. 全國科學技術名詞審定委員會. (簡體中文)
- ^ 國際純化學和應用化學聯合會,化學術語概略,第二版。(金皮書)(1997)。在線校正版: (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]. (原始內容存檔於2020-12-19).
- ^ 測定原子量的艱巨任務. Resources.edb.gov.hk. [2014-03-30]. (原始內容存檔於2016-03-05).
- ^ 第二章 第二節 輔助內容. Resources.edb.gov.hk. [2014-03-30].