Атомска маса

Атомска маса (m_a) је маса атома. Њена јединица је униформна јединица атомске масе (скраћено u)^[1] где је 1 јединица униформне атомске масе дефинисана као ¹⁄₁₂ масе једног атома угљеника-12, у мировању.^[2]^[3]^[4] За атоме, протони и неутрони нуклеуса сачињавају скоро сву масу, и атомска маса мерена са у јединицама има скоро исту вредност као масени број.

Кад је подељена јединицама униформне атомске масе, или далтонима (скраћено Da), да се формира чист нумерички однос, атомска маса атома постаје бездимензиона величина звана релативна изотопска маса (види секцију испод). Стога, атомска маса атома угљеника-12 је 12 u (или 12 Da), док је релативна изотопска маса атома угљеника-12 једноставно 12.

Атомска маса или релативна изотопска маса се односи на масу појединачне честице, и стога је везана за одређени специфични изотоп елемента. Бездимензиона стандардна атомска тежина се уместо тога односи на просечне (математички просек) вредности атомске масе типичне смеше изотопа која се јавља у природи за узорак елемента.^[5]^[6] Вредности атомске масе се стога обично наводе са знатно већим бројем значајних цифара од атомских тежина. Стандардна атомска тежина је повезана са атомском масом путем рангирања заступљености изотопа сваког елемента. Она је обично приближно иста са атомском масом најзаступљенијег изотопа, осим онога што изгледа као (али заправо није) заокруживање разлике.

Атомска маса атома, јона, или атомског језгра је нешто мања од суме маса њихових протона, неутрона, и електрона, услед губитка масе енергије везивања (у складу са $Е = мц 2$ ).^[7]

Релативна изотопска маса: исти квантитет као атомска маса, али са различитим јединицама

Релативну изотопску масу (својство појединачног атома) не треба мешати с просечном количином атомском тежином, која је средња вредност за мноштво атома у датом узорку хемијског елемента.

Релативна изотопска маса је слична атомској маси и има једнаку нумеричку вредност као атомска маса, кад год се атомска маса изражава у униформним атомским масеним јединицама. Једина разлика у том случају је да је релативна изотопска маса чист број без јединица. Овај губитак јединице резултат је коришћења односа скалирања са стандардом угљеником-12, а реч „релативни” у изразу „релативна изотопска маса” односи се на ово скалирање релативно на угљеник-12.

Релативна изотопска маса је маса датог изотипа (специфично, појединачног нуклида), када је ова вредност скалирана масом угљеника-12, при чему је каснија једнака 12. Еквивалентно томе, релативна изотопска маса изотопа или нуклида је маса изотопа релативно на 1/12 масе атома угљеника-12.

На пример, релативна изотопска маса атома угљеник-12 је тачно 12. Поређења ради, атомска маса атома угљеника-12 је тачно 12 далтона или 12 униформних атомских масених јединица. Алтернативно, атомска маса атома угљеника-12 се може изразити у било којим другим масеним јединицама: на пример, атомска маса атома угљеник-12 је око 1,998467052 × 10⁻²⁶ килограма.

Једино угљеник-12 има тачно целобројну вредност релативне изотопске масе. Као што је случај са сродном атомском масом кад је изражена у униформним атомским јединицама масе или далтонима, релативни изотопским масени бројеви нуклида изузев угљеника-12 нису целобројни, али су увек близо целих бројева.

Слични термини за различите квантитете

Атомска маса и релативна изотопска маса се понекад погрешно, или инкоректно користе, као синоними стандардне атомске тежине (такође познате као атомска тежина). Међутим, као што је наведено у уводу, атомска тежина и стандардна атомска тежина представљају термине који се односе на (усредњене узумајући у обзир заступљеност) просечне атомске масе у узорцима елемената, а не на појединачне нуклиде. Као такве, атомска тежина и стандардна атомска тежина се често нумерички разликују од релативне изотопске масе и атомске масе, и оне могу да имају различите јединице од атомске масе кад та величина није изражена у униформним атомским јединицама масе.

Атомска маса (релативна изотопска маса) се дефинише као маса појединачног атома, тако да се може односити на само један изотоп (нуклид), и не представља просечну вредност зависну од заступљености, као што је то случај са релативном атомском масом/атомском тежином. Атомска маса или релативна изотопска маса сваког изотопа и нуклида хемијског елемента је стога број који у принципу може да буде мерен са веома великом прецизношћу. Сваки узорак таквог нуклида идентичан са сваким другим узорком, јер су сви атоми датог типа у истом енергетском стању, и за сваки узорак датог нуклида се може очекивати да има идентичну масу са сваким са сваким другим узорком тог нуклида. На пример, сваки атом кисеоника-16 има исту атомску масу (релативну изотопску масу) као сваки други атом кисеоника-16.

У случају многих елемената који имају један природни изотоп (мононуклидни елементи) или један доминантни изотоп, стварна нумеричка сличност/разлика између атомске масе најзаступљенијег изотопа, и (стандардне) релативне атомске масе или (стандардне) атомске тежине могу да буду мале или чак једнаке нули, и немају утицаја на већину свеукупних прорачуна. Међутим, грешка се може јавити и може да буде и значајна кад се разматрају индивидуални атоми елемената који нису мононуклидни.

За елементе који нису мононуклидни који имају више од једног знатно заступљеног изотопа, нумеричке разлике релативних атомских маса (атомских тежина) од најзаступљенијих релативних изотопских маса, могу да буду половину масене јединце или више (е.г. погледајте случај хлора, где су атомска тежина и стандардна атомска тежина око 35,45). Атомска маса (релативна изотопска маса) мало заступљеног изотопа се може разликовати од релативне атомске масе, атомске тежине, или стандардне атомске тежине, за неколико масених јединица.

Атомске масе изражене у униформним атомским јединицама масе (и.е. релативним изотопским масама) су увек близо целобројних вредности, мада никад нису (изузев у случају угљеника-12) цео број, из два раузлога:

протони и неутрони имају различите масе, и различити нуклиди имају различите односе протона и неутрона.
атомске масе су редуковане, у различитим мерама, њиховим енергијама везивања.

Однос атомске масе и масеног броја (броја нуклеона) варира од око 0,99884 за ⁵⁶Fe до 1,00782505 фор ¹H.

Сваки масени дефекат услед нукеларне енергије везивања је експериментално мала фракција (мање од 1%) масе једнаке броју слободних нуклеона. Када се упореди са просечном масом по нуклеону у угљенику-12, који је умерено снажно везан у поређењу са другим атомима, дефекат масе везивања за већину атома је још мањи део далтона (униформне атомске јединице масе, базиране на угљенику-12). Пошто се слободни протони и неутрони међусобно разликују по маси за малу фракцију далтона (око 0,0014 u), заокруживање релативне изотопске масе, или атомске масе било ког датог нуклида у далтонима на најближи цео број увек даје нуклеонски број, или масени број. Додатно, неутронски број се може извести одузимањем броја протона (атомског броја) од масеног броја (нуклеонског броја).

Види још

Референце

^ Баррy Н Таyлор (2009). „Молар масс анд релатед qуантитиес ин тхе Неw СИ”. Метрологиа. 46 (3): Л16—Л19. С2ЦИД 115540416. дои:10.1088/0026-1394/46/3/Л01.
^ ИУПАЦ. „атомиц масс”. Компендијум хемијске терминологије (Интернет издање).
^ Интернатионал Унион оф Пуре анд Апплиед Цхемистрy (1980). „Атомиц Wеигхтс оф тхе Елементс 1979”. Пуре Аппл. Цхем. 52 (10): 2349—84. дои:10.1351/пац198052102349.
^ International Union of Pure and Applied Chemistry (1993). Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry, 2nd edition, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8. пп. 41. Electronic version.
^ Wieser, M. E (2006). „Atomic weights of the elements 2005 (IUPAC Technical Report)” (PDF). Pure and Applied Chemistry. 78 (11): 2051—2066. S2CID 94552853. doi:10.1351/pac200678112051.
^ „IUPAC Goldbook”. Compendium of Chemical Terminology. doi:10.1351/goldbook.S05907  . Приступљено 12. 7. 2019. „standard atomic weights: Recommended values of relative atomic masses of the elements revised biennially by the IUPAC Commission on Atomic Weights and Isotopic Abundances and applicable to elements in any normal sample with a high level of confidence. A normal sample is any reasonably possible source of the element or its compounds in commerce for industry and science and has not been subject to significant modification of isotopic composition within a geologically brief period.”
^ Atomic mass, Encyclopædia Britannica on-line

Literatura

Chang, Raymond (2005). Physical Chemistry for the Biosciences. стр. 5. ISBN 978-1-891389-33-7.
Mills, Ian; Cvitaš, Tomislav; Homann, Klaus; Kallay, Nikola; Kuchitsu, Kozo (1993). Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry International Union of Pure and Applied Chemistry; Physical Chemistry Division (2nd изд.). International Union of Pure and Applied Chemistry and published for them by Blackwell Science Ltd. ISBN 978-0-632-03583-0.
„Consultative Committee for Units (CCU); Report of the 15th meeting (17–18 April 2003) to the International Committee for Weights and Measures” (PDF). Приступљено 14. 8. 2010.
International Standard ISO 80000-1:2009 – Quantities and Units – Part 1: General. International Organization for Standardization. 2009.
International Standard ISO 80000-10:2009 – Quantities and units – Part 10: Atomic and nuclear physics, International Organization for Standardization, 2009
„Instructions to Authors”. AoB Plants. Oxford journals; Oxford University Press. Архивирано из оригинала 2011-11-03. г. Приступљено 2010-08-22.
„Author guidelines”. Rapid Communications in Mass Spectrometry. Wiley-Blackwell. 2010.
Berg, Jeremy M.; Tymoczko, John L.; Stryer, Lubert (2007). „2”. Biochemistry (6th изд.). стр. 35. ISBN 978-0-7167-8724-2.
Kelter, Paul B.; Mosher, Michael D.; Scott, Andrew (2008). Chemistry: The Practical Science. 10. стр. 60. ISBN 978-0-547-05393-6.
Perrin, Jean (1909). „Mouvement brownien et réalité moléculaire”. Annales de Chimie et de Physique. 8^e Série. 18: 1—114. Extract in English, translation by Frederick Soddy.
Bureau International des Poids et Mesures (2019): The International System of Units (SI), 9th edition, English version, page 146. Available at the BIPM website.
Petley, B. W. (1989). „The atomic mass unit”. IEEE Trans. Instrum. Meas. 38 (2): 175—179. doi:10.1109/19.192268.
Holden, Norman E. (2004). „Atomic Weights and the International Committee—A Historical Review”. Chemistry International. 26 (1): 4—7.
International Bureau for Weights and Measures (2017): Proceedings of the 106th meeting of the International Committee for Weights and Measures (CIPM), 16-17 and 20 October 2017, page 23. Available at the BIPM website Архивирано 2021-02-21 на сајту Wayback Machine
Интернатионал Буреау фор Wеигхтс анд Меасурес (2018): Ресолутионс Адоптед - 26тх Цонференце Гéнéрале дес Поидс ет Месурес Архивирано 2018-11-19 на сајту Wayback Machine. Аваилабле ат тхе БИПМ wебсите
„ИУПАП: Ц2: Репорт 2005”. Приступљено 2018-07-15.
Лосцхмидт, Ј. (1865). „Зур Грöссе дер Луфтмолекüле”. Ситзунгсберицхте дер Каисерлицхен Академие дер Wиссенсцхафтен Wиен. 52 (2): 395—413. Енглисх транслатион.
(1974): Интродуцтион то тхе цонстантс фор нонеxпертс, 1900–1920 Фром тхе Енцyцлопаедиа Британница, 15тх едитион; репродуцед бy НИСТ. Аццессед он 2019-07-03
Лехманн, Х. П.; Фуентес-Ардериу, X.; Бертелло, L. Ф. (2016-02-29). „Унифиед Атомиц Масс Унит”. дои:10.1515/иупац.68.2930  .
Буреау Интернатионал дес Поидс ет Месурес (1971): 14тх Цонференце Гéнéрале дес Поидс ет Месурес Архивирано 2020-09-23 на сајту Wayback Machine Аваилабле ат тхе БИПМ wебсите.

Спољашње везе

NIST relative atomic masses of all isotopes and the standard atomic weights of the elements
AME2003 Atomic Mass Evaluation Архивирано на сајту Wayback Machine (11. јануар 2019) from the National Nuclear Data Center

[1] Баррy Н Таyлор (2009). „Молар масс анд релатед qуантитиес ин тхе Неw СИ”. Метрологиа. 46 (3): Л16—Л19. С2ЦИД 115540416. дои:10.1088/0026-1394/46/3/Л01.

[2] ИУПАЦ. „атомиц масс”. Компендијум хемијске терминологије (Интернет издање).

[IUPAC1979-3] Интернатионал Унион оф Пуре анд Апплиед Цхемистрy (1980). „Атомиц Wеигхтс оф тхе Елементс 1979”. Пуре Аппл. Цхем. 52 (10): 2349—84. дои:10.1351/пац198052102349.

[GreenBook-4] International Union of Pure and Applied Chemistry (1993). Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry, 2nd edition, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8. пп. 41. Electronic version.

[5] Wieser, M. E (2006). „Atomic weights of the elements 2005 (IUPAC Technical Report)” (PDF). Pure and Applied Chemistry. 78 (11): 2051—2066. S2CID 94552853. doi:10.1351/pac200678112051.

[goldbook-s05907-6] „IUPAC Goldbook”. Compendium of Chemical Terminology. doi:10.1351/goldbook.S05907  . Приступљено 12. 7. 2019. „standard atomic weights: Recommended values of relative atomic masses of the elements revised biennially by the IUPAC Commission on Atomic Weights and Isotopic Abundances and applicable to elements in any normal sample with a high level of confidence. A normal sample is any reasonably possible source of the element or its compounds in commerce for industry and science and has not been subject to significant modification of isotopic composition within a geologically brief period.”

[7] Atomic mass, Encyclopædia Britannica on-line

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]