Elemendi suhteline aatommass keemias ja selle määramise ajalugu. Keemiaentsüklopeedia Mis on aatommass, mida see tähendab ja kuidas seda õigesti kirjutada

Aatommass on kõigi aatomi või molekuli moodustavate prootonite, neutronite ja elektronide masside summa. Võrreldes prootonite ja neutronitega on elektronide mass väga väike, mistõttu seda arvutustes arvesse ei võeta. Kuigi see pole formaalselt õige, kasutatakse seda terminit sageli elemendi kõigi isotoopide keskmise aatommassi kohta. See on tegelikult suhteline aatommass, mida nimetatakse ka aatommass element. Aatommass on looduses leiduva elemendi kõigi isotoopide aatommasside keskmine. Keemikud peavad oma tööd tehes neid kahte tüüpi aatommassi eristama – vale aatommass võib näiteks anda vale tulemuse reaktsiooni saagikuse kohta.

Sammud

Aatommassi leidmine elementide perioodilisest tabelist

    Siit saate teada, kuidas aatommassi kirjutatakse. Aatommassi ehk antud aatomi või molekuli massi saab väljendada standardsetes SI ühikutes – grammides, kilogrammides jne. Kuna nendes ühikutes väljendatud aatommassid on aga äärmiselt väikesed, kirjutatakse need sageli ühtsete aatommassi ühikutena ehk lühidalt amu. – aatommassi ühikud. Üks aatommassiühik on võrdne 1/12 standardse isotoobi süsinik-12 massist.

    • Aatommassi ühik iseloomustab massi üks mool antud elementi grammides. See väärtus on praktilistes arvutustes väga kasulik, kuna seda saab kasutada antud aine teatud arvu aatomite või molekulide massi hõlpsaks teisendamiseks moolideks ja vastupidi.

  1. Leidke perioodilisuse tabelist aatommass. Enamik standardseid perioodilisi tabeleid sisaldab iga elemendi aatommassi (aatommassi). Tavaliselt on need loetletud numbritena elemendi lahtri allosas, keemilist elementi tähistavate tähtede all. Tavaliselt pole see täisarv, vaid kümnendmurd.

    Pidage meeles, et perioodilisustabel annab elementide keskmised aatommassid. Nagu varem märgitud, on perioodilisuse tabeli iga elemendi suhtelised aatommassid aatomi kõigi isotoopide masside keskmised. See keskmine väärtus on väärtuslik paljudel praktilistel eesmärkidel: näiteks kasutatakse seda mitmest aatomist koosnevate molekulide molaarmassi arvutamisel. Kui aga tegemist on üksikute aatomitega, siis sellest väärtusest tavaliselt ei piisa.

    • Kuna keskmine aatommass on mitme isotoobi keskmine, siis perioodilisuse tabelis näidatud väärtus seda ei ole täpne mis tahes üksiku aatomi aatommassi väärtus.
    • Üksikute aatomite aatommassid tuleb arvutada, võttes arvesse prootonite ja neutronite täpset arvu ühes aatomis.

Üksiku aatomi aatommassi arvutamine

  1. Leia antud elemendi või selle isotoobi aatomnumber. Aatomarv on prootonite arv elemendi aatomites ja see ei muutu kunagi. Näiteks kõik vesinikuaatomid ja ainult neil on üks prooton. Naatriumi aatomarv on 11, kuna selle tuumas on üksteist prootonit, hapniku aatomarv aga kaheksa, kuna selle tuumas on kaheksa prootonit. Perioodilisest tabelist leiate mis tahes elemendi aatomnumbri - peaaegu kõigis selle standardversioonides on see number näidatud keemilise elemendi tähemärgi kohal. Aatomarv on alati positiivne täisarv.

    • Oletame, et meid huvitab süsinikuaatom. Süsinikuaatomitel on alati kuus prootonit, seega teame, et selle aatomnumber on 6. Lisaks näeme, et perioodilisuse tabelis on süsinikuga (C) raku ülaosas arv "6", mis näitab, et aatom on süsinikuarv on kuus.
    • Pange tähele, et elemendi aatomnumber ei ole perioodilisuse tabelis üheselt seotud selle suhtelise aatommassiga. Kuigi eriti tabeli ülaosas olevate elementide puhul võib tunduda, et elemendi aatommass on kaks korda suurem, ei arvutata seda kunagi aatomarvu kahega korrutamisega.

  2. Leia neutronite arv tuumas. Sama elemendi erinevate aatomite puhul võib neutronite arv olla erinev. Kui sama elemendi kahel aatomil, millel on sama arv prootoneid, on erinev arv neutroneid, on need selle elemendi erinevad isotoobid. Erinevalt prootonite arvust, mis ei muutu kunagi, võib neutronite arv antud elemendi aatomites sageli muutuda, seega kirjutatakse elemendi keskmine aatommass kümnendmurruna, mille väärtus jääb kahe kõrvuti asetseva täisarvu vahele.

    Liitke prootonite ja neutronite arv. See on selle aatomi aatommass. Ignoreeri tuuma ümbritsevate elektronide arvu – nende kogumass on äärmiselt väike, seega ei mõjuta need sinu arvutusi praktiliselt.

Elemendi suhtelise aatommassi (aatommassi) arvutamine

  1. Määrake, millised isotoobid proovis sisalduvad. Keemikud määravad sageli konkreetse proovi isotoopide suhted spetsiaalse instrumendi abil, mida nimetatakse massispektromeetriks. Kuid koolitusel edastatakse need andmed teile ülesannete, testide ja muu sellisena teaduskirjandusest võetud väärtuste kujul.

    • Meie puhul oletame, et tegemist on kahe isotoobiga: süsinik-12 ja süsinik-13.

  2. Määrake iga isotoobi suhteline arvukus proovis. Iga elemendi puhul esinevad erinevad isotoobid erinevates vahekordades. Neid suhteid väljendatakse peaaegu alati protsentides. Mõned isotoobid on väga levinud, teised aga väga haruldased – mõnikord nii haruldased, et neid on raske tuvastada. Neid väärtusi saab määrata massispektromeetria abil või leida teatmeraamatust.

    • Oletame, et süsinik-12 kontsentratsioon on 99% ja süsinik-13 kontsentratsioon on 1%. Muud süsiniku isotoobid tõesti olemas, kuid nii väikestes kogustes, et antud juhul võib need tähelepanuta jätta.

  3. Korrutage iga isotoobi aatommass selle kontsentratsiooniga proovis. Korrutage iga isotoobi aatommass selle arvukuse protsendiga (väljendatuna kümnendkohana). Protsentide kümnendkohaks teisendamiseks jagage need lihtsalt 100-ga. Saadud kontsentratsioonid peaksid alati olema 1.

    • Meie proov sisaldab süsinik-12 ja süsinik-13. Kui süsinik-12 moodustab 99% proovist ja süsinik-13 moodustab 1%, siis korrutage 12 (süsinik-12 aatommass) 0,99-ga ja 13 (süsinik-13 aatommass) 0,01-ga.
    • Teatmeteosed annavad protsendid, mis põhinevad konkreetse elemendi kõigi isotoopide teadaolevatel kogustel. Enamik keemiaõpikuid sisaldab seda teavet raamatu lõpus olevas tabelis. Uuritava proovi puhul saab isotoopide suhtelisi kontsentratsioone määrata ka massispektromeetriga.

  4. Liitke tulemused kokku. Võtke kokku eelmises etapis saadud korrutamistulemused. Selle toimingu tulemusena leiate oma elemendi suhtelise aatommassi – kõnealuse elemendi isotoopide aatommasside keskmise väärtuse. Kui vaadeldakse elementi tervikuna, mitte antud elemendi konkreetset isotoopi, kasutatakse seda väärtust.

    • Meie näites on süsinik-12 puhul 12 x 0,99 = 11,88 ja süsiniku 13 puhul 13 x 0,01 = 0,13. Suhteline aatommass meie puhul on 11,88 + 0,13 = 12,01 .
  • Mõned isotoobid on vähem stabiilsed kui teised: nad lagunevad elementide aatomiteks, mille tuumas on vähem prootoneid ja neutroneid, vabastades osakesed, mis moodustavad aatomituuma. Selliseid isotoope nimetatakse radioaktiivseteks.

Tunni materjalidest saad teada, et osade keemiliste elementide aatomid erinevad massilt teiste keemiliste elementide aatomitest. Õpetaja räägib teile, kuidas keemikud mõõtsid aatomite massi, mis on nii väikesed, et te ei näe neid isegi elektronmikroskoobiga.

Teema: Algsed keemilised ideed

Õppetund: keemiliste elementide suhteline aatommass

19. sajandi alguses. (150 aastat pärast Robert Boyle'i tööd) pakkus inglise teadlane John Dalton välja meetodi keemiliste elementide aatomite massi määramiseks. Vaatleme selle meetodi olemust.

Dalton pakkus välja mudeli, mille kohaselt kompleksaine molekul sisaldab ainult ühte erinevate keemiliste elementide aatomit. Näiteks uskus ta, et veemolekul koosneb 1 vesinikuaatomist ja 1 hapnikuaatomist. Daltoni järgi sisaldavad lihtsad ained ka ainult ühte keemilise elemendi aatomit. Need. hapniku molekul peab koosnema ühest hapnikuaatomist.

Ja siis, teades elementide massiosasid aines, on lihtne kindlaks teha, mitu korda erineb ühe elemendi aatomi mass teise elemendi aatomi massist. Seega uskus Dalton, et elemendi massiosa aines määrab selle aatomi mass.

On teada, et magneesiumi massiosa magneesiumoksiidis on 60% ja hapniku massiosa on 40%. Daltoni arutluskäiku järgides võime öelda, et magneesiumiaatomi mass on 1,5 korda suurem kui hapnikuaatomi mass (60/40 = 1,5):

Teadlane märkas, et vesinikuaatomi mass on väikseim, sest Pole olemas keerulist ainet, milles vesiniku massiosa oleks suurem kui mõne teise elemendi massiosa. Seetõttu tegi ta ettepaneku võrrelda elementide aatomite masse vesinikuaatomi massiga. Ja sel viisil arvutas ta välja keemiliste elementide suhtelise (vesinikuaatomi suhtes) aatommassi esimesed väärtused.

Vesiniku aatommassi võeti ühtsusena. Ja väävli suhtelise massi väärtuseks osutus 17. Kuid kõik saadud väärtused olid kas ligikaudsed või valed, sest tolleaegne katsetehnika polnud kaugeltki täiuslik ja Daltoni oletus aine koostise kohta oli vale.

Aastatel 1807-1817 Rootsi keemik Jons Jakob Berzelius viis läbi ulatuslikud uuringud, et selgitada elementide suhtelist aatommassi. Tal õnnestus saada tänapäevastele lähedasi tulemusi.

Palju hiljem kui Berzeliuse töö, hakati keemiliste elementide aatomite masse võrdlema 1/12 süsinikuaatomi massiga (joonis 2).

Riis. 1. Mudel keemilise elemendi suhtelise aatommassi arvutamiseks

Keemilise elemendi suhteline aatommass näitab, mitu korda on keemilise elemendi aatomi mass suurem kui 1/12 süsinikuaatomi massist.

Suhtelist aatommassi tähistatakse tähega A r, sellel pole mõõtühikuid, kuna see näitab aatomite masside suhet.

Näiteks: A r (S) = 32, s.o. väävliaatom on 32 korda raskem kui 1/12 süsinikuaatomi massist.

1/12 süsinikuaatomi absoluutmass on võrdlusühik, mille väärtus on suure täpsusega arvutatud ja see on 1,66 * 10 -24 g või 1,66 * 10 -27 kg. Seda võrdlusmassi nimetatakse aatommassi ühik (a.e.m.).

Keemiliste elementide suhteliste aatommasside väärtusi pole vaja meelde jätta, need on esitatud mis tahes keemiaõpikus või teatmeteoses, samuti D.I. perioodilises tabelis. Mendelejev.

Arvutamisel ümardatakse suhteliste aatommasside väärtused tavaliselt täisarvudeks.

Erandiks on kloori suhteline aatommass - kloori puhul kasutatakse väärtust 35,5.

1. Ülesannete ja harjutuste kogumik keemias: 8. klass: õpiku juurde P.A. Oržekovski jt. “Keemia, 8. klass” / P.A. Oržekovski, N.A. Titov, F.F. Hegel. – M.: AST: Astrel, 2006.

2. Ušakova O.V. Keemia töövihik: 8. klass: õpiku juurde P.A. Oržekovski ja teised.“Keemia. 8. klass” / O.V. Ušakova, P.I. Bespalov, P.A. Oržekovski; all. toim. prof. P.A. Oržekovski - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (lk 24-25)

3. Keemia: 8. klass: õpik. üldhariduse jaoks institutsioonid / P.A. Oržekovski, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§10)

4. Keemia: inorg. keemia: õpik. 8. klassi jaoks. Üldharidus institutsioonid / G.E. Rudzitis, Fyu Feldman. – M.: Haridus, OJSC “Moskva õpikud”, 2009. (§§8,9)

5. Entsüklopeedia lastele. Köide 17. Keemia / Peatükk. toim.V.A. Volodin, Ved. teaduslik toim. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.

Täiendavad veebiressursid

1. Digitaalsete õpperessursside ühtne kogu ().

2. Ajakirja “Chemistry and Life” elektrooniline versioon ().

Kodutöö

lk.24-25 nr 1-7 keemia töövihikust: 8. klass: õpikule P.A. Oržekovski ja teised.“Keemia. 8. klass” / O.V. Ušakova, P.I. Bespalov, P.A. Oržekovski; all. toim. prof. P.A. Oržekovski - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

Mis on "aatommass"? Kuidas seda sõna õigesti kirjutada. Mõiste ja tõlgendus.

Aatommass Selle suuruse mõiste on läbinud pikaajalisi muutusi vastavalt aatomite kontseptsiooni muutustele. Daltoni teooria (1803) kohaselt on sama keemilise elemendi kõik aatomid identsed ja selle aatommass on arv, mis võrdub nende massi ja teatud standardelemendi aatomi massi suhtega. Umbes 1920. aastaks sai aga selgeks, et looduses leiduvaid elemente on kahte tüüpi: ühtesid esindasid tegelikult identsed aatomid, teistel aga sama tuumalaenguga, kuid erineva massiga aatomid; Seda tüüpi aatomeid nimetati isotoopideks. Daltoni definitsioon kehtib seega ainult esimest tüüpi elementide puhul. Mitme isotoobiga esindatud elemendi aatommass on kõigi selle isotoopide massiarvude keskmine, mis on võetud protsendina, mis vastab nende arvukusele looduses. 19. sajandil Keemikud kasutasid aatommasside määramisel standardina vesinikku või hapnikku. 1904. aastal võeti standardiks 1/16 loodusliku hapniku aatomi keskmisest massist (hapnikuühik) ja vastavat skaalat nimetati keemiliseks. Aatommasside massispektrograafiline määramine viidi läbi 1/16 isotoobi 16O massi põhjal ja vastavat skaalat nimetati füüsikaliseks. 1920. aastatel avastati, et looduslik hapnik koosneb kolme isotoobi segust: 16O, 17O ja 18O. See tõstatas kaks probleemi. Esiteks selgub, et looduslike hapnikuisotoopide suhteline arvukus varieerub veidi, mis tähendab, et keemiline skaala põhineb väärtusel, mis ei ole absoluutne konstant. Teiseks said füüsikud ja keemikud erinevad väärtused sellistele tuletiskonstantidele nagu molaarmahud, Avogadro arv jne. Probleemile leiti lahendus 1961. aastal, kui aatommassi ühikuks (amu) võeti 1/12 massist. süsiniku isotoop 12C (süsiniku ühik). (1 amu ehk 1D (dalton), SI massiühikutes on 1,66057×10-27 kg.) Looduslik süsinik koosneb samuti kahest isotoobist: 12C - 99% ja 13C - 1%, kuid uued väärtused on seotud elementide aatommassid ainult esimesega neist. Selle tulemusena saadi universaalne suhteliste aatommasside tabel. 12C isotoop osutus mugavaks ka füüsiliste mõõtmiste jaoks. MÄÄRAMISE MEETODID Aatommassi saab määrata kas füüsikaliste või keemiliste meetoditega. Keemilised meetodid erinevad selle poolest, et ühes etapis ei kasutata aatomeid endid, vaid nende kombinatsioone. Keemilised meetodid. Aatomiteooria järgi on elementide aatomite arvud ühendites üksteisega seotud väikeste täisarvudena (mitmekordse suhte seadus, mille avastas Dalton). Seetõttu on teadaoleva koostisega ühendi puhul võimalik määrata ühe elemendi mass, teades kõigi teiste massi. Mõnel juhul saab ühendi massi mõõta otse, kuid enamasti leitakse see kaudsete meetoditega. Vaatame mõlemat lähenemist. Al-i aatommass määrati hiljuti järgmiselt. Teadaolevad kogused Al muudeti nitraadiks, sulfaadiks või hüdroksiidiks ja seejärel kaltsineeriti alumiiniumoksiidiks (Al2O3), mille kogus oli täpselt määratud. Kahe teadaoleva massi ning alumiiniumi ja hapniku aatommasside vahelisest seosest (15.9)

Praegu võetakse aatommassi ühikuks 1/12 süsiniku kõige tavalisema isotoobi 12 C neutraalse aatomi massist, seega on selle isotoobi aatommass definitsiooni järgi täpselt 12. Erinevus aatommassi vahel isotoobi ja selle massiarvu nimetatakse liigmassiks (tavaliselt väljendatakse MeV ). See võib olla kas positiivne või negatiivne; selle esinemise põhjuseks on tuumade sidumisenergia mittelineaarne sõltuvus prootonite ja neutronite arvust, samuti prootoni ja neutroni masside erinevus.

Isotoobi aatommassi sõltuvus massiarvust on järgmine: liigmass on vesinik-1 suhtes positiivne, massiarvu suurenedes väheneb ja muutub negatiivseks, kuni saavutatakse raud-56 miinimum, siis hakkab kasvab ja tõuseb raskete nukliidide positiivsete väärtusteni. See vastab asjaolule, et rauast raskemate tuumade lõhustumine vabastab energiat, kergete tuumade lõhustumine aga nõuab energiat. Vastupidi, rauast kergemate tuumade ühinemine vabastab energiat, samas kui rauast raskemate elementide ühinemine nõuab lisaenergiat.

Lugu

Kuni 1960. aastateni määrati aatommass nii, et nukliidi hapnik-16 aatommass oli 16 (hapniku skaala). Hapnik-17 ja hapniku-18 suhe looduslikus hapnikus, mida kasutati ka aatommassi arvutamisel, andis aga tulemuseks kaks erinevat aatommasside tabelit. Keemikud kasutasid skaalat, mis põhines asjaolul, et hapniku isotoopide loodusliku segu aatommass on 16, samas kui füüsikud määrasid sama arvu 16 kõige tavalisema hapniku isotoobi (millel on kaheksa prootonit ja kaheksa neutronit) aatommassile. ).

Lingid


Wikimedia sihtasutus. 2010. aasta.

Vaadake, mis on "aatommass" teistes sõnaraamatutes:

    Aatomi mass, väljendatuna aatommassi ühikutes. Aatomi mass on väiksem kui aatomi moodustavate osakeste (prootonid, neutronid, elektronid) masside summa summa võrra, mille määrab nende interaktsiooni energia (vt näiteks massidefekti) ... Suur entsüklopeediline sõnaraamat

    Aatommass on keemilise elemendi aatomi mass, väljendatuna aatommassiühikutes (a.m.u.). 1 amu eest Aktsepteeritakse 1/12 süsiniku isotoobi massist aatommassiga 12. 1 amu = 1,6605655 10 27 kg. Aatomi mass koosneb kõigi prootonite massidest ja... Tuumaenergia terminid

    aatommass- on elemendi aatomite mass, väljendatuna aatommassi ühikutes. Elemendi mass, mis sisaldab sama arvu aatomeid kui 12 g isotoobi 12C. Üldine keemia: õpik / A. V. Zholnin ... Keemilised terminid

    ATOMIMASS- mõõtmeteta kogus. Kemikaali aatomi mass. element väljendatud aatomiühikutes (vt) ... Suur polütehniline entsüklopeedia

    - (vananenud mõiste aatommass), aatomi massi suhteline väärtus, väljendatuna aatommassi ühikutes (a.m.u.). A.m on väiksem kui koostisosade aatomite masside summa massidefekti kohta. A. m võttis aluseks D. I. Mendelejev. elemendile iseloomulik, kui ... ... Füüsiline entsüklopeedia

    aatommass- - [Ja.N.Luginski, M.S.Fezi Žilinskaja, Ju.S.Kabirov. Inglise-vene elektrotehnika ja energeetika sõnaraamat, Moskva, 1999] Elektrotehnika teemad, põhimõisted EN aatommass ... Tehniline tõlkija juhend

    Aatomi mass, väljendatuna aatommassi ühikutes. Isotoopide segust koosneva keemilise elemendi aatommassiks võetakse isotoopide aatommassi keskmine väärtus, arvestades nende sisaldust protsentides (see väärtus on antud perioodiliselt... ... entsüklopeediline sõnaraamat

    Selle suuruse mõiste on läbinud pikaajalisi muutusi vastavalt aatomite kontseptsiooni muutustele. Daltoni teooria (1803) kohaselt on sama keemilise elemendi kõik aatomid identsed ja selle aatommass on arv, mis on võrdne... ... Collieri entsüklopeedia

    aatommass- santykinė atominė masės statusas T valdkond Standartiseerimine ja metroloogia definis Cheminio elemento vidutinės masės ir nuklido ¹²C atomo masės 1/12 dalies dalmuo. vastavusmenys: engl. aatommass; aatommass; suhteline aatommass vok. Atomimasse…

    aatommass- santykinė atominė masės statusas T valdkond Standartiseerimine ja metroloogia definitsioonid Vidutinės elemento atomų masės ir 1/12 nuklido ¹²C atomo masės dalmuo. vastavusmenys: engl. aatommass; aatommass; suhteline aatommass vok. Atommasse, f;… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas


Üks aatomite põhiomadusi on nende mass. Aatomi absoluutne (tõeline) mass– väärtus on äärmiselt väike. Aatomeid on kaalul võimatu kaaluda, sest selliseid täpseid kaalusid pole olemas. Nende massid määrati arvutuste abil.

Näiteks ühe vesinikuaatomi mass on 0,000 000 000 000 000 000 000 001 663 grammi! Uraaniaatomi, mis on üks raskemaid aatomeid, mass on ligikaudu 0,000 000 000 000 000 000 000 4 grammi.

Uraaniaatomi täpne mass on 3,952 ∙ 10–22 g ja vesinikuaatom, mis on kõigist aatomitest kõige kergem, on 1,673 ∙ 10–24 g.

Väikeste arvudega arvutusi teha on ebamugav. Seetõttu kasutatakse aatomite absoluutmasside asemel nende suhtelisi masse.

Suhteline aatommass

Mis tahes aatomi massi saab hinnata, võrreldes seda teise aatomi massiga (leia nende masside suhe). Alates elementide suhtelise aatommassi määramisest on võrdlusena kasutatud erinevaid aatomeid. Kunagi olid vesiniku- ja hapnikuaatomid ainulaadsed võrdlusstandardid.

Võeti kasutusele suhteliste aatommasside ühtne skaala ja uus aatommassi ühik Rahvusvaheline füüsikute kongress (1960) ja ühinenud Rahvusvahelise Keemikute Kongressiga (1961).

Tänaseni on võrdluse standard 1/12 süsinikuaatomi massist. Seda väärtust nimetatakse aatommassi ühikuks, lühendatult a.u.m.

Aatommassi ühik (amu) – 1/12 süsinikuaatomi mass

Võrdleme, mitu korda erineb vesiniku ja uraani aatomi absoluutmass 1 amu, selleks jagame need arvud üksteisega:

Arvutustes saadud väärtused on elementide suhtelised aatommassid - suhtes 1/12 süsinikuaatomi massist.

Seega on vesiniku suhteline aatommass ligikaudu 1 ja uraani oma 238. Pange tähele, et suhtelisel aatommassil ei ole mõõtühikuid, kuna absoluutmassi ühikud (grammid) tühistatakse jagamisel.

Kõigi elementide suhtelised aatommassid on keemiliste elementide perioodilises tabelis näidatud D.I. Mendelejev. Suhtelise aatommassi tähistamiseks kasutatav sümbol on Аr (täht r on sõna suhteline lühend, mis tähendab suhtelist).

Elementide suhtelisi aatommasse kasutatakse paljudes arvutustes. Reeglina ümardatakse perioodilises tabelis antud väärtused täisarvudeks. Pange tähele, et perioodilise tabeli elemendid on järjestatud suhtelise aatommassi suurenemise järjekorras.

Näiteks määrame perioodilise tabeli abil mitme elemendi suhtelise aatommassi:

Ar(O) = 16; Ar(Na) = 23; Ar(P) = 31.
Kloori suhteline aatommass kirjutatakse tavaliselt 35,5!
Ar(Cl) = 35,5

  • Suhteline aatommass on võrdeline aatomite absoluutmassiga
  • Suhtelise aatommassi määramise standard on 1/12 süsinikuaatomi massist
  • 1 amu = 1,662 ∙ 10-24 g
  • Suhteline aatommass on tähistatud Ar-ga
  • Arvutamiseks ümardatakse suhteliste aatommasside väärtused täisarvudeks, välja arvatud kloor, mille puhul Ar = 35,5
  • Suhtelisel aatommassil pole mõõtühikuid