Relatieve atomaire massa van een element in de chemie en de geschiedenis van de bepaling ervan. Chemische encyclopedie Wat is atoommassa, wat betekent het en hoe schrijf je het correct

Atoom massa is de som van de massa's van alle protonen, neutronen en elektronen waaruit een atoom of molecuul bestaat. Vergeleken met protonen en neutronen is de massa van elektronen erg klein, dus er wordt bij de berekeningen geen rekening mee gehouden. Hoewel dit formeel niet correct is, wordt de term vaak gebruikt om te verwijzen naar de gemiddelde atoommassa van alle isotopen van een element. Dit is eigenlijk relatieve atoommassa, ook wel genoemd atoomgewicht element. Atoomgewicht is het gemiddelde van de atoommassa's van alle isotopen van een element dat in de natuur voorkomt. Chemici moeten bij hun werk onderscheid maken tussen deze twee soorten atoommassa; een onjuiste atoommassa kan bijvoorbeeld resulteren in een onjuist resultaat voor de opbrengst van een reactie.

Stappen

Atoommassa vinden uit het periodiek systeem der elementen

Leer hoe atomaire massa wordt geschreven. Atoommassa, dat wil zeggen de massa van een bepaald atoom of molecuul, kan worden uitgedrukt in standaard SI-eenheden: gram, kilogram, enzovoort. Omdat de atoommassa's, uitgedrukt in deze eenheden, echter extreem klein zijn, worden ze vaak geschreven in verenigde atomaire massa-eenheden, of kortweg amu. – atomaire massa-eenheden. Eén atomaire massa-eenheid is gelijk aan 1/12 van de massa van de standaardisotoop koolstof-12.

• De atomaire massa-eenheid karakteriseert de massa één mol van een bepaald element in gram. Deze waarde is erg handig bij praktische berekeningen, omdat deze kan worden gebruikt om de massa van een bepaald aantal atomen of moleculen van een bepaalde stof gemakkelijk om te zetten in mol, en omgekeerd.

1. Zoek de atoommassa in het periodiek systeem. De meeste standaard periodieke tabellen bevatten de atoommassa's (atoomgewichten) van elk element. Meestal worden ze weergegeven als een getal onderaan de elementcel, onder de letters die het chemische element vertegenwoordigen. Meestal is dit geen geheel getal, maar een decimale breuk.

   Bedenk dat het periodiek systeem de gemiddelde atoommassa's van elementen weergeeft. Zoals eerder opgemerkt, zijn de relatieve atoommassa's die voor elk element in het periodiek systeem worden gegeven, het gemiddelde van de massa's van alle isotopen van het atoom. Deze gemiddelde waarde is waardevol voor veel praktische doeleinden: het wordt bijvoorbeeld gebruikt bij het berekenen van de molaire massa van moleculen die uit meerdere atomen bestaan. Als je echter met individuele atomen te maken hebt, is deze waarde meestal niet voldoende.

   • Omdat de gemiddelde atoommassa het gemiddelde is van verschillende isotopen, is de waarde in het periodiek systeem dat niet nauwkeurig de waarde van de atoommassa van een enkel atoom.
   • De atoommassa's van individuele atomen moeten worden berekend, rekening houdend met het exacte aantal protonen en neutronen in een enkel atoom.

Berekening van de atoommassa van een individueel atoom

1. Zoek het atoomnummer van een bepaald element of zijn isotoop. Atoomnummer is het aantal protonen in de atomen van een element en verandert nooit. Bijvoorbeeld alle waterstofatomen, en alleen ze hebben één proton. Het atoomnummer van natrium is 11 omdat het elf protonen in de kern heeft, terwijl het atoomnummer van zuurstof acht is omdat het acht protonen in de kern heeft. Je kunt het atoomnummer van elk element in het periodiek systeem vinden - in bijna alle standaardversies wordt dit nummer aangegeven boven de letteraanduiding van het chemische element. Het atoomnummer is altijd een positief geheel getal.

   • Stel dat we geïnteresseerd zijn in het koolstofatoom. Koolstofatomen hebben altijd zes protonen, dus we weten dat het atoomnummer 6 is. Bovendien zien we dat in het periodiek systeem bovenaan de cel met koolstof (C) het getal "6" staat, wat aangeeft dat het atoom koolstofgetal is zes.
   • Merk op dat het atoomnummer van een element niet uniek gerelateerd is aan zijn relatieve atoommassa in het periodiek systeem. Hoewel het, vooral voor de elementen bovenaan de tabel, kan lijken dat de atoommassa van een element tweemaal het atoomnummer is, wordt deze nooit berekend door het atoomnummer met twee te vermenigvuldigen.

2. Zoek het aantal neutronen in de kern. Het aantal neutronen kan verschillend zijn voor verschillende atomen van hetzelfde element. Wanneer twee atomen van hetzelfde element met hetzelfde aantal protonen een verschillend aantal neutronen hebben, zijn het verschillende isotopen van dat element. In tegenstelling tot het aantal protonen, dat nooit verandert, kan het aantal neutronen in de atomen van een bepaald element vaak veranderen. Daarom wordt de gemiddelde atoommassa van een element geschreven als een decimale breuk met een waarde die tussen twee aangrenzende gehele getallen ligt.

   Tel het aantal protonen en neutronen bij elkaar op. Dit zal de atoommassa van dit atoom zijn. Negeer het aantal elektronen dat de kern omgeeft: hun totale massa is extreem klein, dus ze hebben vrijwel geen effect op je berekeningen.

Berekening van de relatieve atoommassa (atoomgewicht) van een element

1. Bepaal welke isotopen zich in het monster bevinden. Chemici bepalen vaak de isotopenverhoudingen van een bepaald monster met behulp van een speciaal instrument dat een massaspectrometer wordt genoemd. Tijdens de training worden deze gegevens u echter verstrekt in opdrachten, tests enzovoort in de vorm van waarden uit de wetenschappelijke literatuur.

   • Laten we in ons geval zeggen dat we te maken hebben met twee isotopen: koolstof-12 en koolstof-13.

2. Bepaal de relatieve overvloed van elke isotoop in het monster. Voor elk element komen verschillende isotopen in verschillende verhoudingen voor. Deze verhoudingen worden vrijwel altijd uitgedrukt in percentages. Sommige isotopen komen heel vaak voor, terwijl andere zeer zeldzaam zijn - soms zo zeldzaam dat ze moeilijk te detecteren zijn. Deze waarden kunnen worden bepaald met behulp van massaspectrometrie of zijn te vinden in een naslagwerk.

   • Laten we aannemen dat de concentratie koolstof-12 99% is en koolstof-13 1%. Andere koolstofisotopen Echt bestaan, maar in zulke kleine hoeveelheden dat ze in dit geval verwaarloosd kunnen worden.

3. Vermenigvuldig de atoommassa van elke isotoop met de concentratie in het monster. Vermenigvuldig de atoommassa van elke isotoop met het procentuele voorkomen ervan (uitgedrukt als decimaal). Om percentages naar een decimaal getal om te zetten, deelt u ze eenvoudigweg door 100. De resulterende concentraties moeten altijd optellen tot 1.

   • Ons monster bevat koolstof-12 en koolstof-13. Als koolstof-12 99% van het monster uitmaakt en koolstof-13 1%, vermenigvuldig dan 12 (de atoommassa van koolstof-12) met 0,99 en 13 (de atoommassa van koolstof-13) met 0,01.
   • De naslagwerken geven percentages op basis van de bekende hoeveelheden van alle isotopen van een bepaald element. De meeste scheikundeboeken bevatten deze informatie in een tabel aan het einde van het boek. Voor het onderzochte monster kunnen ook de relatieve concentraties van isotopen worden bepaald met behulp van een massaspectrometer.

4. Tel de resultaten bij elkaar op. Tel de vermenigvuldigingsresultaten bij elkaar op die je in de vorige stap hebt verkregen. Als resultaat van deze bewerking vindt u de relatieve atoommassa van uw element: de gemiddelde waarde van de atoommassa's van de isotopen van het betreffende element. Wanneer een element als geheel wordt beschouwd, in plaats van een specifieke isotoop van een bepaald element, wordt deze waarde gebruikt.

   • In ons voorbeeld is 12 x 0,99 = 11,88 voor koolstof-12 en 13 x 0,01 = 0,13 voor koolstof-13. De relatieve atoommassa is in ons geval 11,88 + 0,13 = 12,01 .

• Sommige isotopen zijn minder stabiel dan andere: ze vallen uiteen in atomen van elementen met minder protonen en neutronen in de kern, waarbij deeltjes vrijkomen waaruit de atoomkern bestaat. Dergelijke isotopen worden radioactief genoemd.

Uit het lesmateriaal leer je dat de atomen van sommige chemische elementen qua massa verschillen van de atomen van andere chemische elementen. De leraar zal je vertellen hoe scheikundigen de massa van atomen hebben gemeten die zo klein zijn dat je ze zelfs met een elektronenmicroscoop niet kunt zien.

Onderwerp: Initiële chemische ideeën

Les: relatieve atomaire massa van chemische elementen

Aan het begin van de 19e eeuw. (150 jaar na het werk van Robert Boyle) stelde de Engelse wetenschapper John Dalton een methode voor om de massa van atomen van chemische elementen te bepalen. Laten we eens kijken naar de essentie van deze methode.

Dalton stelde een model voor waarbij een molecuul van een complexe stof slechts één atoom van verschillende chemische elementen bevat. Hij geloofde bijvoorbeeld dat een watermolecuul uit 1 waterstofatoom en 1 zuurstofatoom bestaat. Volgens Dalton bevatten eenvoudige stoffen ook slechts één atoom van een chemisch element. Die. een zuurstofmolecuul moet uit één zuurstofatoom bestaan.

En als je dan de massafracties van elementen in een stof kent, kun je gemakkelijk bepalen hoe vaak de massa van een atoom van het ene element verschilt van de massa van een atoom van een ander element. Dalton geloofde dus dat de massafractie van een element in een stof wordt bepaald door de massa van zijn atoom.

Het is bekend dat de massafractie van magnesium in magnesiumoxide 60% bedraagt, en de massafractie van zuurstof 40%. Als we de redenering van Dalton volgen, kunnen we zeggen dat de massa van een magnesiumatoom 1,5 keer groter is dan de massa van een zuurstofatoom (60/40 = 1,5):

De wetenschapper merkte op dat de massa van het waterstofatoom het kleinst is, omdat Er bestaat geen complexe stof waarin de massafractie van waterstof groter zou zijn dan de massafractie van een ander element. Daarom stelde hij voor om de massa van atomen van elementen te vergelijken met de massa van een waterstofatoom. En op deze manier berekende hij de eerste waarden van de relatieve (ten opzichte van het waterstofatoom) atoommassa's van chemische elementen.

De atoommassa van waterstof werd als eenheid genomen. En de waarde van de relatieve massa van zwavel bleek 17 te zijn. Maar alle verkregen waarden waren bij benadering of onjuist, omdat de experimentele techniek van die tijd was verre van perfect en Daltons aanname over de samenstelling van de stof klopte niet.

In 1807 - 1817 De Zweedse chemicus Jons Jakob Berzelius heeft uitgebreid onderzoek gedaan om de relatieve atoommassa's van elementen te verduidelijken. Hij slaagde erin resultaten te behalen die dicht bij de moderne lagen.

Veel later dan het werk van Berzelius begon men de massa van atomen van chemische elementen te vergelijken met 1/12 van de massa van een koolstofatoom (Fig. 2).

Rijst. 1. Model voor het berekenen van de relatieve atoommassa van een chemisch element

De relatieve atomaire massa van een chemisch element laat zien hoe vaak de massa van een atoom van een chemisch element groter is dan 1/12 van de massa van een koolstofatoom.

De relatieve atomaire massa wordt aangegeven met Ar; het heeft geen meeteenheden, omdat het de verhouding van de massa's van atomen weergeeft.

Bijvoorbeeld: A r (S) = 32, d.w.z. een zwavelatoom is 32 keer zwaarder dan 1/12 van de massa van een koolstofatoom.

De absolute massa van 1/12 van een koolstofatoom is een referentie-eenheid, waarvan de waarde met hoge nauwkeurigheid wordt berekend en 1,66 * 10 -24 g of 1,66 * 10 -27 kg bedraagt. Deze referentiemassa wordt genoemd atomaire massa-eenheid (a.e.m.).

Het is niet nodig om de waarden van de relatieve atoommassa's van chemische elementen te onthouden; ze worden gegeven in elk leerboek of naslagwerk over scheikunde, evenals in het periodiek systeem van D.I. Mendelejev.

Bij het berekenen worden de waarden van relatieve atoommassa's meestal afgerond op hele getallen.

De uitzondering is de relatieve atoommassa van chloor; voor chloor wordt een waarde van 35,5 gebruikt.

1. Verzameling van problemen en oefeningen in de scheikunde: 8e leerjaar: naar het leerboek van P.A. Orzjekovski en anderen "Chemie, 8e leerjaar" / P.A. Orzjekovski, N.A. Titov, F.F. Hegel. – M.: AST: Astrel, 2006.

2. Ushakova O.V. Scheikundewerkboek: groep 8: naar het leerboek van P.A. Orzjekovski en anderen. “Chemie. 8e leerjaar” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzjekovski; onder. red. prof. VADER. Orzjekovski - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (p. 24-25)

3. Scheikunde: groep 8: leerboek. voor algemeen vormend onderwijs instellingen / P.A. Orzjekovski, L.M. Meshcherjakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005.(§10)

4. Chemie: inorg. scheikunde: leerboek. voor groep 8. algemene educatie instellingen / G.E. Rudzitis, Fyu Feldman. – M.: Onderwijs, OJSC “Moscow Textbooks”, 2009. (§§8,9)

5. Encyclopedie voor kinderen. Deel 17. Scheikunde / Hoofdstuk. ed.V.A. Volodin, Ved. wetenschappelijk red. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.

Aanvullende webbronnen

1. Uniforme verzameling van digitale leermiddelen ().

2. Elektronische versie van het tijdschrift “Chemistry and Life” ().

Huiswerk

p.24-25 nr. 1-7 uit het Werkboek Scheikunde: groep 8: naar het leerboek van P.A. Orzjekovski en anderen. “Chemie. 8e leerjaar” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzjekovski; onder. red. prof. VADER. Orzjekovski - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

Wat is "atoommassa"? Hoe dit woord correct te spellen. Concept en interpretatie.

Atoom massa Het concept van deze grootheid heeft langdurige veranderingen ondergaan in overeenstemming met veranderingen in het concept van atomen. Volgens de theorie van Dalton (1803) zijn alle atomen van hetzelfde chemische element identiek en is de atoommassa ervan een getal dat gelijk is aan de verhouding van hun massa tot de massa van een atoom van een bepaald standaardelement. Rond 1920 werd het echter duidelijk dat de elementen die in de natuur voorkomen uit twee soorten bestonden: sommige werden feitelijk vertegenwoordigd door identieke atomen, terwijl andere atomen hadden met dezelfde nucleaire lading maar met verschillende massa's; Dit soort atomen werden isotopen genoemd. Daltons definitie geldt dus alleen voor elementen van het eerste type. De atoommassa van een element dat wordt vertegenwoordigd door verschillende isotopen is het gemiddelde van de massagetallen van al zijn isotopen, genomen als een percentage dat overeenkomt met hun overvloed in de natuur. In de 19de eeuw Chemici gebruikten waterstof of zuurstof als standaard bij het bepalen van de atoommassa. In 1904 werd 1/16 van de gemiddelde massa van een natuurlijk zuurstofatoom (zuurstofeenheid) als standaard aangenomen, en de overeenkomstige schaal werd chemisch genoemd. Massaspectrografische bepaling van atoommassa's werd uitgevoerd op basis van 1/16 van de massa van de 16O-isotoop, en de overeenkomstige schaal werd fysiek genoemd. In de jaren twintig werd ontdekt dat natuurlijke zuurstof bestaat uit een mengsel van drie isotopen: 16O, 17O en 18O. Dit bracht twee problemen met zich mee. Ten eerste blijkt dat de relatieve overvloed aan natuurlijke zuurstofisotopen enigszins varieert, wat betekent dat de chemische schaal gebaseerd is op een waarde die geen absolute constante is. Ten tweede verkregen natuurkundigen en scheikundigen verschillende waarden voor afgeleide constanten zoals molaire volumes, het getal van Avogadro, enz. De oplossing voor het probleem werd gevonden in 1961, toen 1/12 van de massa werd genomen als de atomaire massa-eenheid (amu) koolstofisotoop 12C (koolstofeenheid). (1 amu, of 1D (dalton), in SI-massa-eenheden is 1,66057 × 10-27 kg.) Natuurlijke koolstof bestaat ook uit twee isotopen: 12C - 99% en 13C - 1%, maar nieuwe waarden voor de atoommassa van elementen zijn geassocieerd alleen met de eerste. Als resultaat werd een universele tabel met relatieve atoommassa's verkregen. Ook voor fysieke metingen bleek de 12C-isotoop handig. BEPALINGSMETHODEN De atoommassa kan worden bepaald met behulp van fysische of chemische methoden. Chemische methoden verschillen doordat ze in een bepaald stadium niet de atomen zelf betrekken, maar hun combinaties. Chemische methoden. Volgens de atoomtheorie zijn de aantallen atomen van elementen in verbindingen als kleine gehele getallen aan elkaar gerelateerd (de wet van meervoudige verhoudingen, ontdekt door Dalton). Daarom is het voor een verbinding met een bekende samenstelling mogelijk om de massa van een van de elementen te bepalen, terwijl je de massa van alle andere kent. In sommige gevallen kan de massa van een verbinding direct worden gemeten, maar deze wordt meestal met indirecte methoden gevonden. Laten we beide benaderingen eens bekijken. De atoommassa van Al werd onlangs als volgt bepaald. Bekende hoeveelheden Al werden omgezet in nitraat, sulfaat of hydroxide en vervolgens gecalcineerd tot aluminiumoxide (Al2O3), waarvan de hoeveelheid nauwkeurig werd bepaald. Uit de relatie tussen twee bekende massa's en de atoommassa's van aluminium en zuurstof (15.9)

Momenteel wordt aangenomen dat de atomaire massa-eenheid gelijk is aan 1/12 van de massa van een neutraal atoom van de meest voorkomende isotoop van koolstof 12 C, dus de atomaire massa van deze isotoop is per definitie precies 12. Het verschil tussen de atomaire massa van een isotoop en zijn massagetal wordt overtollige massa genoemd (meestal uitgedrukt in MeV). Het kan positief of negatief zijn; de reden voor het optreden ervan is de niet-lineaire afhankelijkheid van de bindingsenergie van kernen van het aantal protonen en neutronen, evenals het verschil in de massa's van het proton en neutron.

De afhankelijkheid van de atoommassa van een isotoop van het massagetal is als volgt: de overtollige massa is positief voor waterstof-1, bij toenemend massagetal neemt deze af en wordt negatief totdat een minimum wordt bereikt voor ijzer-56, daarna begint deze te dalen groeien en stijgt tot positieve waarden voor zware nucliden. Dit komt overeen met het feit dat bij de splijting van kernen zwaarder dan ijzer energie vrijkomt, terwijl bij de splijting van lichte kernen energie nodig is. Integendeel, bij de fusie van kernen lichter dan ijzer komt energie vrij, terwijl bij de fusie van elementen zwaarder dan ijzer extra energie nodig is.

Verhaal

Tot de jaren zestig werd de atoommassa zo gedefinieerd dat de nuclide zuurstof-16 een atoommassa van 16 had (zuurstofschaal). De verhouding van zuurstof-17 en zuurstof-18 in natuurlijke zuurstof, die ook werd gebruikt bij berekeningen van de atoommassa, resulteerde echter in twee verschillende tabellen met atoommassa's. Chemici gebruikten een schaal gebaseerd op het feit dat het natuurlijke mengsel van zuurstofisotopen een atoommassa van 16 zou hebben, terwijl natuurkundigen hetzelfde getal van 16 toekenden aan de atoommassa van de meest voorkomende isotoop van zuurstof (die acht protonen en acht neutronen heeft). ).

Koppelingen

Wikimedia Stichting. 2010.

Zie wat "Atoommassa" is in andere woordenboeken:

De massa van een atoom, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden. De atoommassa is kleiner dan de som van de massa's van de deeltjes waaruit het atoom bestaat (protonen, neutronen, elektronen) in een hoeveelheid die wordt bepaald door de energie van hun interactie (zie bijvoorbeeld Massadefect) ... Groot encyclopedisch woordenboek

Atoommassa is de massa van een atoom van een chemisch element, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden (a.m.u.). Voor 1 amu Er wordt 1/12 van de massa van de koolstofisotoop met atoommassa 12 geaccepteerd. 1 amu = 1,6605655 10 27 kg. De atoommassa bestaat uit de massa's van alle protonen en... Termen op het gebied van kernenergie

atoom massa- is de massa van de atomen van een element, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden. De massa van een element dat hetzelfde aantal atomen bevat als 12 g van de isotoop 12C. Algemene scheikunde: leerboek / A. V. Zholnin ... Chemische termen

ATOOM MASSA- dimensieloze hoeveelheid. A. m. massa van een chemisch atoom. element uitgedrukt in atomaire eenheden (zie) ... Grote Polytechnische Encyclopedie

- (verouderde term atoomgewicht), de relatieve waarde van de massa van een atoom, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden (a.m.u.). A.m. is kleiner dan de som van de massa's van de samenstellende atomen per massadefect. A. m. werd door D. I. Mendelejev als basis genomen. kenmerkend voor het element wanneer... ... Fysieke encyclopedie

atoom massa- - [Ya.N.Luginsky, M.S.Fezi Zhilinskaya, Yu.S.Kabirov. Engels-Russisch woordenboek voor elektrotechniek en energietechniek, Moskou, 1999] Onderwerpen van elektrotechniek, basisconcepten NL atoomgewicht ... Handleiding voor technische vertalers

De massa van een atoom, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden. De atoommassa van een chemisch element bestaande uit een mengsel van isotopen wordt beschouwd als de gemiddelde waarde van de atoommassa van isotopen, rekening houdend met hun procentuele gehalte (deze waarde wordt gegeven in periodieke... ... encyclopedisch woordenboek

Het concept van deze grootheid heeft langdurige veranderingen ondergaan in overeenstemming met veranderingen in het concept van atomen. Volgens de theorie van Dalton (1803) zijn alle atomen van hetzelfde chemische element identiek en is de atoommassa ervan een getal gelijk aan... ... Collier's Encyclopedie

atoom massa- Santykinė atominė masė statusas T sritis Standartizacija ir metrologia apibrėžtis Cheminio elemento vidutinės masės ir nuklido ¹²C atomo masės 1/12 dalies dalmuo. atitikmenys: engl. atoom massa; atoomgewicht; relatieve atomaire massa vok. Atommasse…

atoom massa- Santykinė atominė masė statusas T sritis Standartizacija ir metrologia apibrėžtis Vidutinės elemento atomų masės ir 1/12 nuklido ¹²C atomo masės dalmuo. atitikmenys: engl. atoom massa; atoomgewicht; relatieve atomaire massa vok. Atommasse, f;… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologies terminų žodynas

Een van de fundamentele eigenschappen van atomen is hun massa. Absolute (ware) massa van een atoom– de waarde is extreem klein. Het is onmogelijk om atomen op een balans te wegen, omdat zulke nauwkeurige weegschalen niet bestaan. Hun massa werd bepaald met behulp van berekeningen.

De massa van één waterstofatoom is bijvoorbeeld 0,000 000 000 000 000 000 000 001 663 gram! De massa van een uraniumatoom, een van de zwaarste atomen, is ongeveer 0,000 000 000 000 000 000 000 4 gram.

De exacte massa van het uraniumatoom is 3,952 ∙ 10−22 g, en het waterstofatoom, het lichtste van alle atomen, is 1,673 ∙ 10−24 g.

Het is lastig om berekeningen met kleine getallen uit te voeren. Daarom worden in plaats van de absolute massa's van atomen hun relatieve massa's gebruikt.

Relatieve atomaire massa

De massa van elk atoom kan worden beoordeeld door deze te vergelijken met de massa van een ander atoom (zoek de verhouding van hun massa's). Sinds de bepaling van de relatieve atoommassa's van elementen zijn verschillende atomen als vergelijkingen gebruikt. Ooit waren waterstof- en zuurstofatomen unieke vergelijkingsstandaarden.

Er is een uniforme schaal van relatieve atoommassa's en een nieuwe eenheid van atoommassa aangenomen International Congress of Physicists (1960) en verenigd door het International Congress of Chemists (1961).

Tot op de dag van vandaag is dit de standaard voor vergelijking 1/12 van de massa van een koolstofatoom. Deze waarde wordt de atomaire massa-eenheid genoemd, afgekort a.u.m.

Atoommassa-eenheid (amu) – massa van 1/12 van een koolstofatoom

Laten we eens vergelijken met hoeveel keer de absolute massa van een waterstof- en uraniumatoom verschilt 1 amu, om dit te doen delen we deze getallen door elkaar:

De waarden die bij de berekeningen worden verkregen, zijn de relatieve atoommassa's van de elementen - relatief ten opzichte van 1/12 van de massa van een koolstofatoom.

De relatieve atoommassa van waterstof is dus ongeveer 1, en die van uranium is 238. Houd er rekening mee dat de relatieve atomaire massa geen meeteenheden kent, aangezien de eenheden van de absolute massa (gram) bij het delen teniet worden gedaan.

De relatieve atoommassa's van alle elementen worden aangegeven in het Periodiek Systeem van Chemische Elementen door D.I. Mendelejev. Het symbool dat wordt gebruikt om de relatieve atomaire massa aan te duiden is Аr (de letter r is een afkorting voor het woord relatief, wat relatief betekent).

De relatieve atoommassa's van elementen worden in veel berekeningen gebruikt. In de regel worden de waarden in het periodiek systeem afgerond op hele getallen. Merk op dat de elementen in het periodiek systeem zijn gerangschikt in volgorde van toenemende relatieve atoommassa.

Met behulp van het periodiek systeem bepalen we bijvoorbeeld de relatieve atoommassa's van een aantal elementen:

Ar(O) = 16; Ar(Na) = 23; Ar(P) = 31.
De relatieve atoommassa van chloor wordt gewoonlijk geschreven als 35,5!
Ar(Cl) = 35,5

• Relatieve atoommassa's zijn evenredig met de absolute massa van atomen
• De standaard voor het bepalen van de relatieve atomaire massa is 1/12 van de massa van een koolstofatoom
• 1 amu = 1,662 ∙ 10−24 g
• De relatieve atomaire massa wordt aangegeven met Ar
• Voor berekeningen worden de waarden van de relatieve atoommassa’s afgerond op hele getallen, met uitzondering van chloor, waarvoor Ar = 35,5
• Relatieve atomaire massa heeft geen meeteenheden