Понятие атомного веса ввел

Атомная единица массы

А́томная едини́ца ма́ссы (обозначение а. е. м.), она же дальто́н (обозначение Da), — внесистемная единица массы, применяемая для масс молекул, атомов, атомных ядер и элементарных частиц. Атомная единица массы выражается через массу нуклида углерода 12 C и равна 1/12 массы этого нуклида.

Рекомендована к применению ИЮПАП в 1960 и ИЮПАК в 1961 годах. Официально рекомендованными являются англоязычные термины atomic mass unit (a.m.u.) и более точный — unified atomic mass unit (u.a.m.u.) (универсальная атомная единица массы, но в русскоязычных научных и технических источниках он употребляется реже).

В 1997 году во 2-ом издании справочника терминов ИЮПАК установлено численное значение а. е. м.:

1 а. е. м. ≈ 1,660 540 2(10)·10 −27 кг = 1,660 540 2(10)·10 −24 г

1 а. е. м. ≈ 0,931 494 028(23) ГэВ/c²; 1 ГэВ/c² ≈ 1,073 544 188(27) а. е. м.

1 а. е. м. кг.

История

Понятие атомной массы ввёл Джон Дальтон в 1803 году, единицей измерения атомной массы сначала служила масса атома водорода (так называемая водородная шкала). В 1818 Берцелиус опубликовал таблицу атомных масс, отнесённых к атомной массе кислорода, принятой равной 103. Система атомных масс Берцелиуса господствовала до 1860-х годов, когда химики опять приняли водородную шкалу. Но в 1906 они перешли на кислородную шкалу, по которой за единицу атомной массы принимали 1/16 часть атомной массы кислорода. После открытия изотопов кислорода ( 16 O, 17 O, 18 O) атомные массы стали указывать по двум шкалам: химической, в основе которой лежала 1/16 часть средней массы атома природного кислорода, и физической с единицей массы, равной 1/16 массы атома нуклида 16 O. Использование двух шкал имело ряд недостатков, вследствие чего с 1961 перешли к единой, углеродной шкале.

Ссылки

Примечания

Смотреть что такое “Атомная единица массы” в других словарях:

АТОМНАЯ ЕДИНИЦА МАССЫ — (а. е. м.) единица массы, применяемая для выражения масс микрочастиц. За 1 а. е. м. принята 1/12 часть массы изотопа углерода с массовым числом 12 (т. н. углеродная шкала). 1 а. е. м. 1,6605655(86).10 27 кг … Большой Энциклопедический словарь

АТОМНАЯ ЕДИНИЦА МАССЫ — (а. е. м.) единица массы (см.), (см.) и элементарных частиц, равная 1/ массы изотопа углерода с массовым числом 12 … Большая политехническая энциклопедия

АТОМНАЯ ЕДИНИЦА МАССЫ — значение массы атома, принятое за единицу. До 1961 г. были приняты два значения величины А. е. м.: химическая для выражения атомных масс хим. элементов и их соединений, равная 1,66022•10 24 г, составляющая 1/16 атомной массы элемента кислорода, и … Геологическая энциклопедия

атомная единица массы — — [А.С.Гольдберг. Англо русский энергетический словарь. 2006 г.] Тематики энергетика в целом EN atomic mass unitatomic weight unitamu … Справочник технического переводчика

атомная единица массы — (а. е. м.), единица массы, применяемая для выражения масс микрочастиц. За 1 а. е. м. принята 1/12 часть массы изотопа углерода с массовым числом 12 (так называемая углеродная шкала). 1 а. е. м. = 1,6605655(86)·10 27кг. * * * АТОМНАЯ ЕДИНИЦА МАССЫ … Энциклопедический словарь

атомная единица массы — atominės masės vienetas statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. amu; atomic mass unit vok. atomare Masseneinheit, f; Atommasseneinheit, f rus. атомная единица массы, f; единица атомной массы, f pranc. unité de masse atomique, f … Fizikos terminų žodynas

АТОМНАЯ ЕДИНИЦА МАССЫ — (а. е. м.), единица массы, применяемая для выражения масс микрочастиц. За 1 а. е. м. принята 1/12 часть массы изотопа углерода с массовым числом 12 (т. н. углеродная шкала). 1 а. е. м. = = 1,6605655(86) х 10 27 кг … Естествознание. Энциклопедический словарь

Атомная единица массы — (a. е. м.) единица массы, применяемая для выражения масс микрочастиц. За 1 a. е. м. принята 1/12 часть массы изотопа углерода с массовым числом 12 (т. н. углеродная шкала). 1 a. е. м. = 1,6605655(86).10 27 кг … Концепции современного естествознания. Словарь основных терминов

АТОМНАЯ ЕДИНИЦА МАССЫ — ед. массы, применяемая в атомной физике и равная 1/12 массы изотопа углерода с массовым числом 12. Обозначение а. е. м. 1 а. е. м. 1,6605402 10 27 кг … Большой энциклопедический политехнический словарь

Источник

Определение атомных весов

Первые попытки определения атомных ве­сов, основанные на анализах различных соединений элементов с водородом, при­надлежат Дальтону. Однако для вычисления атомного веса по данным анализа требовалось знать число атомов каждого элемента в молекуле анализируемого со­единения.

Эти числа Дальтону не были известны, поэтому многие из вычисленных им атомных весов впоследствии оказались неверными.

Когда Авогадро в 1811 г. высказал свою гипотезу о равном числе молекул в равных объемах газов, он одновременно указал и метод определения атомного состава молекул простых газов. Путем изу­чения объемных отношений при реакциях, в которых участвуют водород, кислород, азот и хлор, было установлено, что молекулы этих газов двухатомны.

Как определить молекулярный вес газа

Следова­тельно, определив молекулярный вес любого из этих газов и раз­делив его пополам, можно было сразу найти атомный вес дан­ного элемента. Например, определение молекулярного веса хлора показало, что он равен 71; отсюда следовало, что атомный вес хлора равняется 71:2 = 35,5.

Читайте также:  Таблица если без весов

Другой метод определения атомных весов, получивший более широкое применение, был предложен в 1858 г. Канниццаро. Пользуясь этим методом, сначала находят по плотности пара мо­лекулярный вес возможно большего числа газообразных или легколетучих соединений данного элемента.

Затем на основании результатов анализа тех же соединений вычисляют, сколько ве­совых (кислородных) единиц приходится на долю этого элемента в молекуле каждого из взятых соединений. Наименьшее из полу­ченных чисел и принимается за искомый атомный вес.

Поясним этот метод примером определения атомного веса углерода. В табл. 4 приведены молекулярные вбса ряда соедине­ний углерода и процентное содержание углерода в каждом из-них. В последней графе таблицы указано вычисленное из про­центного состава количество углерода в молекуле каждого из. соединений.

Наименьшее весовое количество углерода, содержащееся; в молекулах приведенных в табл. 4 соединений, равно 12. Отсюда ясно, что атомный вес углерода не может быть больше 12 (на­пример, не может быть 24 или 36).

В противном случае пришлось бы принять, что в состав молекул углекислого газа, окиси угле­рода и сероуглерода входит дробная часть атома углерода С другой стороны, нет оснований принимать его меньшим 12. Двенадцать кислородных единиц есть такое количество угле­рода, меньше которого не содержится ни в одном из известных, соединений этого элемента.

Это количество, не делясь, переходит при химических реакциях из одной молекулы в другую. Все дру­гие количества углерода являются целыми, кратными двенадцати следовательно, это число и есть атомный вес углерода.

Таблица 4
Соединение Молеку­лярный вес Содержание углерода в % Количество углерода, со­держащиеся в одной молекуле, в кислородных единицах
Углекислый газ 44 27,27 12
Окись углерода 28 42,86 12
Ацетилен 26 92,31 24
Сероуглерод 76 15,76 12
Бензол 78 92,31 72
Этиловый эфир 74 64,86 48
Ацетон 58 62,07 36
Нафталин 128 93,75 120

Описанный метод определения атомных весов обладает од­ним недостатком. Достоверность найденного атомного веса зави­сит от числа исследованных соединений данного элемента.

Чем больше исследовано таких соединений, тем меньше вероятность, что найдется еще соединение, молекула которого будет содержать дробную часть принятого атомного веса.

Кроме того, метод. Канниццаро позволяет находить атомные веса только тех эле­ментов, которые дают газообразные или легко переходящие в газообразное состояние соединения. Большинство же металле» не образует таких соединений.

Поэтому при определении атомных весов металлов в свое время был использован другой метод, основанный на зависимости между атомным весом элемента и удельной теплоемкостью соответствующего простого вещества в твердом состоянии.

В 1819 г. французские ученые Дюлонг и Пти, определяя теп­лоемкость различных металлов, нашли, что произведение удель­ной теплоемкости простого вещества (в твердом состоянии) на атомный вес соответствующего элемента для большинства эле­ментов приблизительно одинаково и равно в среднем 6,3.

Что такое атомная теплоемкость

Так как это произведение представляет собой количество тепла, необхо­димое для нагревания 1 грамматома элемента на 1°, то оно на­зывается атомной теплоемкостью. Найденная законо­мерность получила название правила Дюлонга и Пти.

Атомная теплоемкость элементов приблизительно равна 6,3.

Источник

А r, стандарт ( 29 Cu ) знак равно 0,69 × 62,929 + 0,31 × 64,927 знак равно 63,55. <\ displaystyle A _ <\ text > (_ <\ text <29>> <\ text >) = 0,69 \ times 62,929 + 0,31 \ times 64,927 = 63,55.>

СОДЕРЖАНИЕ

Определение

Хотя существует попытка охватить диапазон изменчивости на Земле стандартными значениями атомного веса, известны случаи, когда образцы минералов содержат элементы с атомным весом, который отличается от стандартного диапазона атомного веса.

Для синтетических элементов образующийся изотоп зависит от средств синтеза, поэтому понятие естественного изотопного содержания не имеет значения. Поэтому для синтетических элементов общее количество нуклонов наиболее стабильного изотопа (т. Е. Изотопа с наибольшим периодом полураспада) указано в скобках вместо стандартного атомного веса.

Когда термин «атомный вес» используется в химии, обычно подразумевается более конкретный стандартный атомный вес. Это стандартные атомные веса, которые используются в периодических таблицах и во многих стандартных справочниках по обычной химии Земли.

Литий представляет собой уникальный случай, когда в некоторых случаях было обнаружено, что естественное содержание изотопов нарушается деятельностью человека по разделению изотопов до такой степени, что это влияет на неопределенность его стандартного атомного веса, даже в образцах, полученных из природных источников, таких как реки.

Наземное определение

Примером того, почему “обычные земные источники” должны быть указаны при указании стандартных значений атомной массы, является элемент аргон. В разных точках Солнечной системы атомный вес аргона варьируется до 10% из-за крайних различий в изотопном составе. Если основным источником аргона является распад 40
K в породах, 40
Ar будет доминирующим изотопом. К таким локациям относятся планеты Меркурий и Марс, а также луна Титан. На Земле соотношение трех изотопов 36 Ar: 38 Ar: 40 Ar составляет приблизительно 5: 1: 1600, что дает земному аргону стандартный атомный вес 39,948 (1).

Причины неопределенности на Земле

Как известно, опубликованное значение атомной массы сопровождается неопределенностью. Эта неопределенность (и связанная с ней точность) следует из ее определения, поскольку источник является «наземным и стабильным». Систематические причины неопределенности:

Эти три неопределенности накапливаются. Опубликованная стоимость является результатом всего этого.

Определение относительной атомной массы

Изотоп Атомная масса Избыток
Стандарт Классифицировать
28 Si 27,976 926 532 46 (194) 92,2297 (7)% 92,21–92,25%
29 Si 28,976 494 700 (22) 4,6832 (5)% 4,67–4,69%
30 Si 29,973 770 171 (32) 3,0872 (5)% 3,08–3,10%

A r (Si) = (27,97693 × 0,922297) + (28,97649 × 0,046832) + (29,97377 × 0,030872) = 28,0854

Оценка неопределенности затруднена, особенно потому, что распределение образцов не обязательно симметрично: стандартные относительные атомные массы ИЮПАК указаны с расчетными симметричными неопределенностями, а значение для кремния составляет 28,0855 (3). Относительная стандартная неопределенность этого значения составляет 1 × 10 –5 или 10 ppm. Чтобы еще больше отразить эту естественную изменчивость, в 2010 году ИЮПАК принял решение перечислить относительные атомные массы 10 элементов как интервал, а не фиксированное число.

Читайте также:  Фанера 5 слойная вес

Споры по именованию

В ответ сторонники термина «атомный вес» указывают (среди прочих аргументов), что

Можно добавить, что атомный вес часто не является действительно “атомным”, поскольку он не соответствует свойству какого-либо отдельного атома. Тот же аргумент можно было бы привести против «относительной атомной массы», употребляемой в этом смысле.

Опубликованные значения

Сокращенный атомный вес

Интервал границы закругленные вниз для первой (lowmost) границы, и вверх для вверх () границ первостепенных. Таким образом, полностью покрывается более точный исходный интервал.

Условный атомный вес

Формальный короткий атомный вес

Используя сокращенное значение и обычное значение для тринадцати значений интервалов, для всех стабильных элементов можно задать краткое значение, определенное ИЮПАК (5 цифр плюс неопределенность). Во многих ситуациях и в периодических таблицах это может быть достаточно подробно.

Источник

Атомная масса

А́томная ма́сса, относительная атомная масса (устаревшее название — атомный вес) — значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы. В настоящее время атомная единица массы принята равной 1/12 массы нейтрального атома наиболее распространённого изотопа углерода 12 C, поэтому атомная масса этого изотопа по определению равна точно 12. Разность между атомной массой изотопа и его массовым числом называется избытком массы (обычно его выражают в МэВ). Он может быть как положительным, так и отрицательным; причина его возникновения — нелинейная зависимость энергии связи ядер от числа протонов и нейтронов, а также различие в массах протона и нейтрона.

Зависимость атомной массы изотопа от массового числа такова: избыток массы положителен у водорода-1, с ростом массового числа он уменьшается и становится отрицательным, пока не достигается минимум у железа-56, потом начинает расти и возрастает до положительных значений у тяжёлых нуклидов. Это соответствует тому, что деление ядер, более тяжёлых, чем железо, высвобождает энергию, тогда как деление лёгких ядер требует энергии. Напротив, слияние ядер легче железа высвобождает энергию, слияние же элементов тяжелее железа требует дополнительной энергии.

Атомная масса химического элемента (также «средняя атомная масса», «стандартная атомная масса») является средневзвешенной атомной массой всех стабильных изотопов данного химического элемента с учётом их природной распространённости в земной коре и атмосфере. Именно эта атомная масса представлена в периодической таблице Д. И. Менделеева, её используют в стехиометрических расчётах. Атомная масса элемента с нарушенным изотопным соотношением (например, обогащённого каким-либо изотопом) отличается от стандартной. Для моноизотопных элементов (таких как иод, золото и т. п.) атомная масса элемента совпадает с атомной массой его единственного представленного в природной смеси изотопа.

Молекулярной массой химического соединения называется сумма атомных масс элементов, составляющих её, умноженных на стехиометрические коэффициенты элементов по химической формуле соединения. Строго говоря, масса молекулы меньше массы составляющих её атомов на величину, равную энергии связи молекулы. Однако этот дефект массы на 9-10 порядков меньше массы молекулы, и им можно пренебречь.

Определение моля (и числа Авогадро) выбирается таким образом, чтобы масса одного моля вещества (молярная масса), выраженная в граммах, была численно равна атомной (или молекулярной) массе этого вещества. Например, атомная масса железа равна 55,847. Следовательно один моль железа (т. е. количество атомов железа, равное числу Авогадро, 6,022·10 23 ) имеет массу 55,847 г.

Прямое сравнение и измерение масс атомов и молекул выполняется с помощью масс-спектрометрических методов.

История

До 1960-х годов атомную массу определяли таким образом, чтобы нуклид кислород-16 имел атомную массу 16 (кислородная шкала). Однако соотношение кислорода-17 и кислорода-18 в природном кислороде, который также использовался в расчётах атомной массы, приводило к наличию двух разных таблиц атомных масс. Химики использовали шкалу, основанную на том, что естественная смесь изотопов кислорода должна была иметь атомную массу 16, тогда как физики присваивали то же число 16 атомной массе наиболее распространённого изотопа кислорода (имеющего восемь протонов и восемь нейтронов).

Источник

Естествознание. 10 класс

Конспект урока

Естествознание, 10 класс

Урок 29. «Новая система химической философии» Д. Дальтона

Перечень вопросов, рассматриваемых в теме: Чем отличается атомная теория Д. Дальтона от предшествующих ей вариантов атомистики? Что понимал Д.Дальтон под «относительным атомным весом», какому современному понятию соответствует содержание данного термина? Какое влияние на последующее развитие естествознания оказали работы Дальтона?

Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.

Атом – мельчайшая частица химического элемента, стоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.

Молекула – мельчайшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

Стехиометрия (от греч. stoicheion – первоначало, элемент; metreo – измеряю) – система законов, правил и терминов, обосновывающих расчёты состава веществ и количественных соотношений между массами (объемами) веществ в химических реакциях.

Основная и дополнительная литература по теме урока:

1. Естествознание. 10 класс: учебник для общеобразоват. организаций: базовый уровень / И.Ю. Алексашина, К.В. Галактионов, И.С. Дмитриев, А.В. Ляпцев и др. / под ред. И.Ю. Алексашиной. – 3-е изд. – М.: Просвещение, 2017. – С. 137-139.

2. Савинкина Е.В. История химии. Элективный курс: Учебное пособие / Е.В. Савинкина, Г.П. Логинов, С.С. Плоткин. – М.: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2007. – С. 35-44.

3. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин. – М.: Аванта+, 2000. – С. 27-28.

Открытые электронные ресурсы по теме урока:

Левченков С.И. Период количественных законов // Краткий очерк истории химии: Учебное пособие для студентов химфака РГУ. URL:

Теоретический материал для самостоятельного изучения

Читайте также:  Полноценный рацион для бройлеров

Использование количественных методов изучения веществ приводит к ряду важных открытий: закон сохранения массы, закон постоянства состава вещества, закон кратных отношений, закон объемных отношений и др. Так, ещё в конце XVIII века немецкий химик Иеремия Вениамин Рихтер (1762 – 1807) ввёл понятие стехиометрии и показал, что элементы соединяются в определенных соотношениях. В начале XIX века французский учёный Джозеф Луи Пруст (1754 – 1826) на основе количественных исследований состава множества природных и синтетических веществ открывает закон постоянства состава вещества. Количественно исследуя составы многих веществ, английский физик и химик Джон Дальтон (1766 – 1844) формулирует закон кратных отношений. В ходе измерений объемов различных газов и продуктов их взаимодействия французский физик и химик Жозеф Луи Гей-Люссак (1778 – 1850) открывает закон объёмных отношений. В начале XIX века итальянский учёный Амедео Авогадро (1776 – 1856) формулирует закон о постоянстве числа молекул, содержащихся в одинаковых объемах разных газов. Все эти открытия основывались на представлениях о дискретном строении вещества и существовании в природе конечного числа элементов, обладающих определённым набором свойств, которые можно определить химическим путем.

Следует сказать, что к началу XIX века объяснение строения и свойств веществ основывалось на двух принципиально разных подходах – элементаризме и атомистике. Приверженцы взглядов дискретного строения вещества пытались связать свойства веществ с геометрическими и механическими характеристиками атомов. Сторонники элементаризма свойства объясняли наличием в теле некоторых элементарных начал (элементы Аристотеля или первоначала Парацельса). Представление об элементах постепенно трансформировалось. Так Лавуазье (1743 – 1794) под элементами понимал «простое тело», неразложимое в ходе химических процессов и обладающее рядом свойств, которые можно определить методами химического анализа. Первый перечень таких элементов был им приведен в «Таблице простых тел», вошедшей в его знаменитый учебник по химии.

Объединить атомистику и элементаризм в единое учение удалось английскому учёному Джону Дальтону.

Главной трудностью на пути создания нового атомного учения было найти такое свойство атома, которое можно измерить, но которое оставалось бы неизменным в ходе агрегатных переходов и химических процессов. Таким свойством атома Дальтон выбрал относительный атомный вес, таким образом, он ввел в научный язык хорошо Вам известное понятие («относительная атомная масса»). Так как абсолютный вес атома измерить было невозможно, за единицу им была принята масса самого легкого элемента водорода. Свою теорию Д. Дальтон изложил в двухтомном труде «Новая система химической философии», который был опубликован в 1808 – 1810 гг.

Основные положения атомной теории, которую создал Д. Дальтон, можно кратко сформулировать следующим образом:

При определении атомных весов различных элементов Д. Дальтон пользовался как экспериментальными данными других исследователей, так и результатами собственных экспериментов и вычислений. Изучая составы различных газовых смесей для определения относительных атомных весов разных элементов, Дальтон столкнулся с проблемой определения числа атомов, входящих в состав молекулы (учёный называл молекулы «сложными атомами»). Чтобы выйти из этой ситуации учёный вводит «правило простоты». Согласно этому правилу, если два элемента образуют только одно соединение, его состав должен быть простейшим – молекула содержит по одному атому каждого элемента. Тогда вода должна иметь состав НО, аммиак – NH и т.д. Неправильное определение состава этих и других веществ стало причиной того, относительные атомные веса элементов, полученные учёным значительно отличаются от современных значений.

Несмотря на ошибочность полученной шкалы относительных атомных весов и несовершенства новой атомной теории Д. Дальтон совершил настоящий прорыв в науке. Рассматривая его теорию с современных позиций, можно увидеть, что учёный понимал элемент как атомы одного вида, с определенными атомными весами, а каждый атом – это атом определенного химического элемента. Иными словами, атомы различных химических элементов не одинаковы по своим свойствам и по их массам, тогда как все атомы одного и того же вещества совершенно одинаковы.

Таким образом, благодаря работам Д. Дальтона атомистические идеи и представления об элементах, претерпев долгое историческое развитие, были объединены в единое учение. Созданная учёным атомная теория, в которой он ввел фундаментальное понятие относительного атомного веса – первый количественный параметр, характеризующий атом, послужила теоретической базой для дальнейшего развития химии и физики.

Резюме теоретической части.

Примеры и разбор решения заданий тренировочного модуля:

1. Укажите верные утверждения:

Правильный ответ и пояснение

А. Дальтон понимал элемент как атомы одного вида, с определенной атомной массой.

Правильное утверждение. Под элементами Дальтон понимал одинаковые «простые атомы», обладающие одинаковым весом.

Б. Дальтон правильно определил относительные атомные массы известных на тот момент элементов.

Неправильное утверждение. Неправильно определив состав многих веществ, Дальтон получил ошибочные данные об относительных массах элементов.

В. Дальтон ввёл в науку первую количественную характеристику атома.

Правильное утверждение. Дальтон ввёл фундаментальное понятие относительного атомного веса – первый количественный параметр, характеризующий атом.

Правильный ответ: А, В.

2. Установление соответствие между элементами двух множеств. К каждой позиции первого столбца подберите соответствующую позицию второго.

Вещества, независимо от нахождения в природе и способа получения имеют один и тот же состав.

В одинаковых объёмах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

Закон сохранения массы вещества

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате химической реакции.

Закон постоянства состава вещества

Вещества, независимо от нахождения в природе и способа получения имеют один и тот же состав.

Закон постоянства состава вещества

В одинаковых объёмах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате химической реакции.

Источник

Интересные факты и лайфхаки