АТОМНАЯ МАССА, атомный вес, значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы. Применение особой единицы для измерения А. м. связано с тем, что массы атомов чрезвычайно малы (10-22-10-24 г) и выражать их в граммах неудобно. За единицу А. м. принята 1/12 часть массы изотопа атома углерода 12С. Масса углеродной единицы (сокращённо у. е.) равна (1,660 43± ±0,00031)-10-24 г. Обычно при указании А. м. обозначение "у. е." опускают. Понятие "А. м." ввёл Дж. Дальтон (1803). Он же впервые определил А. м. Обширные работы по установлению А. м. были выполнены в 1-й пол. 19 в. Я. Берцелиусом, позднее Ж. С. Стасом и Т. У. Ричардсом. В 1869 Д. И. Менделеев открыл закон периодич. зависимости свойств элементов от А. м. и на его основе исправил А. м. многих известных в то время элементов (Be, U, La и др.) и, кроме того, предсказал А. м. ещё не открытых тогда Ga, Ge, Sc. После открытия Ф. Содди (1914) явления изотопии (см. Изотопы) понятие "А. м." стали относить и к элементам, состоящим из смеси изотопов, и к отдельным изотопам. Для элементов, к-рые представлены в природе одним изотопом (напр., F, A1), А. м. элемента совпадает с А. м. этого изотопа. Если элемент - смесь изотопов, то его А. м. вычисляют как среднее значение из А. м. отдельных его изотопов, с учётом относит. содержания каждого из них. Так, природный хлор состоит из изотопов 35С1 (75,53% ) и 37С1 (24,47% ), массы атомов к-рых соответственно равны 34,964 и 36,961. А. м. элемента С1 равна: (
75,53+36,961*24,47)/100=35,453
Колебания природного изотопного состава у большинства элементов пренебрежимо малы (менее 0,003%); поэтому каждый элемент имеет практически постоянную А. м., являющуюся одной из важнейших характеристик элемента. Близость к целым числам А. м. элементов, представленных в природе одним изотопом, объясняется тем, что почти вся масса атома заключена в его ядре, а массы составляющих ядро протонов и нейтронов близки к 1. В то же время значения А. м. изотопов (кроме 12С, масса к-рого принята равной 12,00000) никогда точно не равны целым числам. Это объясняется, во-первых, тем, что относительные массы нейтрона и протона немного больше 1 (соответственно 1,008 665 4 и 1,007 276 63), во-вторых, дефектом массы и, в-третьих, небольшим вкладом в общую массу атома массы электронов.
По предложению Дж. Дальтона (1803) единицей А. м. сначала служила масса атома водорода (водородная шкал а). В 1818 Берцелиус опубликовал таблицу А. м., отнесённых к А. м. кислорода, принятой равной 10Э. Система А. м. Берцелиуса господствовала до 1860-х гг., когда химики опять приняли водородную шкалу. Но в 1906 они перешли на кислородную шкалу, по к-рой за единицу А. м. принимали 1/16 часть А. м. кислорода. После открытия изотопов кислорода (16О, 17О, 18О) А. м. стали указывать по двум шкалам: химической, в основе к-рой лежала 1/16 часть средней массы атома природного кислорода, и физической с единицей массы, равной 1/16массы атома 16О. Использование двух шкал имело ряд недостатков, вследствие чего в 1961 перешли к единой, углеродной шкале.
Для нахождения А. м. пользуются различными методами. Часть их основана на экспериментальном определении молекулярной массы к.-л. соединения данного элемента. В этом случае А. м. равна доле молекулярной массы, приходящейся на этот элемент, делённой на число его атомов в молекуле. Точные значения А. м. можно найти, определяя хим. анализом эквивалент химический элемента (А. м. равна произведению эквивалента на валентность). С наибольшей точностью (до 0,001% и выше) А. м. можно определить методом масс-спектроскопии; масс-спектр элемента даёт сведения о количественном изотопном составе и о массах атомов отдельных изотопов, на основании чего легко рассчитать А. м. (см. выше пример с 35С1 и 37С1). А. м. вновь синтезируемых элементов оценивают на основе рассмотрения ядерной реакции их образования.
Совр. значения А. м. приведены в статьях о хим. элементах и в статье Периодическая система элементов Д. И. Менделеева.
Лит.: Менделеев Д. И., Основы химии, 13 изд., т. 1 - 2, М.- Л., 1947; Н е-к р а с о в Б. В., Основы общей химии, т. 1, М., 1965; П о л и н г Л., Общая химия, пер.
с англ., М., 1964; Реми Г., Курс неорганической химии, пер. с нем., т. 1, М., 1963; Д ж у а М., История химии, пер. с итал., М., 1966. С. С. Бердоносов.
Физический энциклопедический словарь. — М.: Советская энциклопедия.Главный редактор А. М. Прохоров.1983.
(устаревший термин - атомный вес), относит. значение массы атома, выраженное
в атомных единицах массы. Дробная величина (в отличие от массового числа - суммарного числа нейтронов и протонов в атомном ядре). A.M. изотопов одного хим. элемента различны. За А. м. прир. элементов, состоящих из смеси изотопов, принимают среднее значение A.M. изотопов с учетом их процентного содержания. Эти значения указаны в периодич. системе элементов (исключение -трансурановые элементы, для к-рых приводятся массовые числа). A.M. определяют разл. методами; наиб. точный из них-масс-спектрометрия.
масса атома, выраженная в атомных единицах массы. За А. м. хим. элемента, состоящего из смеси изотопов, принимают ср. значение А. м. изотопов с учётом их процентного содержания (эта величина приведена впериодич. системе хим. элементов). А. м. меньше суммы масс составляющих атом частиц (протонов, нейтронов, электронов) на величину, обусловленную энергией их взаимодействия (см. Дефект массы).