相對同位素質量(relative isotopic mass)

原子量


某原子的質量與12C質量的1/12（原子質量單位，約1.66×10-27 kg）的比值稱為該原子的原子量，又稱相對原子質量，單位為1。

由於大多數元素是由兩種或兩種以上的同位素構成的，因此原子量是按各同位素所占百分比求得的平均值。

由於原子質量很小，採用千克作為質量單位，書寫、記憶、計算和使用都不方便。因此國際上採用原子的相對質量，即相對原子質量來表示原子的質量。


歷史
原子量最早是由英國科學家道爾頓提出來的。他說「同一種元素的原子有相同的重量(weight)，不同元素的原子有不同的重量。」因此atomic weight在中文里翻譯成了「原子量」。但是當時由於重量和質量(mass)是相同的概念，因此雖然實際中獲得的都是原子的相對質量，但仍然稱作原子量。

20世紀初，物理學家採用質譜技術測量原子質量，使用了在物理學上比較嚴謹的「atomic mass」的名稱。但是atomic weight的用法仍然廣泛使用。


計算
1803年，道爾頓用氫的原子量為1作為相對原子量的基準。

1826年，J.J.貝採利烏斯改為氧原子量的 1/100 為基準；1860年，J.-S.斯塔建議用氧原子量的 1/16 為基準，沿用了很長時間。

1929年，W.F.吉奧克和H.L.江斯登發現天然氧中存在著16O、17O、18O三種同位素，它們在自然界的分佈不完全均勻，因此用天然氧作為原子量基準就欠妥。後來物理學界改用16O的1／16 作為原子量基準，化學界還沿用原來的基準，從此原子量出現兩種標度，1940年國際原子量委員會確定以1.000275作為兩種標度的換算因子：物理原子量 = 1.000275 × 化學原子量。存在兩種標度必然經常引起混亂。

1959年，在慕尼黑召開的國際純粹與應用物理學聯合會上，德國J.H.馬陶赫建議12C＝12作為原子量基準，並提交國際純粹與應用化學聯合會考慮，後者於1960年接受這一建議。1961年，在蒙特婁召開的國際純粹與應用化學聯合會上，正式通過這一新基準。1979年，由國際相對原子質量委員會提出原子量的定義。


最重要是 計算