| dbo:abstract
|
- La massa atòmica, simbolitzada ma, és la massa d'un àtom en el seu estat fonamental expressada habitualment, però no necessàriament, en unitats de massa atòmica. Els valors de les masses atòmiques són molt petits. Van de 1,007 825 032 u (1,673 534·10-27 kg) per a l'isòtop de l'hidrogen ¹H, l'àtom més lleuger que es troba a l'univers, fins a 289,187 28 u (480,207·10-27 kg) per a l'àtom de flerovi 289Fl, l'àtom més pesant amb nom assignat per la IUPAC, obtingut de forma artificial i inestable. Les masses atòmiques actualment s'obtenen mitjançant espectrometria de massa que utilitza la desviació magnètica dels àtoms accelerats en un camp elèctric. (ca)
- الكتلة الذرية Atomic mass من خصائص كلّ نظير لعنصر كيميائي (و تسمى أيضاً الكتلة الذرية النسبية أو الوزن الذري) وهي كتلة ذرة واحدة للنظير معبرة عنه بوحدة وحدة كتل ذرية (واختصارها بالعربية: و.ك.ذ.) ويرمز لها u في الكيمياء هي وزن 1 مول من العنصر بالجرام؛ فمثلا الكربون-12 له كتلة ذرية تساوى 12، إذ أن 1 مول منه يزن 12 غرام. ولا يوجد أي نظير له كتلة على هيئة عدد صحيح غير الكربون-12، نظرا لتأثير طاقة الترابط بين البروتونات والنيوترونات في نواة الذرة. اختيرت وحدة الكتلة الذرية u على أن تكون 12/1 من كتلة الكربون-12، الكربون-12 هو المرجع العياري لجميع العناصر (والنظائر). أي أن الكتلة الذرية للكربون-12 هي 12 u، كما يمكن التعبير عن وحدة الكتلة الذرية u بالغرام فهي تساوي 1.998467052×10−26 كيلوغرام. الكتلة الذرية Atomic Weight: هو مجموع البروتونات والنيوترونات في نواة العنصر. الموارد الطبيعية للمواد تبين أن معظم العناصر توجد كخليط من نظائر العنصر، فمثلا الأكسجين وفي نواته الذرية 8 بروتونات. ويوجد منه الأكسجين-16 وفي نواته 8 نيوترونات إلى جانب ال 8 بروتونات؛ ويوجد النظير الاكسجين-17 حيث في نواته 9 نيوترونات، ويوجد الأكسجين-18 وفي نواته 10 نيوترونات. ونسب النظائر ليست متساوية، لهذا لا تكون الكتلة الذرية لعنصر ما عبارة عن عدد صحيح، وانما تكون غالبا أعدادا كسرية (انظر جدول بعض العناصر اسفله). والانحرافات التي توجد بين الكتلة الذرية وعدد الكتلة هي كالتالي: يبدأ الانحراف موجب في الهيدروجين-1، ويصبح سالب عند الوصول إلى الحديد-56، ويزيد مرة أخرى ليكون موجب في النظائر الأثقل، بزيادة العدد الذري. وهذا يتطابق مع الآتى: الأنشطار النووى للعناصر الأثقل من الحديد ينتج طاقة، وانشطار أي عنصر أخف من الحديد يحتاج طاقة. والعكس صحيح في تفاعلات الانصهار النووى - الانصهار في العناصر الأخف من الحديد ينتج طاقة، والانصهار في العناصر الأثقل من الحديد يتطلب طاقة. فكما هو موضح بالجدول الدوري فإن الكتلة الذرية المذكورة فيه هي متوسط الكتلة الذرية النظائر الموجودة في العنصر؛ وهذا المتوسط تم قياسه بتواجد نظائر العنصر في الطبيعة فالعنصر يحتوي غالبا على عدة نظائر يختلف فيها عدد النيوترونات (عدد البروتونات في نواة العنصر ثابت، أي ثابت في جميع نظائره؛ بينما تختلف نظائر العنصر عن بعضها البعض بتغير في عدد النيوترونات). وهذه الكتلة الذرية تستخدم في ، عندما نزن مثلا كمية 3 غرام من عنصر كالصوديوم أو الكالسيوم. نستخدم هذا للتعبير عن الكتلة بالجرامات لمول واحد من العنصر من ذرات العنصر، وغالبا ما يرجع إليها على أنها أو الكتلة المولية. المصطلح وزن ذري تم استبداله بالكتلة الذرية النسبية في معظم الاستخدامات الحالية. المصطلح الوزن الذري القياسي (يستخدمه IUPAC حاليا) ويرجع لمتوسط الكتلة الذرية النسبية للعنصر. ويوجد تعريف اخر يطبق على الجزيئات ويسمى الكتلة الجزيئية. ويمكن حساب الكتلة الجزيئية لمركب عن طريق جمع الكتل الذرية للذرات المكونة له مضروبا في نسبة العناصر الموجودة في المعادلة الكيميائية. كما يمكن أيضا حساب للمركبات التي لا تكون جزيئات. يوجد مقارنة مباشرة وقياسات لكتل الذرات والجزيئات مع مطياف الكتلة. يحتوى مول واحد من المادة على الكتلة الذرية أو الجزيئية للمادة معبرا عنها بالجرامات. فمثلا الكتلة الذرية للحديد 55.847 (من دون كتابة الوحدة u)، وعلى هذا فإن مول واحد من الحديد له كتلة 55.847 جرام. (ar)
- Relativní atomová hmotnost (též poměrná atomová hmotnost) je podíl klidové hmotnosti atomu a atomové hmotnostní konstanty. Pro jeden atom přibližně odpovídá nukleonovému číslu, tj. počtu nukleonů v jádře. U prvků v přírodě je dána poměrným zastoupením izotopů prvku. (cs)
- La massa atòmica relativa, símbolitzada Ar, és la raó de la massa d'un àtom respecte de la dotzena part de la massa de l'isòtop de carboni 12C. No té unitats. Per a un àtom X la seva massa atòmica relativa Ar(X) es calcula mitjançant el quocient entre la seva massa, ma(X), expressada en qualsevol unitat de massa (g, kg…), i la dotzena part de la massa de l'isòtop 12C, ma(12C), expressada en les mateixes unitats de massa: (ca)
- Die Atommasse ist die Masse eines einzelnen Atoms, frühere Bezeichnung Atomgewicht. Sie kann wie jede Masse in der SI-Einheit Kilogramm (mit dem Einheitenzeichen kg) angegeben werden. In der Regel wird die Atommasse aber als Vielfaches der atomaren Masseneinheit (mit dem Einheitenzeichen u, früher auch amu) ausgedrückt: (de)
- Το ατομικό βάρος (ΑΒ) ή (σχετική ή μέση) ατομική μάζα (Ar) είναι ένας αριθμός που αναφέρεται σε ένα στοιχείο ή σε ένα ισότοπο ενός στοιχείου. Εκφράζει τη μάζα του ατόμου κάποιου στοιχείου, μετρημένη σε μονάδες ατομικής μάζας και ισούται με τη μάζα σε γραμμάρια που περιέχει ένα mol ατόμων του ισοτόπου ή του στοιχείου. (el)
- Atomomaso, antaŭe atompezo, estas la maso de atomo. Por ĝi, kiel por ĉiu maso en la SI-sistemo povas esti uzata la mezurunuo kilogramo. Por kelkaj kalkuladoj estas pli praktike uzi la atomomasan unuon u. Laŭdifine, unu atommasa unuo (1 u) egalas al 1/12 de la maso de unu atomo de karbono-12: en SI-unuo : 1 u = 1,660 538 782 × 10−27 kg;en nuklea fiziko, estas pli oportune esprimi mason per MeV/c²kun la valoro:1 u = 931,494 028 MeV/c². Elementoj kutime havas diversajn izotopojn. Ĉiu izotopo havas malsaman atomomason. La atomomaso de elemento estas la averaĝo de la atomomasoj de la izotopoj en la sama proporcio, kiel ili troviĝas en la naturo. (eo)
- The atomic mass (ma or m) is the mass of an atom. Although the SI unit of mass is the kilogram (symbol: kg), atomic mass is often expressed in the non-SI unit dalton (symbol: Da) – equivalently, unified atomic mass unit (u). 1 Da is defined as 1⁄12 of the mass of a free carbon-12 atom at rest in its ground state. The protons and neutrons of the nucleus account for nearly all of the total mass of atoms, with the electrons and nuclear binding energy making minor contributions. Thus, the numeric value of the atomic mass when expressed in daltons has nearly the same value as the mass number. Conversion between mass in kilograms and mass in daltons can be done using the atomic mass constant . The formula used for conversion is: where is the molar mass constant, is the Avogadro constant, and is the experimentally determined molar mass of carbon-12. The relative isotopic mass (see section below) can be obtained by dividing the atomic mass ma of an isotope by the atomic mass constant mu yielding a dimensionless value. Thus, the atomic mass of a carbon-12 atom is 12 Da by definition, but the relative isotopic mass of a carbon-12 atom is simply 12. The sum of relative isotopic masses of all atoms in a molecule is the relative molecular mass. The atomic mass of an isotope and the relative isotopic mass refers to a certain specific isotope of an element. Because substances are usually not isotopically pure, it is convenient to use the elemental atomic mass which is the average (mean) atomic mass of an element, weighted by the abundance of the isotopes. The dimensionless (standard) atomic weight is the weighted mean relative isotopic mass of a (typical naturally occurring) mixture of isotopes. The atomic mass of atoms, ions, or atomic nuclei is slightly less than the sum of the masses of their constituent protons, neutrons, and electrons, due to binding energy mass loss (per E = mc2). (en)
- El peso atómico es una magnitud física adimensional, definida como la razón del promedio de las masas de los átomos de un elemento (de una muestra dada o fuente) con respecto a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12 (conocida como una unidad de masa atómica unificada). El concepto se utiliza generalmente sin mayor calificación para referirse al peso atómico estándar, que a intervalos regulares publica la Comisión sobre Abundancia de Isótopos y Pesos Atómicos de la IUPAC. Se pretende que sean aplicables a materiales de laboratorios normales. (es)
- Masa atomikoa edo atomo masa elementu kimiko jakin bateko atomo batek duen propietatea da. Normalean masa atomikoaren unitateetan (uma) neurtzen da. Askotan pisu atomiko esaten zaio, era ez-egokian, masa gorputzaren propietatea baita eta pisua, grabitatearen araberakoa. Elementu kimikoen masa atomikoa, elementu bakoitzaren isotopoen ugaritasun erlatiboaren arabera kalkulatzen da, hortik askotan zenbaki hamartarrak agertzea (hau da, kopuru ez-naturala). Hori dela eta, elementu kimiko baten masa atomikoa askotan ez da bere isotopo ugarienaren nukleoi (protoiak eta neutroiak) kopuruaren berdina. Isotopo desberdinen masa ordea, bada gutxi gora-behera bere nukleoi kopuruaren berdina. Desberdintasun hau elementu bakoitza isotopo berdin batez osaturik ez dagoelako da, ugaritasun desberdina duten isotopoen nahasketa batez osaturik baizik. Isotopo baten masa neurtzean, aldiz, ez dugu kontuan hartzen bere ugaritasuna naturan. Dena dela, isotopoen masa ere ez da bere nukleoien masaren baturaren berdina. Azken hau, ondorioz da. (eu)
- La masa atómica es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades de masa atómica unificada. La masa atómica en algunas veces es usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa, masa atómica media y peso atómico; estos últimos difieren sutilmente de la masa atómica. *La masa atómica está definida como la masa de un átomo, que solo puede ser de un isótopo a la vez, y no es un promedio ponderado en las abundancias de los isótopos.* En el caso de muchos elementos que tienen un isótopo dominante, la similitud/diferencia numérica real entre la masa atómica del isótopo más común y la masa atómica relativa o peso atómico estándar puede ser muy pequeña, tal que no afecta muchos cálculos bastos, pero tal error puede ser crítico cuando se consideran átomos individuales. El peso atómico estándar se refiere a la media de las masas atómicas relativas de un elemento en el medio local de la corteza terrestre y la atmósfera terrestre, como está determinado por la Commission on Atomic Weights and Isotopic Abundances (Comisión de Pesos Atómicos y Abundancias Isotópicas) de la IUPAC. Estos valores son los que están incluidos en una tabla periódica estándar, y es lo que es más usado para los cálculos ordinarios. Se incluye una que frecuentemente refleja la variabilidad natural en la distribución isotópica, en vez de la incertidumbre en la medida. Para los elementos sintéticos, el isótopo formado depende de los medios de síntesis, por lo que el concepto de natural no tiene sentido. En consecuencia, para elementos sintéticos, el conteo total de nucleones del isótopo más estable (esto es, el isótopo con la vida media más larga) está listado en paréntesis en el lugar del peso atómico estándar. El litio representa un caso único, donde la abundancia natural de los isótopos ha sido perturbada por las actividades humanas al punto de afectar la incertidumbre en su peso atómico estándar, incluso en muestras obtenidas de fuentes naturales, como los ríos. La masa atómica relativa es un sinónimo para peso atómico y está cercanamente relacionado con la masa atómica promedio (pero no es un sinónimo de masa atómica), la media ponderada de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento químico encontrados en una muestra particular, ponderados por abundancia isotópica. Esto es usado frecuentemente como sinónimo para peso atómico relativo, y este uso no es incorrecto, dado que los pesos atómicos estándar son masas atómicas relativas, aunque es menos específico. La masa atómica relativa también se refiere a ambientes no terrestres y ambientes terrestres altamente específicos que se desvían de la media o tienen diferentes certidumbres (número de cifras significativas) que los pesos atómicos estándar. La masa isotópica relativa es la masa relativa de un isótopo dado (más específica, cualquier núclido solo), escalado con el carbono-12 como exactamente 12. No hay otros núclidos distintos al carbono-12 que tengan exactamente un número entero de masas en esta escala. Esto es debido a dos factores: 1.
* la diferente masa de neutrones y protones que actúan para cambiar la masa total en los núclidos con relaciones protón/neutrón distintos al cociente 1:1 del carbono-12; y 2.
* no se encontrará un número exacto si existe una pérdida/ganancia de masa diferente a la energía de enlace nuclear relativa a la energía de enlace nuclear media del carbono-12, sin embargo, puesto que cualquier defecto de masa debido a la energía de enlace nuclear es una fracción pequeña (menos del 1 %) comparada con la masa de un nucleón (incluso menos comparado con la masa media por nucleón en el carbono-12, que está moderada a fuertemente unido), y dado que los protones y neutrones difieren en masa unos de otros por una fracción pequeña (aproximadamente 0,0014 uma), la práctica de redondear la masa atómica de cualquier núclido dado o isótopo al número entero más cercano, siempre da el número entero simple de la suma total de nucleones. El conteo de neutrones puede ser derivado por sustracción del número atómico. (es)
- La masse atomique relative (ou poids atomique) est la masse d'un atome en particulier ou d'un élément chimique en général (auquel cas on envisage un mélange isotopique) exprimée en tant que multiple d'une masse élémentaire de référence qui se veut proche de celle d'un nucléon unique. En effet, la masse d'un atome est proportionnelle en première approximation au nombre de ses nucléons (protons et neutrons ensemble), dit nombre de masse. La masse élémentaire de référence, appelée unité de masse atomique, est définie depuis les années 1960 comme le douzième de la masse de l'atome de carbone 12. (fr)
- Is éard is mais adamhach (ma) ann ná mais adaimh ar fos. Síltear, amanna, gurb ionann é seo agus na téarmaí mais adamhach choibhneasta, meánmhais adamhach agus meáchan adamhach. Cé go bhfuil brí na dtéarmaí seo an-chosúil lena chéile, tá miondhifríochtaí eatarthu. Úsáidtear an t- (AMAA) leis an mais adamhach a thomhas. (ga)
- Is éard is mais adamhach choibhneasta ná meán mais na dúile mar a bhíonn sa nádúr i gcomparáid le 1/12 de mhais iseatóp 12C. Maiseanna adamh, a chuirtear síos i dtéarmaí aonaid maise adamhaí u. Mar shampla, sainmhínítear mais adamhach carbón-12 mar 12.0000 u, agus is í mais adamhach nítrigine-14 ná 14.0031 u. Úsáidtear Ar mar shiombail di. Thugtaí an meáchan adamhach air. I dtábla peiriadach na ndúl, luaitear mais an mheascán nádúrtha iseatóp den dúil: mar shampla, is é 14.0067 u an luach do nítrigin. (ga)
- Massa atom (ma) dari suatu unsur kimia adalah massa suatu atom pada keadaan diam, umumnya dinyatakan dalam satuan massa atom. Massa atom sering disinonimkan dengan massa atom relatif, massa atom rata-rata, dan bobot atom. Walaupun demikian, terdapat sedikit perbedaan karena nilai-nilai tersebut dapat berupa rata-rata berbobot dari massa semua isotop unsur, atau massa dari satu isotop saja. Untuk kasus suatu unsur yang hanya memiliki satu isotop dominan, nilai massa atom isotop yang paling melimpah tersebut dapat hampir sama dengan nilai bobot atom unsur tersebut. Untuk unsur-unsur yang isotop umumnya lebih dari satu, perbedaan nilai massa atom dengan bobot atomnya dapat mencapai lebih dari setengah satuan massa (contohnya klorin). Massa atom suatu isotop yang langka dapat berbeda dari bobot atom standar sebesar beberapa satuan massa. (in)
- Massa atom relatif (bahasa Inggris: relative atomic mass, simbol: Ar) atau bobot atom (bahasa Inggris: atomic weight) adalah suatu kuantitas fisik tak berdimensi (angka saja). Dalam definisi modernnya, ia merupakan perbandingan massa rata-rata atom suatu unsur dalam suatu sampel yang diberikan terhadap satu satuan massa atom. Satuan massa atom, simbol u, didefinisikan sebagai 1⁄12 massa satu atom karbon-12. Massa atom dapat bervariasi (antara atom dari unsur yang sama), karena adanya berbagai isotop unsur tersebut. Karena kedua nilai dalam rasio tersebut dinyatakan dalam satuan yang sama (u), nilai yang dihasilkan tidak berdimensi; maka nilainya adalah relatif. Istilah ini biasanya digunakan juga untuk merujuk pada bobot atom relatif yang dipublikasikan secara berkala oleh International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). Daftar bobot atom standar dapat ditemukan secara meluas dalam buku pelajaran kimia, katalog-katalog komersial, dan papan informasi di laboratorium kimia. Penggunaan kata "berat atom" telah mengundang banyak kontroversi, paling tidak sejak tahun 1960-an (lihat bawah). Bobot atom, berbeda dengan massa atom (massa atom individu), bukanlah dan dapat berbeda-beda dari sampel yang satu ke sampel yang lain. Walau demikian, bobot atom cukuplah konstan dalam sampel "normal" untuk digunakan dalam bidang kimia. (in)
- La massa atomica (ma) di un atomo è la massa di quel singolo atomo espressa in unità di massa: grammi o kilogrammi. Tuttavia, poiché può assumere valori compresi tra i 10−25 kg e i 10−27 kg, è solitamente espressa in Da (dalton, derivata dal nome di John Dalton) o unità di massa atomica unificata (u.m.a.) definita per convenzione come 1/12 della massa di un singolo atomo di carbonio-12 a riposo. Il maggiore contributo alla massa atomica è dato da protoni e neutroni del nucleo e per questo motivo il suo valore è vicino al valore del numero di massa, specie per atomi a basso numero atomico. Dividendo la massa di un singolo atomo per l’unità di massa atomica unificata, o dalton (1,660540210 x 10−27), questa assumerebbe il valore di un numero adimensionale, a cui ci si riferisce più correttamente come “massa isotopica relativa”. La massa atomica di un elemento non va confusa con il numero di massa; che esprime il numero (adimensionale) dato dalla somma di protoni e neutroni nell'atomo considerato. La massa atomica o la massa isotopica relativa sono talvolta confuse, o utilizzate in modo errato, come sinonimi di massa atomica relativa (nota anche come peso atomico) o di peso atomico standard (una particolare varietà di peso atomico, nel senso che è standardizzato). Tuttavia, come notato nell'introduzione, la massa atomica è una massa assoluta mentre tutti gli altri termini sono adimensionali. La massa atomica relativa e il peso atomico standard rappresentano i termini per le medie (ponderate in base all'abbondanza) delle masse atomiche relative nei campioni elementari, non per i singoli nuclidi. Pertanto, la massa atomica relativa e il peso atomico standard spesso differiscono numericamente dalla massa isotopica relativa. La massa atomica (massa isotopica relativa) è definita come la massa di un singolo atomo, che può essere solo un isotopo (nuclide) alla volta, e non è una media ponderata in abbondanza, come nel caso della massa atomica relativa / peso atomico. La massa atomica o la massa isotopica relativa di ciascun isotopo e nuclide di un elemento chimico è, quindi, un numero che in linea di principio può essere misurato con alta precisione, poiché ci si aspetta che ogni campione di tale nuclide sia esattamente identico a ogni altro campione, poiché ci si aspetta che tutti gli atomi di un dato tipo nello stesso stato energetico e ogni campione di un particolare nuclide siano esattamente identici in massa a tutti gli altri campioni di quel nuclide. Ad esempio, ci si aspetta che ogni atomo di ossigeno-16 abbia esattamente la stessa massa atomica (massa isotopica relativa) di ogni altro atomo di ossigeno-16. Nel caso di molti elementi che hanno un isotopo naturale (elementi mononuclidici) o un isotopo dominante, l'effettiva somiglianza / differenza numerica tra la massa atomica dell'isotopo più comune e la massa atomica relativa standard (peso atomico standard) può essere piccola o addirittura nulla e non influisce sulla maggior parte dei calcoli di massa. Tuttavia, un tale errore può esistere e persino essere importante quando si considerano singoli atomi per elementi che non sono mononuclidici. La massa atomica degli atomi, ioni, o dei nuclei atomici è leggermente inferiore alla somma delle masse dei loro protoni costituenti, dei loro neutroni e dei loro elettroni, a causa della perdita di massa dovuta all'energia di legame (come da E = mc2). (it)
- 原子量（げんしりょう、英: atomic weight）または相対原子質量（そうたいげんししつりょう、英: relative atomic mass）とは、「一定の基準によって定めた原子の質量」である。 その基準は歴史的変遷を経ており、現在のIUPACの定義によれば1個の原子の質量の原子質量単位に対する比であり、Eを原子や元素を表す記号として Ar(E) という記号で表される。すなわち12C原子1個の質量に対する比の12倍である。元素に同位体が存在する場合は核種が異なるそれぞれの同位体ごとに原子の質量が異なるが、ほとんどの元素において同位体存在比は一定なので、原子量は存在比で補正された元素ごとの平均値として示される。同位体存在比の精度がするため、公示されている原子量の値や精度も変動する。 質量と質量との比なので比重と同様に無次元量だが、その数値は定義上、1個の原子の質量を原子質量単位で表した値に等しい。 また物質量が1 molの原子の質量をグラム単位で表した数値、すなわちg/molで表した原子のモル質量をモル質量定数 1 g/molで除して単位を除去した数値にほぼ等しい。2019年5月20日の定義変更までは原子量にg/molを付すと厳密にモル質量であったが、再定義以降、モル質量定数は定義定数でなくなり、CODATA2018推奨値では0.99999999965(30) g/molとなった。 同位体存在比は、精度を高めるとの由来（たとえば産地、地質学的年代）によって厳密には異なる。測定精度の向上と各試料の全天然存在量予測の変動により、同位体存在比の精度が変動する。そのことによりIUPACの下部組織である (CIAAW) により定期的に「原子量表」の改訂が発表され、これが「標準原子量」と呼ばれている。その改訂は隔年で行われ、奇数年に発表されている。日本化学会原子量小委員会はこの表をもとに原子量表を作成し、日本化学会会誌「化学と工業」4月号で毎年発表している。 原子量表の改定や試料間の原子量の差異があるとは言え、有効数字3桁程度では大部分の元素の原子量は十分に安定している(主な例外: リチウム、水素)。そのため、化学反応等においては、実用上は問題を生じない。一方、精密分析や公示文書の値を計算する場合は、最新の原子量表の値を使うべきである。 1961年まで、物理学では16Oの質量を、化学では天然同位体比の酸素の質量を原子量基準としていた。 (ja)
- ( 비슷한 이름의 원자 질량에 관해서는 해당 문서를 참조하십시오.) 상대 원자 질량(相對原子質量, 영어: relative atomic mass) 또는 원자량(原子量, 영어: atomic weight)은 특정 환경 하에서 해당 원소의 동위 원소의 존재 비율에 따라 가중평균한 질량을 말한다. 주기율표에는 지구 지각이나 지구 대기권을 기준으로 한 값을 말한다. (ko)
- ( 비슷한 이름의 원자량에 관해서는 해당 문서를 참조하십시오.) 원자 질량(原子質量, atomic mass ma)은 원자의 질량이다. 단위는 결합이 없는 안정한 상태의 탄소-12 원자 질량의 1/12을 1u로 정의한 원자 질량 단위(原子質量單位, 기호: u, Da)를 사용한다. 원자들의 대부분의 질량은 원자핵의 양성자와 중성자가 차지하고 그 값은 질량수에 근접한다. 원자 질량을 원자질량단위로 나누어 순수한 수 비율을 만들 때, 원자의 원자 질량은 상대 동위 원소 질량이라고 불리는 무차원수(無次元數)가 된다. 이와 같이 탄소-12 원자의 원자 질량은 12 u 또는 12 Da 이고 탄소-12 원자의 상대 동위 원소 질량은 단순히 12로만 표현한다. 원자 질량 또는 상대 동위원소 질량은 단일 입자의 질량이며 근본적으로 원자량(原子量), 표준 원자량(기호: Ar)와는 다르다. 둘 다 원소 표본에 대한 자연 상태 원자의 수학적 평균치이며 1 u 로 나누었기 때문에 무차원 수이다. 대부분의 원소들은 하나 이상의 안정된 핵종(核種)을 가진다. 원소들의 각 핵종들이 다른 질량을 가지기 때문에 이 원소들에 대한 평균치는 원소에 존재하는 서로 다른 핵종들의 혼합비에 의존한다. 샘플의 공급원에 따라 이 값은 어느 정도 제한(표준 원자량이라고 하는 값을 설정)된다. 대조적으로 원자 질량은 각각의 입자 종과 관계가 있다. 같은 종류의 원자들은 동일하기 때문에 원자 질량 수치는 변화가 전혀 없을 것이다. 그러므로 원자 질량 수치는 보통 원자량보다 더 많은 유효숫자(有效數字)를 포함한다. 표준 원자량은 각 원소의 동위 원소들의 존재비에 대한 원자 질량과 관계가 있고, 대개 존재비가 가장 큰 동위 원소의 원자 질량과 거의 같은 값이다. 원자, 이온 또는 원자핵의 원자 질량은 결합 에너지 손실에 의해 그들의 구성요소인 양성자, 중성자 그리고 전자들의 질량합보다 약간 작다. (ko)
- La massa atomica viene solitamente riportata per ragioni storiche e di comodità scegliendo come unità di misura l'unità di massa atomica unificata, e non il chilogrammo: In particolare, la massa atomica di un elemento viene calcolata come media ponderata dei pesi atomici dei suoi isotopi: è la sommatoria del prodotto tra il peso atomico di ciascun isotopo e la relativa abbondanza isotopica. (it)
- De atoommassa (ma) is de massa van een atoom, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden (u). De nuclidenmassa van een nuclide is de atoommassa hiervan. De nuclidenmassa is bij benadering een geheel getal, namelijk het massagetal van het nuclide. De nuclidenmassa verminderd met het massagetal wordt het massa-overschot genoemd. Het ligt tussen −0,1 en 0,22. Van deuterium bijvoorbeeld is de nuclidenmassa 2,014 en het massagetal 2. In de context van de isotopen van één scheikundig element wordt de nuclidenmassa ook de isotoopmassa genoemd. De atoommassa van een scheikundig element als geheel is gedefinieerd als het gewogen gemiddelde van de atoommassa's van alle natuurlijke isotopen van dat element, waarbij de relatieve aanwezigheid, de mate waarin elk isotoop verhoudingsgewijs voorkomt op aarde, de wegingsfactor is. Dit gemiddelde wordt in tabellen meestal aangeven met de "relatieve atoommassa". (nl)
- Masa atomowa (ma) – wielkość fizyczna określająca masę spoczynkową atomu znajdującego się w stanie podstawowym. Obecnie jest najczęściej wyrażana w jednostce masy atomowej (u), zdefiniowanej jako 1/12 masy atomu izotopu 12C. Częściej stosowanym pojęciem jest jednak względna masa atomowa (Ar, przest. ciężar atomowy) będąca stosunkiem masy atomowej do jednostki masy atomowej, a więc wielkością niemianowaną. Powszechnie wykorzystywanymi i zalecanymi wartościami względnych mas atomowych są wartości standardowych względnych mas atomowych (Ar°) publikowane przez (CIAWW) wchodzącą w skład Międzynarodowej Unii Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC). (pl)
- Massa atómica (português europeu) ou massa atômica (português brasileiro) é a média dos números de massa molecular (representada pela letra A) do isótopos de um determinado elemento químico, ponderada pela ocorrência de cada isótopo. Número de massa (A) é a soma de prótons e nêutrons do núcleo de um átomo, medida em unidade de massa atómica, representado por u.m.a ou simplesmente u. (pt)
- А́томная ма́сса — масса атома. Единица измерения в СИ — килограмм, обычно применяется внесистемная единица — атомная единица массы. (ru)
- Atommassa, tidigare kallad atomvikt, är medelatommassan för blandningen av de förekommande isotoperna av ett grundämne i naturen. Atommassa anges i atommassenheten, u (unit), som är 1/12 av en 12C-atoms massa. 1 u = 1,6605 · 10−27 kg. (sv)
- Атомною масою (ma) — називають відношення абсолютної маси атому до 1/12 частини абсолютної маси атому вуглецю-12 (12C), ядро якого містить шість протонів і шість нейтронів. Маса жодного іншого ізотопу не дорівнює цілому числу внаслідок впливу енергії зв'язку ядер. Атомна маса ізотопу дорівнює цілому числу приблизно: здебільшого перша цифра після десяткової коми — це 0 або 9. Це ціле число називається масовим номером і є сумою числа протонів та числа нейтронів в атомному ядрі. Закономірність прирощення атомної маси в залежності від масового номера така: відхилення починається з позитивного у водню-1, стає негативним, доки не досягається мінімум у заліза-56, потім зростає до позитивних значень у важких ізотопів зі зростанням атомного номера. Це відповідає тому, що розщеплення елемента, важчого за залізо, вивільнює енергію, а розщеплення елемента, легшого за залізо, потребує енергії. Протилежне справджується для реакцій : злиття елементів, що є легшими за залізом, вивільнює енергію, злиття ж елементів, важчих за залізо, потребує енергії. Якщо йдеться про хімічний елемент взагалі, атомна маса (також «відносна атомна маса», «середня атомна маса» або «атомна вага»), подана в періодичній таблиці, є середньою атомною масою всіх даного хімічного елемента. Цю атомну масу використовують в стехіометричних розрахунках. Вона зазвичай застосовується як маса в грамах одного моля атомів елемента, що також зветься молярною масою. Термін «атомна вага» тепер поступово витісняється терміном «відносна атомна маса». Термін «стандартна атомна вага» (що його тепер використовує IUPAC), стосується середньої відносної атомної маси елемента. Те саме означення стосується молекул, і в цьому випадку його називають молекулярною масою. Молекулярну масу сполуки можна розрахувати, додаючи атомні маси елементів, що складають її, помножені на коефіцієнти елементів з хімічної формули. Та сама маса може бути розрахована для сполук, що не створюють молекул. Пряме порівняння й вимірювання мас атомів і молекул виконується мас-спектрометрією. Один моль речовини завжди точно містить атомну або молекулярну масу речовини, виражену в грамах. Наприклад, атомна маса заліза дорівнює 55,845. Тому один моль атомів заліза важить 55,845 грамів. (uk)
- 原子量（atomic mass），也称原子的量（atomic mass）或相对原子质量（relative atomic mass），符号ma或Ar，是指單一原子的質量，其單位為原子质量单位（符號u或Da，也有人使用amu) ，但通常不計單位，定義為一个碳12原子靜止質量的。原子質量以質子和中子的質量佔多數，但元素的原子量不完全等於其質量數，只是質量數大約是原子量最接近的整數而已。 若將原子量除以原子质量单位，會得到一個無因次量，這個無因次量稱為「相對同位素質量」（relative isotopic mass）。因此碳12的原子量是12u或是12 Da，而一個碳12原子的相對同位素質量就是12 (zh)
|
| rdfs:comment
|
- Relativní atomová hmotnost (též poměrná atomová hmotnost) je podíl klidové hmotnosti atomu a atomové hmotnostní konstanty. Pro jeden atom přibližně odpovídá nukleonovému číslu, tj. počtu nukleonů v jádře. U prvků v přírodě je dána poměrným zastoupením izotopů prvku. (cs)
- La massa atòmica relativa, símbolitzada Ar, és la raó de la massa d'un àtom respecte de la dotzena part de la massa de l'isòtop de carboni 12C. No té unitats. Per a un àtom X la seva massa atòmica relativa Ar(X) es calcula mitjançant el quocient entre la seva massa, ma(X), expressada en qualsevol unitat de massa (g, kg…), i la dotzena part de la massa de l'isòtop 12C, ma(12C), expressada en les mateixes unitats de massa: (ca)
- Die Atommasse ist die Masse eines einzelnen Atoms, frühere Bezeichnung Atomgewicht. Sie kann wie jede Masse in der SI-Einheit Kilogramm (mit dem Einheitenzeichen kg) angegeben werden. In der Regel wird die Atommasse aber als Vielfaches der atomaren Masseneinheit (mit dem Einheitenzeichen u, früher auch amu) ausgedrückt: (de)
- Το ατομικό βάρος (ΑΒ) ή (σχετική ή μέση) ατομική μάζα (Ar) είναι ένας αριθμός που αναφέρεται σε ένα στοιχείο ή σε ένα ισότοπο ενός στοιχείου. Εκφράζει τη μάζα του ατόμου κάποιου στοιχείου, μετρημένη σε μονάδες ατομικής μάζας και ισούται με τη μάζα σε γραμμάρια που περιέχει ένα mol ατόμων του ισοτόπου ή του στοιχείου. (el)
- El peso atómico es una magnitud física adimensional, definida como la razón del promedio de las masas de los átomos de un elemento (de una muestra dada o fuente) con respecto a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12 (conocida como una unidad de masa atómica unificada). El concepto se utiliza generalmente sin mayor calificación para referirse al peso atómico estándar, que a intervalos regulares publica la Comisión sobre Abundancia de Isótopos y Pesos Atómicos de la IUPAC. Se pretende que sean aplicables a materiales de laboratorios normales. (es)
- La masse atomique relative (ou poids atomique) est la masse d'un atome en particulier ou d'un élément chimique en général (auquel cas on envisage un mélange isotopique) exprimée en tant que multiple d'une masse élémentaire de référence qui se veut proche de celle d'un nucléon unique. En effet, la masse d'un atome est proportionnelle en première approximation au nombre de ses nucléons (protons et neutrons ensemble), dit nombre de masse. La masse élémentaire de référence, appelée unité de masse atomique, est définie depuis les années 1960 comme le douzième de la masse de l'atome de carbone 12. (fr)
- Is éard is mais adamhach (ma) ann ná mais adaimh ar fos. Síltear, amanna, gurb ionann é seo agus na téarmaí mais adamhach choibhneasta, meánmhais adamhach agus meáchan adamhach. Cé go bhfuil brí na dtéarmaí seo an-chosúil lena chéile, tá miondhifríochtaí eatarthu. Úsáidtear an t- (AMAA) leis an mais adamhach a thomhas. (ga)
- Is éard is mais adamhach choibhneasta ná meán mais na dúile mar a bhíonn sa nádúr i gcomparáid le 1/12 de mhais iseatóp 12C. Maiseanna adamh, a chuirtear síos i dtéarmaí aonaid maise adamhaí u. Mar shampla, sainmhínítear mais adamhach carbón-12 mar 12.0000 u, agus is í mais adamhach nítrigine-14 ná 14.0031 u. Úsáidtear Ar mar shiombail di. Thugtaí an meáchan adamhach air. I dtábla peiriadach na ndúl, luaitear mais an mheascán nádúrtha iseatóp den dúil: mar shampla, is é 14.0067 u an luach do nítrigin. (ga)
- ( 비슷한 이름의 원자 질량에 관해서는 해당 문서를 참조하십시오.) 상대 원자 질량(相對原子質量, 영어: relative atomic mass) 또는 원자량(原子量, 영어: atomic weight)은 특정 환경 하에서 해당 원소의 동위 원소의 존재 비율에 따라 가중평균한 질량을 말한다. 주기율표에는 지구 지각이나 지구 대기권을 기준으로 한 값을 말한다. (ko)
- La massa atomica viene solitamente riportata per ragioni storiche e di comodità scegliendo come unità di misura l'unità di massa atomica unificata, e non il chilogrammo: In particolare, la massa atomica di un elemento viene calcolata come media ponderata dei pesi atomici dei suoi isotopi: è la sommatoria del prodotto tra il peso atomico di ciascun isotopo e la relativa abbondanza isotopica. (it)
- Masa atomowa (ma) – wielkość fizyczna określająca masę spoczynkową atomu znajdującego się w stanie podstawowym. Obecnie jest najczęściej wyrażana w jednostce masy atomowej (u), zdefiniowanej jako 1/12 masy atomu izotopu 12C. Częściej stosowanym pojęciem jest jednak względna masa atomowa (Ar, przest. ciężar atomowy) będąca stosunkiem masy atomowej do jednostki masy atomowej, a więc wielkością niemianowaną. Powszechnie wykorzystywanymi i zalecanymi wartościami względnych mas atomowych są wartości standardowych względnych mas atomowych (Ar°) publikowane przez (CIAWW) wchodzącą w skład Międzynarodowej Unii Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC). (pl)
- Massa atómica (português europeu) ou massa atômica (português brasileiro) é a média dos números de massa molecular (representada pela letra A) do isótopos de um determinado elemento químico, ponderada pela ocorrência de cada isótopo. Número de massa (A) é a soma de prótons e nêutrons do núcleo de um átomo, medida em unidade de massa atómica, representado por u.m.a ou simplesmente u. (pt)
- А́томная ма́сса — масса атома. Единица измерения в СИ — килограмм, обычно применяется внесистемная единица — атомная единица массы. (ru)
- Atommassa, tidigare kallad atomvikt, är medelatommassan för blandningen av de förekommande isotoperna av ett grundämne i naturen. Atommassa anges i atommassenheten, u (unit), som är 1/12 av en 12C-atoms massa. 1 u = 1,6605 · 10−27 kg. (sv)
- 原子量（atomic mass），也称原子的量（atomic mass）或相对原子质量（relative atomic mass），符号ma或Ar，是指單一原子的質量，其單位為原子质量单位（符號u或Da，也有人使用amu) ，但通常不計單位，定義為一个碳12原子靜止質量的。原子質量以質子和中子的質量佔多數，但元素的原子量不完全等於其質量數，只是質量數大約是原子量最接近的整數而已。 若將原子量除以原子质量单位，會得到一個無因次量，這個無因次量稱為「相對同位素質量」（relative isotopic mass）。因此碳12的原子量是12u或是12 Da，而一個碳12原子的相對同位素質量就是12 (zh)
- الكتلة الذرية Atomic mass من خصائص كلّ نظير لعنصر كيميائي (و تسمى أيضاً الكتلة الذرية النسبية أو الوزن الذري) وهي كتلة ذرة واحدة للنظير معبرة عنه بوحدة وحدة كتل ذرية (واختصارها بالعربية: و.ك.ذ.) ويرمز لها u في الكيمياء هي وزن 1 مول من العنصر بالجرام؛ فمثلا الكربون-12 له كتلة ذرية تساوى 12، إذ أن 1 مول منه يزن 12 غرام. ولا يوجد أي نظير له كتلة على هيئة عدد صحيح غير الكربون-12، نظرا لتأثير طاقة الترابط بين البروتونات والنيوترونات في نواة الذرة. الكتلة الذرية Atomic Weight: هو مجموع البروتونات والنيوترونات في نواة العنصر. يوجد مقارنة مباشرة وقياسات لكتل الذرات والجزيئات مع مطياف الكتلة. (ar)
- La massa atòmica, simbolitzada ma, és la massa d'un àtom en el seu estat fonamental expressada habitualment, però no necessàriament, en unitats de massa atòmica. Els valors de les masses atòmiques són molt petits. Van de 1,007 825 032 u (1,673 534·10-27 kg) per a l'isòtop de l'hidrogen ¹H, l'àtom més lleuger que es troba a l'univers, fins a 289,187 28 u (480,207·10-27 kg) per a l'àtom de flerovi 289Fl, l'àtom més pesant amb nom assignat per la IUPAC, obtingut de forma artificial i inestable. (ca)
- The atomic mass (ma or m) is the mass of an atom. Although the SI unit of mass is the kilogram (symbol: kg), atomic mass is often expressed in the non-SI unit dalton (symbol: Da) – equivalently, unified atomic mass unit (u). 1 Da is defined as 1⁄12 of the mass of a free carbon-12 atom at rest in its ground state. The protons and neutrons of the nucleus account for nearly all of the total mass of atoms, with the electrons and nuclear binding energy making minor contributions. Thus, the numeric value of the atomic mass when expressed in daltons has nearly the same value as the mass number. Conversion between mass in kilograms and mass in daltons can be done using the atomic mass constant . (en)
- Atomomaso, antaŭe atompezo, estas la maso de atomo. Por ĝi, kiel por ĉiu maso en la SI-sistemo povas esti uzata la mezurunuo kilogramo. Por kelkaj kalkuladoj estas pli praktike uzi la atomomasan unuon u. Laŭdifine, unu atommasa unuo (1 u) egalas al 1/12 de la maso de unu atomo de karbono-12: en SI-unuo : 1 u = 1,660 538 782 × 10−27 kg;en nuklea fiziko, estas pli oportune esprimi mason per MeV/c²kun la valoro:1 u = 931,494 028 MeV/c². (eo)
- La masa atómica es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades de masa atómica unificada. La masa atómica en algunas veces es usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa, masa atómica media y peso atómico; estos últimos difieren sutilmente de la masa atómica. *La masa atómica está definida como la masa de un átomo, que solo puede ser de un isótopo a la vez, y no es un promedio ponderado en las abundancias de los isótopos.* En el caso de muchos elementos que tienen un isótopo dominante, la similitud/diferencia numérica real entre la masa atómica del isótopo más común y la masa atómica relativa o peso atómico estándar puede ser muy pequeña, tal que no afecta muchos cálculos bastos, pero tal error puede ser crítico cuando se consideran átomos individuale (es)
- Masa atomikoa edo atomo masa elementu kimiko jakin bateko atomo batek duen propietatea da. Normalean masa atomikoaren unitateetan (uma) neurtzen da. Askotan pisu atomiko esaten zaio, era ez-egokian, masa gorputzaren propietatea baita eta pisua, grabitatearen araberakoa. Elementu kimikoen masa atomikoa, elementu bakoitzaren isotopoen ugaritasun erlatiboaren arabera kalkulatzen da, hortik askotan zenbaki hamartarrak agertzea (hau da, kopuru ez-naturala). Hori dela eta, elementu kimiko baten masa atomikoa askotan ez da bere isotopo ugarienaren nukleoi (protoiak eta neutroiak) kopuruaren berdina. (eu)
- Massa atom relatif (bahasa Inggris: relative atomic mass, simbol: Ar) atau bobot atom (bahasa Inggris: atomic weight) adalah suatu kuantitas fisik tak berdimensi (angka saja). Dalam definisi modernnya, ia merupakan perbandingan massa rata-rata atom suatu unsur dalam suatu sampel yang diberikan terhadap satu satuan massa atom. Satuan massa atom, simbol u, didefinisikan sebagai 1⁄12 massa satu atom karbon-12. Massa atom dapat bervariasi (antara atom dari unsur yang sama), karena adanya berbagai isotop unsur tersebut. Karena kedua nilai dalam rasio tersebut dinyatakan dalam satuan yang sama (u), nilai yang dihasilkan tidak berdimensi; maka nilainya adalah relatif. (in)
- Massa atom (ma) dari suatu unsur kimia adalah massa suatu atom pada keadaan diam, umumnya dinyatakan dalam satuan massa atom. Massa atom sering disinonimkan dengan massa atom relatif, massa atom rata-rata, dan bobot atom. Walaupun demikian, terdapat sedikit perbedaan karena nilai-nilai tersebut dapat berupa rata-rata berbobot dari massa semua isotop unsur, atau massa dari satu isotop saja. Untuk kasus suatu unsur yang hanya memiliki satu isotop dominan, nilai massa atom isotop yang paling melimpah tersebut dapat hampir sama dengan nilai bobot atom unsur tersebut. Untuk unsur-unsur yang isotop umumnya lebih dari satu, perbedaan nilai massa atom dengan bobot atomnya dapat mencapai lebih dari setengah satuan massa (contohnya klorin). Massa atom suatu isotop yang langka dapat berbeda dari bobo (in)
- La massa atomica (ma) di un atomo è la massa di quel singolo atomo espressa in unità di massa: grammi o kilogrammi. Tuttavia, poiché può assumere valori compresi tra i 10−25 kg e i 10−27 kg, è solitamente espressa in Da (dalton, derivata dal nome di John Dalton) o unità di massa atomica unificata (u.m.a.) definita per convenzione come 1/12 della massa di un singolo atomo di carbonio-12 a riposo. Il maggiore contributo alla massa atomica è dato da protoni e neutroni del nucleo e per questo motivo il suo valore è vicino al valore del numero di massa, specie per atomi a basso numero atomico. (it)
- 原子量（げんしりょう、英: atomic weight）または相対原子質量（そうたいげんししつりょう、英: relative atomic mass）とは、「一定の基準によって定めた原子の質量」である。 その基準は歴史的変遷を経ており、現在のIUPACの定義によれば1個の原子の質量の原子質量単位に対する比であり、Eを原子や元素を表す記号として Ar(E) という記号で表される。すなわち12C原子1個の質量に対する比の12倍である。元素に同位体が存在する場合は核種が異なるそれぞれの同位体ごとに原子の質量が異なるが、ほとんどの元素において同位体存在比は一定なので、原子量は存在比で補正された元素ごとの平均値として示される。同位体存在比の精度がするため、公示されている原子量の値や精度も変動する。 質量と質量との比なので比重と同様に無次元量だが、その数値は定義上、1個の原子の質量を原子質量単位で表した値に等しい。 原子量表の改定や試料間の原子量の差異があるとは言え、有効数字3桁程度では大部分の元素の原子量は十分に安定している(主な例外: リチウム、水素)。そのため、化学反応等においては、実用上は問題を生じない。一方、精密分析や公示文書の値を計算する場合は、最新の原子量表の値を使うべきである。 1961年まで、物理学では16Oの質量を、化学では天然同位体比の酸素の質量を原子量基準としていた。 (ja)
- ( 비슷한 이름의 원자량에 관해서는 해당 문서를 참조하십시오.) 원자 질량(原子質量, atomic mass ma)은 원자의 질량이다. 단위는 결합이 없는 안정한 상태의 탄소-12 원자 질량의 1/12을 1u로 정의한 원자 질량 단위(原子質量單位, 기호: u, Da)를 사용한다. 원자들의 대부분의 질량은 원자핵의 양성자와 중성자가 차지하고 그 값은 질량수에 근접한다. 원자 질량을 원자질량단위로 나누어 순수한 수 비율을 만들 때, 원자의 원자 질량은 상대 동위 원소 질량이라고 불리는 무차원수(無次元數)가 된다. 이와 같이 탄소-12 원자의 원자 질량은 12 u 또는 12 Da 이고 탄소-12 원자의 상대 동위 원소 질량은 단순히 12로만 표현한다. 원자, 이온 또는 원자핵의 원자 질량은 결합 에너지 손실에 의해 그들의 구성요소인 양성자, 중성자 그리고 전자들의 질량합보다 약간 작다. (ko)
- De atoommassa (ma) is de massa van een atoom, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden (u). De nuclidenmassa van een nuclide is de atoommassa hiervan. De nuclidenmassa is bij benadering een geheel getal, namelijk het massagetal van het nuclide. De nuclidenmassa verminderd met het massagetal wordt het massa-overschot genoemd. Het ligt tussen −0,1 en 0,22. Van deuterium bijvoorbeeld is de nuclidenmassa 2,014 en het massagetal 2. In de context van de isotopen van één scheikundig element wordt de nuclidenmassa ook de isotoopmassa genoemd. (nl)
- Атомною масою (ma) — називають відношення абсолютної маси атому до 1/12 частини абсолютної маси атому вуглецю-12 (12C), ядро якого містить шість протонів і шість нейтронів. Маса жодного іншого ізотопу не дорівнює цілому числу внаслідок впливу енергії зв'язку ядер. Атомна маса ізотопу дорівнює цілому числу приблизно: здебільшого перша цифра після десяткової коми — це 0 або 9. Це ціле число називається масовим номером і є сумою числа протонів та числа нейтронів в атомному ядрі. Пряме порівняння й вимірювання мас атомів і молекул виконується мас-спектрометрією. (uk)
|
