Viser atommasse. Hvordan beregne atommasse

Massene av atomer og molekyler er veldig små, så det er praktisk å velge massen til et av atomene som en måleenhet og uttrykke massene til de gjenværende atomene i forhold til det. Dette er nøyaktig hva grunnleggeren av atomteorien, Dalton, gjorde, som kompilerte en tabell over atommasser, og tok massen til hydrogenatomet som en.

Inntil 1961, i fysikk, ble 1/16 av massen til 16O oksygenatomet tatt som en atommasseenhet (amu), og i kjemi - 1/16 av den gjennomsnittlige atommassen av naturlig oksygen, som er en blanding av tre isotoper. Den kjemiske enheten for masse var 0,03 % større enn den fysiske.

For tiden har et enhetlig målesystem blitt tatt i bruk i fysikk og kjemi. 1/12 av massen til et 12C karbonatom ble valgt som standardenhet for atommasse.

1 amu = 1/12 m(12С) = 1,66057×10-27 kg = 1,66057×10-24 g.

Ved beregning av relativ atommasse, overflod av isotoper av elementer i jordskorpen. For eksempel har klor to isotoper 35Сl (75,5%) og 37Сl (24,5%). atommasse klor er lik:

Ar(Cl) = (0,755×m(35Сl) + 0,245×m(37Сl)) / (1/12×m(12С) = 35,5.

Fra definisjonen av relativ atommasse følger det at den gjennomsnittlige absolutte massen til et atom er lik den relative atommassen multiplisert med amu:

m(Cl) = 35,5 x 1,66057 x 10-24 = 5,89 x 10-23 g.

Eksempler på problemløsning

Relative atom- og molekylmasser

Denne kalkulatoren er designet for å beregne atommassen til grunnstoffer.

Atommasse(også kalt relativ atommasse) Er verdien av massen til ett atom i et stoff. Relativ atommasse uttrykkes i atommasseenheter. Relativ atommasse særegne(Ekte) vekt atom. Samtidig er den faktiske massen til et atom for liten og derfor uegnet for praktisk bruk.

Atommassen til et stoff påvirker mengden protoner Og nøytroner i kjernen til et atom.

Elektronmassen ignoreres siden den er veldig liten.

For å bestemme atommassen til et stoff, må du angi følgende informasjon:

• Antall protoner- hvor mange protoner er i kjernen til stoffet;
• Antall nøytroner– hvor mange nøytroner er det i kjernen til et stoff.

Basert på disse dataene vil kalkulatoren beregne atommassen til stoffet, uttrykt i atommasseenheter.

Tabell over kjemiske elementer og deres atommasse hydrogen H 1,0079 nikkel Det er nei 58,70 helium Han 4,0026 baker Cu 63,546 litium Li 6941 sink Zn 65,38 beryllium være 9,01218 Gallia Georgia 69,72 Bor I 10,81 Tyskland G.E. 72,59 karbon MED 12,011 arsenikk Hvordan 74,9216 nitrogen N 14,0067 selen er 78,96 oksygen O 15,9994 Brom brom 79904 fluor F 18,99840 krypton Cr 83,80 neon Ikke 20,179 rubidium Rb 85,4678 natrium på 22,98977 strontium slettet 87,62 magnesium mg 24,305 yttrium Y 88,9059 aluminium Al 26,98154 zirkonium Zr 91,22 niob NB 92,9064 Nobel Ikke 255 molybden Mo 95,94 Lawrence Lr 256 technetium Ts 98,9062 Kurchatovy ka 261 rutenium Ru 101,07 * * * rhodium rhesus 102.9055 * * * palladium Pd 106,4 * * * sølv Ag 107 868 * * * silikon Du 28,086 kadmium CD 112,40 fosfor P 30,97376 India 114,82 svovel 32,06 tinn Sn 118,69 klor Cl 35,453 antimon Sb 121,75 argon Arkansas 39,948 tellur disse 127,60 kalium TIL 39,098 jod jeg 126,904 kalsium California 40,08 xenon Xe 131,30 skandium Sør-Carolina 44,9559 cesium Cs 132.9054 Titanium disse 47,90 barium ba 137,34 vanadium 50,9414 lantan la 138.9055 krom Cr 51,996 cerium Ce 140,12 mangan Minnesota 54,9380 Praseodim Pr 140.9077 stryke Fe 55,847 Jeg gjør ikke det Nd 144,24 kobolt Co. 58,9332 promethium kvelder Samaria Sm 150,4 vismut ville 208.9804 europium Den europeiske union 151,96 Polonium etter 209 gadolinium G-d 157,25 ASTAT V 210 terbium Tb 158.9254 radon Rn 222 dysprosium du $ 16,50 Frankrike fr 223 Holmium Hei 164.9304 radius R 226.0254 erbium Eh 167,26 aktinium AC 227 thulium Tm 168.9342 thorium th 232.0381 ytterbium Yb 173,04 protactinium Pennsylvania 231.0359 Lutetia Lu 174,97 Uranus U 238,029 hafnium høy frekvens 178,49 neptunium Np 237.0482 tantal Dette 180.9479 plutonium Pu 244 wolfram W 183,85 Amerika Er 243 rhenium re 186,207 curie cm 247 osmium OS 190,2 Berkeley B.K. 247 iridium infrarød 192,22 California sammenligne 251 platina Pt 195,09 Einstein es 254 gull Au 196.9665 Fermi Fm 257 kvikksølv kvikksølv 200,59 Mendelevy Maryland 258 tallium Tl 204,37 * * * Bly Pb 207,2 * * *

Relativ atommasse til et grunnstoff Oppgavestatus: Bestem massen til et oksygenmolekyl. Oppgave nr. 4.1.2 fra "Samling av problemer med å forberede kommende eksamener i fysikk ved USPTU" informasjon: Løsning: Tenk på et molekylært oksygenmolekyl \(\nu\) (vilkårlig tall). La oss huske at oksygenformelen er O2. For å finne massen (\m) til en gitt mengde oksygen, multipliseres molekylmassen til oksygen\(M\) med antall mol\(\nu\). Ved hjelp av det periodiske systemet er det lett å fastslå at molmassen av oksygen er \(M\) 32 g/mol eller 0,032 kg/mol. I én mol er antallet avogadromolekyler \(N_A\) og v\(\nu\) mol - v\(\nu\) noen ganger større, dvs. For å finne massen til ett molekyl \(m_0\), totalvekt\(t\) må deles på antall molekyler \(N\). \ [(m_0) = \frac (m) (N)\] \ [(m_0) = \frac ((\nu \cdot M)) ((\nu \cdot (N_A)))\] \ ((M_0) = \frac (M) (((N_A))) \] Avogadros tall (N_A1) er en tabellverdi lik 6.022 1023 mol-1. Vi utfører beregninger: \[(M_0) = \frac ((0,032)) ((6,022\cdot ((10) * (23)))) = 5,3\cdot (10^(-26))\; = 5,3 kg\cdot(10^(-23))\; r\] Svar: 5,3 · 10-23 g. Hvis du ikke forstår løsningen og hvis du har spørsmål eller fant en feil, kan du legge igjen en kommentar nedenfor. Atomer er veldig små og veldig små. Hvis vi uttrykker massen til et atom kjemisk element i gram, så vil det være et tall der desimaltegnet er mer enn tjue nuller. Derfor er det upassende å måle massen av atomer i gram. Men hvis vi tar en veldig liten masse per enhet, kan alle andre små masser uttrykkes som et forhold mellom den enheten. Måleenheten for atommasse er 1/12 av massen til et karbonatom. Det kalles 1/12 av massen til et karbonatom atommasse(Ae. Formel for atommasse Relativ atommasse verdien er lik forholdet mellom den faktiske massen til et atom av et bestemt kjemisk grunnstoff og 1/12 av den faktiske massen til et karbonatom. Dette er en uendelig verdi, siden de to massene er atskilt. Ar = matematikk. / (1/12) krus. Likevel, absolutt atommasse lik en relativ verdi og har en måleenhet amu. Dette betyr at relativ atommasse viser hvor mange ganger massen til et gitt atom er større enn 1/12 av et karbonatom. Hvis et Ar-atom = 12, er massen 12 ganger større enn 1/12 massen til et karbonatom eller, med andre ord, 12 atommasseenheter. Dette kan bare være for karbon (C). På hydrogenatomet (H) Ar = 1. Dette betyr at dets masse er lik massen til 1/12 deler av massen til karbonatomet. For oksygen (O) er den relative atommassen 16 amu. Dette betyr at et oksygenatom er 16 ganger større enn et karbonatom, det har 16 atommasseenheter. Det letteste grunnstoffet er hydrogen. Massen er omtrent 1 amu. På de tyngste atomene nærmer massen seg 300 amu. Vanligvis, for hvert kjemisk element, er verdien den absolutte massen til atomene, uttrykt som en. For eksempel. Verdien av atommasseenheter er skrevet inn periodisk system. Konsept brukt for molekyler relativ molekylvekt (g). Relativ molekylvekt indikerer hvor mange ganger massen til et molekyl er større enn 1/12 massen til et karbonatom. Men siden massen til et molekyl er lik summen av massene atomiske atomer, kan den relative molekylmassen finnes ganske enkelt ved å legge til de relative massene til disse atomene. For eksempel inneholder et vannmolekyl (H2O) to hydrogenatomer med Ar = 1 og ett oksygenatom med Ar = 16. Derfor er gentleman (H2O) = 18. Mange stoffer har en ikke-molekylær struktur, for eksempel metaller. I dette tilfellet er deres relative molekylmasse lik deres relative atommasse. Kjemi kalles en betydelig mengde massefraksjon av et kjemisk grunnstoff i et molekyl eller en substans. Den viser den relative molekylvekten til det elementet. For eksempel i vann har hydrogen 2 deler (som begge atomer) og oksygen 16. Dette betyr at når hydrogen blandes med 1 kg og 8 kg oksygen, reagerer de uten rester. Massefraksjon hydrogen er 2/18 = 1/9, og oksygeninnholdet er 16/18 = 8/9. Mikrobalanse noe annet støtte, atomisk likevekt(Engelske mikrobielle eller engelske nanorør) er et begrep som refererer til: en stor gruppe analytiske instrumenter hvis nøyaktighet måler masse fra ett til flere hundre mikrogram; et spesielt høypresisjonsinstrument som lar deg måle massen av objekter ned til 0,1 ng (nanovesy). beskrivelse En av de første referansene til mikrogloben er i 1910, da William Ramsay ble informert om i hvilken grad den hadde utviklet seg, slik at vektområdet på 0,1 mm3 av kroppen ble bestemt til å være 10-9 g (1 ng). Begrepet "mikrobiell" er nå mer vanlig brukt for å referere til enheter som kan måle og oppdage masseendringer i mikrogramområdet (10-6 gram). Mikrobiologer gikk inn i praksisen til moderne forsknings- og industrilaboratorier og ble uteksaminert fra forskjellige versjoner med ulik sensitivitet og tilsvarende kostnader. Samtidig utvikles måleteknikker innen nanogramfeltet. kjemi. hvordan finne relativ atommasse? Når vi snakker om å måle masse på nanogramnivå, som er viktig for å måle massen av atomer, molekyler eller klynger, tar vi først for oss massespektrometri. I dette tilfellet må det huskes at måling av masse ved hjelp av denne metoden innebærer behovet for å konvertere de veide gjenstandene til ioner, noe som noen ganger er svært uønsket. Dette er ikke nødvendig når du bruker et annet praktisk viktig og mye brukt instrument for nøyaktig måling av massekvartsmikrober, hvis virkningsmekanisme er beskrevet i den tilsvarende artikkelen. lenker Jensen K., Kwanpyo Kim, Zettl A. Nanomechan atomic resolution atomic detector // arXiv: 0809.2126 (12. september 2008).

Massene av atomer og molekyler er veldig små, så det er praktisk å velge massen til et av atomene som en måleenhet og uttrykke massene til de gjenværende atomene i forhold til det. Dette er nøyaktig hva grunnleggeren av atomteorien, Dalton, gjorde, som kompilerte en tabell over atommasser, og tok massen til hydrogenatomet som en.

Inntil 1961, i fysikk, ble 1/16 av massen til et oksygenatom 16 O tatt som en atommasseenhet (amu), og i kjemi - 1/16 av den gjennomsnittlige atommassen av naturlig oksygen, som er en blanding av tre isotoper. Den kjemiske enheten for masse var 0,03 % større enn den fysiske.

For tiden har et enhetlig målesystem blitt tatt i bruk i fysikk og kjemi. 1/12 av massen til et 12 C-karbonatom ble valgt som standardenhet for atommasse.

1 amu = 1/12 m(12 C) = 1,66057x10 -27 kg = 1,66057x10 -24 g.

DEFINISJON

Relativ atommasse til et grunnstoff (A r) er en dimensjonsløs mengde lik forholdet mellom den gjennomsnittlige massen til et atom i et grunnstoff og 1/12 av massen til et atom på 12 C.

Ved beregning av relativ atommasse tas det hensyn til overfloden av isotoper av grunnstoffer i jordskorpen. For eksempel har klor to isotoper 35 Cl (75,5%) og 37 Cl (24,5%).

Ar (Cl) = (0,755 x m(35 Cl) + 0,245 x m (37 Cl)) / (1/12 x m(12 C) = 35,5.

Fra definisjonen av relativ atommasse følger det at den gjennomsnittlige absolutte massen til et atom er lik den relative atommassen multiplisert med amu:

m(Cl) = 35,5 x 1,66057 x 10-24 = 5,89 x 10-23 g.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

EKSEMPEL 2

En av hovedkarakteristikkene til ethvert kjemisk element er dens relative atommasse.

(En atommasseenhet er 1/12 massen til et karbonatom, hvis masse antas å være 12 amu og er1,66 10 24 G.

Ved å sammenligne massene av atomer av elementer per amu, blir de numeriske verdiene for den relative atommassen (Ar) funnet.

Den relative atommassen til et grunnstoff viser hvor mange ganger massen til atomet er større enn 1/12 massen til et karbonatom.

For eksempel, for oksygen Ar (O) = 15,9994, og for hydrogen Ar (H) = 1,0079.

Bestem for molekyler av enkle og komplekse stoffer relativ molekylvekt, som er numerisk lik summen av atommassene til alle atomene som utgjør molekylet. For eksempel er molekylvekten til vann H2O

Mg (H20) = 2 1,0079 + 1 15,9994 = 18,0153.

Avogadros lov

I kjemi, sammen med enheter av masse og volum, brukes en enhet av mengde av et stoff, kalt føflekken.

!MOL (v) - en måleenhet for mengden av et stoff som inneholder like mange strukturelle enheter (molekyler, atomer, ioner) som det er atomer inneholdt i 0,012 kg (12 g) av karbonisotopen “C’’.

Dette betyr at 1 mol av ethvert stoff inneholder samme antall strukturelle enheter, lik 6,02 10 23 . Denne mengden kalles Avogadros konstant(betegnelse NEN, dimensjon 1/mol).

Den italienske forskeren Amadeo Avogadro la frem en hypotese i 1811, som senere ble bekreftet av eksperimentelle data og deretter ble kalt Avogadros lov. Han trakk oppmerksomheten til det faktum at alle gasser er likt komprimert (Boyle-Mariottes lov) og har de samme termiske ekspansjonskoeffisientene (Gay-Lussacs lov). I denne forbindelse foreslo han at:

like volumer av forskjellige gasser under samme forhold inneholder samme antall molekyler.

Under de samme forholdene (vanligvis snakker vi om normale forhold: det absolutte trykket er 1013 millibar og temperaturen er 0 ° C), er avstanden mellom molekylene til alle gasser den samme, og volumet av molekylene er ubetydelig. Tatt i betraktning alt ovenfor, kan vi gjøre følgende antakelse:

!hvis like store mengder gasser under samme forhold inneholder samme antall molekyler, så må massene som inneholder like mange molekyler ha samme volum.

Med andre ord,

Under de samme forholdene opptar 1 mol av en hvilken som helst gass samme volum. Under normale forhold opptar 1 mol av enhver gass et volum v, lik 22,4 l. Dette volumet kallesmolar volum av gass (dimensjon l/mol eller m³ /mol).

Den nøyaktige verdien av det molare volumet av gass under normale forhold (trykk 1013 millibar og temperatur 0 ° C) er 22,4135 ± 0,0006 l/mol. Under standardforhold (t=+15° C, trykk = 1013 mbar) 1 mol gass opptar et volum på 23,6451 liter, og kl.t=+20°C og et trykk på 1013 mbar, 1 mol opptar et volum på ca. 24,2 liter.

I numeriske termer faller molar masse sammen med massene av atomer og molekyler (i amu) og med relative atom- og molekylmasser.

Følgelig har 1 mol av ethvert stoff en masse i gram som er numerisk lik molekylmassen til dette stoffet, uttrykt i atommasseenheter.

For eksempel, M(O2) = 16a. e.m. 2 = 32 a. e.m., således tilsvarer 1 mol oksygen 32 g. Tetthetene til gasser målt under de samme forholdene blir referert til som deres molare masse. Siden ved transport av flytende gasser på gassbærere er hovedobjektet for praktiske problemer molekylære stoffer (væsker, damper, gasser), så vil de viktigste ettersøkte mengdene være molar masse M(g/mol), mengde stoff v i mol og masse T stoffer i gram eller kilogram.

Når du kjenner den kjemiske formelen til en bestemt gass, kan du løse noen praktiske problemer som oppstår ved transport av flytende gasser.

Eksempel 1. Dekkstanken inneholder 22 tonn flytende etylen (MED2 N4 ). Det er nødvendig å bestemme om det er nok last om bord til å blåse gjennom tre lastetanker med et volum på 5000 m 3 hver, hvis temperaturen på tankene etter blåsing er 0 ° C og trykket er 1013 millibar.

1. Bestem molekylvekten til etylen:

M = 2 12,011 + 4 1,0079 = 28,054 g/mol.

2. Beregn tettheten til etylendamp under normale forhold:

ρ = M/V = 28,054: 22,4 = 1,232 g/l.

3. Finn volumet av lastdamp under normale forhold:

22∙10 6: 1,252= 27544 m3.

Det totale volumet av lastetanker er 15 000 m3. Følgelig er det nok last om bord til å rense alle lastetanker med etylendamp.

Eksempel 2. Det er nødvendig å bestemme hvor mye propan (MED3 N8 ) vil være nødvendig for spyling av lastetanker med en total kapasitet på 8000 m 3, hvis temperaturen på tankene er +15 ° C, og trykket av propandamp i tanken etter slutten av spylingen ikke vil overstige 1013 millibar.

1. Bestem den molare massen av propan MED3 N8

M = 3 12,011 + 8 1,0079 = 44,1 g/mol.

2. La oss bestemme propandamptettheten etter å ha renset tankene:

ρ = M: v = 44,1: 23,641 = 1,865 kg/m 3.

3. Når vi kjenner til damptettheten og volumet, bestemmer vi den totale mengden propan som kreves for å rense tanken:

m = ρ v = 1,865 8000 = 14920 kg ≈ 15 t.

En av de grunnleggende egenskapene til atomer er deres masse. Absolutt (sann) masse av et atom– Verdien er ekstremt liten. Det er umulig å veie atomer på en vekt fordi slike presise vekter ikke eksisterer. Massene deres ble bestemt ved hjelp av beregninger.

For eksempel er massen til ett hydrogenatom 0,000 000 000 000 000 000 000 001 663 gram! Massen til et uranatom, et av de tyngste atomene, er omtrent 0,000 000 000 000 000 000 000 4 gram.

Den nøyaktige massen til uranatomet er 3,952 ∙ 10−22 g, og hydrogenatomet, det letteste av alle atomer, er 1,673 ∙ 10−24 g.

Det er upraktisk å utføre beregninger med små tall. Derfor, i stedet for de absolutte massene av atomer, brukes deres relative masse.

Relativ atommasse

Massen til ethvert atom kan bedømmes ved å sammenligne den med massen til et annet atom (finn forholdet mellom massene deres). Siden bestemmelsen av de relative atommassene til grunnstoffer, har forskjellige atomer blitt brukt som sammenligninger. På en gang var hydrogen- og oksygenatomer unike standarder for sammenligning.

En enhetlig skala av relative atommasser og en ny enhet for atommasse, vedtatt International Congress of Physicists (1960) og samlet av International Congress of Chemists (1961).

Til i dag er standarden for sammenligning 1/12 av massen til et karbonatom. Denne verdien kalt atommasseenheten, forkortet a.u.m.

Atommasseenhet (amu) - masse på 1/12 av et karbonatom

La oss sammenligne hvor mange ganger den absolutte massen til et hydrogen- og uranatom skiller seg fra 1 amu, for å gjøre dette deler vi disse tallene med hverandre:

Verdiene oppnådd i beregningene er de relative atommassene til elementene - relative 1/12 massen til et karbonatom.

Dermed er den relative atommassen til hydrogen omtrent 1, og den til uran er 238. Vær oppmerksom på at relativ atommasse ikke har måleenheter, siden enhetene for absolutt masse (gram) oppheves ved deling.

De relative atommassene til alle grunnstoffene er angitt i det periodiske systemet for kjemiske grunnstoffer av D.I. Mendeleev. Symbolet som brukes for å indikere relativ atommasse er Аr (bokstaven r er en forkortelse for ordet relativ, som betyr relativ).

De relative atommassene til grunnstoffer brukes i mange beregninger. Som regel er verdier gitt i det periodiske systemet avrundet til hele tall. Merk at grunnstoffene i det periodiske systemet er ordnet i rekkefølge etter økende relative atommasser.

Ved å bruke det periodiske system bestemmer vi for eksempel de relative atommassene til en rekke grunnstoffer:

Ar(O) = 16; Ar(Na) = 23; Ar(P) = 31.
Den relative atommassen til klor skrives vanligvis som 35,5!
Ar(Cl) = 35,5

• Relative atommasser er proporsjonale med de absolutte massene til atomer
• Standarden for å bestemme relativ atommasse er 1/12 av massen til et karbonatom
• 1 amu = 1,662 ∙ 10−24 g
• Relativ atommasse er betegnet med Ar
• For beregninger er verdiene av relative atommasser avrundet til hele tall, med unntak av klor, hvor Ar = 35,5
• Relativ atommasse har ingen måleenheter

Atommasse, relativ atommasse(foreldet navn - atomvekt) - verdien av massen til et atom, uttrykt i atommasseenheter. For øyeblikket er atommasseenheten tatt for å være lik 1/12 av massen til et nøytralt atom av den vanligste isotopen av karbon 12C, så atommassen til denne isotopen er per definisjon nøyaktig 12. For enhver annen isotop, atommasse er ikke et heltall, selv om det er nær massetallet til denne isotopen (dvs. det totale antallet nukleoner - protoner og nøytroner - i kjernen). Forskjellen mellom atommassen til en isotop og dens massetall kalles overskytende masse (vanligvis uttrykt i MeVah). Det kan være enten positivt eller negativt; Årsaken til dens forekomst er den ikke-lineære avhengigheten av bindingsenergien til kjerner av antall protoner og nøytroner, samt forskjellen i massene til protonet og nøytronet.

Atommassens avhengighet av massetallet er som følger: den overskytende massen er positiv for hydrogen-1, med økende massetall avtar den og blir negativ inntil et minimum er nådd for jern-56, deretter begynner den å vokse og øker til positive verdier for tunge nuklider. Dette tilsvarer at fisjon av kjerner tyngre enn jern frigjør energi, mens fisjon av lette kjerner krever energi. Tvert imot frigjør sammensmelting av kjerner lettere enn jern energi, mens sammensmelting av grunnstoffer tyngre enn jern krever ekstra energi.

Atommassen til et kjemisk element (også "gjennomsnittlig atommasse", "standard atommasse") er den veide gjennomsnittlige atommassen til alle stabile isotoper av et gitt kjemisk element, tatt i betraktning deres naturlige overflod i jordskorpen og atmosfæren. Det er denne atommassen som presenteres i det periodiske systemet og brukes i støkiometriske beregninger. Atommassen til et grunnstoff med et forstyrret isotopforhold (for eksempel beriket i en eller annen isotop) er forskjellig fra standarden.

Molekylmassen til en mokjemisk forbindelse er summen av atommassene til grunnstoffene som utgjør den, multiplisert med de støkiometriske koeffisientene til grunnstoffene iht. kjemisk formel forbindelser. Strengt tatt er massen til et molekyl mindre enn massen til dets atomer med mengden lik energi molekylforbindelser. Imidlertid er denne massedefekten 9-10 størrelsesordener mindre enn massen til molekylet, og kan neglisjeres.

Definisjonen av en mol (og Avogadros tall) er valgt slik at massen til én mol av et stoff (molar masse), uttrykt i gram, er numerisk lik atommassen (eller molekylær) til det stoffet. For eksempel er atommassen til jern 55,847. Derfor inneholder ett mol jernatomer (dvs. antallet deres er lik Avogadros tall, 6.022 1023) 55.847 gram.

Direkte sammenligning og måling av massene av atomer og molekyler utføres ved bruk av massespektrometriske metoder.
Historie
Frem til 1960-tallet ble atommasse definert slik at isotopen oksygen-16 hadde en atommasse på 16 (oksygenskala). Forholdet mellom oksygen-17 og oksygen-18 i naturlig oksygen, som også ble brukt i atommasseberegninger, resulterte imidlertid i to forskjellige tabeller over atommasser. Kjemikere brukte en skala basert på det faktum at den naturlige blandingen av oksygenisotoper ville ha en atommasse på 16, mens fysikere tildelte samme tall på 16 til atommassen til den vanligste isotopen av oksygen (som har åtte protoner og åtte nøytroner). ).
Wikipedia