原子量

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原子量（atomic mass，）又称原子质量^[1]，符号 m_a 或 m，即单一原子的质量，其定义为：

一个中性原子处于基态的静止质量^[2]。

或

某元素1个原子的平均质量与标准原子质量常量的比值^[3]。

原子量的单位为道尔顿（符号 Da）或 统一原子质量单位（符号 u），也有人使用 amu，但通常不计单位。而1道尔顿的定义为一个碳12原子静止质量的${\displaystyle {\frac {1}{12}}}$^[4]。

原子核的质子和中子几乎占原子总质量的全部，电子和核结合能的贡献很小。虽然原子质量以质子和中子的质量占多数，但元素的原子量不完全等于其质量数，只是质量数大约是原子量最接近的整数而已。

若将原子量除以原子质量常量，会得到一个无因次量，这个无因次量称为“相对同位素质量”（relative isotopic mass）。因此碳12的原子量是12u或是12 Da，而一个碳12原子的相对同位素质量就是12。

原子量是于19世纪初由英国科学家约翰·道尔顿提出的，当时重量（weight）和质量（mass）是相同的概念，他说“同一种元素的原子有相同的重量，不同元素的原子有不同的重量”，因此虽然实际指的是原子的质量，但提出的是“atomic weight”这一名词，含义为“原子的重量”，中文翻译为“原子量”。^[5]

20世纪初，物理学家采用质谱技术测量原子量，后来物理学上改用比较严谨的“atomic mass”的名称，但是“atomic weight”的用法仍然广泛使用。中文译名“原子量”不包含“质量”和“重量”之名，因此继续沿用至今。

1803年，道尔顿用氢的原子量为1作为相对原子量的基准。

1826年，永斯·贝采利乌斯改为氧原子量的${\displaystyle {\frac {1}{100}}}$为基准^[6]；1860年，J.-S.斯塔（英语：Jean Stas）建议用氧原子量的${\displaystyle {\frac {1}{16}}}$为基准，沿用了很长时间。

1929年，W.F.吉奥克和H.L.江斯登发现天然氧中存在着${\displaystyle {\ce {^16O}}}$、${\displaystyle {\ce {^17O}}}$、${\displaystyle {\ce {^18O}}}$三种同位素，它们在自然界的分布不完全均匀，因此用天然氧作为原子量基准就欠妥。后来物理学界改用${\displaystyle {\ce {^16O}}}$的${\displaystyle {\frac {1}{16}}}$作为原子量基准，化学界还沿用原来的基准，从此原子量出现两种标度，1940年国际原子量委员会确定以1.000275作为两种标度的换算因子：物理原子量 = 1.000275 × 化学原子量。存在两种标度必然经常引起混乱^[7]。

1959年，在慕尼黑召开的国际纯粹应用化学联合会（International Union of Pure and Applied Chemistry，简称IUPAC）上，德国J.H.马陶赫建议${\displaystyle {\ce {^12C=}}}$12.0000作为原子量基准，并提交国际纯粹与应用化学联合会考虑，后者于1960年接受这一建议。1961年，在蒙特利尔召开的国际纯粹与应用化学联合会上，正式通过这一新基准。1979年，由国际相对原子质量委员会提出原子量的定义。

• 相对原子质量表
• 同位素
• 分子量
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