原子量

原子量（atomic mass，）又稱原子質量，符號 m_a 或 m，即單一原子的質量，其定義為：

鋰-7原子：其中有三個質子、四個中子，三個電子（電子質量的和約佔原子核總質量的1⁄4300）。其質量為7.016 u。罕見的鋰-6（質量為6.015u）只有三個中子，因此鋰的平均原子量為6.941

一個中性原子處於基態的靜止質量。

或

某元素1個原子的平均質量與標準原子質量常量的比值。

原子量的單位為道爾頓（符號 Da）或 統一原子質量單位（符號 u），也有人使用 amu，但通常不計單位。而1道爾頓的定義為一個碳12原子靜止質量的${\frac {1}{12}}$。

原子核的質子和中子幾乎占原子總質量的全部，電子和核結合能的貢獻很小。雖然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質量常量，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。

名詞解釋

原子量是於19世紀初由英國科學家約翰·道爾頓提出的，當時重量（weight）和質量（mass）是相同的概念，他說「同一種元素的原子有相同的重量，不同元素的原子有不同的重量」，因此雖然實際指的是原子的質量，但提出的是「atomic weight」這一名詞，含義為「原子的重量」，中文翻譯為「原子量」。

20世紀初，物理學家採用質譜技術測量原子量，後來物理學上改用比較嚴謹的「atomic mass」的名稱，但是「atomic weight」的用法仍然廣泛使用。中文譯名「原子量」不包含「質量」和「重量」之名，因此繼續沿用至今。

計算方法的演變

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，永斯·貝采利烏斯改為氧原子量的${\frac {1}{100}}$為基準；1860年，J.-S.斯塔建議用氧原子量的${\frac {1}{16}}$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着${\ce {^16O}}$、${\ce {^17O}}$、${\ce {^18O}}$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${\ce {^16O}}$的${\frac {1}{16}}$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應用化學聯合會（International Union of Pure and Applied Chemistry，簡稱IUPAC）上，德國J.H.馬陶赫建議${\ce {^12C=}}$12.0000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，在蒙特利爾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。

參見

• 相對原子質量表
• 同位素
• 分子量
• 原子質量單位
• 摩爾 (單位)
• 原子
• 元素