Сравнивайте с английским: нажмите на абзац — оригинал откроется в окне. Кнопка EN под абзацем показывает его прямо в тексте.
Введение
Число тяжелых частиц в атомном ядре
Number of heavy particles in the atomic nucleus
Число массы (символ A, от немецкого слова: Atomgewicht, "атомный вес"), также называемое атомным массовым числом или числом нуклонов, представляет собой общее количество протонов и нейтронов (совместно известных как нуклоны) в атомном ядре. Оно приблизительно равно атомной (также известной как изотопной) массе атома, выраженной в атомных единицах массы. Поскольку протоны и нейтроны являются барионами, число массы A идентично барионному числу B ядра (а также всего атома или иона). Число массы различается для каждого изотопа данного химического элемента, а разность между числом массы и атомным числом Z дает число нейтронов (N) в ядре: N = A − Z. Число массы записывается либо после названия элемента, либо в виде верхнего индекса слева от символа элемента. Например, наиболее распространенный изотоп углерода – углерод-12, или <sup>12</sup>C, который содержит 6 протонов и 6 нейтронов. Полное обозначение изотопа также включает атомный номер (Z) в виде нижнего индекса слева от символа элемента, непосредственно под числом массы: <sup>12</sup><sub>6</sub>C.
The mass number (symbol A, from the German word: Atomgewicht, "atomic weight"), also called atomic mass number or nucleon number, is the total number of protons and neutrons (together known as nucleons) in an atomic nucleus. It is approximately equal to the atomic (also known as isotopic) mass of the atom expressed in atomic mass units. Since protons and neutrons are both baryons, the mass number A is identical with the baryon number B of the nucleus (and also of the whole atom or ion). The mass number is different for each isotope of a given chemical element, and the difference between the mass number and the atomic number Z gives the number of neutrons (N) in the nucleus: 1=N = A − Z. The mass number is written either after the element name or as a superscript to the left of an element's symbol. For example, the most common isotope of carbon is carbon 12, or Carbon 12, which has 6 protons and 6 neutrons. The full isotope symbol would also have the atomic number (Z) as a subscript to the left of the element symbol directly below the mass number: Carbon 12.
Относительная атомная масса элемента
Массовое число также не следует путать со стандартным атомным весом (также называемым атомной массой) элемента, который представляет собой отношение средней атомной массы различных изотопов этого элемента (с учетом их распространенности) к атомной единице массы. Атомная масса – это отношение масс, а массовое число – это подсчитанное количество (и, следовательно, целое число). Это средневзвешенное значение может значительно отличаться от почти целых значений для масс отдельных изотопов. Например, у хлора два основных изотопа: хлор-35 и хлор-37. В любой пробе хлора, не подвергавшейся разделению изотопов, содержится примерно 75% атомов хлора-35 и только 25% атомов хлора-37. Это определяет относительную атомную массу хлора как 35,5 (фактически 35,4527 г/моль). Более того, средневзвешенная масса может быть близка к целому числу, но при этом не соответствовать массе какого-либо природного изотопа. Например, у брома есть только два стабильных изотопа, 79Br и 81Br, которые встречаются в природе в приблизительно равных пропорциях, что приводит к стандартной атомной массе брома, близкой к 80 (79,904 г/моль), хотя изотоп 80Br с такой массой нестабилен.
The mass number should also not be confused with the standard atomic weight (also called atomic weight) of an element, which is the ratio of the average atomic mass of the different isotopes of that element (weighted by abundance) to the atomic mass constant. The atomic weight is a mass ratio, while the mass number is a counted number (and so an integer). This weighted average can be quite different from the near integer values for individual isotopic masses. For instance, there are two main isotopes of chlorine: chlorine 35 and chlorine 37. In any given sample of chlorine that has not been subjected to mass separation there will be roughly 75% of chlorine atoms which are chlorine 35 and only 25% of chlorine atoms which are chlorine 37. This gives chlorine a relative atomic mass of 35.5 (actually 35.4527 g/mol). Moreover, the weighted average mass can be near integer, but at the same time not corresponding to the mass of any natural isotope. For example, bromine has only two stable isotopes, 79Br and 81Br, naturally present in approximately equal fractions, which leads to the standard atomic mass of bromine close to 80 (79.904 g/mol), even though the isotope 80Br with such mass is unstable.