Vidi kôd stranice Relativna atomska masa

<!--'''Relativna atomska masa'''-->[[datoteka:Carbon-atom.jpg|mini|300px|desno|1/12 mase [[atom]]a [[ugljik]]a <sup>12</sup>C je danas [[atomska jedinica mase]].]]

'''Relativna atomska masa''' (oznaka ''A<sub>r</sub>'') je svojstvena veličina svakog [[kemijski element|kemijskog elementa]] (stariji naziv: '''atomska težina'''). To je broj koji pokazuje koliko je puta prosječna [[masa]] [[atom]]a nekog elementa veća od 1/12 mase atoma [[ugljik]]ova [[izotop]]a <sup>12</sup>C, to jest to je omjer između prosječne mase atoma nekog kemijskog elementa i [[Atomska jedinica mase|unificirane atomske jedinice mase]]. Izražavanje atomskih masa relativnim jedinicama uveo je 1803. [[John Dalton]], koji je za mjernu jedinicu uzeo [[vodik]]ov atom kao najlakši od svih atoma i pridijelio mu vrijednost 1 (poslije je kao jedinica služila i 1/16 mase atoma [[kisik]]ova [[izotop]]a <sup>16</sup>O). Takvo je izražavanje uvedeno iz praktičnih razloga, jer su mase atoma izvanredno malene (na primjer masa je vodikova atoma 1,673·10<sup>–27</sup> [[kg]]). Kako se većina kemijskih elemenata u prirodi pojavljuje u obliku smjese svojih izotopa, relativne atomske mase odgovaraju srednjoj vrijednosti relativnih masa atoma prisutnih izotopa, pa zato redovito nisu cijeli brojevi. Mjerna jedinica relativne atomske mase je broj jedan.<ref>'''relativna atomska masa''', [http://www.enciklopedija.hr/Natuknica.aspx?ID=4483] "Hrvatska enciklopedija", Leksikografski zavod Miroslav Krleža, www.enciklopedija.hr, 2018.</ref>

== Objašnjenje ==
Relativna atomska masa (''A<sub>r</sub>'') je [[broj]] koji nam pokazuje koliko je puta masa nekog atoma veća od [[Atomska jedinica mase|atomske jedinice mase]], ''u'' <ref>Sikirica, Korpar, Čolig: ''Kemija s vježbama 1'', Školska knjiga, Zagreb, 2000., {{ISBN|953-0-20540-6}}, str. 59-62</ref>, odnosno 1/12 mase atoma izotopa <sup>12</sup>C.

Relativna atomska masa se računa kao omjer mase atoma i atomske jedinice mase:

:<math>\qquad A_r = \frac {m_a}{u} \quad ili \quad m_a = A_r \cdot u \qquad u = 1,6605 \cdot 10^{-24} g \qquad u = \frac {1}{12} m_a(^{12}C) </math>

Relativna atomska masa je decimalni broj bez jedinice, njegove vrijednosti čitamo iz [[Periodni sustav elemenata|periodnog sustava elemenata]]:<blockquote><math>A_r(H)=1,00794 \quad A_r(C)=12,0107 \quad A_r(O)=15,9994 \quad A_r(Cl)=35,453 \ ...</math></blockquote>Vrijednosti '''A<sub>r</sub>''' odnose se na elemente koji se nalaze u prirodi, a oni se često sastoje od nekoliko [[izotop]]a zastupljenih u određenim omjerima. Na primjer element [[Bor (element)|bor]] (B) čine izotopi s 10 i 11 [[nukleon]]a u prosječnom omjeru  18,83 : 81,17. Tako se od atomskih masa tih izotopa dobiva navedena vrijednost A<sub>r</sub>(B) = 10,811. Zato je točniji sljedeći matematički izraz koji sugerira da je masa nekog atoma prosječna masa njegovih izotopa <ref name="Fil">Filipović, Lipanović: "Opća i anorganska kemija", 9. izd., Školska knjiga, Zagreb, 1995., {{ISBN|953-0-30907-4}}, str.30-40, 83-89</ref>:

:<math>\qquad A_r(X) = \frac {\bar m_a(X)}{m_a(^{12}C)/12} \quad</math>

Pomoću relativne atomske mase izračunava se [[relativna molekulska masa]]:  <math>M_r = \frac {m_f}{u} \qquad M_r{(XY)} = A_r{(X)}+A_r{(Y)} </math>

Relativna atomska masa kao i relativna molekulska masa osnove su za izražavanje [[Molna masa|molne mase (''M'')]], mase jednog mola neke tvari.

[[Molna masa]] neke tvari odgovara relativnoj atomskoj ili relativnoj molekulskoj masi uz dodatak jedinice gmol<sup>-1</sup>:

:<math>\qquad M(H) = 1,00794 \quad g \cdot mol^{-1} , \quad M(O_2) = 2 \cdot 15,9994 = 31,9988 \quad g \cdot mol^{-1} </math>

:<math>\quad M(H_2O) = [2A_r(H) + A_r(O)] g\cdot mol^{-1}= [2\cdot 1,00794 + 15,9994] g\cdot mol^{-1}= 18,01528\quad g\cdot mol^{-1}</math>

== Povijest ==
Relativnu atomsku masu uveo je u kemiju [[John Dalton]] (1803.) jer [[kemičar]]i tog vremena nisu imali predodžbu o pravoj veličini ili masi atoma. Tada je bilo poznato samo dvadeset kemijskih elemenata ali je Dalton ispravno pretpostavio da atom vodika ima najmanju masu i njega je uzeo kao [[Atomska jedinica mase|atomsku jedinicu mase]] za uspoređivanje, što je vrijedilo narednih stotinjak godina. Za sve atome računao je relativne mase temeljem poznatih [[kemijska reakcija|kemijskih reakcija]] i prirodnih kemijskih zakona koje su definirali kemičari tog vremena. Mase atoma međusobno je uspoređivao kroz omjere masa reaktanata u kemijskim reakcijama jer se mase atoma odnose kao mase tvari.<ref name="Fil"/>

==Izvori==
{{izvori}}

[[Kategorija:Opća kemija]]
[[Kategorija:Fizikalne veličine]]
[[Kategorija:Stehiometrija]]