최종 업데이트: 2026-06-16

평균 원자량의 의미

주기율표에서 각 원소 아래에 적힌 원자량은 정수인 경우가 거의 없습니다. 대부분의 원소가 동위원소 — 양성자 수는 같지만 중성자 수가 다른 원자 — 의 혼합물로 존재하기 때문입니다. 표에 실린 값은 그 동위원소들의 질량을 존재비로 가중한 평균입니다:

각 동위원소 질량은 **통일 원자 질량 단위(u)**로 주어지며, 어떤 동위원소든 1몰은 그 원자량만큼의 그램 무게를 가지므로 u 단위의 값은 g/mol 단위의 몰질량과 수치상 같습니다. 존재비는 백분율로 입력하며 합이 100%가 되어야 합니다.

예제

염소는 두 안정 동위원소로 존재합니다. 염소-35는 질량이 34.96885 u이고 염소 원자의 75.77%를 차지하며, 염소-37은 질량이 36.96590 u이고 나머지 24.23%를 차지합니다. 평균 원자량은 다음과 같습니다:

소수 둘째 자리로 반올림하면 35.45 u로, 주기율표가 염소에 대해 적은 값과 정확히 같습니다.

가중 평균인 이유

가중 평균은 두 질량의 단순 평균과 다릅니다. 34.96885와 36.96590의 단순 중간값은 약 35.97 u이지만, 염소-35가 염소-37보다 대략 세 배 더 흔하므로 평균은 35 쪽으로 끌려 내려갑니다. 동위원소가 더 흔할수록 결과를 자기 질량 쪽으로 더 강하게 당깁니다. 답은 항상 가장 가벼운 동위원소와 가장 무거운 동위원소 사이 어딘가에 놓입니다.

존재비는 어떻게 측정하나

천연 존재비는 질량 분석법으로 얻습니다. 이온을 질량 대 전하 비로 분리하여 각 동위원소 봉우리에 몇 개의 원자가 들어가는지를 기록합니다. 봉우리의 상대 높이가 존재비를 주고, 봉우리의 위치가 동위원소 질량을 줍니다. 이 존재비는 일반적인 지구 시료 전반에서 거의 일정하게 유지되므로, 일상적인 화학 계산에는 주기율표의 단일 값으로 충분합니다.

결과의 활용

평균 원자량은 그램과 몰을 변환하거나 화학식으로부터 몰질량을 합산할 때 사용하는 값입니다. 동위원소를 천연 비율대로 이미 섞어 놓았으므로, 모든 원자가 그 단일 질량을 가진 것처럼 원소를 다룰 수 있습니다 — 일상적인 화학량론에서는 개별 동위원소를 추적할 필요가 없습니다. 다른 원소의 값이 필요하면 두 동위원소 질량과 존재비를 그 원소의 공인된 수치로 바꾸면 됩니다.