Lexikon: Atommasse

 

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Als Atommasse (A) (engl. atomic mass), früher Atomgewicht (engl. atomic weight), bezeichnet man die Masse (Physik)|Masse von en chemisches Element|chemischer Elemente.

Es wird zwischen relativer Atommasse (Ar) (ohne Maßeinheit) und absoluter Atommasse, angegeben in Kilogramm|kg, Gramm|g oder Atomare Masseneinheit|u unterschieden.

Bedeutung

Aus den relativen Atommassen oder anhand der daraus abgeleiteten n lassen sich die Massen- und Volumenverhältnisse der an einer Chemische Reaktion|chemischen Reaktion beteiligten Stoffe berechnen.

Historisches

Die erste Tabelle mit relativen Atommassen wurde 1805 von John Dalton veröffentlicht. Er erhielt sie anhand der Massenverhältnisse bei chemischen Reaktionen, wobei er das leichteste Atom, das Wasserstoffatom, als Bezugsmasse wählte, das dabei willkürlich auf den Wert 1 festgelegt wurde.

Später erfolgte die Berechnung der relativer Atom- und Molekülmassen für gasförmige Elemente und Verbindungen auf der Grundlage des Avogadrosches Gesetz|Avogadroschen Gesetzes, d.h. durch Abwiegen eines bekannten Gasvolumens, dann auch mit Hilfe der Faradaysche Gesetze|Faradayschen Gesetze.

Später wurde als Bezugsmasse genommen und ihm willkürlich die Masse 16 zugeteilt (Stas, 1865).

Seit der Entscheidung der Atommassenkommission der IUPAC von 1961 dient das isotop 12C als Bezugsbasis mit der Masse von 12. Die relative Atommasse gibt an, wievielmal größer die Masse des jeweiligen Atoms als 1/12 der Masse dieses Kohlenstoffisotopes ist, da das 12C-Atom 12 Nukleonen (Kernbausteine), genauer 6 Protonen und 6 en, enthält. Da beide Nukleonen eine sehr ähnliche Masse aufweisen, entspricht die Atommasse eines Isotops nahezu der Anzahl der enthaltenen Nukleonen (auch genannt). Die geringe Abweichung wird durch den Massenunterschied zwischen Proton und Neutron und den atomarer Massendefekt|atomaren Massendefekt verursacht.

Die folgende Tabelle zeigt einige relative Atommassen in Abhängigkeit zu den drei verschiedenen Bezugsmassen:

H = 1 O = 16 12C = 12
Wasserstoff 1,000 1,008 1,008
Chlor 35,175 35,457 35,453
Sauerstoff 15,872 16,000 15,999
Stickstoff 13,896 14,008 14,007
Kohlenstoff 11,916 12,011 12,011

Bei auf der Erde vorkommenden Elementen wird die durchschnittliche Masse des natürlichen Isotopengemisches in der Erdkruste angegeben.
Weitere Beispiele für die relativen Atomgewichte einiger chemisches Element|Elemente:

  • He: 4,003
  • Silizium Si: 28,086

Genaue Atommassen werden heute mit dem Massenspektrometer bestimmt. Dabei lässt sich die Masse der einzelnen Isotope sehr präzise ermitteln. Zur Bestimmung der relative Atommassen der Elemente muss dann noch das Isotopverhältnis ermittelt werden.

Absolute Atommasse

Die absolute Masse eines Atoms liegt im Bereich von 10-26 kg (0,000 000 000 000 000 000 000 000 01 kg). Definitionsgemäß hat der zwölfte Teil eines s des Kohlenstoffisotops 12C eine Masse von 1 g. Die absolute Atommasse wird somit auf Gramm bezogen (wird manchmal auch als Grammatom bezeichnet). Aufgrund der sehr kleinen Zahlenwerte wird häufig die atomare Masseneinheit u verwendet – entspricht ebenfalls 1/12 der Masse des Kohlenstoffisotops 12C.

Weiterführende Informationen

Molekülmasse, Molare Masse

Kategorie:Chemie Kategorie:Maßeinheit

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