- Relative Atommasse
-
Als Atommasse (A) (engl. atomic mass), früher Atomgewicht (engl. atomic weight), bezeichnet man die Masse von Atomen chemischer Elemente.
Es wird zwischen relativer Atommasse (Ar) (ohne Angabe der Maßeinheit) und absoluter Atommasse, angegeben in kg, g oder u, unterschieden. Faktisch ist jedoch auch die - nicht angegebene - Maßeinheit der relativen Atommasse die Atomare Masseneinheit u, nämlich der zwölfte Teil der Masse eines Atoms des Kohlenstoff-Isotops 12C.
Inhaltsverzeichnis
Bedeutung
Aus den relativen Atommassen, den daraus berechenbaren Molekülmassen und anhand der daraus abgeleiteten molaren Masse lassen sich die Massen- und Volumenverhältnisse der an einer 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 "Masseneinheit" wählte (siehe Dalton).
Später erfolgte die Berechnung der relativen Atom- und Molekülmassen für gasförmige Elemente und Verbindungen auf der Grundlage des Avogadroschen Gesetzes, das heißt durch Abwiegen eines bekannten Gasvolumens, dann auch mit Hilfe der Faradayschen Gesetze.
1865 wurde Sauerstoff, dessen Atome im Mittel annähernd die 16-fache Masse von Wasserstoff haben, von Jean Servais Stas als Bezugselement vorgeschlagen und ihm die Masse 16,00 zugeteilt. Da die Physiker die Masse auf das Sauerstoffisotop 16O, die Chemiker jedoch auf Sauerstoff in seiner natürlichen Isotopenzusammensetzung bezogen, waren damit bis etwa 1960 zwei leicht unterschiedliche Massenskalen in Gebrauch.
Seit der Entscheidung der Atommassenkommission der IUPAP von 1960 und der IUPAC von 1961 dient das Kohlenstoffisotop 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 Kohlenstoffisotops ist, da das 12C-Atom 12 Nukleonen (Kernbausteine), genauer 6 Protonen und 6 Neutronen, enthält. Da beide Nukleonen eine sehr ähnliche Masse aufweisen, entspricht die Atommasse eines Nuklids nahezu der Anzahl der enthaltenen Nukleonen, der Massenzahl. Die geringe Abweichung wird durch den Massenunterschied zwischen Proton und Neutron und den atomaren Massendefekt verursacht.
Die folgende Tabelle zeigt einige durchschnittliche (siehe unten) relative Atommassen in Abhängigkeit zu den vier verschiedenen Bezugsmassen:
bezogen auf nat.H = 1 bezogen auf nat.O = 16 bezogen auf 16O = 16 bezogen auf 12C = 12 natH 1,000 1,008 1,008 1,008 nat.Cl 35,175 35,457 35,464 35,453 nat.O 15,872 16,000 16,004 15,999 nat.N 13,896 14,008 14,011 14,007 nat.C 11,916 12,011 12,015 12,011 Absolute Atommasse
Die absolute Masse eines Atoms liegt im Bereich von 10-27 kg (0,000 000 000 000 000 000 000 000 001 kg). Definitionsgemäß hat der zwölfte Teil eines Mols 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 (1 u = 1,66056⋅10-27 kg) verwendet, die ebenfalls 1/12 der Atommasse des Kohlenstoffisotops 12C entspricht. Der Zahlenwert der Masse eines Teilchens in u und der Zahlenwert der Masse von 1 mol dieses Teilchens in g sind folglich identisch.
Durchschnittliche Atommasse
Genaue Atommassen werden heute mit dem Massenspektrometer bestimmt. Dabei lassen sich die Atommassen der einzelnen Isotope sehr präzise ermitteln. Zur Bestimmung der relativen Atommassen der Elemente in ihrer natürlichen Isotopenzusammensetzung muss dann noch das Isotopenverhältnis ermittelt werden.
Bei auf der Erde vorkommenden Elementen wird für Zwecke der Chemie die durchschnittliche Atommasse des natürlichen Isotopengemisches in der Erdkruste angegeben; in Spezialfällen muss die Herkunft des Isotopengemisches beachtet werden. Für Untersuchungen der Eigenschaften der Atomkerne ist die Atommasse des einzelnen Isotops aufschlussreicher.
Weitere Beispiele für die relativen Atommassen einiger chemischer Elemente:
Weblinks
Wikimedia Foundation.
