Atommasse

Die Atommasse, früher Atomgewicht, ist die Masse eines Atoms. Sie kann wie jede Masse in der SI-Einheit Kilogramm (kg) angegeben werden. Für Berechnungen ist es aber oft praktischer, die Atomare Masseneinheit u (früher mit amu, atomic mass unit, bezeichnet) zu verwenden. Diese ist der zwölfte Teil der Masse eines Atoms des Kohlenstoff-Isotops ¹²C.

Der Zahlenwert der in u angegebenen Atommasse, aber ohne die Maßeinheit, wird oft als relative Atommasse (engl. atomic weight) bezeichnet und formal als eine eigene, dimensionslose Größe aufgefasst, nämlich als das Massenverhältnis des jeweiligen Atoms zu einem gedachten Atom der Masse 1,00 u.

Zum Unterschied von der relativen Atommasse wird die in kg, g oder u angegebene Masse auch absolute Atommasse (engl. atomic mass) genannt. Für praktische Zwecke (Berechnungen) besteht zwischen der relativen und der in u angegeben absoluten Atommasse kein Unterschied.

[Bearbeiten] 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.

[Bearbeiten] 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. Bei Avogado wurden die kleinsten denkbaren Teile noch als Moleküle bezeichnet. Berzelius setzte den Begriff Atom für die kleinsten denkbaren Teile einer Verbindung. Berzelius nahm als willkürlichen Standard für Atomgewichte den Sauerstoff, den er gleich 100 setzte. Spätere Forscher nahmen Wasserstoff als kleinsten Standard und setzten jedoch das Wasserstoffmolekül gleich 1, für Kohlenstoff erhielten sie dann das Äquivalentgewicht 6, für Sauerstoff 8.

Erst Stanislao Cannizzaro leitete im Jahr 1858 die korrekte Unterscheidung zwischen Atom und Molekül ein. Er machte eine Unterscheidung zwischen Atom und Molekül und nahm an, das ein Molekül Wasserstoff aus zwei Atomen Wasserstoff bestünde. Für das einzelne Wasserstoffatom setzte er willkürlich das Atomgewicht 1 fest, ein Wasserstoffmolekül hat folglich eine Molekülmasse von 2.

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:

[Bearbeiten] 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 dagegen die Atommasse des einzelnen Isotops aufschlussreicher; sie liegt dicht bei dessen Massenzahl.

Weitere Beispiele für die relativen Atommassen einiger chemischer Elemente:

• Silicium (Si): 28,0855
• Gold (Au): 196,966569

[Bearbeiten] Weblinks

Nuklidkarte mit allen Atommassen

Atom- und Kernmassen