Atommasse

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Die Atommasse 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) oder auch Dalton (Da) zu verwenden. Dies ist der zwölfte Teil der Masse eines Atoms des Kohlenstoff-Isotops 12C. In SI-Einheiten beträgt 1 u = 1 Da = 1,660 538 921(73) × 10−27 kg.[1]

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 u oder 1 Da.

Im Unterschied zu der relativen Atommasse wird die in kg, g, Da oder u angegebene Masse auch absolute Atommasse (engl. atomic mass) genannt.

Aus den 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[Bearbeiten]

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 Atomare Masseneinheit).

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 Avogadro wurden die kleinsten denkbaren Teile noch als Moleküle bezeichnet. Berzelius führte den Begriff Atom für den kleinsten denkbaren Teil eines Stoffes ein. Willkürlich setzte er das Atomgewicht von Sauerstoff gleich 100. Spätere Forscher wählten den leichtesten Stoff, Wasserstoff, als Standard, setzten jedoch das Wasserstoffmolekül gleich 1. Für Kohlenstoff erhielten sie dann das Äquivalentgewicht 6, für Sauerstoff 8.

Eigentlicher Wegbereiter für korrekte Atomgewichte von Elementen war Jean Baptiste Dumas. Er bestimmte für 30 Elemente sehr exakt die Atomgewichte und fand, dass 22 Elemente Atomgewichte besaßen, die Vielfache des Atomgewichts von Wasserstoff sind.

Erst Stanislao Cannizzaro führte im Jahr 1858 die heutige Unterscheidung zwischen Atom und Molekül ein. Er nahm an, dass ein Molekül Wasserstoff aus zwei Atomen Wasserstoff bestehe. 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 des Wasserstoffatoms haben, von Jean Servais Stas als Bezugselement vorgeschlagen und ihm die Masse 16,00 zugeteilt. Da die Physiker später diesen Wert dem Sauerstoffisotop 16O, die Chemiker jedoch dem Sauerstoff in seiner natürlichen Isotopenzusammensetzung zuordneten, wurden damit bis etwa 1960 zwei leicht unterschiedliche Massenskalen verwendet.

Seit der Entscheidung der IUPAP, die 1961 dem Vorschlag ihrer Atommassenkommission von 1960 folgte, dient das Kohlenstoffisotop 12C als Bezugsbasis mit der Masse von 12,00. Die relative Atommasse gibt an, wievielmal größer die Masse des jeweiligen Atoms als 1/12 der Masse des 12C-Atoms ist. Da dieses Atom 12 Nukleonen enthält, 6 Protonen und 6 Neutronen, entspricht die Atommasse irgendeines Nuklids fast genau der Anzahl der in dessen Atomkern enthaltenen Nukleonen, der Massenzahl; die geringe Abweichung wird durch den Massenunterschied zwischen Proton und Neutron und den Massendefekt verursacht.

Die folgende Tabelle zeigt einige durchschnittliche (siehe unten) relative Atommassen je nach 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

Messung[Bearbeiten]

Genaue Atommassen werden heute mit Massenspektrometern bestimmt. Dabei ergeben sich die Atommassen der einzelnen Isotope sehr präzise. Zur Bestimmung der relativen Atommassen der Elemente in ihrer natürlichen Isotopenzusammensetzung (durchschnittliche Atommasse, auch Atomgewicht genannt)[2] muss dann noch das Isotopenverhältnis ermittelt werden. Für Zwecke der Chemie wird diese durchschnittliche Atommasse des natürlichen Isotopengemisches in der Erdkruste angegeben; in Spezialfällen muss die Herkunft des Isotopengemisches beachtet werden.

Weitere Beispiele für die relativen Atommassen einiger chemischer Elemente:

Weblinks[Bearbeiten]

 Wiktionary: Atommasse – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. 2010 CODATA recommended values, abgerufen am 12. Dezember 2011.
  2. Theodore L. Brown/H. Eugene LeMay/Bruce E. Bursten, Chemie: Studieren kompakt, 10., aktualisierte Auflage, München 2011, S. 51.