Atommasse

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Die Atommasse, die Masse eines Atoms (Nuklids), kann wie jede Masse in der SI-Einheit Kilogramm (kg) angegeben werden. In der Regel wird die Masse eines Atoms aber in atomaren Masseneinheiten gemessen,

.

ist der Zahlenwert {} und die atomare Masseneinheit die Einheit [] der physikalischen Größe , der Atommasse. Die atomare Masseneinheit , früher mit (atomic mass unit) bezeichnet, ist der zwölfte Teil der Masse eines Atoms des Kohlenstoff-Isotops 12C. In SI-Einheiten ausgedrückt:[1]

.

In der Biochemie, in den USA auch in der organischen Chemie, wird die atomare Masseneinheit auch als Dalton bezeichnet (Einheitenzeichen: Da), benannt nach dem englischen Naturforscher John Dalton. In der Chemie wird auf Empfehlung der IUPAC[2] der Zahlenwert als relative Atommasse (engl. atomic weight) bezeichnet und formal als eine eigene, dimensionslose Größe aufgefasst, als das Massenverhältnis des jeweiligen Atoms zu einem gedachten Atom der Masse . Im Unterschied zu dieser relativen Atommasse wird die in kg, g, oder u angegebene Masse als absolute Atommasse (engl. atomic mass) bezeichnet.

Die Atommassen der Nuklide sind annähernd, aber wegen der unterschiedlichen Massen von Proton und Neutron und des Massendefekts nicht genau ganzzahlige Vielfache der Masse des Wasserstoffatoms. In Listen wie Atomic Mass Adjustment 2012[3] und interaktiven Nuklidkarten der Basiseigenschaften der Nuklide wird anstelle der Atommasse oft der Massenexzess angegeben, manchmal sowohl Massenexzess als auch Atommasse.

Aus den Atommassen, den daraus berechenbaren Molekülmassen und anhand der daraus abgeleiteten molaren Masse lassen sich die Massenverhältnisse der an einer chemischen Reaktion beteiligten Stoffe berechnen.

Die durchschnittliche Atommasse eines Mischelements wird als gewichtetes arithmetisches Mittel der Atommassen der Isotope mit der natürlichen Häufigkeit der Isotope als Gewichte berechnet. In der Chemie wird die durchschnittliche Atommasse eines Elements als Atomgewicht des Elements bezeichnet.[2][4].

Historisches[Bearbeiten | Quelltext 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 und Vergleichen bekannter Gasvolumina, dann auch mit Hilfe der Faradayschen Gesetze. Bei Avogadro wurden die kleinsten denkbaren Teile noch als Moleküle bezeichnet. Berzelius führte dann 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.

1929 entdeckten W. F. Giauque und H. L. Johnston, dass Sauerstoff drei Isotope besitzt. Das bewog die IUPAP, eine Massenskala einzuführen, die auf m(16O) basiert, während die IUPAC fortfuhr, die Ar(O) = 16, also Sauerstoff in seiner natürlichen Isotopenzusammensetzung, zu verwenden.

1957 schlugen A. O. Nier und A. Ölander unabhängig voneinander vor, dass Ar(12C) und m(12C) = 12 u die alten atomaren Masseneinheiten ersetzen sollten. Darauf einigten sich IUPAP und IUPAC dann in den Jahren 1959-1961. Bis zu dieser Zeit hatten folglich die Physiker und die Chemiker zwei leicht unterschiedliche Massenskalen. Im Jahr 1960 publizierten Everling, König, Josef Mattauch und Aaldert Wapstra Massen von Nukliden[5]

Bis heute dient das Kohlenstoffisotop 12C mit der Masse von 12 u als Bezugsbasis. Die Atommasse gibt an, wievielmal größer die Masse des jeweiligen Atoms als 1/12 der Masse des 12C-Atoms ist. Wie oben erwähnt sind die Atommassen der Nuklide annähernd, aber nicht genau, ganzzahlige Vielfache der Masse des Wasserstoffatoms.

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 | Quelltext bearbeiten]

Genaue Atommassen werden heute mit Massenspektrometern bestimmt. Dabei ergeben sich die Atommassen der einzelnen Isotope sehr präzise. Zur Bestimmung der Atommassen der Elemente in ihrer natürlichen Isotopenzusammensetzung (Atomgewichte) 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 | Quelltext bearbeiten]

 Wiktionary: Atommasse – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. CODATA Recommended Values. National Institute of Standards and Technology, abgerufen am 25. Juli 2015 (englisch). Wert für u in der Einheit kg.
  2. a b J. R.Laeter, J. K. Böhlke, P. de Bièvre, H. Hidaka, H. S. Peiser, K. J. R. Rosman, and P. D. P. Taylor: Atomic weights of the elements: Review 2000 : IUPAC technical report. In: Pure and applied chemistry. Band 75, Nr. 6, 2003 (online [PDF; abgerufen am 9. Juli 2016]). S. 687 f: „Als Tomas Batuecas, Präsident des Atomic Weight Committee, die Autoritäten im IUPAC Bureau 1963 davon überzeugte, den Begriff in Atommasse zu ändern, revoltierten traditionelle Chemiker, Atomgewicht wurde beibehalten und Edward Wichers, der früher Kommissionspräsident war, wurde stillschweigend wieder zum Vorsitzenden der Atomic Weight Commission gemacht.“
  3. Atomic Mass Adjustment 2012
  4. Theodore L. Brown/H. Eugene LeMay/Bruce E. Bursten, Chemie: Studieren kompakt, 10., aktualisierte Auflage, München 2011, S. 51
  5. F. Everling, L. A. König, J. M. E. Mattauch, A. H. Wapstra: Relative nuclidic masses. In: Nucl. Phys. A. Band 18, 1960, S. 529–569.