Atommasse

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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. In SI-Einheiten beträgt 1 u = 1,660 538 782(83) × 10−27 kg.

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. Die relative Atommasse (Atomgewicht) eines Elements gibt an, wie vielmal schwerer ein Atom des betreffenden Elements ist als ein Zwölftel der Masse des Kohlenstoffatoms.

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

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.

Atomgewichte wichtiger Elemente

Element Atomgewicht
Stickstoff
Phosphor
Kalium
Calcium
Magnesium
Schwefel
Sauerstoff
Wasserstoff
Kohlenstoff
Natrium
Chlor
14
31
39,1
40,1
24,3
32,1
16
1
12
23
35,5

Beispiel: Wie hoch ist das Molekulargewicht von Calcium-Nitrat (Kalksalpeter)?
Die chemische Formel lautet Ca(NO3)2, d.h. die Verbindung besteht aus einem Ca-Atom und zwei Nitratmolekülen, ein Nitratmolekül wiederum aus einem Stickstoff- und drei Sauerstoffatomen.

Ca N O
1 x 40 = 40 2 x 14 = 28 (3 x 16) x 2 = 96
40 + 28 + 96 = 164


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:

Quellen

Ulrich Harm (2007): Neustadter Heft: Bodenanalyse und Düngung im Zierpflanzenbau. Herausgeber DLR Rheinpfalz. Neustadt an der Weinstraße. 


Weblinks