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Atommasse Die ist die Masse eines einzelnen Atoms 1 Es sind zwei Arten der Angabe der in Gebrauch Sie kann als absolute

Atommasse

Die Atommasse ist die Masse eines einzelnen Atoms.

Es sind zwei Arten der Angabe der Atommasse in Gebrauch:

  • Sie kann als absolute Atommasse wie jede Masse in der SI-Einheit Kilogramm (mit dem Einheitenzeichen kg) angegeben werden.
  • Sie kann als relative Atommasse mit der Einheit Eins angegeben werden.

Beide sind über die atomare Masseneinheit (mit dem Einheitenzeichen u, früher auch amu) verbunden: Die absolute Atommasse ist das Produkt der relativen Atommasse und der atomaren Masseneinheit u.

Grundlagen Bearbeiten

Die atomare Masseneinheit u ist definiert als ein Zwölftel der Masse eines Atoms des Kohlenstoff-Isotops 12C. Sie ist damit ca. 8 ‰ kleiner als die Masse eines Wasserstoffatoms 1H. Durch die so gewählte Bezugsmasse liegen die Zahlenwerte für alle bekannten Nuklide nahe bei einer ganzen Zahl.

Der durch Messung bestimmte Wert beträgt 1 u = 1.66053906660e-27 kg mit einer Messunsicherheit von 50 auf den beiden niederwertigsten Dezimalstellen. In der Biochemie, in den USA auch in der organischen Chemie wird die atomare Masseneinheit auch als Dalton (Einheitenzeichen Da) bezeichnet.

In der Chemie wird auf Empfehlung der IUPAC die relative Atommasse für sich allein als eine eigene Größe mit der Dimension Zahl aufgefasst, die auch als Atomgewicht bezeichnet wird. Die Verwendung dieser Bezeichnung wird inzwischen von der ISO als veraltet abgelehnt.

Die relativen Atommassen der Nuklide sind annähernd so groß wie die stets ganzzahligen Massenzahlen. Die Abweichungen werden durch die unterschiedlichen Massen von Proton und Neutron und den Massendefekt erklärt. Bei Mischelementen wird als die relative Atommasse das gewichtete arithmetische Mittel der Atommassen der Isotope angegeben – mit den natürlichen Häufigkeiten der Isotope als Gewichtsfaktoren. In diesen Fällen geht die Nähe zur Ganzzahligkeit verloren.

Hinweis: Die Atommassen und die Häufigkeiten sind in der Liste der Isotope und dort über den Index durch Anklicken des jeweiligen Elementes zu finden.

Beispiel: Kupfer hat zwei stabile Isotope

  • 63Cu hat die Atommasse 62,93 und eine Häufigkeit von 69,15 %
  • 65Cu hat die Atommasse 64,93 und eine Häufigkeit von 30,85 %

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

Beispiel: Reaktionsgleichung

Historisches Bearbeiten

Tabelle mit Atomgewichten in Johann Samuel Traugott Gehlers physikalischem Wörterbuch 1840

Die erste Tabelle mit relativen Atommassen wurde 1805 von John Dalton veröffentlicht. Die Werte gewann er aus den Massenverhältnissen bei chemischen Reaktionen, wobei er das leichteste Teilchen bei Wasserstoff fand und als „Masseneinheit“ wählte (siehe Atomare Masseneinheit) – dies jedoch in Unkenntnis der Tatsache, dass gasförmiger Wasserstoffes aus zweiatomigen Molekülen besteht.

Weitere relative Atom- und Molekülmassen wurden für gasförmige Stoffe auf der Grundlage des Avogadroschen Gesetzes berechnet, das heißt durch Abwiegen und Vergleichen bekannter Gasvolumina, später auch mit Hilfe der Faradayschen Gesetze. Avogadro bezeichnete die kleinsten denkbaren Teile noch als Moleküle. 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 wieder den leichtesten Stoff, Wasserstoff, als Standard, setzten jedoch wie Dalton 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 hatten, 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 mit der Masse 16,00 vorgeschlagen.

1929 entdeckten W. F. Giauque und H. L. Johnston, dass Sauerstoff drei Isotope besitzt. Das bewog die Internationale Union für Reine und Angewandte Physik (IUPAP) dazu, eine Massenskala einzuführen, die auf m(16O) basiert, während im Bereich Chemie 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 mA(12C) = 12 u die älteren atomaren Masseneinheiten ersetzen sollte. 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 F. Everling, L. A. König, Josef Mattauch und Aaldert Wapstra Massen von über 600 Nukliden.

Mit dem Fortschritt der Messtechnik konnte die Avogadro-Konstante NA immer präziser bestimmt werden, so dass für die Definition des Mols als Einheit der Stoffmenge schließlich der „Umweg“ über die Anzahl der Atome in 12 g 12C nicht mehr erforderlich war. Die 26. Generalkonferenz für Maß und Gewicht beschloss mit Wirkung zum 20. Mai 2019, die Teilchenzahl NA in einem Mol exakt festzulegen. Daher ist die Masse von 1 mol 12C jetzt eine messtechnisch bestimmbare Größe. Der Wert von NA wurde so gewählt, dass möglichst genau alle Atommassen mit ihren bisher über 12C bestimmten Werten übereinstimmen.

Die folgende Tabelle zeigt einige durchschnittliche relative Atommassen je nach den vier verschiedenen Bezugsmassen. Diese sind alle durch die Neudefinition entfallen.

Messung, Datensammlungen 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 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.

Eine von Aaldert Wapstra begründete internationale Expertengruppe sammelt seit etwa 1955 aus Originalpublikationen Messergebnisse der Atommassen aller bekannten Nuklide und bildet daraus eingeschätzte (d. h. evaluierte, fachmännisch bewertete) gewichtete Mittelwerte. Die Ergebnisse wurden bis zum Jahr 2003 in der Fachzeitschrift Nuclear Physics A veröffentlicht. Die Geschichte der Messung der Massen der Nuklide und ihrer Einschätzungen hat Wapstras Mitautor Georges Audi im Jahr 2006 zusammengefasst. Seine Arbeit enthält auch viele Literaturverweise zu dieser Geschichte. Den jeweils neuesten Stand der eingeschätzten Atommassen veröffentlicht die Gruppe etwa alle zehn Jahre, zuletzt (Stand 2016) im Jahr 2012 unter dem Namen Ame2012 (Atomic mass evaluation) in der Fachzeitschrift Chinese Physics. Die Datenliste dieser Auswertung ist von einigen Servern kostenlos abrufbar.

Für Atommassen im chemischen Sinn kann eine Microsoft-Excel-97-2003-Arbeitsmappe der IUPAC mit dem Titel Table of Standard Atomic Weights 2013 aus dem Netz abgerufen werden. Für das Mischelement Eisen z. B. findet man dort als aktuell besten Wert der durchschnittlichen Masse eines neutralen Atoms (die Ziffer in Klammern gibt die Unsicherheit der letzten Stelle an).

Weblinks Bearbeiten

Wiktionary: Atommasse – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Einzelnachweise Bearbeiten

  1. ↑ ISO 80000–9:2019, deutsche Fassung DIN EN ISO 80000–9:2019: Größen und Einheiten – Teil 9: Physikalische Chemie und Molekularphysik. Eintrag 9.3
  2. CODATA Recommended Values: atomic mass constant. Abgerufen am 13. Mai 2022
  3. J. R. de Laeter et al.: Atomic weights of the elements: Review 2000 (IUPAC technical report). In: Pure and applied chemistry. Band 75, Nr. 6, 2003, S. 683–800 (online [PDF; abgerufen am 27. März 2018]). S. 687 f: „Als Tomas Batuecas, Präsident des Atomic Weight Committee, die Autoritäten im IUPAC Bureau 1963 überredete, den Begriff in atomic mass (Atommasse) zu ändern, revoltierten traditionelle Chemiker, atomic weight (Atomgewicht) wurde beibehalten und Edward Wichers, der früher Kommissionspräsident war, wurde stillschweigend wieder zum Vorsitzenden der Atomic Weight Commission gemacht.“
  4. Paul Scheipers (Hrsg.), Volkher Biese, Uwe Bleyer, Manfred Bosse: Chemie: Grundlagen, Anwendungen und Versuche aus der Technik. 6. Auflage, Vieweg, 2002, S. 95.
  5. G. Audi, The History of Nuclidic Masses and of their Evaluation, Int.J.Mass Spectr.Ion Process. Band 251, 2006, S. 85–94, arxiv
  6. 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.
  7. G. Audi, A. Wapstra: The 1993 atomic mass evaluation: (I) Atomic mass table. Nuclear Physics A, Band 565 (1993) S. 1–65, doi:10.1016/0375-9474(93)90024-R
  8. Georges Audi: The history of nuclidic masses and of their evaluation. In: International Journal of Mass Spectrometry. Band 251, Nr. 2–3, 2006, S. 85–94, doi:10.1016/j.ijms.2006.01.048 (online [PDF; abgerufen am 28. Dezember 2017]).
  9. G. Audi, M. Wang, A. H. Wapstra, F. G. Kondev, M. MacCormick, X. Xu, and B. Pfeiffer: The Ame2012 atomic mass evaluation. Chinese Physics C Band 36 (2012), S. 1287–1602, Atomic Mass Adjustment 2012.
  10. IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013.
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Die Atommasse ist die Masse eines einzelnen Atoms 1 Es sind zwei Arten der Angabe der Atommasse in Gebrauch Sie kann als absolute Atommasse m A displaystyle m mathrm A wie jede Masse in der SI Einheit Kilogramm mit dem Einheitenzeichen kg angegeben werden Sie kann als relative Atommasse A u displaystyle A u mit der Einheit Eins angegeben werden Beide sind uber die atomare Masseneinheit mit dem Einheitenzeichen u fruher auch amu verbunden Die absolute Atommasse m A displaystyle m mathrm A ist das Produkt der relativen Atommasse A u displaystyle A u und der atomaren Masseneinheit u Inhaltsverzeichnis 1 Grundlagen 2 Historisches 3 Messung Datensammlungen 4 Weblinks 5 EinzelnachweiseGrundlagen BearbeitenDie atomare Masseneinheit u ist definiert als ein Zwolftel der Masse eines Atoms des Kohlenstoff Isotops 12C Sie ist damit ca 8 kleiner als die Masse eines Wasserstoffatoms 1H Durch die so gewahlte Bezugsmasse liegen die Zahlenwerte A u displaystyle A u nbsp fur alle bekannten Nuklide nahe bei einer ganzen Zahl Der durch Messung bestimmte Wert betragt 1 u 1 660 539 066 60e 27 kg mit einer Messunsicherheit von 50 auf den beiden niederwertigsten Dezimalstellen 2 In der Biochemie in den USA auch in der organischen Chemie wird die atomare Masseneinheit auch als Dalton Einheitenzeichen Da bezeichnet In der Chemie wird auf Empfehlung der IUPAC 3 die relative Atommasse A u displaystyle A u nbsp fur sich allein als eine eigene Grosse mit der Dimension Zahl aufgefasst die auch als Atomgewicht bezeichnet wird Die Verwendung dieser Bezeichnung wird inzwischen von der ISO als veraltet abgelehnt 1 Die relativen Atommassen der Nuklide sind annahernd so gross wie die stets ganzzahligen Massenzahlen Die Abweichungen werden durch die unterschiedlichen Massen von Proton und Neutron und den Massendefekt erklart Bei Mischelementen wird als die relative Atommasse das gewichtete arithmetische Mittel der Atommassen der Isotope angegeben mit den naturlichen Haufigkeiten der Isotope als Gewichtsfaktoren 4 In diesen Fallen geht die Nahe zur Ganzzahligkeit verloren Hinweis Die Atommassen und die Haufigkeiten sind in der Liste der Isotope und dort uber den Index durch Anklicken des jeweiligen Elementes zu finden Beispiel Kupfer hat zwei stabile Isotope 63Cu hat die Atommasse 62 93 und eine Haufigkeit von 69 15 65Cu hat die Atommasse 64 93 und eine Haufigkeit von 30 85 Das ergibt fur die Atommasse des stabilen Elements den Tabellenwert 63 55 aus 62 93 0 6915 64 93 0 3085 Aus den Atommassen den daraus berechenbaren Molekulmassen und anhand der daraus abgeleiteten molaren Massen lassen sich die Massenverhaltnisse der an einer chemischen Reaktion beteiligten Stoffe gemass der zugehorigen Reaktionsgleichung berechnen Beispiel Reaktionsgleichung N 2 3 H 2 2 N H 3 displaystyle mathrm N 2 3 H 2 longrightarrow 2 NH 3 nbsp Wird naherungsweise mit A u N 14 displaystyle A u mathrm N 14 nbsp und A u H 1 displaystyle A u mathrm H 1 nbsp gerechnet so bedeutet das in Blick auf den Massenumsatz 1 28 g N2 reagiert mit 3 2 g H2 zu 2 17 g NH3 Historisches Bearbeiten nbsp Tabelle mit Atomgewichten in Johann Samuel Traugott Gehlers physikalischem Worterbuch 1840Die erste Tabelle mit relativen Atommassen wurde 1805 von John Dalton veroffentlicht Die Werte gewann er aus den Massenverhaltnissen bei chemischen Reaktionen wobei er das leichteste Teilchen bei Wasserstoff fand und als Masseneinheit wahlte siehe Atomare Masseneinheit dies jedoch in Unkenntnis der Tatsache dass gasformiger Wasserstoffes aus zweiatomigen Molekulen besteht Weitere relative Atom und Molekulmassen wurden fur gasformige Stoffe auf der Grundlage des Avogadroschen Gesetzes berechnet das heisst durch Abwiegen und Vergleichen bekannter Gasvolumina spater auch mit Hilfe der Faradayschen Gesetze Avogadro bezeichnete die kleinsten denkbaren Teile noch als Molekule Berzelius fuhrte dann den Begriff Atom fur den kleinsten denkbaren Teil eines Stoffes ein Willkurlich setzte er das Atomgewicht von Sauerstoff gleich 100 Spatere Forscher wahlten wieder den leichtesten Stoff Wasserstoff als Standard setzten jedoch wie Dalton das Wasserstoffmolekul gleich 1 Fur Kohlenstoff erhielten sie dann das Aquivalentgewicht 6 fur Sauerstoff 8 Eigentlicher Wegbereiter fur korrekte Atomgewichte von Elementen war Jean Baptiste Dumas Er bestimmte fur 30 Elemente sehr exakt die Atomgewichte und fand dass 22 Elemente Atomgewichte hatten die Vielfache des Atomgewichts von Wasserstoff sind Erst Stanislao Cannizzaro fuhrte im Jahr 1858 die heutige Unterscheidung zwischen Atom und Molekul ein Er nahm an dass ein Molekul Wasserstoff aus zwei Atomen Wasserstoff bestehe Fur das einzelne Wasserstoffatom setzte er willkurlich das Atomgewicht 1 fest ein Wasserstoffmolekul hat folglich eine Molekulmasse von 2 1865 wurde Sauerstoff dessen Atome im Mittel annahernd die 16 fache Masse des Wasserstoffatoms haben von Jean Servais Stas als Bezugselement mit der Masse 16 00 vorgeschlagen 1929 entdeckten W F Giauque und H L Johnston dass Sauerstoff drei Isotope besitzt Das bewog die Internationale Union fur Reine und Angewandte Physik IUPAP dazu eine Massenskala einzufuhren die auf m 16O basiert wahrend im Bereich Chemie die IUPAC fortfuhr die Ar O 16 also Sauerstoff in seiner naturlichen Isotopenzusammensetzung zu verwenden 1957 schlugen A O Nier und A Olander unabhangig voneinander vor dass mA 12C 12 u die alteren atomaren Masseneinheiten ersetzen sollte Darauf einigten sich IUPAP und IUPAC dann in den Jahren 1959 1961 5 Bis zu dieser Zeit hatten folglich die Physiker und die Chemiker zwei leicht unterschiedliche Massenskalen Im Jahr 1960 publizierten F Everling L A Konig Josef Mattauch und Aaldert Wapstra Massen von uber 600 Nukliden 6 Mit dem Fortschritt der Messtechnik konnte die Avogadro Konstante NA immer praziser bestimmt werden so dass fur die Definition des Mols als Einheit der Stoffmenge schliesslich der Umweg uber die Anzahl der Atome in 12 g 12C nicht mehr erforderlich war Die 26 Generalkonferenz fur Mass und Gewicht beschloss mit Wirkung zum 20 Mai 2019 die Teilchenzahl NA in einem Mol exakt festzulegen Daher ist die Masse von 1 mol 12C jetzt eine messtechnisch bestimmbare Grosse Der Wert von NA wurde so gewahlt dass moglichst genau alle Atommassen mit ihren bisher uber 12C bestimmten Werten ubereinstimmen Die folgende Tabelle zeigt einige durchschnittliche relative Atommassen je nach den vier verschiedenen Bezugsmassen Diese sind alle durch die Neudefinition entfallen Element bezogen aufnatH 1 natO 16 16O 16 12C 12natH 0 1 000 0 1 008 0 1 008 0 1 008natCl 35 175 35 457 35 464 35 453natO 15 872 16 000 16 004 15 999natN 13 896 14 008 14 011 14 007natC 11 916 12 011 12 015 12 011Messung Datensammlungen BearbeitenGenaue Atommassen werden heute mit Massenspektrometern bestimmt Dabei ergeben sich die Atommassen der einzelnen Isotope sehr prazise Zur Bestimmung der Atommassen der Elemente in ihrer naturlichen Isotopenzusammensetzung muss dann noch das Isotopenverhaltnis ermittelt werden Fur Zwecke der Chemie wird diese durchschnittliche Atommasse des naturlichen Isotopengemisches in der Erdkruste angegeben in Spezialfallen muss die Herkunft des Isotopengemisches beachtet werden Eine von Aaldert Wapstra begrundete internationale Expertengruppe sammelt seit etwa 1955 aus Originalpublikationen Messergebnisse der Atommassen aller bekannten Nuklide und bildet daraus eingeschatzte d h evaluierte fachmannisch bewertete gewichtete Mittelwerte Die Ergebnisse wurden bis zum Jahr 2003 in der Fachzeitschrift Nuclear Physics A veroffentlicht 7 Die Geschichte der Messung der Massen der Nuklide und ihrer Einschatzungen hat Wapstras Mitautor Georges Audi im Jahr 2006 zusammengefasst 8 Seine Arbeit enthalt auch viele Literaturverweise zu dieser Geschichte Den jeweils neuesten Stand der eingeschatzten Atommassen veroffentlicht die Gruppe etwa alle zehn Jahre zuletzt Stand 2016 im Jahr 2012 unter dem Namen Ame2012 Atomic mass evaluation in der Fachzeitschrift Chinese Physics Die Datenliste dieser Auswertung ist von einigen Servern kostenlos abrufbar 9 Siehe auch Liste der Isotope Fur Atommassen im chemischen Sinn kann eine Microsoft Excel 97 2003 Arbeitsmappe der IUPAC mit dem Titel Table of Standard Atomic Weights 2013 aus dem Netz abgerufen werden 10 Fur das Mischelement Eisen z B findet man dort als aktuell besten Wert der durchschnittlichen Masse eines neutralen Atoms 55 845 2 u displaystyle 55 845 2 mathrm u nbsp die Ziffer in Klammern gibt die Unsicherheit der letzten Stelle an Weblinks Bearbeiten nbsp Wiktionary Atommasse Bedeutungserklarungen Wortherkunft Synonyme Ubersetzungen Atommassen bei IUPAC Nuklidkarte mit allen AtommassenEinzelnachweise Bearbeiten a b ISO 80000 9 2019 deutsche Fassung DIN EN ISO 80000 9 2019 Grossen und Einheiten Teil 9 Physikalische Chemie und Molekularphysik Eintrag 9 3 CODATA Recommended Values atomic mass constant Abgerufen am 13 Mai 2022 J R de Laeter et al Atomic weights of the elements Review 2000 IUPAC technical report In Pure and applied chemistry Band 75 Nr 6 2003 S 683 800 online PDF abgerufen am 27 Marz 2018 S 687 f Als Tomas Batuecas Prasident des Atomic Weight Committee die Autoritaten im IUPAC Bureau 1963 uberredete den Begriff in atomic mass Atommasse zu andern revoltierten traditionelle Chemiker atomic weight Atomgewicht wurde beibehalten und Edward Wichers der fruher Kommissionsprasident war wurde stillschweigend wieder zum Vorsitzenden der Atomic Weight Commission gemacht Paul Scheipers Hrsg Volkher Biese Uwe Bleyer Manfred Bosse Chemie Grundlagen Anwendungen und Versuche aus der Technik 6 Auflage Vieweg 2002 S 95 G Audi The History of Nuclidic Masses and of their Evaluation Int J Mass Spectr Ion Process Band 251 2006 S 85 94 arxiv F Everling L A Konig J M E Mattauch A H Wapstra Relative nuclidic masses In Nucl Phys A Band 18 1960 S 529 569 G Audi A Wapstra The 1993 atomic mass evaluation I Atomic mass table Nuclear Physics A Band 565 1993 S 1 65 doi 10 1016 0375 9474 93 90024 R Georges Audi The history of nuclidic masses and of their evaluation In International Journal of Mass Spectrometry Band 251 Nr 2 3 2006 S 85 94 doi 10 1016 j ijms 2006 01 048 online PDF abgerufen am 28 Dezember 2017 G Audi M Wang A H Wapstra F G Kondev M MacCormick X Xu and B Pfeiffer The Ame2012 atomic mass evaluation Chinese Physics C Band 36 2012 S 1287 1602 Atomic Mass Adjustment 2012 IUPAC Standard Atomic Weights Revised 2013 Abgerufen von https de wikipedia org w index php title Atommasse amp oldid 236870912