Atommasse

Atom|mas|se 〈f. 19; unz.〉 Verhältnis der Masse eines Atoms od. Atomkerns zur Masse des Kohlenstoff-Isotops 12; Sy atomare Masseneinheit, 〈veraltet〉 Atomgewicht

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A|tom|mas|se, A|tom|mas|sen|ein|heit, A|tom|mas|senkon|stan|te ↑ Atomgewicht.

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Atommasse,

 

Chemie, Physik: 1) relative Atommasse, häufig noch als Atomgewicht bezeichnet, Formelzeichen A_r; die jedem Nuklid zugeordnete dimensionslose Verhältniszahl, die angibt, wievielmal die Ruhmasse m_a(^AX) eines Atoms dieses Nuklids ^AX mit der Massenzahl A größer ist als ein bestimmter Bruchteil der Ruhmasse der Atome eines festgelegten Bezugs- oder Standardnuklids. Als solches gilt seit dem 1. 1. 1962 auf Empfehlung der Internationalen Unionen für reine und angewandte Physik (IUPAP) und Chemie (IUPAC) das Kohlenstoffisotop ¹²C, dessen relative Atommasse mit 12,000 000 festgelegt wurde, sodass seitdem die relative Atommasse eines Nuklids durch A_r = m_a/m_u gegeben ist, wobei m_u die Atommassenkonstante bedeutet. Die relativen Atommassen der einzelnen Nuklide zeigen infolge des Massendefekts der Atomkerne geringe Abweichungen von ganzen Zahlen. Sie lassen sich ebenso wie die Häufigkeiten der natürlichen Isotope in den verschiedenen Elementen, die mit Ausnahme der anisotopen Elemente Nuklidengemische sind, sehr genau mithilfe der Massenspektrometrie bestimmen. Die relative Atommasse des natürlichen »mittleren« Gemischs mehrerer stabiler Isotope eines chemischen Elements wird als mittlere relative Atommasse (Formelzeichen Ā_r) bezeichnet. Die aus massenspektrometrischen Bestimmungen berechneten mittleren relativen Atommassen der Elemente stimmen mit den auf chemischem Wege (u. a. durch Messung der bei chemischen Reaktionen umgesetzten Massen) ermittelten überein.

 

Früher wurden die relativen Atommassen auf die natürlichen Isotopengemische (Wasserstoff, Sauerstoff) bezogen (chemisches Atomgewicht). Auch nach der Entdeckung der Isotope der chemischen Elemente bezog man in der Chemie die als Atomgewichte bezeichneten relativen Atommassen auf den Sauerstoff, dessen Atomgewicht aus praktischen Gründen mit 16,0000 festgesetzt wurde. Da aber auch natürlicher Sauerstoff ein Isotopengemisch ist, war der Bezugsstandard (das Standardatom) dieser chemischen Atomgewichtsskala ein »gedachtes« Atom (Ō) mit einer gemäß den Häufigkeiten der Sauerstoffisotope gemittelten Durchschnittsmasse, die um den Smythe-Faktor k_A = 1,000 275 schwerer ist als die Masse eines Atoms des häufigsten Sauerstoffnuklids ¹⁶O. Man führte deshalb das physikalische Atomgewicht ein, das (bis 1961) ¹⁶O als massenspektrometrisches Bezugsnuklid verwendete und ihm das relative Atomgewicht 16,0000 zuordnete.

 

2) absolute Atommasse, die tatsächliche Masse m_a(^AX) von einzelnen Atomen eines Nuklids ^A X mit der Massenzahl A; wird sie in atomaren Masseneinheiten u angegeben, so ist ihr Zahlenwert gleich der relativen Atommasse dieses Nuklids: m_a = A_r und