Quelltext der Seite Atommasse

Die '''Atommasse''' ist die [[Masse (Physik)|Masse]] eines einzelnen [[Atom]]s, frühere Bezeichnung '''Atomgewicht'''.<ref name=„80000–9“>ISO 80000–9:2019, deutsche Fassung DIN EN ISO 80000–9:2019: ''Größen und Einheiten – Teil 9: Physikalische Chemie und Molekularphysik.'' Eintrag&nbsp;9.3</ref> Sie kann wie jede Masse in der [[Internationales Einheitensystem|SI]]-Einheit [[Kilogramm]] (mit dem [[Einheitenzeichen]] kg) angegeben werden. In der Regel wird die Atommasse <math>m_\mathrm A</math> aber als Vielfaches der [[Atomare Masseneinheit|atomaren Masseneinheit]] (mit dem Einheitenzeichen u, früher auch amu) ausgedrückt:
:<math>m_\mathrm A = A_u \text{ u .}</math>

== Grundlagen ==
Die atomare Masseneinheit ist definiert als ein Zwölftel der Masse eines Atoms des [[Kohlenstoff]]-[[Isotop]]s <sup>12</sup>C. Sie ist damit ca.&nbsp;8&nbsp;‰ kleiner als die Masse eines Wasserstoffatoms <sup>1</sup>H. Durch die so gewählte Bezugsmasse liegen die Zahlenwerte <math>A_u</math> für alle bekannten [[Nuklid]]e nahe bei einer ganzen Zahl.

Der durch Messung bestimmte Wert beträgt {{ZahlExp|1,66053906660|-27|pre=1 u = |post=kg}} mit einer Messunsicherheit von 50 auf den beiden niederwertigsten Dezimalstellen.<ref>[https://physics.nist.gov/cgi-bin/cuu/Value?u CODATA Recommended Values: atomic mass constant.] Abgerufen 13. Mai 2022</ref> In der [[Biochemie]], in den USA auch in der [[Organische Chemie|organischen Chemie]] wird die Atommasse auch in der Einheit ''Dalton'' angegeben (Einheitenzeichen Da), dabei gilt exakt <math>\mathrm{1\;Da=1\;u}</math>.

In der [[Chemie]] wird auf Empfehlung der [[International Union of Pure and Applied Chemistry|IUPAC]]<ref name="Laeter_2003" /> in Übereinstimmung mit der [[ISO]]<ref name=„80000–9“ /> der Zahlenwert <math>A_u</math> für sich allein als '''relative Atommasse''' mit der [[Maßeinheit|Einheit]] Eins bezeichnet und als eine eigene [[Größe der Dimension Zahl]] aufgefasst. Im Unterschied zu dieser relativen Atommasse wird die in einer der Einheiten kg, g oder u angegebene Masse als '''absolute Atommasse''' bezeichnet.

Die relativen Atommassen der Nuklide sind annähernd so groß wie die stets ganzzahligen [[Massenzahl]]en. Die Abweichungen werden durch die unterschiedlichen Massen von [[Proton]] und [[Neutron]] und den [[Massendefekt]] erklärt. Bei [[Mischelement]]en wird als die relative Atommasse das [[Arithmetisches Mittel#Gewichtetes arithmetisches Mittel|gewichtete arithmetische Mittel]] der Atommassen der [[Isotop]]e angegeben&nbsp;– mit den natürlichen Häufigkeiten der Isotope als Gewichtsfaktoren.<ref>Paul Scheipers (Hrsg.), Volkher Biese, Uwe Bleyer, Manfred Bosse: ''Chemie: Grundlagen, Anwendungen und Versuche aus der Technik.'' 6. Auflage, Vieweg, 2002, S.&nbsp;95.</ref> 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
*<sup>63</sup>Cu hat die Atommasse 62,93 und eine Häufigkeit von 69,15 %
*<sup>65</sup>Cu hat die Atommasse 64,93 und eine Häufigkeit von 30,85 %
:Das ergibt den Tabellenwert der Atommasse 63,55 aus 62,93{{·}}0,6915 + 64,93{{·}}0,3085.

Aus den Atommassen, den daraus berechenbaren [[Molekülmasse]]n und anhand der daraus abgeleiteten [[Molare Masse|molaren Masse]]n lassen sich die Massenverhältnisse der an einer [[Chemische Reaktion|chemischen Reaktion]] beteiligten Stoffe gemäß der zugehörigen [[Reaktionsgleichung]] berechnen.

''Beispiel'': Reaktionsgleichung <math>\mathrm{N_2 + 3\ H_2 \longrightarrow 2\ NH_3}</math>
:Wird näherungsweise mit <math>A_u(\mathrm N)= 14</math> und <math>A_u(\mathrm H)= 1</math> gerechnet, so bedeutet das in Blick auf den Massenumsatz
:1{{·}}28&nbsp;g N<sub>2</sub> reagiert mit 3{{·}}2&nbsp;g H<sub>2</sub> zu 2{{·}}17&nbsp;g NH<sub>3</sub>.

== Historisches ==
[[Datei:Atomgewichte.png|mini|Tabelle mit Atomgewichten in ''Johann Samuel Traugott Gehlers physikalischem Wörterbuch'' 1840]]
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]]) – dies jedoch in Unkenntnis der Eigenschaft des Wasserstoffes als zweiatomiges Molekül.

Weitere relative Atom- und Molekülmassen wurden für gasförmige Elemente und Verbindungen auf der Grundlage des [[Avogadrosches Gesetz|Avogadroschen Gesetzes]] berechnet, das heißt durch Abwiegen und Vergleichen bekannter Gasvolumina, später auch mit Hilfe der [[Faradaysche Gesetze|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 den leichtesten Stoff, Wasserstoff, als Standard, setzten jedoch das Wasserstoff''molekül'' 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 vorgeschlagen und ihm die Masse 16,00 zugeteilt.

1929 entdeckten [[William Francis Giauque|W. F. Giauque]] und H. L. Johnston, dass Sauerstoff drei Isotope besitzt. Das bewog die [[Internationale Union für Reine und Angewandte Physik|IUPAP]], eine Massenskala einzuführen, die auf m(<sup>16</sup>O) basiert, während die IUPAC fortfuhr, die A<sub>r</sub>(O) = 16, also Sauerstoff in seiner natürlichen Isotopenzusammensetzung, zu verwenden.

1957 schlugen [[Alfred Nier|A. O. Nier]] und A. Ölander unabhängig voneinander vor, dass A<sub>r</sub>(<sup>12</sup>C) und m<sub>A</sub>(<sup>12</sup>C) = 12 u die alten atomaren Masseneinheiten ersetzen sollten. Darauf einigten sich IUPAP und IUPAC dann in den Jahren 1959–1961.<ref>G. Audi, The History of Nuclidic Masses and of their Evaluation, ''Int.J.Mass Spectr.Ion Process.'' Band 251, 2006, S. 85–94, [http://arxiv.org/abs/physics/0602050 arxiv]</ref> 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 Nukliden.<ref name="Everling_1960" />

Mit dem Fortschritt der Messtechnik konnte die Avogadro-Konstante immer präziser bestimmt werden, so dass für die Definition des [[Mol]]s als Einheit der Stoffmenge schließlich der „Umweg“ über eine Masse nicht mehr erforderlich war. Die 26. [[Generalkonferenz für Maß und Gewicht]] beschloss mit Wirkung zum 20.&nbsp;Mai 2019 die heute gültige Definition.<ref>[https://www.bipm.org/en/committees/cg/cgpm/26-2018/resolution-1 Resolution 1 of the 26th CGPM (2018)] [[Internationales Büro für Maß und Gewicht|''Bureau International des Poids et Mesures'']] (Hrsg.), abgerufen 7. Mai 2022</ref> Die Teilchenzahl in einem Mol ist nun ''exakt'' festgelegt, dafür ist die Masse von 1&nbsp;mol <sup>12</sup>C jetzt eine messtechnisch bestimmbare [[Messgröße|Größe]]. Der nunmehr exakte Wert von ''N''<sub>A</sub> wurde so gewählt, dass möglichst genau alle Atommassen mit ihren bisher über <sup>12</sup>C bestimmten Werten übereinstimmen.

Die folgende Tabelle zeigt einige durchschnittliche relative Atommassen je nach den vier verschiedenen Bezugsmassen. Diese sind alle durch die Neudefinition entfallen.
:{| class="wikitable"
|-
! rowspan="2"| Element
! colspan="4"| bezogen auf
|-
! <sup>''nat''</sup>[[Wasserstoff|H]] = 1
! <sup>''nat''</sup>[[Sauerstoff|O]] = 16
! <sup>16</sup>O = 16
![[Kohlenstoff|<sup>12</sup>C]] = 12
|-
!<sup>''nat''</sup>[[Wasserstoff|H]]
|{{0}}1,000
|{{0}}1,008
|{{0}}1,008
|'''{{0}}1,008'''
|-
!<sup>''nat''</sup>[[Chlor|Cl]]
|35,175
|35,457
|35,464
|'''35,453'''
|-
!<sup>''nat''</sup>[[Sauerstoff|O]]
|15,872
|16,000
|16,004
|'''15,999'''
|-
!<sup>''nat''</sup>[[Stickstoff|N]]
|13,896
|14,008
|14,011
|'''14,007'''
|-
!<sup>''nat''</sup>[[Kohlenstoff|C]]
|11,916
|12,011
|12,015
|'''12,011'''
|}

== Messung, Datensammlungen ==
Genaue Atommassen werden heute mit [[Massenspektrometer]]n 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 [[Wissenschaftliche Publikation|Originalpublikationen]] Messergebnisse der Atommassen aller bekannten Nuklide und bildet daraus ''eingeschätzte'' (d.&nbsp;h. evaluierte, fachmännisch bewertete) gewichtete Mittelwerte. Die Ergebnisse wurden bis zum Jahr 2003 in der Fachzeitschrift ''[[Nuclear Physics]] A'' veröffentlicht.<ref name="Wapstra93" /> Die Geschichte der Messung der Massen der Nuklide und ihrer Einschätzungen hat Wapstras Mitautor Georges Audi im Jahr 2006 zusammengefasst.<ref name="Audi_2006" /> 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|Atomic mass evaluation]]) in der Fachzeitschrift ''Chinese Physics''. Die Datenliste dieser Auswertung ist von einigen Servern kostenlos abrufbar.<ref name="AMA_2012" />
{{Siehe auch|Liste der Isotope}}

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.<ref name="IUPAC2" /> Für das [[Mischelement]] Eisen z.&nbsp;B. findet man dort als aktuell besten Wert der durchschnittlichen Masse eines neutralen Atoms <math>55{,}845(2) \,\mathrm{u}</math> (die Ziffer in Klammern gibt die Unsicherheit der letzten Stelle an).

== Weblinks ==
{{Wiktionary}}
* [http://old.iupac.org/reports/periodic_table/ Atommassen bei IUPAC]
* [http://atom.kaeri.re.kr/ Nuklidkarte mit allen Atommassen]

== Einzelnachweise ==
<references>
<ref name="Laeter_2003">
{{Literatur |Autor=J. R. de Laeter ''et al.'' |Titel=Atomic weights of the elements: Review 2000 (IUPAC technical report) |Sammelwerk=Pure and applied chemistry |Band=75 |Nummer=6 |Datum=2003 |Seiten=683–800 |Online=[http://ciaaw.org/pubs/EXER-2000.pdf online] |Abruf=2018-03-27}} S. 687 f: „Als [[:en:Tomas Batuecas|Tomas Batuecas]], Präsident des Atomic Weight Committee, die Autoritäten im [[International Union of Pure and Applied Chemistry|IUPAC]] Bureau 1963 überredete, den Begriff in ''atomic mass'' (Atommasse) zu ändern, revoltierten traditionelle Chemiker, ''atomic weight'' (Atomgewicht) wurde beibehalten und [[:en:Edward Wichers|Edward Wichers]], der früher Kommissionspräsident war, wurde stillschweigend wieder zum Vorsitzenden der Atomic Weight Commission gemacht.“
</ref>
<ref name="AMA_2012">
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, [https://www-nds.iaea.org/amdc/ame2012/mass.mas12 Atomic Mass Adjustment 2012].
</ref>
<ref name="Everling_1960">
{{Literatur |Autor=F. Everling, L. A. König, J. M. E. Mattauch, A. H. Wapstra |Titel=Relative nuclidic masses |Sammelwerk=Nucl. Phys. A |Band=18 |Datum=1960 |Seiten=529–569}}
</ref>
<ref name="Wapstra93">
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]]
</ref>
<ref name="Audi_2006">
{{Literatur |Autor=Georges Audi |Titel=The history of nuclidic masses and of their evaluation |Sammelwerk=International Journal of Mass Spectrometry |Band=251 |Nummer=2–3 |Datum=2006 |Seiten=85–94 |Online=[https://hal.inria.fr/file/index/docid/58282/filename/kluge65.pdf online] |Abruf=2017-12-28 |DOI=10.1016/j.ijms.2006.01.048}}
</ref>
<ref name="IUPAC2">
[http://www.ciaaw.org/pubs/TSAW2013_xls.xls IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013].
</ref>
</references>

[[Kategorie:Atomphysik]]
[[Kategorie:Physikalische Größe]]
[[Kategorie:Chemische Größe]]