2.6: Atommasse

Atome — und die Protonen, Neutronen und Elektronen, aus denen sie bestehen — sind extrem klein. Beispielsweise wiegt ein Kohlenstoffatom weniger als 2 × 10⁻²³ g. Wenn wir die Eigenschaften winziger Objekte wie Atome beschreiben, verwenden wir entsprechend kleine Maßeinheiten, wie zum Beispiel die Atommasseneinheit (amu). Amu wurde ursprünglich anhand von Wasserstoff, dem leichtesten Element, definiert, später dann anhand von Sauerstoff. Seit 1961 wird es im Hinblick auf das am häufigsten vorkommende Kohlenstoffisotop definiert, dessen Atom einer Masse von genau 12 amu zugeordnet wird. Ein amu entspricht also genau ¹/₁₂ der Masse eines Kohlenstoff-12-Atoms: 1 amu = 1,6605 × 10⁻²⁴ g. Der Dalton (Da) und die einheitliche Atommasseneinheit (u) sind alternative Einheiten, die dem Amu entsprechen.

Da jedes Proton und jedes Neutron ungefähr ein amu zur Masse eines Atoms beitragen und jedes Elektron weitaus weniger, entspricht die Atommasse eines einzelnen Atoms ungefähr seiner Massenzahl (einer ganzzahligen Summe von Protonen und Neutronen im Atom). Beispielsweise beträgt die Massenzahl eines einzelnen Stickstoffatoms 14 (7 Protonen + 7 Neutronen). Allerdings sind die durchschnittlichen Atommassen der meisten Elemente keine ganzen Zahlen, da die meisten Elemente natürlicherweise als Gemische aus zwei oder mehr Isotopen vorkommen. Isotope sind Atome desselben Elements mit derselben Protonenzahl, aber unterschiedlicher Neutronenzahl. Die in einem Periodensystem oder in einer Atommassentabelle aufgeführte Masse eines Elements ist eine gewichtete Durchschnittsmasse aller Isotope, die in einer natürlich vorkommenden Probe dieses Elements vorhanden sind. Die durchschnittliche Masse ist gleich der Summe der Masse jedes einzelnen Isotops multipliziert mit seiner fraktionalen Häufigkeit.

Beispielsweise besteht das Element Chlor (Ordnungszahl 17) aus zwei Isotopen: ³⁵Cl und Chlor ³⁷Cl. Etwa 75,78 % aller Chloratome sind ³⁵Cl mit einer Masse von 34,969 amu und die restlichen 24,22 % sind ³⁷Cl mit einer Masse von 36,966 amu. Die durchschnittliche Atommasse für Chlor errechnet sich wie folgt:

Es ist wichtig zu verstehen, dass kein einzelnes Chloratom genau 35,45 amu wiegt; Dieser Wert ist die durchschnittliche Masse aller Chloratome und einzelne Chloratome wiegen entweder etwa 35 amu oder 37 amu. Da natürlich vorkommendes Chlor mehr ³⁵Cl-Atome als ³⁷Cl-Atome enthält, liegt die gewichtete durchschnittliche Chlormasse eher bei 35 amu als bei 37 amu.

Das Vorkommen und die natürliche Häufigkeit von Isotopen können experimentell mit einem Instrument namens Massenspektrometer bestimmt werden. Massenspektrometrie (MS) wird in der Chemie, Forensik, Medizin, Umweltwissenschaft und vielen anderen Bereichen häufig eingesetzt, um die Substanzen in einer Materialprobe zu analysieren und bei der Identifizierung zu helfen. In einem typischen Massenspektrometer wird die Probe verdampft und einem hochenergetischen Elektronenstrahl ausgesetzt, der dazu führt, dass die Atome oder Moleküle der Probe elektrisch geladen werden, typischerweise durch den Verlust eines oder mehrerer Elektronen. Diese Kationen durchlaufen dann ein veränderliches Magnetfeld, das den Weg jedes Kations in einem Ausmaß ablenkt, das von seiner Masse und Ladung abhängt. Schließlich werden die Ionen detektiert und ein Diagramm der relativen Anzahl der erzeugten Ionen im Vergleich zu ihrem Masse-zu-Ladung-Verhältnis, ein Massenspektrum, erstellt. Die Höhe jedes vertikalen Merkmals oder Peaks in einem Massenspektrum ist proportional zum Anteil der Kationen mit dem angegebenen Masse-Ladung-Verhältnis. Seit ihrer ersten Verwendung während der Entwicklung der modernen Atomtheorie hat sich MS zu einem leistungsstarken Werkzeug für die chemische Analyse in einem breiten Anwendungsspektrum entwickelt.

Dieser Text wurde angepasst von Openstax Chemistry 2e, Section 2.3: Atomic Structure and Symbolism.

Die Masse eines einzelnen Atoms ist sehr klein, daher ist es nicht praktikabel, die Masse in Gramm oder Kilogramm zu messen. Die Masse von Atomen und Molekülen wird in Einheiten gemessen, die als Dalton, abgekürzt Da, oder als atomare Masseneinheiten, abgekürzt amu oder manchmal einfach u, bezeichnet werden. Die Masse eines Atoms in amu ist ungefähr gleich der Summe der Anzahl der Protonen und der Neutronen;die meisten Elemente besitzen jedoch mehrere natürlich vorkommende Isotope.

Jedes dieser Isotope hat eine unterschiedliche Anzahl von Neutronen und daher eine unterschiedliche Masse. Für jedes Element wird seine durchschnittliche Masse berechnet, indem die Massen der Isotope des Elements addiert werden, wobei jedes Isotop mit seiner natürlichen Häufigkeit auf der Erde multipliziert wird. Die Masse und die relative Häufigkeit der verschiedenen Isotope eines Elements können mit Hilfe der Massenspektrometrie bestimmt werden.

Die Isotope werden nach Masse getrennt, und das Massenspektrum einer Probe zeigt die relative Häufigkeit der Isotope. Diese Werte werden zur Berechnung der durchschnittlichen Atommasse verwendet, die im Periodensystem erscheint. Das Massenspektrum einer repräsentativen Borprobe zeigt, dass es sich bei 19, 9 dieser Probe um Bor-10 mit einer Masse von 10, 0129 u handelt.

Der Rest ist Bor-11 mit einer Masse von 11, 0093 u. Die Massen von Bor-10 und Bor-11 werden jeweils mit ihrer jeweiligen Häufigkeit multipliziert, 19, 9 pro 100 für Bor-10 und 80, 1 pro 100, der Rest, für Bor-11. Diese Werte werden dann addiert, um die durchschnittliche Atommasse von Bor zu ermitteln.