Atommassen

Die Atommasse beschreibt die Masse eines einzelnen Atoms. In der Praxis werden Atommassen überwiegend in der Einheit Dalton (Da) bzw. u angegeben. 1 u ist definiert als 1/12 der Masse eines Kohlenstoff-12-Atoms. Die Atommasse eines Elements entspricht in der Regel dem gewichteten Mittel der Massen seiner natürlich vorkommenden Isotope, gewichtet nach deren Häufigkeit. Dieses Mittel wird als relative Atommasse A_r bezeichnet; sie ist eine dimensionslose Größe und wird im Periodensystem als Referenzwert genutzt. Der numerische Wert von A_r entspricht ungefähr der molaren Masse des Elements in g/mol (z. B. Kohlenstoff ca. 12,01 g/mol).

Isotope und Abundanz spielen eine zentrale Rolle: Jedes Element besitzt mehrere Isotope mit teils unterschiedlichen Massen. Die natürliche Verteilung dieser Isotope bestimmt den gewichteten Durchschnitt, der als Atommasse erscheint. Beispiele: Kohlenstoff besteht hauptsächlich aus C-12 und C-13, Sauerstoff aus O-16, O-17 und O-18.

Messung und Besonderheiten: Die Atommasse wird typischerweise durch Massenspektrometrie und Kernmassendaten bestimmt. Der Massendefekt, der aus der Bindungsenergie im Atomkern resultiert, führt dazu, dass die reale Atommasse geringfügig von der Summe der Massen von Protonen, Neutronen und Elektronen abweicht.

Anwendungen: Die Atommasse ist grundlegend für chemische Berechnungen, etwa bei der Bestimmung von Stoffmengen, sowie für die Einordnung von Elementen im Periodensystem und für physikalische Nuklidberechnungen.