Die Atommasse (Symbol: ma) ist die Masse eines einzelnen Atoms eines chemischen Elements. Sie umfasst die Massen der 3 subatomaren Teilchen, aus denen ein Atom besteht: Protonen, Neutronen und Elektronen.
Die Atommasse kann in Gramm angegeben werden. Da jedoch jedes Atom eine sehr kleine Masse hat, ist dies nicht sehr hilfreich. Stattdessen wird die Atommasse in einheitlichen atomaren Masseneinheiten (Einheitssymbol: u) ausgedrückt. 1 atomare Masseneinheit ist definiert als 1/12 der Masse eines einzelnen Kohlenstoff-12-Atoms:18 1 u hat einen Wert von 1,660 539 066 60(50) × 10-27 kg.
Ein Kohlenstoff-12-Atom hat eine Masse von 12 u. Weil Elektronen so leicht sind, können wir sagen, dass die Masse eines Kohlenstoff-12-Atoms aus 6 Protonen und 6 Neutronen besteht. Da die Massen von Protonen und Neutronen fast genau gleich sind, können wir sagen, dass sowohl Protonen als auch Neutronen eine Masse von ungefähr 1 u haben.:18 Daher können wir einen groben Wert für die Masse eines Atoms in atomaren Masseneinheiten erhalten, indem wir die Summe der Anzahl der Protonen und der Anzahl der Neutronen im Kern berechnen, was als Massenzahl bezeichnet wird. Die Atommasse eines Atoms liegt normalerweise innerhalb von 0,1 u der Massenzahl.
Die Anzahl der Protonen, die ein Atom hat, bestimmt, welches Element es ist. Die meisten Elemente in der Natur bestehen jedoch aus Atomen mit einer unterschiedlichen Anzahl von Neutronen. Ein Atom eines Elements mit einer bestimmten Anzahl von Neutronen wird als Isotop bezeichnet.
Zum Beispiel hat das Element Chlor zwei gängige Isotope: Chlor-35 und Chlor-37. Beide Isotope des Chlors haben 17 Protonen, aber Chlor-37 hat 20 Neutronen, 2 Neutronen mehr als Chlor-35, das 18 hat. Jedes Isotop hat seine eigene Atommasse, die sogenannte Isotopenmasse. Im Fall von Chlor hat Chlor-35 eine Masse von ca. 35 u und Chlor-37 von ca. 37 u.
Wie oben erwähnt, ist zu beachten, dass die Atommasse eines Atoms nicht mit seiner Massenzahl identisch ist. Die Massenzahl (Symbol: A) eines Atoms ist die Summe aus der Anzahl der Protonen und der Anzahl der Neutronen im Kern.
Massenzahlen sind immer ganze Zahlen ohne Einheiten. Außerdem ist die relative Isotopenmasse nicht dasselbe wie die Isotopenmasse, und die relative Atommasse (auch Atomgewicht genannt) ist nicht dasselbe wie die Atommasse.
Eine relative Isotopenmasse ist die Masse eines Isotops relativ zu 1/12 der Masse eines Kohlenstoff-12-Atoms. Mit anderen Worten, eine relative Isotopenmasse gibt an, wie oft ein Isotop eines Elements schwerer ist als ein Zwölftel eines Kohlenstoff-12-Atoms. Das Wort relativ in relativer Isotopenmasse bezieht sich auf diese Skalierung relativ zu Kohlenstoff-12. Die relative Isotopenmasse ist der Isotopenmasse ähnlich und hat genau den gleichen Zahlenwert wie die Isotopenmasse, wenn die Isotopenmasse in atomaren Masseneinheiten ausgedrückt wird. Im Gegensatz zur Isotopenmasse haben relative Isotopenmassenwerte jedoch keine Einheiten.
Wie die relative Isotopenmasse ist auch die relative Atommasse (Symbol: Ar) ein Verhältnis ohne Einheiten. Eine relative Atommasse ist das Verhältnis der durchschnittlichen Masse pro Atom eines Elements aus einer bestimmten Probe zu 1/12 der Masse eines Kohlenstoff-12-Atoms. Wir finden die relative Atommasse einer Probe eines Elements, indem wir das abundanzgewichtete Mittel der relativen Isotopenmassen ausrechnen. Um das Chlor-Beispiel von oben fortzusetzen: Wenn in einer Chlorprobe 75 % Chlor-35 und 25 % Chlor-37 vorhanden sind,