Atomare Masseneinheit (AMU, u, DA)

Was ist die atomare Masseneinheit (u)?

Die atomare Masseneinheit (Atomic Mass Unit, AMU) eines Elements ist ein Maß für seine Atommasse. Sie wird auch als Dalton (Da) oder einheitliche Atommasseneinheit (u) bezeichnet und drückt sowohl die Atommassen als auch die Molekülmassen aus. Am häufigsten wird u verwendet, da AMU und Da veraltet sind.

Die AMU ist definiert als ein Zwölftel der Masse eines Atoms von Kohlenstoff-12 (¹²C). ¹²C ist das am häufigsten vorkommende natürliche Kohlenstoffisotop und macht über 98 Prozent des in der Natur vorkommenden Kohlenstoffs aus. Es hat eine u von 12.

Atommasse und atomare Masseneinheit

Jedes Element im Periodensystem besteht aus Atomen, und jedes Atom hat eine eigene Atommasse und eine eigene Ordnungszahl. Die Ordnungszahl bezieht sich auf die Anzahl der Protonen im Atomkern, während die Atommasse die Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen angibt. Sie wird in u oder Da ausgedrückt.

Eine u ist der Durchschnitt der Ruhemasse des Protons und der Ruhemasse des Neutrons. Dies kann wie folgt ausgedrückt werden:

1 u = 1,67377 x 10^-27 Kilogramm = 1,67377 x 10^-24 Gramm

Kohlenstoff-12 gilt als Referenz für alle Berechnungen der Atommasse. Daher wird die Masse eines jeden Isotops eines beliebigen Elements in Form des ¹²C-Standards von AMU/u ausgedrückt.

Beispiele

• Die Masse eines Helium-4-Atoms = 4,0026 u
• Die Masse eines Atoms Schwefel-32 = 31,972 u
• Die Masse eines Atoms Wasserstoff-1 = 1,007 u
• Die Masse eines Atoms von Titin (dem größten bekannten Protein) = 3 x 10⁶ u

Jedes ¹²C-Atom hat sechs Protonen und sechs Neutronen in seinem Kern, was eine Atommasse von 12 AMU ergibt. Elektronen haben eine geringe Masse, so dass man davon ausgeht, dass sie eine vernachlässigbare Wirkung haben. Folglich macht der Kern fast die gesamte Masse des Atoms eines jeden Elements aus, was bedeutet, dass ein einzelnes Proton oder Neutron eine ungefähre Masse von 1 AMU hat.

Der Begriff annähernd ist jedoch von Bedeutung, da die Massen der einzelnen Atome in den Elementen – mit Ausnahme von Kohlenstoff – keine ganzen Zahlen sind (siehe obige Beispiele). Der Grund dafür ist, dass die Masse durch die Wechselwirkungen verschiedener Teilchen im Kern beeinflusst wird. Und obwohl die Masse der Elektronen klein ist, wird sie bei der Berechnung der Masse eines Atoms berücksichtigt.

Geschichte der Einheit der Atommasse

1803 schlug John Dalton eine Möglichkeit vor, die relative Atommasse in Form von Wasserstoff-1 (Protium) auszudrücken. Später schlug Wilhelm Ostwald vor, die relative Atommasse als ein Sechzehntel der Masse von Sauerstoff auszudrücken. Als jedoch Isotope und isotopischer Sauerstoff entdeckt wurden, entstand Verwirrung darüber, wie die relative Atommasse anderer Elemente ausgedrückt werden sollte. Infolgedessen divergierte die Definition von u, wobei einige Wissenschaftler sie auf der Grundlage des natürlichen Sauerstoffs ausdrückten, während andere sie auf das Sauerstoff-16-Isotop bezogen. Letzteres blieb bis 1961 eine gängige Methode, um u auszudrücken.

Im jahr 2022 wurde ein Weg gefunden, die Verwirrung zu beseitigen. Es wurde vorgeschlagen, anstelle von Sauerstoff oder Sauerstoff-16 Kohlenstoff-12 als Grundlage für die Angabe der u zu verwenden. Die neue Einheit wurde mit dem Symbol u und Da bezeichnet. Das vorher benutzte Symbol AMU verschwand jedoch nicht, und die Wissenschaftler verwendeten es auch nach der Umstellung auf Kohlenstoff-12 weiter.

Heute werden alle drei Symbole verwendet, um die atomare Masseneinheit auszudrücken: AMU, u und Da:

1 AMU = 1 u = 1 Da

Einheitliche atomare Masseneinheit

Die einheitliche Atommasseneinheit (Unified Atomic Mass Unit) – ausgedrückt als Kleinbuchstabe u – wird im Allgemeinen als Synonym für AMU betrachtet. Sie ist eine physikalische Konstante, die im Internationalen Einheitensystem (SI) verwendet wird. Obwohl der Begriff AMU heute häufiger verwendet wird, bezieht er sich auf die einheitlichte AMU.

Die Beziehung zwischen der einheitlichten AMU und der SI-Einheit für Masse (kg) wird durch die Avogadro-Zahl N_A ausgedrückt. Nach der Definition von N_A beträgt die Masse eines ¹²C-Atoms in Ruhe und im Grundzustand 12 Gramm oder 0,012 kg.

1 AMU = 1,6605 x 10^-27 kg

Unterschiede zwischen Isotopen und atomarer Masseneinheit

Die AMU ist eine nützliche Methode zur Unterscheidung zwischen Isotopen durch Angabe ihrer relativen Massen. Ein Isotop bezieht sich auf mehrere Elemente mit der gleichen Ordnungszahl – Anzahl der Protonen – aber einer unterschiedlichen Atommasse aufgrund einer unterschiedlichen Anzahl von Neutronen.

Beispiel 1

Ein Uran-235-Atom (U-235) hat eine AMU von etwa 235.

Ein Uran-238-Atom (U-238) ist jedoch etwas massereicher und hat daher eine größere Masse. Seine AMU beträgt 238.

Der Unterschied in der AMU kommt dadurch zustande, dass U-238, das am häufigsten natürlich vorkommende Uranisotop, drei Neutronen mehr im Atom hat als U-235. U-235 wird in Kernreaktoren zur Erzeugung von Kernenergie durch den Prozess der Kernspaltung verwendet. Es ist auch einer der Hauptbestandteile von Atombomben.

Beispiel 2

Was ist die Atommasse?

Das Atomgewicht oder die relative Atommasse ist das Verhältnis der durchschnittlichen Masse der Atome eines Elements zu einem bestimmten Standard. Obwohl die Begriffe Atomgewicht und Atommasse austauschbar verwendet werden, haben sie unterschiedliche Bedeutungen. Das Atomgewicht impliziert eine Kraft, die in einem Gravitationsfeld ausgeübt wird, während die Masse dies nicht tut. Die Atommasse eines Elements ist das gewichtete Mittel der Atommassen seiner verschiedenen Isotope.

Beispiel

Kohlenstoff ist ein Gemisch aus zwei Isotopen: ¹²C und ¹³C.

AMU von ¹²C = 12

AMU von ¹³C = 13

Verfügbarkeit von 12C = 98,89 Prozent.

Verfügbarkeit von 13C = 1,11 Prozent.

Durchschnittliche AMU von ¹²C und ¹³C = ((98,89 / 100) x 12) + ((1,11 / 100) x 13) = 12,011 AMU

Atommasse von Kohlenstoff = 12,011 AMU

Dieses Beispiel zeigt, dass sich das Atomgewicht eines Elements von den Atommassen seiner Isotope unterscheidet. Aus diesem Grund ist das Atomgewicht nicht dasselbe wie die Atommasse. Vielmehr ist es zutreffender, von der relativen Atommasse zu sprechen.

Die Atommasse ist ein grundlegendes Konzept in der Chemie. Die meisten chemischen Reaktionen werden von den numerischen Beziehungen zwischen den Atomen beeinflusst. Wenn Chemiker jedoch Reaktanten und Produkte messen müssen, zählen sie nicht die einzelnen Atome. Vielmehr berechnen sie die Atommassen, um ihre Entscheidungen zu treffen.