Relative Atommasse, auch bekannt als Atomgewicht
Beschreibung der relativen Atommasse
Dierelative Atommasse ist eine dimensionslose Größe, die die durchschnittliche Masse der Atome eines Elements im Verhältnis zur Masse von Kohlenstoff-12 angibt, dem ein Wert von genau 12 zugewiesen ist. Dieses Maß berücksichtigt das Vorhandensein verschiedener Isotope eines Elements und deren natürliche Häufigkeit. Es bietet eine standardisierte Möglichkeit, die Massen verschiedener Atome zu vergleichen.
Atommasseneinheit (amu)
Die atomare Masseneinheit ist eine Standardmasseneinheit, die die Masse auf atomarer oder molekularer Skala quantifiziert. Ein amu ist definiert als ein Zwölftel der Masse eines Kohlenstoff-12-Atoms.
Wie man die relative Atommasse misst
Die Messung der relativen Atommasse umfasst mehrere Schritte:
- Identifizierung der Isotope: Bestimmen Sie die verschiedenen Isotope des Elements und ihre jeweiligen Massen.
- Natürliche Abundanz: Bestimmen Sie den prozentualen Anteil der einzelnen Isotope in einer natürlich vorkommenden Probe.
- Berechnung: Multiplizieren Sie die Masse jedes Isotops mit seiner natürlichen Häufigkeit und addieren Sie die Ergebnisse, um die relative Atommasse zu erhalten.
Nehmen wir Chlor, das zwei stabile Isotope hat: Chlor-35 und Chlor-37.
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Isotop |
Masse (amu) |
Natürliche Häufigkeit (%) |
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Chlor-35 |
34.968853 |
75.76 |
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Chlor-37 |
36.965903 |
24.24 |
Relative Atommasse = (34,968853 × 0,7576) + (36,965903 × 0,2424)
Relative Atommasse ≈ 26,504 + 8,964
Relative Atommasse ≈ 35,468 amu
Verhältnis zur Standard-Atommasse
Die Standard-Atommasse ist das gewichtete Mittel der Massen der Isotope eines Elements, basierend auf ihrer natürlichen Häufigkeit. Sie ist im Wesentlichen gleichbedeutend mit der relativen Atommasse, wird jedoch häufig in präzisen wissenschaftlichen Zusammenhängen verwendet.
Beziehung zur Massenzahl
Die Massenzahl ist die Gesamtzahl der Protonen und Neutronen im Kern eines Atoms. Im Gegensatz zur relativen Atommasse ist die Massenzahl immer eine ganze Zahl und spezifisch für jedes Isotop.
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Messung |
Definition |
Verwendung |
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Relative Atommasse |
Durchschnittliche Masse der Atome im Verhältnis zu Kohlenstoff-12 |
Vergleichende Analyse in der Chemie |
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Standard-Atommasse |
Gewichtete Durchschnittsmasse auf der Grundlage der Isotopenhäufigkeit |
Präzise wissenschaftliche Messungen |
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Massenzahl |
Gesamtzahl der Protonen und Neutronen im Kern eines Atoms |
Identifizierung bestimmter Isotope |
Weitere Informationen finden Sie unter Stanford Advanced Materials (SAM).
Häufig gestellte Fragen
Was ist der Unterschied zwischen der relativen Atommasse und der absoluten Atommasse?
Die relative Atommasse ist eine dimensionslose Größe, die die Masse eines Atoms mit Kohlenstoff-12 vergleicht, während die absolute Atommasse in Atommasseneinheiten (amu) gemessen wird.
Wie wirkt sich die Isotopenvariation auf die relative Atommasse aus?
Verschiedene Isotope haben unterschiedliche Massen und natürliche Häufigkeiten, die den gewichteten Durchschnitt beeinflussen, der die relative Atommasse ausmacht.
Warum wird Kohlenstoff-12 als Standard für die relative Atommasse verwendet?
Kohlenstoff-12 ist stabil, hat eine günstige Atommasse und ist weithin verfügbar, was ihn zu einem idealen Bezugspunkt für Atommassenmessungen macht.
Kann sich die relative Atommasse im Laufe der Zeit ändern?
Die relative Atommasse bleibt für ein Element unter Standardbedingungen konstant, da sich die natürliche Häufigkeit von Isotopen normalerweise nicht ändert.
Wie wird die relative Atommasse in chemischen Gleichungen verwendet?
Sie ermöglicht es Chemikern, die Mengen von Reaktanten und Produkten in Mol zu berechnen, was die Bilanzierung chemischer Gleichungen erleichtert.
