Atommasse: definition, enheder (u), isotoper og forskel fra massetal

Atommasse (symbol: m_a) er massen af et enkelt atom af et kemisk grundstof. Den omfatter masserne af de tre subatomare partikler, der bygger et atom: protoner, neutroner og elektroner. Atommasse beskriver altså, hvor tungt ét atom er målt i masse (ikke i antal partikler alene).

Enheder og konventioner

Atommasse kan måles i gram, men fordi enkeltatomer har ekstremt små masser, er det praktisk at bruge en speciel enhed: den forenede atomare masseenhed (enhedssymbol: u, også kaldet Dalton, Da). Én atommasseenhed defineres som 1/12 af massen af et enkelt kulstof-12-atom. Numerisk svarer det til

1 u = 1,660 539 066 60(50) × 10 ⁻²⁷kg.

Et kulstof-12-atom har ved denne definition massen 12 u. Fordi elektroner er meget lette sammenlignet med protoner og neutroner, kan man ofte — til en grov beregning — antage, at et atoms masse svarer nogenlunde til antallet af protoner plus antallet af neutroner i atomkernen.

Isotoper og isotopmasse

Antallet af protoner i kernen bestemmer, hvilket grundstof et atom tilhører. Mange grundstoffer findes i flere varianter med forskelligt antal neutroner; hver sådan variant kaldes en isotop. En isotop har sin egen atommasse, ofte kaldet isotopmasse.

For eksempel har klor to almindelige isotoper: klor-35 og klor-37. Begge indeholder 17 protoner, men klor-37 har 20 neutroner, mens klor-35 har 18 neutroner. Hver isotop har en karakteristisk masse (ca. 35 u respektive 37 u i dette tilfælde), men de præcise isotopmassers værdier afviger lidt fra hele tal på grund af elektroners masse og den nukleare bindingsenergi.

Massetal vs. atommasse vs. relativ atommasse

Det er vigtigt at skelne mellem flere relaterede begreber:

• Massetal (symbol: A) er et helt tal lig med summen af antallet af protoner og neutroner i atomkernen. Massetallet har ingen enhed (f.eks. 35 eller 37 for klor-35/37).
• Isotopmasse er den faktiske masse af en bestemt isotop, normalt udtrykt i u. Isotopmassens numeriske værdi ligger tæt på massetallet, men er ikke nødvendigvis et helt tal på grund af bindingsenergi og elektroners bidrag.
• Relativ atommasse (også kaldet atomvægt) er et dimensionsløst tal, der angiver et atoms masse relativt til 1/12 af massen af et kulstof-12-atom. Numerisk er relativ atommasse ofte lig med atommasse i u (f.eks. et atom med massen 12 u har relativ atommasse 12,000).

Med andre ord: massetal (A) er et helt tal, isotopmasse er et mål i u for en bestemt isotop, og relativ atommasse er et relativt (dimensionløst) tal baseret på kulstof-12-standarden. Se også, at relativ isotopisk masse og relativ atommasse ikke er det samme som den absolutte atommasse i kg.

Gennemsnitlig (naturlig) atommasse og hvordan den beregnes

Naturligt forekommende grundstoffer findes ofte som blandinger af isotoper. Den værdi, der normalt angives i tabeller som "atomvægt" eller "relativ atommasse", er en vægtet middelværdi over de isotopers naturlige abundanser:

middelatommasse = Σ (fraktion_i × isotopmasse_i)

Eksempel: Klor har to hovedisotoper med omtrentelige naturlige abundanser 75,8% for klor-35 og 24,2% for klor-37. Middelatommassen beregnes ved at gange hver isotops masse med dens fraktion og summere. Resultatet er cirka 35,45 u, og det er derfor klors relative atommasse ofte angives som ~35,45.

Praktiske bemærkninger: partikelmasser og bindingsenergi

• En fri proton og en fri neutron har hver en masse på omtrent 1 u, men protonens og neutronens præcise masser er lidt større end 1 u: proton ≈ 1,007276 u, neutron ≈ 1,008665 u. En elektron er meget lettere: ≈ 0,0005486 u.
• Nuklear bindingsenergi betyder, at massen af en bundet kerne er mindre end summen af masserne af dens frie nukleoner; denne forskel kaldes massedefekt og svarer via E = mc² til den energi, der binder kernen sammen. Derfor er isotopmassers faktiske værdier ikke bare hele tal.
• Et atoms atommasse ligger typisk inden for ca. 0,1 u af massetallet, men for præcise beregninger skal man bruge de faktiske isotopmassers værdier.

Måling og anvendelser

Atommasser bestemmes præcist med masse-spektrometri og bruges i mange områder af kemi og fysik: beregning af molare masser, bestemmelse af isotop-sammensætning, nuklear fysik (bindingsenergi) og i geokemiske/isotope-analyser.

Sammenfattende: atommasse (m_a) er den faktiske masse af et enkelt atom målt i u (eller kg), massetal (A) er et helt tal der tæller kernepartikler, og relativ atommasse/atomvægt er en vægtet gennemsnitlig størrelse uden enhed, der afspejler isotopers naturlige blanding.