2.1: Isotope und Atommasse
Atommasse
Die Massen der einzelnen Atome sind sehr, sehr klein. Mit einem modernen Gerät, dem Massenspektrometer, ist es jedoch möglich, diese winzigen Massen zu messen. Ein Sauerstoff-16-Atom zum Beispiel hat eine Masse von 2,66 mal 10^{-23} \: \text{g}\). Ein Vergleich der in Gramm gemessenen Massen wäre zwar von gewissem Nutzen, doch ist es weitaus praktischer, über ein System zu verfügen, mit dem sich relative Atommassen leichter vergleichen lassen. Die Wissenschaftler beschlossen, das Kohlenstoff-12-Nuklid als Referenzstandard zu verwenden, mit dem alle anderen Massen verglichen werden sollten. Definitionsgemäß hat ein Kohlenstoff-12-Atom eine Masse von genau 12 atomaren Masseneinheiten \(\left( \text{amu} \right)\). Eine atomare Masseneinheit ist definiert als eine Masse, die einem Zwölftel eines Atoms von Kohlenstoff-12 entspricht. Die Masse jedes Isotops eines beliebigen Elements wird im Verhältnis zum Kohlenstoff-12-Standard angegeben. Ein Helium-4-Atom hat zum Beispiel die Masse 4,0026 \(\text{amu}\). Ein Atom von Schwefel-32 hat eine Masse von \(31,972 \: \text{amu}\).
Das Kohlenstoff-12-Atom hat sechs Protonen und sechs Neutronen in seinem Kern und damit eine Massenzahl von 12. Da der Kern fast die gesamte Masse des Atoms ausmacht, hat ein einzelnes Proton oder ein einzelnes Neutron eine Masse von ungefähr \(1 \: \text{amu}\). Wie die Beispiele Helium und Schwefel zeigen, sind die Massen der einzelnen Atome jedoch keine ganzzahligen Werte. Das liegt daran, dass die Masse eines Atoms durch die Wechselwirkungen der verschiedenen Teilchen innerhalb des Kerns sehr geringfügig beeinflusst wird und auch die geringe Masse jedes Elektrons einschließt.
Wie im Abschnitt über Isotope erwähnt, kommen die meisten Elemente in der Natur als Mischung aus zwei oder mehr Isotopen vor. In der folgenden Tabelle sind die natürlich vorkommenden Isotope verschiedener Elemente zusammen mit der prozentualen natürlichen Häufigkeit jedes Elements aufgeführt.
| Element | Isotope (Symbol) | Percent Natural Abundance | Atomic mass \(\left( \text{amu} \right)\) | Average atomic mass \(\left( \text{amu} \right)\) |
|---|---|---|---|---|
| Hydrogen | \(\ce{^1_1H}\) | 99.985 | 1.0078 | 1.0079 |
| \(\ce{^2_1H}\) | 0.015 | 2.0141 | ||
| \(\ce{^3_1H}\) | negligible | 3.0160 | ||
| Carbon | \(\ce{^{12}_6C}\) | 98.89 | 12.000 | 12.011 |
| \(\ce{^{13}_6C}\) | 1.11 | 13.003 | ||
| \(\ce{^{14}_6C}\) | trace | 14.003 | ||
| Oxygen | \(\ce{^{16}_8O}\) | 99.759 | 15.995 | 15.999 |
| \(\ce{^{17}_8O}\) | 0.037 | 16.995 | ||
| \(\ce{^{18}_8O}\) | 0.204 | 17.999 | ||
| Chlorine | \(\ce{^{35}_{17}Cl}\) | 75.77 | 34.969 | 35.453 |
| \(\ce{^{37}_{17}Cl}\) | 24.23 | 36.966 | ||
| Copper | \(\ce{^{63}_{29}Cu}\) | 69.17 | 62.930 | 63.546 |
| \(\ce{^{65}_{29}Cu}\) | 30.83 | 64.928 |
For some elements, one particular isotope is much more abundant than any other isotopes. For example, naturally occurring hydrogen is nearly all hydrogen-1, and naturally occurring oxygen is nearly all oxygen-16. Bei vielen anderen Elementen kann jedoch mehr als ein Isotop in erheblichen Mengen vorkommen. Chlor (Ordnungszahl 17) ist ein gelblich-grünes giftiges Gas. Etwa drei Viertel aller Chloratome haben 18 Neutronen, was diesen Atomen eine Massenzahl von 35 verleiht. Etwa ein Viertel aller Chloratome hat 20 Neutronen, was ihnen eine Masse von 37 verleiht. Würde man einfach das arithmetische Mittel der genauen Atommassen berechnen, käme man auf etwa 36.
Wie Sie sehen, ist die durchschnittliche Atommasse in der letzten Spalte der obigen Tabelle deutlich niedriger. Warum? Der Grund ist, dass wir die natürlichen Häufigkeitsanteile der einzelnen Isotope berücksichtigen müssen, um den so genannten gewichteten Durchschnitt zu berechnen. Die Atommasse eines Elements ist das gewichtete Mittel der Atommassen der natürlich vorkommenden Isotope dieses Elements. Die durchschnittlichen Atommassen sind die Werte, die wir im Periodensystem sehen.
Der gewichtete Durchschnitt wird durch Multiplikation des Prozentsatzes der natürlichen Häufigkeit mit der tatsächlichen Masse des Isotops ermittelt. Dies wird so lange wiederholt, bis es für jedes Isotop einen Term gibt. Für Chlor gibt es nur zwei natürlich vorkommende Isotope, also gibt es nur zwei Terme.