Die relative Atommasse (Symbol: A <sub>r </sub>; manchmal abgekürzt RAM oder ram ), auch bekannt unter dem veralteten Synonym Atomgewicht , ist eine dimensionslose physikalische Größe, definiert als das Verhältnis der mittleren Masse der Atome eines chemischen Elements in einer gegebenen Probe zur atomaren Massenkonstante . Die atomare Massenkonstante (Symbol: m <sub>u</sub> ) ist definiert als1/12der Masse eines Kohlenstoff-12- Atoms. [ 1 ] [ 2 ] Da beide Größen im Verhältnis Massen sind, ist der resultierende Wert dimensionslos. Diese Definitionen bleiben auch nach der SI-Revision von 2019 gültig . [ 3 ] 134 [ a ] ​​[ b ]

Die relative Atommasse eines Elements in einer Probe entspricht dem gewichteten arithmetischen Mittel der Massen der einzelnen Atome (einschließlich aller Isotope ), die in der Probe vorhanden sind. Dieser Wert kann zwischen verschiedenen Proben erheblich variieren, da die Herkunft der Probe (und damit ihre radioaktive oder Diffusionsgeschichte) zu unterschiedlichen Isotopenverhältnissen geführt haben kann. Beispielsweise weist eine Probe elementaren Kohlenstoffs aus vulkanischem Methan aufgrund einer anderen Mischung der stabilen Kohlenstoff-12- und Kohlenstoff-13 -Isotope eine andere relative Atommasse auf als eine Probe aus Pflanzen- oder Tiergewebe.

Die gebräuchlichere und präzisere Größe, die als Standardatomgewicht ( A <sub>r </sub>) bekannt ist, basiert auf den relativen Atommassenwerten, die aus vielen verschiedenen Proben ermittelt wurden. Sie wird mitunter als der erwartete Bereich der relativen Atommassenwerte für die Atome eines bestimmten Elements aus allen terrestrischen Quellen interpretiert, wobei die verschiedenen Quellen von der Erde stammen . [ 8 ] Der Begriff „Atomgewicht“ wird oft fälschlicherweise synonym mit Standardatomgewicht verwendet (da Standardatomgewichte nicht auf einer einzelnen Probe basieren). Das Standardatomgewicht ist dennoch die am häufigsten publizierte Variante der relativen Atommasse.

Additionally, the continued use of the term "atomic weight" (for any element) as opposed to "relative atomic mass" has attracted considerable controversy since at least the 1960s, mainly due to the technical difference between weight and mass in physics.[9] Still, both terms are officially sanctioned by the IUPAC. The term "relative atomic mass" now seems to be replacing "atomic weight" as the preferred term, although the term "standard atomic weight" (as opposed to the more correct "standard relative atomic mass") continues to be used.

Definition

Relative atomic mass is determined by the average atomic mass, or the weighted mean of the atomic masses of all the atoms of a particular chemical element found in a particular sample, which is then compared to the atomic mass of carbon-12.[10] This comparison is the quotient of the two weights, which makes the value dimensionless (having no unit). This quotient also explains the word relative: the sample mass value is considered relative to that of carbon-12.

It is a synonym for atomic weight, though it is not to be confused with relative isotopic mass. Relative atomic mass is also frequently used as a synonym for standard atomic weight and these quantities may have overlapping values if the relative atomic mass used is that for an element from Earth under defined conditions. However, relative atomic mass (atomic weight) is still technically distinct from standard atomic weight because of its application only to the atoms obtained from a single sample; it is also not restricted to terrestrial samples, whereas standard atomic weight averages multiple samples but only from terrestrial sources. Relative atomic mass is therefore a more general term that can more broadly refer to samples taken from non-terrestrial environments or highly specific terrestrial environments which may differ substantially from Earth-average or reflect different degrees of certainty (e.g., in number of significant figures) than those reflected in standard atomic weights.

Current definition

The prevailing IUPAC definitions (as taken from the "Gold Book") are:

atomic weight – See: relative atomic mass[11]

and

relative atomic mass (atomic weight) – The ratio of the average mass of the atom to the atomic mass constant.[12]

Hierbei bezieht sich die atomare Massenkonstante auf 1/12 der Masse eines 12C-Atoms im Grundzustand und beträgt ein Dalton . [ 13 ]

Die IUPAC-Definition [ 1 ] der relativen Atommasse lautet:

Das Atomgewicht (relative Atommasse) eines Elements aus einer bestimmten Quelle ist das Verhältnis der durchschnittlichen Masse pro Atom des Elements zu 1/12 der Masse eines Atoms von 12C .

Die Definition spezifiziert bewusst „ ein Atomgewicht …“, da ein Element je nach Herkunft unterschiedliche relative Atommassen aufweist. Beispielsweise hat Bor aus der Türkei aufgrund seiner unterschiedlichen Isotopenzusammensetzung eine geringere relative Atommasse als Bor aus Kalifornien . [ 14 ] [ 15 ] Angesichts der Kosten und des Aufwands der Isotopenanalyse ist es jedoch üblich, stattdessen die tabellierten Werte der Standardatomgewichte zu verwenden . Diese sind in chemischen Laboren weit verbreitet und werden alle zwei Jahre von der IUPAC- Kommission für Isotopenhäufigkeiten und Atomgewichte (CIAAW) aktualisiert. [ 16 ]

Historische Verwendung

Ältere (vor 1961) historische relative Skalen, die auf der atomaren Masseneinheit (Symbol: amu oder amu ) basieren, verwendeten entweder die relative Isotopenmasse von Sauerstoff-16 oder die relative Atommasse (d. h. das Atomgewicht) von Sauerstoff als Referenzwert. Die Lösung dieser Probleme wird im Artikel zur Geschichte des modernen Dalton erläutert.

Standardatomgewicht

Die IUPAC- Kommission CIAAW legt einen Erwartungswert für die relative Atommasse (oder das Atomgewicht) auf der Erde fest, das sogenannte Standardatomgewicht. Für die Bestimmung des Standardatomgewichts müssen die verwendeten Quellen terrestrischen Ursprungs, natürlichen Ursprungs und radioaktiv stabil sein. Zudem gelten bestimmte Anforderungen an den Forschungsprozess. Für 84 stabile Elemente hat die CIAAW dieses Standardatomgewicht ermittelt. Diese Werte sind weit verbreitet und werden im allgemeinen Sprachgebrauch oft als „das“ Atomgewicht von Elementen für Substanzen des täglichen Gebrauchs, wie beispielsweise Arzneimittel und im Handel, bezeichnet.

Darüber hinaus hat CIAAW gekürzte (gerundete) Werte und vereinfachte Werte veröffentlicht (für den Fall, dass die irdischen Quellen systematisch variieren).

Andere Messgrößen für die Masse von Atomen

Die Atommasse ( m<sub> a</sub> ) ist die Masse eines einzelnen Atoms. Sie definiert die Masse eines bestimmten Isotops und dient als Eingangsgröße zur Bestimmung der relativen Atommasse. Ein Beispiel für drei Siliziumisotope ist unten aufgeführt. Eine gebräuchliche Einheit für die Atommasse ist das Dalton (Da), auch als vereinheitlichte atomare Masseneinheit (u) bezeichnet.

Die relative Isotopenmasse ist das Verhältnis der Masse eines einzelnen Atoms zur atomaren Massenkonstante ( m <sub>u</sub> = 1 Da ). Dieses Verhältnis ist dimensionslos.

Bestimmung der relativen Atommasse

Moderne relative Atommassen (ein für eine bestimmte Elementprobe spezifischer Begriff) werden aus gemessenen Werten der Atommasse (für jedes Nuklid ) und der Isotopenzusammensetzung einer Probe berechnet. Hochpräzise Atommassen sind für nahezu alle nichtradioaktiven Nuklide verfügbar [ 17 ] [ 18 ] , jedoch sind Isotopenzusammensetzungen schwieriger mit hoher Genauigkeit zu messen und unterliegen stärkeren Schwankungen zwischen verschiedenen Proben [ 19 ] [ 20 ] . Aus diesem Grund sind die relativen Atommassen der 22 mononuklidischen Elemente (die den Isotopenmassen der einzelnen natürlich vorkommenden Nuklide dieser Elemente entsprechen) besonders genau bekannt. Beispielsweise beträgt die Unsicherheit für die relative Atommasse von Fluor nur 1 zu 38 Millionen – eine Genauigkeit, die höher ist als der derzeit beste Wert für die Avogadro-Konstante (1 zu 20 Millionen).

Isotop Atommasse [ 18 ]Häufigkeit [ 19 ]
Standard Reichweite
28 Si 27.976 926 532 46 (194)92,2297(7)% 92,21–92,25 %
29 Si 28.976 494 700 (22)4,6832(5)% 4,67–4,69 %
30 Si 29.973 770 171 (32)3,0872(5)% 3,08–3,10 %

Die Berechnung wird am Beispiel von Silicium veranschaulicht , dessen relative Atommasse in der Metrologie von besonderer Bedeutung ist . Silicium kommt in der Natur als Gemisch der drei Isotope <sup> 28</sup> Si, <sup>29</sup> Si und <sup>30</sup> Si vor. Die Atommassen dieser Nuklide sind für <sup>28</sup> Si mit einer Genauigkeit von 1/14 Milliarde und für die anderen beiden mit etwa 1/1 Milliarde bekannt. Aufgrund der natürlichen Häufigkeitsverteilung der Isotope kann die Standardhäufigkeit jedoch nur mit einer Genauigkeit von etwa ±0,001 % angegeben werden (siehe Tabelle).

Die Berechnung erfolgt wie folgt:

A r (Si) = (27.976 93 ×0,922 297 ) + (28.976 49 ×0,046 832 ) + (29.973 77 ×0,030 872 ) =28.0854

Die Abschätzung der Unsicherheit ist kompliziert [ 21 ] , insbesondere da die Stichprobenverteilung nicht notwendigerweise symmetrisch ist: Die relativen Atommassen nach IUPAC werden mit geschätzten symmetrischen Unsicherheiten angegeben [ 22 ] , und der Wert für Silizium beträgt 28,0855(3). Die relative Standardunsicherheit dieses Wertes beträgt10 −5 oder 10 ppm.

Abgesehen von dieser Messunsicherheit weisen einige Elemente je nach Quelle Schwankungen auf. Das heißt, verschiedene Quellen (Meerwasser, Gesteine) haben eine unterschiedliche radioaktive Geschichte und somit eine unterschiedliche Isotopenzusammensetzung. Um dieser natürlichen Variabilität Rechnung zu tragen, beschloss die IUPAC im Jahr 2010, die Standard-Relativen Atommassen von 10 Elementen als Intervall anstatt als feste Zahl anzugeben. [ 23 ]

Siehe auch

Anmerkungen

  1. ^ Die Revision hat nur zwei Konsequenzen, die für den vorliegenden Artikel relevant sind. Erstens ist die molare Masse von Kohlenstoff-12, M ( ¹²C ), nicht mehr exakt gleich 12 g/mol, sondern muss experimentell bestimmt werden und ist daher mit einer Unsicherheit behaftet. Ihr aktuell bester Wert [ 4 ] [ 5 ] beträgt 49 g/ mol.12,000 000 0126 (37) g/mol . Hierbei ist die "(37)" ein Maß für die Unsicherheit; im Grunde genommen sind die "26" (die letzten beiden Ziffern inDer Wert 12.000 000 0126 sollte als „26 ± 37“ verstanden werden, wie unter „ Unsicherheit bei Messungen“ erläutert . Dieser Wert liegt jedoch so nahe am alten Wert von 12 g/mol (die relative Differenz beträgt …).1,05 × 10⁻⁹ ), dass in den meisten Anwendungen M ( ¹²C ) weiterhin exakt mit 12 g/mol angenommen werden kann; dies ist natürlich beabsichtigt. Zweitens ist die Avogadro-Konstante Nₐ nun exakt gleich6,022 140 76 × 10 23  reziproke Mol per Definition, während es zuvor experimentell bestimmt werden musste und daher mit einer Unsicherheit behaftet war. [ 3 ] : 134
  2. ^ Unmittelbar nach der Revision von 2019 war M ( 12 C) gleich12.000 000 0000 (54) g/mol , entsprechend einer relativen Standardunsicherheit [ 6 ] von4,5 × 10⁻¹⁰ . Diese Unsicherheit wurde von der relativen Standardunsicherheit übernommen, die das Produkt hNA unmittelbar vor der Revision aufwies .4,5 × 10⁻¹⁰ . (Hierbei ist h die Planck-Konstante . Nach der Revision hat das Produkt hNA definitionsgemäß einen exakten Wert.) [ 7 ] : 143 Umgekehrt hatte die Avogadro-Konstante NA unmittelbar vor der Revision einen gemessenen Wert von6,022 140 758 (62) × 10 23  reziproke Mol , entsprechend einer relativen Standardunsicherheit von1,0 × 10 −8 . Zu beachten ist , dass unmittelbar vor der Revision das Produkt hNA weitaus genauer bekannt war als h oder NA einzeln [ 7 ] : 139 .

Referenzen

  1. ^ a b Internationale Union für Reine und Angewandte Chemie (1980). „Atomgewichte der Elemente 1979“ (PDF) . Pure Appl. Chem. 52 (10): 2349–84 . doi : 10.1351/pac198052102349 .
  2. ^ Internationale Union für Reine und Angewandte Chemie (1993). Größen, Einheiten und Symbole in der Physikalischen Chemie , 2. Auflage, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8S. 41. Elektronische Fassung.
  3. ^ a b Internationales Büro für Maß und Gewicht (20. Mai 2019), Das Internationale Einheitensystem (SI) (PDF) (9. Auflage), ISBN 978-92-822-2272-0archiviert vom Original am 18. Oktober 2021
  4. ^ „CODATA-Wert 2022: Molmasse von Kohlenstoff-12“ . NIST-Referenz für Konstanten, Einheiten und Unsicherheiten . NIST . Mai 2024. Abgerufen am 18.05.2024 .
  5. ^ Tiesinga, Eite; Mohr, Peter J.; Newell, David B.; Taylor, Barry N. (30. Juni 2021). „CODATA-empfohlene Werte der fundamentalen physikalischen Konstanten: 2018“ . Reviews of Modern Physics . 93 (2) 025010. Bibcode : 2021RvMP...93b5010T . doi : 10.1103/ RevModPhys.93.025010 . PMC 9890581. PMID 36733295 .  
  6. ^ „Standardunsicherheit und relative Standardunsicherheit“ . CODATA- Referenz . NIST . Archiviert vom Original am 24. Juli 2023. Abgerufen am 30. August 2023 .
  7. ^ a b Mohr, Peter J; Newell, David B; Taylor, Barry N; Tiesinga, Eite (1. Februar 2018). „Daten und Analysen für die spezielle Anpassung der fundamentalen Konstanten im Rahmen von CODATA 2017“ . Metrologia . 55 (1): 125–146 . doi : 10.1088/1681-7575/aa99bc .
  8. ^ Definition des Elements sample
  9. ^ de Bièvre, Paul; Peiser, H. Steffen (1992). "„Atomgewicht“ – Name, Geschichte, Definition und Einheiten“ (PDF) . Pure and Applied Chemistry . 64 (10): 1535–1543 . doi : 10.1351/pac199264101535 .
  10. ^ IUPAC , Kompendium der chemischen Terminologie , 5. Aufl. (das „Goldene Buch“) (2025). Online-Version: (2006–) „ relative Atommasse “. doi : 10.1351/goldbook.R05258
  11. ^ IUPAC Goldbuch – Atomgewicht
  12. ^ IUPAC Goldbuch – relative Atommasse (Atomgewicht), A r
  13. ^ IUPAC-Goldbuch – Einheitliche atomare Masseneinheit
  14. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1984). Chemie der Elemente . Oxford: Pergamon Press . S. 21, 160. ISBN 978-0-08-022057-4Die
  15. ^ Internationale Union für Reine und Angewandte Chemie (2003). „Atomgewichte der Elemente: Übersicht 2000“ (PDF) . Pure Appl. Chem. 75 (6): 683–800 . doi : 10.1351/pac200375060683 . S2CID 96800435 . 
  16. ^ IUPAC-Goldbuch – Standard-Atomgewichte
  17. ^ Nationales Institut für Standards und Technologie . Atomgewichte und Isotopenzusammensetzungen für alle Elemente .
  18. ^ a b Wapstra, AH; Audi, G.; Thibault, C. (2003), Die AME2003 Atommassenbewertung (Online-Ausgabe), National Nuclear Data Center. Bezogen auf:
  19. ^ a b Rosman, KJR; Taylor, PDP (1998). „Isotopic Compositions of the Elements 1997“ (PDF) . Pure and Applied Chemistry . 70 (1): 217–235 . doi : 10.1351/pac199870010217 .
  20. ^ Coplen, TB; et al. (2002), „Isotopic Abundance Variations of Selected Elements“ (PDF) , Pure and Applied Chemistry , 74 (10): 1987–2017 , doi : 10.1351/pac200274101987
  21. ^ Meija, Juris; Mester, Zoltán (2008). „Unsicherheitsfortpflanzung von Atomgewichtsmessungen“. Metrologia . 45 (1): 53–62 . Bibcode : 2008Metro..45...53M . doi : 10.1088/0026-1394/45/1/008 . S2CID 122229901 . 
  22. ^ Holden, Norman E. (2004). „Atomgewichte und das Internationale Komitee – Ein historischer Überblick“ . Chemistry International . 26 (1): 4–7 .
  23. ^ „Änderungen am Periodensystem“ . Archiviert vom Original am 15.07.2019.

Weiterführende Literatur