Warum steht im Periodensystem bei vielen Elementen keine ganze Zahl bei der Atommasse?

Weil die Atommasse im Periodensystem meist ein Mittelwert aus mehreren Isotopen ist. Ein Element kommt oft als Isotopengemisch vor, daher wird die Häufigkeit der Isotope mitgerechnet. Außerdem sind Protonen und Neutronen nicht exakt gleich schwer und der Massendefekt verschiebt den Wert.

Wie rechne ich die Atommasse aus dem Periodensystem in Kilogramm um, ohne mich bei den Zehnerpotenzen zu vertun?

Multipliziere den Wert in u einfach mit , dann erhältst du Kilogramm. Das liegt daran, dass fest als diese Masse definiert ist. Beispiel: 4,0026 u · kg/u ≈ kg.

Wie merke ich mir den Unterschied zwischen Massenzahl und Atommasse, wenn die Zahlen oft so ähnlich sind?

Die Massenzahl ist immer eine ganze Zahl und zählt Protonen plus Neutronen eines konkreten Isotops. Die Atommasse ist eine gemessene Masse in u und bei Elementen meist ein Mittelwert über Isotope. Merkhilfe: Massenzahl = „Zählzahl“, Atommasse = „Wägezahl“.

Welche Fehler passieren am häufigsten, wenn ich eine mittlere Atommasse aus Isotopenhäufigkeiten berechne?

Häufig wird mit Prozentwerten gerechnet, ohne sie in Dezimalzahlen umzuwandeln. Auch vertauschen viele die Häufigkeiten der Isotope oder nutzen Massenzahlen statt Isotopenmassen in u. Achte außerdem darauf, dass sich alle Häufigkeiten zu 1 addieren, sonst ist der Mittelwert falsch.

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Atommasse

Wichtige Inhalte in diesem Video

Atommasse einfach erklärt

Was verstehst du unter der Atommasse? Was ist der Unterschied zwischen der relativen und der absoluten Atommasse? Das erklären wir dir in dem folgenden Beitrag.

Um das Thema noch schneller zu verstehen, kannst du dir gerne unser Video dazu anschauen!

Inhaltsübersicht

Atommasse einfach erklärt

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(00:16)

Die Atommasse bezeichnet ganz einfach die Masse eines Atoms. Hierbei gibt es einerseits die relative und andererseits die absolute Atommasse.

Atommasse Definition

Die Atommasse gibt dir die Masse eines Atoms an.

Du gibst die Atommasse meistens in der atomaren Masseneinheit $\mathsf{u}$ oder auch $\mathsf{amu}$ an. Auch die Angabe in $\mathsf{kg}$ ist üblich.

Atommasse u

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(00:32)

Als erstes betrachten wir die Atommasse in $\mathsf{u}$ näher. Die atomare Masseneinheit $\mathsf{u}$ hat den folgenden Wert in $\mathsf{kg}$ :

$1 \mathsf{u} = 1,66056 \cdot 10^{-27}\mathsf{kg}$

Die atomare Masseneinheit in Kilogramm entspricht in etwa der Massen von Protonen und Neutronen

Der Grund dafür ist, dass die atomare Masseneinheit auch als ein Zwölftel der Masse des Kohlenstoffisotops ¹²C definiert ist. Das Kohlenstoffisotop ¹²C hat jeweils sechs Protonen und sechs Neutronen. Ein zwölftel der Masse des Kohlenstoffisotops ¹²C entspricht somit in etwa der Masse eines Kernteilchens.

Die atomare Masseneinheit hat einen großen Nutzen. Die Werte der atomaren Masseneinheit in $\mathsf{u}$ liegen stets nahe an ganzzahligen Werten, also der Massenzahl . Meist beträgt die Abweichung weniger als $0,1 \mathsf{u}$ . Beispielsweise hat Fluor eine Atommasse von $18,998 \mathsf{u}$ , was ganz nah an dem ganzzahligen Vielfachen Wert , also der jeweiligen Massenzahl liegt.

Die Abweichung der Atommasse vom ganzzahligen Vielfachen Wert hat mehrere Gründe. Zum einen besitzen Neutronen und Protonen nicht exakt die gleiche Masse. Zum anderen gibt es das Phänomen des Massendefekts .

Den größten Einfluss auf die Abweichung hat die Tatsache, dass viele Elemente in der Natur als Isotopengemische vorkommen. Somit sind die Atommassen der Elemente, die als Isotopengemische vorkommen, erst einmal von der prozentualen Zusammensetzung ihrer Isotope abhängig. Der dritte Grund ist das Phänomen des Massendefekts.

Möchtest du zum Massendefekt noch mehr erfahren, dann schau dir gerne unser Video zu diesem Thema an.

Studyflix vernetzt: Hier ein Video aus einem anderen Bereich

Relative Atommasse

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(01:48)

Die relative Atommasse (auch Atomgewicht) $A_\mathsf{u}$ bezeichnet den Zahlenwert der Atommasse. Sie ist also einfach die atomare Masseneinheit ohne der Einheit $\mathsf{u}$ . Hierbei steht das Atomgewicht eines jeweiligen Elements im Periodensystem meist links unten, manchmal auch rechts oben.

PSE, Atommasse Helium, Helium, Element, Elementsymbol, Edelgas — Atommasse

Das Element Helium hat in diesem Fall ein Atomgewicht von $A_\mathsf{u} = 4,0026$ .

Absolute Atommasse

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(02:13)

Die absolute Atommasse hat im Gegensatz zur relativen Atommasse eine Einheit, nämlich das $\mathsf{kg}$ . Seltener benutzt du auch die Einheit $\mathsf{g}$ .

Atommasse berechnen

Schauen wir uns zum Schluss die Formeln und Berechnungen zur Atommasse an, die du unbedingt brauchst.

$m_\mathsf{Atom} = A_\mathsf{u} \, \mathsf{u}$

Die Masse eines Atoms $m_\mathsf{A}$ setzt sich aus dem Zahlenwert der Atommasse $A_\mathsf{u}$ und der Einheit $\mathsf{u}$ zusammen.

Atommasse — häufigste Fragen

(ausklappen)

Warum steht im Periodensystem bei vielen Elementen keine ganze Zahl bei der Atommasse?

Weil die Atommasse im Periodensystem meist ein Mittelwert aus mehreren Isotopen ist. Ein Element kommt oft als Isotopengemisch vor, daher wird die Häufigkeit der Isotope mitgerechnet. Außerdem sind Protonen und Neutronen nicht exakt gleich schwer und der Massendefekt verschiebt den Wert.
Wie rechne ich die Atommasse aus dem Periodensystem in Kilogramm um, ohne mich bei den Zehnerpotenzen zu vertun?

Multipliziere den Wert in u einfach mit $1{,}66056 \cdot 10^{-27}$ , dann erhältst du Kilogramm. Das liegt daran, dass $1\ \mathrm{u}$ fest als diese Masse definiert ist. Beispiel: 4,0026 u · $1{,}66056 \cdot 10^{-27}$ kg/u ≈ $6{,}65 \cdot 10^{-27}$ kg.
Wie merke ich mir den Unterschied zwischen Massenzahl und Atommasse, wenn die Zahlen oft so ähnlich sind?

Die Massenzahl ist immer eine ganze Zahl und zählt Protonen plus Neutronen eines konkreten Isotops. Die Atommasse ist eine gemessene Masse in u und bei Elementen meist ein Mittelwert über Isotope. Merkhilfe: Massenzahl = „Zählzahl“, Atommasse = „Wägezahl“.
Welche Fehler passieren am häufigsten, wenn ich eine mittlere Atommasse aus Isotopenhäufigkeiten berechne?

Häufig wird mit Prozentwerten gerechnet, ohne sie in Dezimalzahlen umzuwandeln. Auch vertauschen viele die Häufigkeiten der Isotope oder nutzen Massenzahlen statt Isotopenmassen in u. Achte außerdem darauf, dass sich alle Häufigkeiten zu 1 addieren, sonst ist der Mittelwert falsch.

Mittlere Atommasse berechnen

Jetzt zur mittleren Atommasse $\overline{m}_\mathsf{Atom}$ . Der mittlere Atommasse ist hierbei auch eine relative Atommasse und kann deshalb auch als Atomgewicht bezeichnet werden. Da wie erwähnt Elemente oft als Isotopengemische vorkommen, liegt das Atomgewicht meist relativ weit weg von der Massenzahl eines Elements.

Gucken wir uns mal an, wie du die mittlere Atommasse von Chlor berechnest. Chlor hat zwei Isotope, die in der Natur als stabile Form vorkommen. Das eine Isotop ist das $^{35}\mathsf{Cl}$ , das andere ist das $^{37}\mathsf{Cl}$ . Das $^{35}\mathsf{Cl}$ hat ein Atomgewicht von $34,969\mathsf{u}$ und kommt mit einer Häufigkeit von x = 0,7577 vor. Hingegen hat das $^{37}\mathsf{Cl}$ mit einer Häufigkeit von y = 0,2423 % vor und hat ein Atomgewicht von 36,966\mathsf{u}.

Nun bildest du nur noch das arithmetische Mittel beider Isotope.

$\overline{m}_\mathsf{A} = m[^{35}\mathsf{Cl}] \cdot x + m[^{37}\mathsf{Cl}] \cdot y = 34,969 \mathsf{u} \cdot 0,7577 + 36,966 \mathsf{u} \cdot 0,2423} = 35,453 \mathsf{u}$

Das Atomgewicht von Chlor beträgt also $35,453 \mathsf{u}$ . Vergleichst du den Wert mit einem aus dem Periodensystem , so stimmen beide Werte sehr gut überein.