Relative Atommasse - Relative atomic mass

Die relative Atommasse (Symbol: A r ) oder Atomgewicht ist eine dimensionslose physikalische Größe, definiert als das Verhältnis der durchschnittlichen Masse der Atome eines chemischen Elements in einer gegebenen Probe zur atomaren Massenkonstante . Die atomare Massenkonstante (Symbol: m u ) ist definiert als1/12der Masse eines Kohlenstoff-12- Atoms. Da beide Größen im Verhältnis Massen sind, ist der resultierende Wert dimensionslos; daher wird der Wert als relativ bezeichnet .

Für eine einzelne gegebene Probe ist die relative Atommasse eines gegebenen Elements das gewichtete arithmetische Mittel der Massen der einzelnen Atome (einschließlich ihrer Isotope ), die in der Probe vorhanden sind. Diese Menge kann im Wesentlichen zwischen den Proben variieren , da die Herkunft der Probe (und damit seine radioaktive Geschichte oder Diffusions Geschichte) einzigartige Kombinationen von Isotopen erzeugt haben Abundanzen . Beispielsweise hat eine Probe von elementarem Kohlenstoff aus vulkanischem Methan aufgrund einer anderen Mischung stabiler Kohlenstoff-12- und Kohlenstoff-13- Isotope eine andere relative Atommasse als eine aus Pflanzen- oder Tiergeweben.

Die gebräuchlichere und spezifischere Größe, die als Standardatomgewicht ( A r , Standard ) bekannt ist , ist eine Anwendung der relativen Atommassenwerte, die von mehreren verschiedenen Proben erhalten wurden. Es wird manchmal 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 . "Atomgewicht" wird oft lose und fälschlicherweise als Synonym für Standard-Atomgewicht verwendet (fälschlicherweise, weil Standard-Atomgewichte nicht aus einer einzigen Probe stammen). Dennoch ist das Standardatomgewicht die am weitesten verbreitete Variante der relativen Atommasse.

Darüber hinaus hat die fortgesetzte Verwendung des Begriffs "Atomgewicht" (für jedes Element) im Gegensatz zu "relative Atommasse" seit mindestens den 1960er Jahren erhebliche Kontroversen ausgelöst, hauptsächlich aufgrund des technischen Unterschieds zwischen Gewicht und Masse in der Physik. Dennoch werden beide Begriffe von der IUPAC offiziell sanktioniert . Der Begriff "relative Atommasse" scheint nun "Atomgewicht" als bevorzugten Begriff zu ersetzen, obwohl der Begriff " Standard- Atomgewicht" (im Gegensatz zum korrekteren " Standard- relativen Atomgewicht") weiterhin verwendet wird.

Definition

Die relative Atommasse wird durch die durchschnittliche Atommasse oder das gewichtete Mittel der Atommassen aller Atome eines bestimmten chemischen Elements in einer bestimmten Probe bestimmt, die dann mit der Atommasse von Kohlenstoff-12 verglichen wird. Dieser Vergleich ist der Quotient der beiden Gewichte, was den Wert dimensionslos macht (ohne Einheit). Dieser Quotient erklärt auch das Wort relativ : Der Massenwert der Probe wird relativ zu dem von Kohlenstoff-12 betrachtet.

Es ist ein Synonym für Atomgewicht, darf aber nicht mit relativer Isotopenmasse verwechselt werden . Die relative Atommasse wird auch häufig als Synonym für das Standardatomgewicht verwendet, und diese Größen können sich überschneiden, wenn die relative Atommasse die eines Elements der Erde unter definierten Bedingungen ist. Die relative Atommasse (Atomgewicht) unterscheidet sich jedoch technisch immer noch vom Standard-Atomgewicht, da sie nur auf die aus einer einzelnen Probe erhaltenen Atome angewendet wird; es ist auch nicht auf terrestrische Proben beschränkt, während das Standardatomgewicht mehrere Proben mittelt, jedoch nur aus terrestrischen Quellen. Relative Atommasse ist daher ein allgemeinerer Begriff, der sich allgemeiner auf Proben beziehen kann, die aus nicht-terrestrischen Umgebungen oder hochspezifischen terrestrischen Umgebungen entnommen wurden, die sich erheblich vom Erddurchschnitt unterscheiden können oder einen anderen Grad an Sicherheit widerspiegeln (z. B. in der Anzahl signifikanter Zahlen ) als diejenigen, die sich in Standardatomgewichten widerspiegeln.

Aktuelle Definition

Die vorherrschenden IUPAC-Definitionen (aus dem „ Gold Book “) sind:

Atomgewicht — Siehe: relative Atommasse

und

relative Atommasse (Atomgewicht) — Das Verhältnis der durchschnittlichen Masse des Atoms zur einheitlichen Atommasseneinheit.

Hier bezieht sich die "einheitliche atomare Masseneinheit" auf 112 der Masse eines Atoms von 12 C im Grundzustand .

Die IUPAC-Definition der relativen Atommasse lautet:

Ein 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 12 C.

Die Definition gibt bewusst „ Ein Atomgewicht…“ an, da ein Element je nach Quelle unterschiedliche relative Atommassen haben wird. Bor aus der Türkei hat beispielsweise aufgrund seiner unterschiedlichen Isotopenzusammensetzung eine geringere relative Atommasse als Bor aus Kalifornien . Angesichts der Kosten und der Schwierigkeit der Isotopenanalyse ist es jedoch gängige Praxis, stattdessen die tabellarischen Werte der Standardatomgewichte zu ersetzen , die in chemischen Laboratorien allgegenwärtig sind und die alle zwei Jahre von der IUPAC- Kommission für Isotopenabundanzen und Atomgewichte (CIAAW) überarbeitet werden. .

Historische Nutzung

Ältere (vor 1961) historische relative Skalen basierend auf der atomaren Masseneinheit (Symbol: amu oder amu ) verwendeten entweder die relative Isotopenmasse von Sauerstoff-16 oder die relative Atommasse von Sauerstoff (dh Atomgewicht) als Referenz. Siehe den Artikel über die Geschichte der modernen einheitlichen atomaren Masseneinheit für die Lösung dieser Probleme.

Standard-Atomgewicht

Die IUPAC- Kommission CIAAW unterhält einen Erwartungsintervallwert für die relative Atommasse (oder Atomgewicht) auf der Erde namens Standard-Atomgewicht. Das Standard-Atomgewicht erfordert, dass die Quellen terrestrisch, natürlich und in Bezug auf Radioaktivität stabil sind. Außerdem gibt es Anforderungen an den Forschungsprozess. Für 84 stabile Elemente hat CIAAW dieses Standardatomgewicht bestimmt. Diese Werte sind weit verbreitet und werden lose als „das“ Atomgewicht von Elementen für reale Substanzen wie Pharmazeutika und den kommerziellen Handel bezeichnet.

Außerdem hat CIAAW gekürzte (gerundete) Werte und vereinfachte Werte veröffentlicht (wenn die irdischen Quellen systematisch variieren).

Andere Maße der Masse von Atomen

Die Atommasse( m a ) ist die Masse eines einzelnen Atoms mit der Einheit Da oder u (dem Dalton ). Sie definiert die Masse eines bestimmten Isotops, die eine Eingangsgröße für die Bestimmung der relativen Atommasse ist. Ein Beispiel für drei Siliziumisotope ist unten angegeben.

Die relative Isotopenmasse ist insbesondere das Verhältnis der Masse eines einzelnen Atoms zu der Masse einer atomaren Masseneinheit. Auch dieser Wert ist relativ und daher 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 . Für praktisch alle nicht-radioaktiven Nuklide sind hochgenaue Atommassen verfügbar, aber Isotopenzusammensetzungen sind sowohl schwieriger mit hoher Präzision zu messen als auch stärkeren Schwankungen zwischen den Proben ausgesetzt. Aus diesem Grund sind die relativen Atommassen der 22 mononuklidischen Elemente (die den Isotopenmassen für jedes der einzelnen natürlich vorkommenden Nuklide dieser Elemente entsprechen) mit besonders hoher Genauigkeit bekannt. Beispielsweise besteht für die relative Atommasse von Fluor nur eine Unsicherheit von nur einem Teil von 38 Millionen , eine Genauigkeit, die größer ist als der derzeit beste Wert für die Avogadro-Konstante (ein Teil von 20 Millionen).

Isotop Atommasse Fülle
Standard Bereich
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 Silizium veranschaulicht , dessen relative Atommasse in der Messtechnik besonders wichtig ist . Silizium kommt in der Natur als Gemisch aus drei Isotopen vor: 28 Si, 29 Si und 30 Si. Die Atommassen dieser Nuklide sind mit einer Genauigkeit von einem Teil zu 14 Milliarden für 28 Si und etwa einem Teil zu einer Milliarde für die anderen bekannt. Die natürliche Häufigkeit der Isotope ist jedoch so groß, dass die Standardhäufigkeit nur mit etwa ±0,001 % angegeben werden kann (siehe Tabelle).

Die Berechnung ist wie folgt:

A r (Si) = (27,976 93 × 0,922297) + (28,976 49 × 0,046832) + (29,973 77 × 0,030872) = 28,0854

Die Schätzung der Unsicherheit ist kompliziert, zumal die Probenverteilung nicht unbedingt symmetrisch ist: Die relativen Atommassen des IUPAC-Standards werden mit geschätzten symmetrischen Unsicherheiten angegeben, und der Wert für Silizium beträgt 28,0855(3). Die relative Standardunsicherheit in diesem Wert beträgt 1 × 10 –5 oder 10 ppm.

Abgesehen von dieser Messunsicherheit weisen einige Elemente Schwankungen in Bezug auf die Quellen auf. Das heißt, verschiedene Quellen (Meerwasser, Gesteine) haben eine unterschiedliche radioaktive Geschichte und damit eine unterschiedliche Isotopenzusammensetzung. Um dieser natürlichen Variabilität Rechnung zu tragen, hat die IUPAC im Jahr 2010 die Entscheidung getroffen, die relativen Standardatommassen von 10 Elementen als Intervall und nicht als feste Zahl aufzulisten.

Siehe auch

  • Possolo, Antonio; van der Veen, Adriaan MH; Meija, Juris; Brynn Hibbert, D. (2018-01-04). "Interpretieren und Propagieren der Unsicherheit der Standard-Atomgewichte (IUPAC Technical Report)" . Abgerufen am 08.02.2019 .

Verweise

Externe Links