relative Atommasse

Die absoluten Massen der einzelnen Atome von Stoffen sind ausgesprochen klein. Um das chemische Rechnen mit den sehr kleinen Zahlenwerten der absoluten Atommassen zu vermeiden, hat man eine Verhältnisgröße eingeführt – die relative Atommasse – und vergleicht die absoluten Massen mit dieser Masseneinheit.

Die relative Atommasse gibt an, wievielmal größer die Masse eines Atoms als die atomare Masseneinheit ist.

Formelzeichen: A r
Einheit: 1 (Verhältniszahl)

Die relative Atommasse eines Elements (zahlenmäßig identisch mit dem Atomgewicht) kann aus dem Periodensystem der Elemente oder aus Tabellen und Tafelwerken abgelesen werden.

Die Masse einzelner Atome eines Elements ist so klein, dass man sie nicht direkt bestimmen kann. Man kann aber Massenrelationen zwischen den Atomen verschiedener Elemente ermitteln.
Bei der Elektrolyse von Wasser erhält man Wasserstoff und Sauerstoff in einem  Massenverhältnis von 1 : 7,936, das Sauerstoffatom ist also 15,872-mal so schwer wie ein Wasserstoffatom. Analog kann man durch quantitative Analysen von Verbindungen Relationen für die anderen Elemente bestimmen und dann mittels einer willkürlich gewählten Masseneinheit eine Massenskala der Elemente erstellen.

Man hätte zwar die Masse des Wasserstoffatoms als leichtestem Element als Masseneinheit festlegen können. Da aber nahezu alle Elemente Sauerstoffverbindungen bilden, wählte man aus praktischen Gründen zunächst die Masse von 1/16 der Masse des Sauerstoffs als Masseneinheit, damit die Masse des Wasserstoffs etwa den Wert 1 hat.
Als sich aber herausstellte, dass Sauerstoff aus einem Isotopengemisch besteht mit 99,762 % O-16, 0,038 % O-17 und 0,200 % O-18, war diese Festlegung nicht mehr eindeutig, denn in der Physik bezog man sich auf 1/16 des Isotops O-16 , in der Chemie aber auf 1/16 des Isotopengemischs von Sauerstoff. Beide Werte unterscheiden sich um den Faktor 1,000275.

Daher wurde ab 1962 als neuer Standard für die atomare Masseneinheit 1/12 der Masse des Kohlenstoffisotops ${}_{12}$C festgelegt. Die Bezeichnung ist 1 u (englisch amu = atomic mass unit).
Der Absolutwert der Masseneinheit ergibt sich durch Division der Einheit durch die Avogadrokonstante NA.

1/6,0221367 * ${\mathrm{10}}^{23}$ = 1,6605402 * ${\mathrm{10}}^{-24}$ g = 1,6605402 * ${\mathrm{10}}^{-27}$ kg

Die relative Massenzahl eines Elements gibt somit an, um wie viel Mal schwerer die Atome des Elements im Durchschnitt sind als die atomare Masseneinheit.

Nicht ganzzahlige Massenzahlen von Elementen resultieren meist aus der Existenz von mehreren Isotopen des Elements. Das Element Chlor z. B. mit der Massenzahl 35,453 hat 2 Isotope, Chlor-35 mit einem Anteil von 75,53 % und Chlor-37 mit 24,47 %. Die relative Massenzahl des Elements stellt somit den gewichteten Durchschnitt dar.