Die Atommasse beschreibt das Gewicht von Atomen – allerdings gibt es verschiedene Größen dafür. Hier und im Video lernst du ihre Unterschiede kennen.
Inhaltsübersicht
Was ist die Atommasse und wie unterscheidet sie sich?
Die Atommasse (früher: Atomgewicht) beschreibt, wie schwer Atome und Teilchen sind. Da diese Massen sehr klein sind, nutzt dudafür spezielle Einheiten und Begriffe, um ihre Masse übersichtlich anzugeben.
Wenn du ein einzelnes Atom auf eine hypothetische Waage legen würdest, erhältst du die absolute Atommasse mA bzw. Molekülmasse mM. Diese Masse wird in Kilogramm (kg) gemessen. Ein Wasserstoffatom wiegt z. B. 1,67 • 10-27 kg. Da diese Zahlen aber sehr unhandlich sind, gibst du die Atommase mit der atomaren Masseneinheit (u) an. Ein Wasserstoffatom wiegt dann 1,0078 u.
Es gibt aber noch zwei weitere Begriffe, die du gut von der absoluten Masse unterscheiden musst:
-
Relative Atommasse Ar und Molekülmasse Mr: Das ist ein einheitenloser Zahlenwert, der angibt, wie schwer ein Atom bzw. Molekül im Verhältnis zur Einheit u ist. Es gilt:
. Für ein Element ist Ar meist ein Dezimalwert. - Molare Masse M: Die molare Masse beschreibt die Masse pro Mol eines Stoffes in der Einheit g/mol. Für Atome gilt näherungsweise M ≈ Ar g/mol, für Moleküle gilt M ≈ Mr g/mol.
Die absolute Atommasse und Molekülmasse
Die absolute Atommasse mA ist die Masse eines einzelnen Atoms. Atome sind aber unvorstellbar leicht. Die absolute Atommasse eines einzelnen Atoms liegt typischerweise bei 10-27 kg. Sie wird also in der SI-Einheit Kilogramm angegeben. Die absolute Masse eines einzelnen Helium-4-Atoms beträgt bspw. mA(4He) = 6,646 · 10-27 kg.
Die absolute Molekülmasse mM ist folglich die Masse eines Moleküls und bewegt sich im ähnlichen Bereich. Ein Wassermolekül hat z. B. die Absolute Masse von mM(H2O) ≈ 2,992 · 10-26 kg.
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Atomare Masseneinheit u
Da die absolute Masse von Atomen und Molekülen extrem kleine Zahlen ergibt und du damit unpraktisch rechnen kannst, gibt es die atomare Masseneinheit u. So kannst du die Massen einfacher angeben und vergleichen. Sie ist so definiert:
1 u = 1/12 der Masse eines Kohlenstoff-12-Atoms (¹²C)
In Kilogramm ausgedrückt gilt: 1 u = 1,6605 · 10-27kg
Mit u lassen sich Atommassen als überschaubare Zahlenwerte ausdrücken. Ein Sauerstoffatom hat zum Beispiel eine absolute Masse von etwa 2,657 · 10-26 kg. In der Einheit u ist das einfach 16,0 u.
Gut zu wissen: Das Kohlenstoff-12-Atom wurde dabei als Referenzwert gewählt, weil es das stabilste und häufigste Isotop von Kohlenstoff ist. Zudem ist seine Masse exakt auf die ganze Zahl 12 festgelegt. Dadurch ergeben sich für fast alle anderen Elemente nahezu ganzzahlige Atommassen, was die Berechnungen enorm vereinfacht.
Die relative Atommasse und Molekülmasse
Du weißt jetzt, dass Atommassen in der Einheit u ausgedrückt werden. Die relative Atommasse baut genau darauf auf.
Die relative Atommasse Ar eines Atoms ist definiert als:
Du teilst also die absolute Atommasse durch 1 u. Das Ergebnis ist eine Zahl ohne Einheit. Umgekehrt gilt:
Die relative Atommasse findest du im Periodensystem der Elemente (PSE). Dort steht sie als Dezimalzahl beim jeweiligen Element. Meistens sind im PSE aber zwei Zahlen zu sehen. Die kleinere davon ist die Ordnungszahl, die immer eins höher ist als vom Element daneben und für die Protonenanzahl steht.
Die relative Molekülmasse Mr einer Verbindung funktioniert genauso wie die Atommasse:
Und umgekehrt:
Wie berechnest du Mr? Du addierst die Ar-Werte aller Atome in der Summenformel. Dabei beachtest du die Indizes, also wie oft jedes Atom vorkommt:
Schau dir die Summenformel an.
➡️ Beispiel für Wasser:
H2O → 2 Wasserstoffatome und 1 Sauerstoffatom
Lies für jedes Element den Ar-Wert aus dem Periodensystem ab.
➡️ Ar(H) = 1,0; Ar(O) = 16,0
Multipliziere jeden Ar-Wert mit dem zugehörigen Index.
➡️ → 1,0 · 2 = 2,0
→ 16,0 · 1 = 16,0
Addiere alle Beiträge. Das Ergebnis ist die relative Molekülmasse.
➡️ 2,0 + 16,0 = 18,0
➡️Ergebnis: Die relative Molekülmasse von Wasser ist: Mr(H20) = 18,0
Schau dir Chlor im Periodensystem an: Der Ar-Wert ist 35,5. Das ist keine ganze Zahl, obwohl ein einzelnes Atom immer aus einer ganzzahligen Anzahl von Protonen und Neutronen besteht.
Chlor kommt in der Natur aber nicht als ein einziger Atomtyp vor. Es ist ein Gemisch aus verschiedenen Isotopen. Diese Isotope haben zwar dieselbe Anzahl an Protonen, aber unterschiedlich viele Neutronen und damit unterschiedliche Massen. Die tabellierten Ar-Werte sind Mittelwerte über alle natürlich vorkommenden Isotope eines Elements. Dabei fließt die Häufigkeit jedes Isotops in der Natur mit ein.
Beispiel: Relative Molekülmasse Mr von Calciumnitrat (Ca(NO3)2)
Calcium-Nitrat ist ein gutes Beispiel für eine Summenformel mit Klammern.
Schritt 1: Klammer auflösen und Atome zählen
Die Formel Ca(NO3)2 bedeutet: Es gibt im Molekül ein Ca-Atom. Die Gruppe NO3 kommt zweimal vor. Du multiplizierst also jedes Atom innerhalb der Klammer mit dem äußeren Index 2:
- Ca: 1 Atom
- N: 1 × 2 = 2 Atome
- O: 3 × 2 = 6 Atome
Schritt 2: Ar-Werte eintragen und Beiträge berechnen
Die Ar-Werte liest du aus dem PSE ab.
| Atom | Anzahl | Ar | Beitrag |
| Ca | 1 | 40,1 | 40,1 |
| N | 2 | 14,0 | 28,0 |
| O | 6 | 16,0 | 96,0 |
Schritt 3: Beiträge der Atome addieren
Mr(Ca(NO3)2) = 40,1 + 28,0 + 96,0 = 164,1
Ergebnis: Ein Calciumnitrat-Molekül hat eine relative Molekülmasse von 164,1.
Die molare Masse
Die molare Masse M ist deine wichtigste Rechengröße, wenn du mit Stoffmengen und Massen arbeitest. Sie gibt an, wie viel Gramm ein Mol eines Stoffes wiegt, und hat deshalb die Einheit g/mol.
Der Zahlenwert von M ist dabei genau gleich dem Zahlenwert von Ar oder Mr.
| Stoff | Rechengröße | Zahlenwert | Einheit |
| Element (Sauerstoff) | Ar | 16,0 | g/mol |
| Verbindung (Wasser) | Mr | 18,0 | g/mol |
Für Sauerstoff (O) ist Ar = 16,0, also ist M(O) = 16,0 g/mol.
Für Wasser (H2O) ist Mr = 18,0, also ist M(H2O) = 18,0 g/mol.
Mit dieser Größe kannst du direkt rechnen, zum Beispiel wenn du aus einer Masse m die Stoffmenge n bestimmst oder umgekehrt.
Wichtig: Die Stoffmenge n ist eine Zählgröße für Teilchenmengen. 1 mol ist über die Avogadro-Konstante festgelegt und entspricht etwa 6,022 · 1023 Teilchen.
Stoffmengen verstehen
Die Atommasse gehört zum Themenfeld Stoffmengen und ist eine wichtige Größe in der Chemie. Wer sich mit Stoffmengen beschäftigt, rechnet mit Teilchen, Mol und Massen von Stoffen. So wird klar, wie Formeln, Zahlenwerte und Einheiten in chemischen Rechnungen zusammenhängen. Im Chemiebereich findest du passende Videos zu diesem und verwandten Themen.