Wie bereits im Kapitel Atomaufbau erläutert wurde, wird die hauptsächliche Masse eines Atoms durch die Nukleonen (= Kernteilchen, Protonen und Neutronen) bestimmt. Sieht man aber im Periodensystem nach der Masse des jeweiligen Elementes, so ergeben sich teilweise auffällige Abweichungen von der theoretischen Atommasse (Summe der Masse der Kernbausteine), selbst wenn man die Masse der Elektronen mit einberechnen würde. Dies hat zwei Gründe, erstens den Massendefekt und zweitens sind im Periodensystem nur relative Atommassen angegeben. Nachfolgend soll nun auf diese beiden Gründe eingegangen werden.
Bestimmt man für ein Isotop die Summe der Masse der Kernbausteine, stimmt diese nicht mit der (genauen) Atommasse überein. Grund hierfür ist der Massendefekt, der sich auf Grundlage der berühmten Formel E = m · c² von Albert Einstein erklären lässt. Diese Formel findet sich in Lehrbüchern auch unter: “Äquivalenz von Masse und Energie” und besagt, dass Masse und Energie voneinander nicht unabhängig sind, d.h wird Energie freigesetzt, nimmt auch die Masse ab (dies allerdings nur im atomaren Bereich und nicht makroskopischen Bereich)
So kann man als Faustregel annehmen, dass Atomkerne aufgrund der “Bindungsenergie” ca. 1 % masseärmer sind als die Summe der ungebundenen Kernbausteine.
Dies kann man sich z.B. für das Chlor-Isotop Cl-35 betrachten, rechnet man die Summe der Masse der einzelnen Kernbausteine erhält man als Ergebnis ca. 35,00 u. Sieht man in einem Tabellenwerk nach, so lässt sich ein Wert von 34,97 u finden.
Die Atommasse “1u” ist so definiert, dass das Kohlenstoffisotop C-12 eine relative Atommasse von 12 u hat. Sieht man im Periodensystem nach der Masse von Kohlenstoff, findet man 12,011 u (Kohlenstoff hat 6 Elektronen und ein Elektron hat ca. die Masse 1/2000 u, somit kann die zusätzliche Masse nicht von den Elektronen stammen). Die Erklärung ist relativ einfach, im Periodensystem sind keine Atommassen von Isotopen angegeben, sondern relative Atommassen von Elementen. Ein natürliches Element besteht immer aus einer Mischung mehrerer Isotope, daher berechnet sich die relative Atommasse im Periodensystem aus den prozentualen Anteilen der einzelnen Isotope des jeweiligen Elementes:
Anmerkung:
Die Isotopenverteilung ist durch die physikalische Entstehung der Elemente bedingt und daher einheitlich auf der Erde (die relative Atommasse ist somit eine Konstante, sofern das Element nicht künstlich verändert wurde).
Die Relative Atommasse (Ar) ist definiert als die Masse eines Atoms, verglichen mit der Masse eines Kohlenstoff-12-Atoms.
Die Isotopmasse ist die Masse eines spezifischen Isotops, während die Relative Atommasse ein gewichteter Durchschnitt aller natürlich vorkommenden Isotope eines Elements ist.
Kohlenstoff-12 wird als Referenz in der Berechnung der relativen Atommasse verwendet, da es mit der Anzahl der Protonen und Neutronen gleich 12 ist, was es als stabiles Isotop bestimmt.
Die Relative Atommasse kann berechnet werden, indem man die Isotopenmassen und ihre natürlichen Häufigkeiten miteinbezieht und einen gewichteten Durchschnitt berechnet.
Die Relative Atommasse ist nützlich, um die molekulare Masse von Verbindungen und die stöchiometrischen Beziehungen in chemischen Reaktionen zu bestimmen.
Die Relative Atommasse hat kein Einheitensymbol, da sie eine dimensionslose Größe ist. Sie wird oft lediglich mit der Zahl und dem Elementsymbol angegeben.
Wenn ein Element mehrere Isotope hat, wird seine Relative Atommasse durch einen gewichteten Durchschnitt der Massen dieser Isotope gemäß ihrer natürlichen Häufigkeit bestimmt.
Die Werte für Relative Atommassen können im Periodensystem der Elemente gefunden werden.
Das Molverhältnis einer chemischen Reaktion kann unter Verwendung der relativen Atommasse berechnet werden, da das Molverhältnis das Verhältnis der Atommassen der Reaktanden ist.
Die Relative Atommasse variiert zwischen verschiedenen Elementen aufgrund der Unterschiede in der Anzahl der Protonen und Neutronen in den Atomkernen der Elemente, was zu unterschiedlichen Atommassen führt.