Atommasse

Atommasse er den gjennomsnittlige massen av alle nukleonene (kjernepartiklene) til et grunnstoff slik det forekommer i naturen, målt etter relativ forekomst. Atommasseenheten er u, som er definert slik:
  av massen til karbon-isotopen 

hvilket gir omtrent:


Enheten for atommasse (u) betegnes også Dalton (Da) og er tillatte alternative ikke-SI-enheter for bruk med i SI-systemet.

 Historie 
Den første tabellen med relativ atommasse ble publisert av den britiske kjemikeren John Dalton i 1805. Han baserte tabellen på masseforhold ved kjemiske reaksjoner, og valgte det letteste atomet – hydrogen –  som masseenhet. Senere ble den relative atom- og molekylmassen for grunnstoff i gassform beregnet ved hjelp av Avogadros lov som sier at  likt volum av gasser, ved samme temperatur og trykk, inneholder likt antall av partikler eller molekyler. 

I 1865 foreslo den belgiske kjemikeren Jean Servais Stas å bruke oksygenisotopen 16O som referanse for atommasseenheten ved å definere isotopens masse til 16,000. Fysikere brukte isotopen 16O som referanse, mens kjemikere brukte oksygens naturlige blanding av isotoper. Dette resulterte i to masseskalaer som ikke var nøyaktig like, og de var begge i bruk frem til omtrent 1960.

Siden opprettelsen atommassekommisjonen ved International Union of Pure and Applied Physics (IUPAP) i 1960 og IUPAC i 1961, er karbonisotopen 12C benyttet som referanse for atommassenheten u.

Tabellen under viser noen gjennomsnittlige relative atommasser i forhold til de forskjellige referansepunktene. natH står for hydrogenatomer med naturlig sammensetning av isotoper. O = 16 indikerer massetallet - det vil si det totale antall kjernepartikler i atomet (protoner + nøytroner).

Referanse: nat.H = 1Referanse: nat.O = 16Referanse: 16O = 16Referanse: 12C = 12natH1,0001,0081,0081,008nat.Cl35,17535,45735,46435,453nat.O15,87216,00016,00415,999nat.N13,89614,00814,01114,007nat.C11,91612,01112,01512,011

 Angivelse av atommasse 
For radioaktive og kunstig fremstilte atomer oppgis ofte massen til den mest stabile – eller eneste kjente – isotopen i stedet for et gjennomsnitt av isotoper. I noen sammenhenger brukes massetall (antall kjernepartikler) i stedet for atommasse på radioaktive atomer.

Nesten all massen til et atom ligger i atomkjernen fordi massen til elektronene er ekstremt liten sammenlignet med massen til protoner og nøytroner. Et proton og et nøytron har omtrent like stor masse, hvis man skal være nøyaktig har nøytronet marginalt større masse enn protonet. Elektronets masse er omtrent 1/1836 av protonets masse.

 Se også 
 Periodesystemet
 Grunnstoffliste
 Isotoptabell

 Eksterne lenker 
 Ikke-SI-enheter for bruk i SI-systemet

Kategori:Kjernefysikk
Kategori:Masse