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:

${\displaystyle 1\mathrm {u} ={\frac {1}{12}}}$ av massen til karbon-isotopen ${\displaystyle {}^{12}{\text{C}}}$

hvilket gir omtrent:

${\displaystyle 1\mathrm {u} \approx 1,66053886\cdot 10^{-27}{\text{kg}}}$

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

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).

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, mens elektronets masse er omtrent 1/1836 av protonets masse.

• Periodesystemet
• Grunnstoffliste
• Isotoptabell

• Ikke-SI-enheter for bruk i SI-systemet