Az atomtömeg egy adott kémiai elem 1 darab alapállapotú atomjának (pontosabban izotópjának) a tömegét jelenti. Nem összekeverendő a relatív atomtömeggel, amely a kémiai elem atomjának átlagos tömege. Az elemek legtöbbjének vannak izotópjai, melyek atomtömegének előfordulási arány szerint súlyozott átlaga megadja a relatív atomtömeget. A mesterségesen előállított elemeknek általában csak egyetlen izotópja ismert, ezért azok relatív atomtömege egész szám. A relatív atomtömeget szokták még standard atomtömegnek is nevezni. A tömegszám egy másik gyakori fogalom, amivel össze szokás keverni az atomtömeget. A proton és a neutron tömege közötti különbségek, illetve az elektronok tömegének figyelembevétele miatt a tömegszám nem egyenlő se az atomtömeggel, se a relatív atomtömeggel.

AtomtömegSzerkesztés

Egy adott atom tömege a protonok, neutronok és elektronok nyugalmi tömegének és a tömegdefektusnak az összege. Az IUPAC megfogalmazásában az atomtömeg egy alapállapotú atom nyugalmi tömege, melyet általában egységes atomi tömegegységben adnak meg.[1] Jele ma.

Relatív atomtömegSzerkesztés

Az IUPAC meghatározásában a relatív atomtömeg az atom átlagos tömegének az egységes atomi tömegegységhez mért aránya.[2] Jele: Ar.

Mivel az atomok parányi, 100 pm (10−10 m) nagyságrendű anyagi részecskék, tömegük rendkívül kicsi. Ez megadható grammban vagy kilogrammban, például a legkönnyebb elemnek, a hidrogénnek egyetlen atomja 1,67 ·10−27 kg. Ilyen kis számokkal azonban nagyon nehéz dolgozni, ezért bevezették a relatív atomtömeget. Ennek egysége az ATE (atomi tömegegység), ami a 12C izotóp tömegének az 1/12-ed része: 1,66 ·10−27kg. Ez közelítőleg egy proton, vagy egy neutron tömege.
A relatív atomtömeg egy viszonyszám, amely megmutatja, hogy adott elem atomjának átlagos tömege hányszor nagyobb a 12C-izotóp tömegének az 1/12-ed részénél. A relatív atomtömeg legtöbbször törtszám, kiszámításánál ugyanis figyelembe kell venni az adott kémiai elemet alkotó izotópok atomtömegét és azok előfordulásának százalékos arányát.

A relatív atomtömeg fogalma nem tévesztendő össze a tömegszám fogalmával. A tömegszám ugyanis az adott izotóp protonszámának valamint neutronszámának összegével egyenlő. A relatív atomtömeg viszont az adott kémiai elem izotópjainak átlagtömege, figyelembe véve azok előfordulási arányát.

Változás az SI-mértékegységrendszer megújítása következtébenSzerkesztés

A hagyományos mértékegységek a hidrogén, illetve a 12-es tömegszámú szénatom tömegén alapultak. Ez 2019-ben olyan módon változott, hogy a mol mértékegység kizárólag az Avogadro-szám függvénye. Ezáltal a fentieket az atomok és molekulák darabszáma alapján határozzuk meg. Például az atomi tömegegység az Avogadro-szám reciproka (a gyakorlatban inkább annak ezredrésze).

Hasonló szócikkekSzerkesztés

JegyzetekSzerkesztés

  1. IUPAC Gold Book - atomic mass. goldbook.iupac.org, 2019
  2. IUPAC Gold Book - relative atomic mass. goldbook.iupac.org, 2019

ForrásokSzerkesztés