Atommasse

• Gewichteter Mittelwert der Isotopenmassen, angegeben in u (atomare Masseneinheit) -> Gewicht eines Teilchens
• Angabe mit Nachkommastellen im Periodensystem
• Tatsächliche Masse eines Atoms ist leicht kleiner als die Summe der Nukleonen (Massendefekt)
• Zu unterscheiden von der Massenzahl
• Relative Atommasse = Zahlenwert der Atommasse (dimensionslos) -> gibt das Verhältnis zur Masse des Standard $^{12}C$-Atoms an

Beispiel

Die Atommasse von Kohlenstoff ergibt sich aus dem gewichteten Mittelwert der Isotopenmassen:

• $^{12}C$: 12,000 u, Häufigkeit 98,89 % ($0,9889$)
• $^{13}C$: 13,003 u, Häufigkeit 1,11 % ($0,0111$)

Berechnung:

$\text{Atommasse} = (0,9889 \cdot 12,000) + (0,0111 \cdot 13,003)$
$\quad$
$= 11,8668 + 0,1444$
$\quad$
$\approx 12,011 \text{ u}$