ATOM- und MOLEKÜLMASSE

Man kann die Masse von Atomen nicht einfach durch Wiegen sondern nur durch bestimmte Berechnungen (Avogadro-Konstante) feststellen.

Das leichteste aller Atome, das WASSSERSTOFFATOM hat z. B. eine (absolute -tatsächliche) Masse

  von:                   1,674 ·10- 24 g      

  oder:       1,674 ·10- 27 kg

  das sind: 0,000 000 000 000 000 000 000 001 674 g

  (Verhältnis H-Atom zu Tafel Schokolade wie Tafel S. zu Erde!)

 Diese Zahlen sind sehr unhandlich. Deshalb wählte man eine kleinere Einheit als Vergleichsmasse. Zunächst die Masse von 1 Wasserstoffatom - später die Masse von 1/12 eines Kohlenstoffatoms

 Diese Masse nennt man ATOMARE MASSENEINHEIT 1u. (engl. unit = Einheit) Sie ist gleich der Masse von 1/12 eines Kohlenstoffatomes. Man bezeichnet sie deshalb als relative Atommasse.

Beispiele (gerundet):

Element

Symbol

u

Element

Symbol

u

  Aluminium

 Al

27

  Schwefel

S

32

  Eisen

 Fe

56

  Magnesium

Mg

24

  Kohlenstoff

 C

12

  Kupfer

Cu

64

  Wasserstoff

H

1

  Zink

Zn

65

  Sauerstoff

O

16

  Stickstoff

N

14

 

Kennt man die Zusammensetzung eines Moleküls, kann man dessen Molekülmasse berechnen.

Beispiele:

Sauerstoffmolekül:O2   2*16u = 32u

Magnesiumoxid:   MgO  24 + 16u = 40u

Aluminiumoxid:   Al2O3  2*27u + 3*16u = 102u

 

Für die chemische Praxis verwendet man das TOM und das MOL,

d.h. ist die Atommasse bzw. Molekülmasse in g um die benötigten Stoffmengen für eine Reaktion bestimmen zu können.

Beispiel:                                   Zn  +  S   à   ZnS   

            65g Zink + 32g Schwefel à 97g Zinksulfid