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