En atommassa (symbol: ma) är massan hos en enskild atom av ett kemiskt grundämne. Den innefattar massan av de tre huvudtyperna av subatomära partiklar som ingår i en atom: protoner, neutroner och elektroner. I praktiken bidrar protoner och neutroner (tillsammans kallade nukleoner) med nästan all massa eftersom elektroner är mycket lättare.

Enheter och definition

Atommassan uttrycks vanligtvis i den enhetliga atommasseenheten (enhetssymbol: u), även kallad dalton (Da). 1 atommassenhet definieras som 1/12 av massan hos en enda kol-12 atom. Numeriskt är

1 u = 1,660 539 066 60(50) × 10−27 kg.

Eftersom värdet på u är mycket litet uttrycks ofta atomers massor också relativt i förhållande till denna enhet: en kol-12-atom har exakt massan 12 u. I biokemi och molekylärbiologi används oftast enheten Da; 1 Da = 1 u.

Masstal (A) och isotopmassa

Masstalet (symbol: A) är ett heltal som anger summan av antalet protoner och neutroner i atomkärnan. Masstalet har inga enheter. Eftersom protonernas antal (atomnumret Z) bestämmer grundämnet, kan samma grundämne förekomma i flera varianter med olika antal neutroner — dessa kallas isotoper.

Ett exempel är klor, som naturligt förekommer främst som klor‑35 och klor‑37. Båda har 17 protoner (Z = 17), men klor‑35 har 18 neutroner (A = 35) medan klor‑37 har 20 neutroner (A = 37). Varje isotop har en egen exakt atommassa, ofta nära sitt masstal uttryckt i u (t.ex. ≈35 u respektive ≈37 u för dessa isotoper).

Atommassa kontra masstal och relativ atommassa (atomvikt)

Det är viktigt att skilja mellan begreppen:

  • Masstal (A) — ett heltal (Z + N) som talar om antal nukleoner i kärnan.
  • Isotopmassa — den faktiska massan hos en viss isotop (i u eller kg). Den skiljer sig något från A på grund av elektroner och bindningsenergi i kärnan.
  • Relativ atommassa / atomvikt (Ar) — ett dimensionslöst viktat medelvärde av isotopernas massor, där varje isotops bidrag vägs med dess naturliga abundans. Detta värde är det som oftast ges i periodiska systemet och används direkt som molmassa i enheter g/mol.

Med andra ord: masstal anger ett heltalsvärde för nukleoner, medan atommassa och isotopmassa är fysiska massor i u (eller kg) och relativ atommassa är ett genomsnittligt, dimensionslöst tal beroende på isotopsammansättningen.

Varför skiljer sig isotopmassor från masstalet?

Två huvudorsaker gör att isotopmassan inte är exakt lika med masstalet:

  • Elektronernas massa: En neutral atom innehåller elektroner som bidrar med en liten del av massan (≈0,00055 u per elektron).
  • Massdefekt och bindningsenergi: kärnans massa är något mindre än summan av massorna hos fria protoner och neutroner. Den saknade massan motsvarar den energi som frigjorts när kärnan bildades — bindningsenergin enligt E=mc2. Detta gör att den verkliga isotopmassan är något lägre än ett enkelt räknevärde av nukleoner.

Konversion till molmassa och praktiska samband

En praktisk och viktig relation är att det numeriska värdet på en atoms relativa atommassa (Ar) i enheter u är lika med molmassan i g/mol. Exempel: kol-12 har isotopmassan exakt 12 u och molmassan 12 g/mol. Därför är sambandet mellan u och molmassor centralt för kemiska beräkningar.

Mätning och noggrannhet

Exakta atom- och isotopmassor bestäms med högt upplösande masspektrometri. Många isotopmassor anges med mycket hög precision (många decimaler i u), och värdet för 1 u har också en angiven osäkerhet (se ovan). I praktiken används tabeller över isotopmassor och standardvärden för relativ atommassa vid beräkningar i kemi och fysik.

Sammanfattning

  • Atommassa är massan av en enskild atom (inklusive elektroner) och anges i u (eller kg).
  • Masstal (A) är ett heltal som anger antalet protoner + neutroner i kärnan.
  • Isotopmassa avser massan för en specifik isotop; relativ atommassa (atomvikt) är ett naturligt viktat medel för ett grundämnes isotoper.
  • 1 u = 1,660 539 066 60(50) × 10−27 kg och är lika med 1 Da.