Heading

Atomair gewicht, ook wel relatieve atomaire massa genoemd, verhouding van de gemiddelde massa van de atomen van een chemisch element tot een of andere standaard. Sinds 1961 is de standaardeenheid van atoommassa een twaalfde van de massa van een atoom van de isotoop koolstof-12. Een isotoop is een van twee of meer soorten atomen van hetzelfde chemische element die verschillende atomaire massagetallen (protonen + neutronen) hebben. Het atoomgewicht van helium is 4,002602, het gemiddelde dat de typische verhouding weergeeft van de natuurlijke abundanties van zijn isotopen. Het atoomgewicht wordt gemeten in atomaire massa eenheden (amu), ook wel daltons genoemd. Zie hieronder voor een lijst van chemische elementen en hun atoomgewichten.

Het begrip atoomgewicht is van fundamenteel belang voor de chemie, omdat de meeste chemische reacties plaatsvinden volgens eenvoudige getalsmatige verhoudingen tussen atomen. Aangezien het bijna altijd onmogelijk is de betrokken atomen rechtstreeks te tellen, meten chemici de reactanten en producten door ze te wegen en komen zij tot hun conclusies door berekeningen met atoomgewichten. De zoektocht naar de atoomgewichten van de elementen hield de grootste scheikundigen van de 19e en het begin van de 20e eeuw bezig. Hun zorgvuldige experimentele werk werd de sleutel tot de chemische wetenschap en technologie.

Betrouwbare waarden voor atoomgewichten dienen een belangrijk doel op een heel andere manier wanneer chemische grondstoffen worden gekocht en verkocht op basis van het gehalte aan een of meer gespecificeerde bestanddelen. Voorbeelden hiervan zijn de ertsen van dure metalen zoals chroom of tantaal en de industriële chemische stof natriumcarbonaat. Het gehalte aan het gespecificeerde bestanddeel moet door kwantitatieve analyse worden bepaald. De berekende waarde van het materiaal hangt af van de atoomgewichten die bij de berekeningen worden gebruikt.

De oorspronkelijke standaard voor atoomgewicht, vastgesteld in de 19e eeuw, was waterstof, met een waarde van 1. Vanaf ongeveer 1900 tot 1961 werd zuurstof als referentiestandaard gebruikt, met een toegekende waarde van 16. De eenheid van atoommassa werd daarbij gedefinieerd als 1/16 van de massa van een zuurstofatoom. In 1929 werd ontdekt dat natuurlijke zuurstof kleine hoeveelheden bevat van twee isotopen die iets zwaarder zijn dan het meest voorkomende isotoop en dat het getal 16 een gewogen gemiddelde was van de drie isotopische vormen van zuurstof zoals die in de natuur voorkomen. Deze situatie werd om verschillende redenen onwenselijk geacht en aangezien het mogelijk is de relatieve massa’s van de atomen van afzonderlijke isotopische soorten te bepalen, werd spoedig een tweede schaal vastgesteld met 16 als de waarde van de voornaamste isotoop van zuurstof en niet de waarde van het natuurlijke mengsel. Deze tweede schaal, die de voorkeur kreeg van natuurkundigen, kwam bekend te staan als de fysische schaal, en de eerdere schaal bleef in gebruik als de chemische schaal, die de voorkeur kreeg van scheikundigen, die over het algemeen werkten met de natuurlijke isotopische mengsels in plaats van de zuivere isotopen.

Hoewel de twee schalen slechts weinig van elkaar verschilden, kon de verhouding tussen beide niet exact worden vastgesteld, vanwege de kleine variaties in de isotopensamenstelling van natuurlijke zuurstof uit verschillende bronnen. Het werd ook onwenselijk geacht om twee verschillende maar nauw verwante schalen te hebben die dezelfde hoeveelheden behandelen. Om deze beide redenen stelden chemici en natuurkundigen in 1961 een nieuwe schaal vast. Deze schaal, gebaseerd op koolstof-12, vereiste slechts minimale veranderingen in de waarden die waren gebruikt voor chemische atoomgewichten.

Omdat monsters van in de natuur gevonden elementen mengsels van isotopen met verschillende atoomgewichten bevatten, begon de Internationale Unie voor Zuivere en Toegepaste Chemie (IUPAC) met het publiceren van atoomgewichten met onzekerheden. Het eerste element waaraan een onzekerheid in zijn atoomgewicht werd toegekend, was zwavel in 1951. In 2007 hadden 18 elementen een bijbehorende onzekerheid, en in 2009 begon de IUPAC met het publiceren van reeksen voor het atoomgewicht van sommige elementen. Het atoomgewicht van koolstof wordt bijvoorbeeld gegeven als .

De tabel geeft een lijst van chemische elementen en hun atoomgewicht.