Atomimassa (symboli: ma) tarkoittaa kemiallisen alkuaineen yhden atomin massaa. Se sisältää atomin muodostavien kolmen subatomisen hiukkasen, protonien, neutronien ja elektronien, massat. Elektronien massa on kuitenkin protonien ja neutronien massaan verrattuna hyvin pieni, joten ytimen hiukkasten massa hallitsee atomin kokonaismassaa.

Atomimassan yksikkö: atomimassayksikkö (u)

Atomimassa ilmoitetaan useimmiten atomimassayksiköissä (yksikkötunnus: u), joita kutsutaan myös daltoneiksi (Da). Yksi atomimassayksikkö määritellään 1/12:ksi yhden hiili-12-atomin massasta. Tarkka arvo on noin 1,660 539 066 60(50) × 10−27 kg, eli noin 1,66054 × 10−27 kg.

Massaluku ja karkea arvio

Hiili-12-atomin massa on täsmälleen 12 u. Koska elektronit ovat niin kevyitä, voidaan yleistää, että hiili-12-atomin massa muodostuu pääosin sen 6 protonista ja 6 neutronista. Protonien ja neutronien massat ovat lähellä toisiaan, joten jokaisen nukleonin massa on suunnilleen 1 u. Näin ollen atomin massan karkea arvio atomimassayksiköissä saadaan laskemalla ytimen protonien ja neutronien lukumäärän summa, jota kutsutaan massaluvuksi. Atomin todellinen atomimassa poikkeaa kuitenkin massaluvusta tyypillisesti jonkin verran — usein esimerkiksi ~0,1 u verran tai enemmän riippuen ydinenergiasta.

Isotoopit ja isotooppimassa

Atomin protonien määrä määrää, mikä alkuaine on, mutta samaan alkuaineeseen voi liittyä atomeja, joilla on eri määrä neutroneita. Tällaisia atomeja kutsutaan isotoopeiksi. Esimerkiksi kloorilla on kaksi yleistä isotooppia: kloori-35 ja kloori-37. Molemmissa on 17 protonia, mutta kloori-35:ssa on 18 neutronia ja kloori-37:ssä 20 neutronia. Jokaisella isotoopilla on oma tarkka massa, jota kutsutaan isotooppimassaksi. Kloori-35:n isotooppimassa on noin 34,9689 u (usein pyöristetään noin 35 u) ja kloori-37:n noin 36,9659 u (noin 37 u).

Massaluku vs. atomimassa vs. suhteellinen atomimassa

On tärkeää erottaa seuraavat käsitteet:

  • Massaluku (symboli: A) on ytimen protonien ja neutronien lukumäärän summa. Massaluku on kokonaisluku eikä sillä ole yksikköä. (massaluku)
  • Isotooppimassa on tietyn isotoopin todellinen massa yksikössä u. Se ei yleensä ole kokonaisluku johtuen nukleonien massojen eroista ja ydinenergian (sitoutumisenergian) vaikutuksesta.
  • Suhteellinen atomimassa eli atomipaino (atomipaino tai relative atomic mass) on luonnossa esiintyvän alkuaineen eri isotooppien painotettu keskiarvo, jossa käytetään niiden luonnollisia esiintymisosuuksia. Tämä arvo näkyy jaksollisessa järjestelmässä esimerkiksi kloorille noin 35,45 u, koska luonnollinen kloorin koostumus on seos kloori‑35:ttä ja kloori‑37:ää.

Miksi isotooppimassat eivät ole kokonaislukuja?

Isotooppimassat poikkeavat usein massaluvusta useasta syystä:

  • Nukleonien yksittäiset massat eivät ole täsmälleen 1 u.
  • Ytimen sitoutumisenergia (massadefekti) vähentää kokonaishäviävää massaa suhteessa erillisten protonien ja neutronien summaan: sitoutuneen ytimen massa on pienempi kuin yksittäisten nukleonien massa yhteensä.
  • Elektronien mukanaolo ja niiden sitoutumisenergiat aiheuttavat pieniä lisäeroja.

Mittaaminen: massaspektrometria

Atomimassoja mitataan tyypillisesti massaspektrometrialla, jossa ionisoidut atomit tai molekyylit erotellaan massa‑vara‑suhteen (m/z) perusteella. Tämän menetelmän avulla saadaan tarkat isotooppimassat ja suhteelliset esiintymisosuudet, joiden pohjalta lasketaan alkuaineen suhteellinen atomimassa (atomipaino).

Keskeiset muistettavat seikat

  • Atomimassa on atomin massa, ja se mitataan usein yksikössä u (dalton).
  • Massaluku A on kokonaislukuna ytimen protonien ja neutronien summa eikä ole sama kuin atomimassa.
  • Isotoopit ovat saman alkuaineen atomeja, joilla on eri neutroniluku, ja niillä on omat isotooppimassat.
  • Suhteellinen atomimassa (atomipaino) on eri isotooppien painotettu keskiarvo luonnollisen esiintymisprosentin mukaan.