Atomaire massa-eenheid

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken

De atomaire massa-eenheid' (afgekort als u, ame of amu, dit laatste naar het Engelse atomic mass unit), in het Nederlandse Meeteenhedenbesluit de geünificeerde atomaire massaeenheid genoemd, en verder ook dalton (Da), naar de scheikundige John Dalton, is een eenheid om atoommassa's en moleculaire massa's in uit te drukken. Omdat atoommassa's zeer klein zijn in vergelijking met de SI-eenheid kilogram, is hiervoor een speciale eenheid gedefinieerd. Deze eenheid is zo gekozen dat de massa van een atoom, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden, zo goed mogelijk het aantal nucleonen (protonen en neutronen) aangeeft. Omdat een proton niet precies dezelfde massa heeft als een neutron (een neutron is 0,14% zwaarder), en bovendien een atoomkern over het algemeen lichter is dan de nucleonen waaruit hij bestaat (zie massadefect), kan als atomaire massa-eenheid niet de massa van een nucleon gekozen worden. Er is dan ook een andere definitie nodig. De afwijking is echter zo gering dat de massa van een atoom of atoomkern, uitgedrukt in u, na afronding gelijk is aan het aantal nucleonen.

Definitie[bewerken]

Sinds 1960 is de massaeenheid gedefinieerd als 1/12 van de massa van één koolstof-12-atoom (12C) en heeft de waarde

1\,\mathrm{u} = (1{,}660 \, 538 \, 921\pm 0{,}000 \, 000 \, 073) \times 10^{-27}\, \mathrm{kg} \,[1]

Door biologen en scheikundigen wordt vaak de alternatieve benaming dalton gebruikt, vooral in de context van macromoleculen (men gebruikt dan vaak de kilodalton, kDa).

De hoeveelheid mol is zo gedefinieerd dat 1 mol van een stof evenveel deeltjes bevat als 12 gram van de meest voorkomende isotoop 12C van koolstof. Als dus de deeltjes van een stof precies 1 atomaire massa-eenheid als massa hebben, heeft een hoeveelheid van 1 mol van die stof een massa van precies 1 gram.

Omdat 12C zes protonen en zes neutronen bevat en de massa van de zes elektronen hiermee vergeleken erg klein is, evenals de massa van de bindingsenergie, kan men de atomaire massa-eenheid zien als een benadering van het gemiddelde van de massa's van het proton en het neutron. De moleculaire massa is dus ruwweg het aantal nucleonen (protonen en neutronen) in het molecuul.

Massa van subatomaire deeltjes[bewerken]

Een gebruikelijke eenheid voor de massa van subatomaire deeltjes is de elektronvolt (strikt genomen eV/c2). Er geldt:

1\,\mathrm{u} = (931{,}494 \, 061 \pm 0{,}000 \, 021) \frac{\mathrm{MeV}} {\mathrm{c}^{2}} \,[2]

Vaak stelt men de lichtsnelheid c op 1 en drukt men massa's uit in enkel MeV of GeV.

Oudere definities[bewerken]

Vroeger definieerde men de atomaire massa-eenheid als de massa van het lichtste element, een waterstofatoom. Om meettechnische redenen is men daarvan afgestapt, en herdefinieerden fysici deze eenheid als 1/16 van de massa van een normaal zuurstofatoom (16O); het had de waarde 1,674·10–27 kg. Omdat chemici een andere definitie hanteerden, en spraken van het atoomgewicht of de relatieve atoommassa, waarbij men ook de overige isotopen van zuurstof betrok, besloot het IUPAP in september 1960 tot een herdefinitie, gebaseerd op het koolstof-12 atoom, die zowel door chemici als door fysici aanvaard werd. Men noemde dit de geünificeerde atomaire massaconstante, mu.[3]

Verband met de constante van Avogadro[bewerken]

Het aantal atomen of moleculen per mol wordt de constante van Avogadro NA wordt genoemd. NA is ongeveer 6,02214·1023 mol–1.[4]

In formule:

1\,\mathrm{u} = \frac1{N_A} \mathrm{gram}\ \mathrm{mol}^{-1} ;

andersom:

1\,\mathrm{gram} = N_A \mathrm{mol}\,\mathrm{u} \,

Oude notatie[bewerken]

Vroeger gebruikte men het getal van Avogadro A (een getal) in plaats van de huidige constante van Avogadro (aantal deeltjes per mol). Dus geldt

A = N_A \mathrm{mol}\, ,

en ook

1\,\mathrm{u} = \frac1A \mathrm{gram}

en

1\,\mathrm{gram} = A\,\mathrm{u}\,.

Voorbeelden[bewerken]

Veronderstel dat de massa van een deeltje, uitgedrukt in de atomaire massa-eenheid 50 u bedraagt. Hierbij drukken we u uit in gram en niet in kilogram! We kunnen schrijven: m(deeltje) = 50 u = 50 x 1/NA g. Vermenigvuldigen we de linker- en de rechterkant van deze vergelijking met de constante van Avogadro, dan vinden we: NA x m(deeltje) = 50 g, ofwel: m(NA deeltjes) = 50 g. Per definitie vormen NA deeltjes 1 mol, dus kunnen we schrijven: m(1 mol deeltjes) = 50 g. De molaire massa is M = 50 g/mol. De molaire massa M is dus getalsmatig gelijk aan de massa van één deeltje, uitgedrukt in de atomaire massa-eenheid u, waarbij de waarde van die laatste wordt uitgedrukt in gram.

De hele berekening kunnen we dus gemakkelijk inkorten en samenvatten, zoals het volgende voorbeeld laat zien.

De molecuulmassa van water is 18,01508 u. Dit betekent dat een mol water een massa van 18,01508 g heeft, of andersom dat 1 g water NA/18,01508 ≈ 3,3428·1022 moleculen bevat.

Opmerking: De bovenstaande berekening laat zien dat molaire massa weliswaar getalsmatig gelijk is aan de massa van 1 mol deeltjes, maar niet dezelfde eenheid heeft. Molaire massa wordt namelijk niet aangeduid met de eenheid g of kg, maar met g/mol. Eigenlijk zou molaire massa molaire massadichtheid moeten worden genoemd of zou men een soortgelijke term moeten hanteren.

Toekomst[bewerken]

Volgens de voorgestelde herdefinitie van de basiseenheden, waaronder ook een herdefinitie van de mol, zal nog steeds exact gelden:

  • de massa van één koolstof-12 atoom is 12 u

maar zal weliswaar met grote nauwkeurigheid maar niet meer exact gelden:

  • 1\,\mathrm{gram} = N_A \mathrm{mol}\,\mathrm{u} \,
Bronnen, noten en/of referenties
  1. CODATA Value: atomic mass unit. National Institute of Standards Geraadpleegd op 27 november 2011
  2. CODATA Value: atomic mass constant energy equivalent in MeV. National Institute of Standards Geraadpleegd op 1 december 2011
  3. (nl) Van Buuren, B., Elektronen en kernen, Educaboek - Stam Technische boeken, Culemborg, 1975, p. 1-5 ISBN 90 11 390830.
  4. CODATA Value: Avogadro constant. National Institute of Standards Geraadpleegd op 27 november 2011
Zoek dit woord op in WikiWoordenboek