Atomic Mass Unit Definition (AMU)

In der Chemie ist eine Atommasseneinheit oder AMU eine physikalische Konstante, die einem Zwölftel der Masse eines ungebundenen Kohlenstoff-12-Atoms entspricht. Es ist eine Masseneinheit, die zum Ausdrücken von Atommassen und Molekularmassen verwendet wird. Wenn die Masse in AMU ausgedrückt wird, gibt sie ungefähr die Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen im Atomkern wieder (Elektronen haben so viel weniger Masse, dass angenommen wird, dass sie einen vernachlässigbaren Effekt haben). Das Symbol für die Einheit ist u (einheitliche Atommasseneinheit) oder Da (Dalton), obwohl AMU weiterhin verwendet werden kann.

1 u = 1 Da = 1 amu (im modernen Gebrauch) = 1 g / mol

Auch bekannt als: Einheitliche Atommasseneinheit (u), Dalton (Da), universelle Masseneinheit, entweder amu oder AMU ist ein akzeptables Akronym für Atommasseneinheit

Die "einheitliche Atommasseneinheit" ist eine physikalische Konstante, die für die Verwendung im SI-Messsystem akzeptiert wird. Es ersetzt die "Atommasseneinheit" (ohne den einheitlichen Teil) und ist die Masse eines Nucleons (entweder eines Protons oder eines Neutrons) eines neutralen Kohlenstoff-12-Atoms im Grundzustand. Technisch gesehen ist das Amu die Einheit, die bis 1961 auf Sauerstoff-16 basierte, als es auf Kohlenstoff-12-Basis neu definiert wurde. Heutzutage wird der Ausdruck "atomare Masseneinheit" verwendet, aber was sie bedeuten, ist "einheitliche atomare Masseneinheit".

Eine einheitliche Atommasseneinheit ist gleich:

• 1,66 Yoctogramme
• 1,66053904020 x 10^-27 kg
• 1,66053904020 x 10^-24 G
• 931,49409511 MeV / c²
• 1822,8839 m_e

Geschichte der Atommasseneinheit

John Dalton schlug erstmals 1803 ein Mittel vor, um die relative Atommasse auszudrücken. Er schlug die Verwendung von Wasserstoff-1 (Protium) vor. Wilhelm Ostwald schlug vor, dass die relative Atommasse besser wäre, wenn man sie als 1/16 der Sauerstoffmasse ausdrücken würde. Als 1912 Isotope und 1929 Isotopensauerstoff entdeckt wurden, wurde die Definition auf der Grundlage von Sauerstoff verwirrend. Einige Wissenschaftler verwendeten eine AMU, die auf dem natürlichen Vorkommen von Sauerstoff basiert, während andere eine AMU verwendeten, die auf dem Sauerstoff-16-Isotop basiert. So wurde 1961 die Entscheidung getroffen, Kohlenstoff-12 als Basis für die Einheit zu verwenden (um Verwechslungen mit einer sauerstoffdefinierten Einheit zu vermeiden). Die neue Einheit erhielt das Symbol u, um amu zu ersetzen, und einige Wissenschaftler nannten die neue Einheit Dalton. U und Da wurden jedoch nicht allgemein angenommen. Viele Wissenschaftler verwendeten das Amu weiterhin und erkannten nur, dass es jetzt auf Kohlenstoff statt auf Sauerstoff basierte. Gegenwärtig beschreiben die in u, AMU, amu und Da ausgedrückten Werte genau dasselbe Maß.

Beispiele für in atomaren Masseneinheiten ausgedrückte Werte

• Ein Wasserstoff-1-Atom hat eine Masse von 1,007 u (oder Da oder amu).
• Ein Kohlenstoff-12-Atom hat eine Masse von 12 u.
• Das größte bekannte Protein, Titin, hat eine Masse von 3 x 10⁶ Da.
• AMU dient zur Unterscheidung von Isotopen. Ein Atom von U-235 hat beispielsweise eine niedrigere AMU als eines von U-238, da sie sich durch die Anzahl der Neutronen im Atom unterscheiden.