Aatommass: erinevus redaktsioonide vahel

Alates [[1961]]. a kasutatakse aatommassiühikuna [[süsinikuühik]]ut, mis on 1/12 [[süsinik]]u [[isotoop|isotoobi]] ¹²C aatomi massist.

Aatomi mass moodustub peamiselt aatomituuma [[prooton]]ite ja [[neutron]]ite massist ehk tuuma [[massiarv]]ust. Seega on elemendi erinevatel isotoopidel, mille tuumas on erinev arv neutroneid, erinev aatommass. Kuna enamik elemente esineb looduslikult isotoopide seguna on keemilise elemendi aatommass selle elemendi isotoopide aatommasside kaalutud keskmine. Kaaludeks on seejuures vastava isotoobi loodusliku esinemise sagedused.

Näiteks [[süsinik]] esineb looduslikult kahe isotoobina: ¹²C, mille aatommass on 12 amü ja mida esineb looduslikus süsinikus 98,89% ning ¹³C, mille aatommass on 13,00335 amü ja mida esineb 1,11%. Leides nende isotoopide aatommasside keskmise saame süsiniku (keskmiseks) aatommassiks 12,01115 amü.

Kuna isotoopide täpne esinemissagedus looduses pole teada tuuakse elementide aatommassid veaga (nt. 2001. a [[IUPAC]]-i andmeil oli [[molübdeen]]i aatommass 95,94 ±± 0,02). Samuti täpsustatakse elementide aatommasse perioodiliselt.

Ajalooliselt võttis suhtelise aatommassi [[19. sajand]]i alguses kasutusele inglise keemik [[John Dalton]], kasutades võrdluseks [[vesinik]]u aatomi massi. Siiski ei võimaldanud tolle aja arusaamad aine ehitusest elementide aatommasse õigesti määrata. Läbimurdeni jõuti alles peale [[Amedeo Avogadro]] poolt [[1811]]. a sõnastatud molekulaarse teooria hüpoteesi üldtunnustamist [[1860]]. a. rahvusvahelisel keemikute kongressil [[Karlsruhe]]s.

* [http://www.iupac.org/publications/pac/2003/pdf/7508x1107.pdf Keemiliste elementide aatommassid 2001] (''inglise keeles''; PDF-fail)