| Physikalische Einheit | |
|---|---|
| Einheitenname | Atomare Masseneinheit
|
| Einheitenzeichen | $ \mathrm {u} $, $ \mathrm {Da} $ |
| Physikalische Größe(n) | Masse |
| Formelzeichen | $ m $ |
| Dimension | $ {\mathsf {M}} $ |
| System | Zum Gebrauch mit dem SI zugelassen |
| In SI-Einheiten | $ \mathrm {1\,u=1{,}660\,539\,066\,60(50)\cdot 10^{-27}\;kg} $ |
Die atomare Masseneinheit (Einheitenzeichen: u für unified atomic mass unit) ist eine Maßeinheit der Masse. Ihr Wert ist auf 1⁄12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoff-Isotops 12C festgelegt. Die atomare Masseneinheit ist zum Gebrauch mit dem Internationalen Einheitensystem (SI) zugelassen[1][2] und eine gesetzliche Maßeinheit.[3]
Sie wird bei der Angabe nicht nur von Atom-, sondern auch von Molekülmassen verwendet. In der Biochemie, in den USA auch in der organischen Chemie, wird die atomare Masseneinheit auch als Dalton bezeichnet (Einheitenzeichen: Da), benannt nach dem englischen Naturforscher John Dalton.
Die so gewählte atomare Masseneinheit hat die praktisch nützliche Eigenschaft, dass alle bekannten Kern- und Atommassen nahe bei ganzzahligen Vielfachen von u liegen; die Abweichungen betragen in allen Fällen weniger als 0,1 u.[4] Die betreffende ganze Zahl heißt Massenzahl des Kerns oder Atoms und ist gleich der Anzahl der Nukleonen im Kern.
Außerdem hat die Atom- oder Molekülmasse in der Einheit u (bzw. Da) den gleichen Zahlenwert wie die Masse eines Mols dieses Stoffs in Gramm. Die Masse großer Moleküle wie der Proteine, der DNA und anderer Biomoleküle wird oft in Kilodalton charakterisiert, da es zahlenmäßig keine Unterschiede zur Angabe in kg/mol gibt.
1 u ist definiert als ein Zwölftel der Masse eines isolierten Atoms des Kohlenstoff-Isotops 12C im Grundzustand.[2] Der aktuell empfohlene Wert ist[5][6]
Die Umrechnung in die SI-Einheit Kilogramm ergibt
Da der Kern des 12C-Atoms 12 Nukleonen enthält, ist die Einheit u annähernd gleich der Masse eines Nukleons, also eines Protons oder Neutrons. Deshalb entspricht der Zahlenwert der Atommasse in u annähernd der Massenzahl oder Nukleonenzahl, also der Zahl der schweren Kernbausteine des Atoms.
Bis zur Neudefinition der SI-Einheiten im Jahr 2019 war das Mol als die Stoffmenge definiert, die aus ebenso vielen Einzelteilchen besteht, wie Atome in 12 g Kohlenstoff 12C enthalten sind. Die atomare Masseneinheit und das Mol waren also über dasselbe Atom 12C definiert. Dadurch ergab sich für die Masse eines Teilchens in u und dessen molare Masse in g/mol exakt der gleiche Zahlenwert. Oder anders ausgedrückt: 1 u · NA = 1 g/mol. Die Avogadro-Konstante NA, also die Anzahl Teilchen pro Mol, musste nach dieser Definition experimentell bestimmt werden und war mit einer Messunsicherheit behaftet.
Seit 2019 ist NA nicht mehr über die Masse des 12C-Atoms bestimmt, sondern per Definition exakt festgelegt. Daher haben die Masse eines Teilchens in u und die molare Masse in g nicht mehr exakt denselben Zahlenwert. Die Abweichung ist aber extrem klein und in der Praxis irrelevant:[7]
Bis 1960 war die atomare Masseneinheit als 1⁄16 der Masse eines Sauerstoff-Atoms definiert. Dabei bezogen sich die Chemiker auf die durchschnittliche Masse eines Atoms im natürlich vorkommenden Isotopengemisch des Elements O, die Physiker aber auf die Masse des Atoms des Hauptisotops 16O. Die Einheit wurde in beiden Fällen amu (Atomic Mass Unit) genannt.
Die Differenz zwischen der „chemischen“ Definition und der „physikalischen“ Definition (+2,8·10−4) war Anlass, eine vereinheitlichte Definition einzuführen. Über die Verhandlungen in den zuständigen Gremien wird anekdotisch berichtet, dass die Chemiker zunächst nicht bereit gewesen seien, auf die Definition der Physiker mit 16O einzuschwenken, da dies „erhebliche Verluste“ beim Verkauf von chemischen Substanzen zur Folge gehabt hätte. Schließlich überzeugten die Physiker die Chemiker mit dem Vorschlag, 12C als Basis zu nehmen, wodurch der Unterschied zur chemischen Definition nicht nur viel geringer war (−3,7·10−5), sondern auch in die „richtige Richtung“ ging und sich positiv auf die Verkaufserlöse auswirken würde.[8]
Zwischen dem neuen und den beiden veralteten Werten der Einheit gilt die Beziehung
Die Differenz zwischen der alten physikalischen und der heutigen Definition ist auf den Massendefekt zurückzuführen, der bei 16O höher ist als bei 12C.
Massen im mikroskopischen Bereich können oft präziser in atomaren Masseneinheiten als in (Kilo-)Gramm angegeben werden, weil die Referenzmasse (12C-Atom) ebenfalls mikroskopisch ist. So ist die Masse des Protons und des Elektrons in u um ca. eine Größenordnung genauer bekannt als in kg[9][10] (bzw. MeV/c2).[11]
In der Broschüre des Internationalen Büros für Maß und Gewicht („SI-Broschüre“) ist die Atomare Masseneinheit in der Liste der „zur Verwendung mit dem SI zugelassene Nicht-SI-Einheiten“ aufgeführt. In der 8. Auflage (2006) wurde der Einheitenname „Dalton“ erstmals hinzugefügt, gleichrangig als Synonym zum u.[1] Die 9. Auflage (2019) nennt nur das Dalton und weist in einer Fußnote darauf hin, dass die „Atomare Masseneinheit (u)“ eine alternative Bezeichnung für dieselbe Einheit ist.[2] In den gesetzlichen Regelungen der EU-Richtlinie 80/181/EWG für die Staaten der EU und im Bundesgesetz über das Messwesen in der Schweiz kommt der Ausdruck „Dalton“ nicht vor.
Sowohl für die atomare Masseneinheit als auch für das Dalton ist die Verwendung von Vorsätzen für dezimale Vielfache und Teile zulässig. Gebräuchlich sind das Kilodalton, 1 kDa = 1000 Da, sowie das Megadalton, 1 MDa = 1.000.000 Da.
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