Atomare Masseneinheit

Was ist die atomare Masseneinheit?

Die atomare Masseneinheit (Einheitenzeichen: u, für „unified atomic mass unit“) ist eine Maßeinheit der Masse. Ein alternativer Name ist Dalton (Einheitenzeichen: Da), benannt nach dem englischen Naturforscher John Dalton. Sie wird vor allem in der Physik und (Bio-)Chemie verwendet, um Massen von Atomen und Molekülen anzugeben.

Ihr Wert ist festgelegt als 1/12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoff-Isotops 12C. Die Einheit entspricht damit etwa der Masse eines Protons oder Neutrons abzüglich der typischen Bindungsenergie in der Kernphysik. Praktischer Vorteil: Kern- und Atommassen sind nahezu ganzzahlige Vielfache von u, entsprechend der Massenzahl (Anzahl der Nukleonen im Kern).

Die atomare Masseneinheit bzw. das Dalton ist zum Gebrauch mit dem Internationalen Einheitensystem (SI) zugelassen. In der EU und der Schweiz ist sie eine gesetzliche Maßeinheit, allerdings nur unter dem Namen „Atomare Masseneinheit“. Der Name „Dalton“ ist vor allem in der Biochemie und in den USA gebräuchlich.

Heutige Definition und Zahlenwerte

Die atomare Masseneinheit ist definiert als ein Zwölftel der Atommasse eines isolierten Atoms des Kohlenstoff-Isotops 12C im Grundzustand.

Aktuell empfohlener Wert: • 1 u = 1,660 539 068 92(52) · 10⁻²⁷ kg • Wegen der Masse-Energie-Äquivalenz: 1 u = 931,494 103 72(29) MeV/c²

Umrechnung in SI-Einheiten: • 1 kg = 6,022 140 7537(18) · 10²⁶ u • 1 g = 6,022 140 7537(18) · 10²³ u

Mit seltenen SI-Präfixen: 1 u entspricht etwa 1,66 yg (Yoktogramm), 1 kg etwa 602 Yu (Yotta-u).

Die Masse eines isolierten 12C-Atoms stammt hauptsächlich von den Nukleonen im Kern, die annähernd gleich schwer sind. Da das Verhältnis von Neutronen zu Protonen und die Bindungsenergie pro Nukleon insbesondere bei schwereren Kernen ähnlich sind, ist u näherungsweise gleich der Masse eines Nukleons, und die Masse eines Atoms in u ist näherungsweise gleich seiner Massenzahl.

Beziehung zur molaren Masse

Bis zur Neudefinition der SI-Einheiten 2019 war das Mol als die Stoffmenge definiert, die ebenso viele Teilchen enthält, wie Atome in 12 g Kohlenstoff 12C enthalten sind. u und Mol waren also über dasselbe Atom definiert. Dadurch hatte die Masse eines Teilchens in u und seine molare Masse in g/mol exakt denselben Zahlenwert; kurz: 1 u · N_A = 1 g/mol. Die Avogadro-Konstante N_A (Anzahl Teilchen pro Mol) musste experimentell bestimmt werden und war mit einer Messunsicherheit behaftet.

Seit 2019 ist N_A per Definition exakt festgelegt. Die Zahlenwerte in u und g/mol sind daher nicht mehr exakt identisch; die Abweichung muss experimentell bestimmt werden, ist aber extrem klein und in der Praxis meist irrelevant: M_u = 1 u · N_A = 1,000 000 001 05(31) g/mol.

Frühere Definitionen

John Dalton veröffentlichte 1803 eine erste Liste von Atommassen, bezogen auf das Wasserstoff(-molekül), da er absolute Massen nicht bestimmen konnte. Aus technischen Gründen wurde später Sauerstoff als Referenz gewählt. Erst 1865 konnte Josef Loschmidt die Teilchenzahl in Gasen größenordnungsmäßig ermitteln (auf einen Faktor ≈2 genau), womit eine Umrechnung zu makroskopischen Einheiten möglich wurde.

Bis 1960 war die Einheit als ein Sechzehntel der Masse eines Sauerstoff-Atoms definiert, wobei Chemiker die durchschnittliche Masse in der natürlichen Isotopenzusammensetzung (16O, 17O, 18O) nutzten, Physiker aber das Atom 16O (mit 99,76 % das häufigste Isotop). Beide hießen amu (atomic mass unit). Die Differenz (+2,8 · 10⁻⁴) führte zur Einführung einer vereinheitlichten Definition: Man einigte sich auf 12C, wodurch der Unterschied zur chemischen Definition viel geringer war (−3,7 · 10⁻⁵).

Beziehung zwischen neuem und alten Werten: 1 u (seit 1961) = 1,000 318 amu (physikalisch, bis 1960) = 1,000 037 amu (chemisch, bis 1960).

Die Neudefinition war zunächst eine Vereinbarung zwischen der IUPAP und der IUPAC und wurde 1970 in die erste Auflage der SI-Broschüre übernommen; 1971 wurde das Mol ins SI aufgenommen.

Verwendung, Bezeichnung und Präfixe

Die Einheit wird vor allem in der Atomphysik und (Bio-)Chemie benutzt, überall wo es um Massen von Atomen und Molekülen geht. Die Zahlen sind „handlich“ und stimmen (näherungsweise) mit der molaren Masse in Gramm überein. Im Periodensystem der Elemente ist die atomare Masse meist in dieser Einheit angegeben.

Für sehr präzise Angaben gilt: Massen im mikroskopischen Bereich lassen sich in u oft präziser angeben als in Kilogramm, weil die Referenz (12C-Atom) ebenfalls mikroskopisch ist. Die Masse von Proton und Elektron ist in u um etwa eine Größenordnung genauer bekannt als in kg (bzw. MeV/c²).

Zur Bezeichnung: In der SI-Broschüre ist die Einheit unter den „zur Verwendung mit dem SI zugelassenen Nicht-SI-Einheiten“ aufgeführt. Die 8. Auflage (2006) führte „Dalton“ als gleichrangiges Synonym zum u ein; die 9. Auflage (2019) nennt nur das Dalton und erwähnt „Atomare Masseneinheit (u)“ als alternative Bezeichnung. In EU-Richtlinie 80/181/EWG und dem schweizerischen Messgesetz ist „Dalton“ nicht genannt. In der Physik wird meist u verwendet, in Chemie und Biochemie Da.

Präfixe sind zulässig; gebräuchlich sind Kilodalton (1 kDa = 1000 Da) und Megadalton (1 MDa = 1.000.000 Da).

Beispiele

• Wasserstoffatom des Isotops 1H: Masse 1,0078250 u • Kohlenstoffatom des Isotops 12C: definitionsgemäß 12 u • Molekül des Wirkstoffs Acetylsalicylsäure (Aspirin): 180,16 u • Uranatom des Isotops 238U: 238,051 u • Molekül des Peptidhormons Insulin: 5808 Da • Molekül des Proteins Aktin (eines der häufigsten Proteine in Eukaryoten): ungefähr 42 kDa