Atommasse, 1) absolute A., Formelzeichen A, die Masse eines Atoms. Sie ist wegen ihrer Kleinheit (Größenordnung 10^-24 bis 10^-22 g) nicht direkt bestimmbar (nicht "wägbar"), kann aber für ein Element X als Quotient aus seiner relativen A. A_r und der Avogadro-Konstante N_Aberechnet werden: A_x = A_r/ N_A. Danach ergibt sich für die absolute A. von Wasserstoff, also für die Masse eines H-Atoms,

Die absolute A. ist für das praktische Rechnen eine unhandliche Größe und wird in der Chemie nur selten benötigt.

2) relative A., Formelzeichen A_r, eine Verhältnisgröße, die angibt, wievielmal so groß die Masse eines Atoms ist wie ¹/₁₂ der Masse des Kohlenstoffisotops ¹²C. Die früher fest eingebürgerte Bezeichnung Atomgewicht für A_r beruhte auf einer Verwechslung der Begriffe Masse und Gewicht und ist heute unzulässig. Die relative A. eines Elementes X gibt das Verhältnis seiner absoluten A. A_x zu einer einheitlich festgelegten Bezugsmasse, der atomaren Masseneinheit u, an:

Die relativen A. der Elemente verhalten sich zueinander wie ihre absoluten A. Die meisten chem. Elemente sind in ihren natürlichen Vorkommen Isotopengemische mit einer (fast immer) konstanten Häufigkeitsverteilung der einzelnen Isotope. Die A. derartiger Mischelemente stellt deshalb einen Durchschnittswert dar, der sich aus der relativen Häufigkeit, ausgedrückt durch den Stoffmengenanteil x_i (Zusammensetzungsgrößen), und die relative A. A_r,xi jeder Isotopenart i des betreffenden

Elementes X ergibt: A_r,X =

Relative A.

wurden früher vor allem durch Gasdichtemessungen und auf chem. Wege, d. h. durch genaueste quantitative Analysen geeigneter Verbindungen, bestimmt. Dabei erhielt man bei Mischelementen die vorstehend beschriebenen Durchschnittswerte. Eine höhere Genauigkeit erzielt man heute durch Anwendung der Massenspektroskopie, die die relativen A. der einzelnen Isotope liefert.

In analoger Weise wie die relative A. lassen sich auch andere relative Teilchenmassen, wie die relative Molekülmasse, Formelmasse und Äquivalentmasse, definieren.