Redigerer Atommasse

'''Atommasse''' er den gjennomsnittlige massen av alle [[Nukleon|nukleonene]] (kjernepartiklene) til et [[grunnstoff]] slik det forekommer i naturen, målt etter relativ forekomst. [[Atommasseenhet]]en er u, som er definert slik:
: <math>1 \mathrm{u} = \frac{1}{12}</math> av massen til [[karbon]]-[[isotop]]en <math>{}^{12}\text{C}</math>

hvilket gir omtrent:
: <math> 1 \mathrm{u} \approx 1,66053886\cdot10^{-27} \text{kg} </math>

Enheten for atommasse (u) betegnes også Dalton (Da) og er tillatte alternative ikke-SI-enheter for bruk med i [[SI-systemet]].

== Historie ==
Den første tabellen med relativ atommasse ble publisert av den britiske kjemikeren [[John Dalton]] i 1805. Han baserte tabellen på masseforhold ved kjemiske reaksjoner, og valgte det letteste [[atom]]et – [[hydrogen]] –  som masseenhet. Senere ble den relative atom- og molekylmassen for grunnstoff i gassform beregnet ved hjelp av [[Avogadros lov]] som sier at  likt volum av gasser, ved samme temperatur og trykk, inneholder likt antall av partikler eller molekyler. 

I 1865 foreslo den belgiske kjemikeren [[Jean Servais Stas]] å bruke oksygenisotopen <sup>16</sup>O som referanse for atommasseenheten ved å definere isotopens masse til 16,000. Fysikere brukte isotopen <sup>16</sup>O som referanse, mens kjemikere brukte oksygens naturlige blanding av isotoper. Dette resulterte i to masseskalaer som ikke var nøyaktig like, og de var begge i bruk frem til omtrent 1960.

Siden opprettelsen atommassekommisjonen ved [[International Union of Pure and Applied Physics]] (IUPAP) i 1960 og IUPAC i 1961, er karbonisotopen <sup>12</sup>C benyttet som referanse for atommassenheten u.

Tabellen under viser noen gjennomsnittlige relative atommasser i forhold til de forskjellige referansepunktene. <sup>nat</sup>H står for hydrogenatomer med naturlig sammensetning av isotoper. O = 16 indikerer massetallet - det vil si det totale antall kjernepartikler i atomet ([[proton]]er + [[nøytron]]er).

{| align="center" border="0" cellpadding="5" style="border-color: #aaaaaa"
|- bgcolor=#aaaaff
|
|Referanse: <sup>nat.</sup>[[Hydrogen|H]] = 1
|Referanse: <sup>nat.</sup>[[Oksygen|O]] = 16
|Referanse: <sup>16</sup>O = 16
!Referanse: [[Karbon|<sup>12</sup>C]] = 12
|- bgcolor=#eeeeee
|<sup>nat</sup>[[Hydrogen|H]]
|1,000
|1,008
|1,008
!1,008
|- bgcolor=#eeeeee
|<sup>nat.</sup>[[Klor|Cl]]
|35,175
|35,457
|35,464
!35,453
|- bgcolor=#eeeeee
|<sup>nat.</sup>[[Oksygen|O]]
|15,872
|16,000
|16,004
!15,999
|- bgcolor=#eeeeee
|<sup>nat.</sup>[[Nitrogen|N]]
|13,896
|14,008
|14,011
!14,007
|- bgcolor=#eeeeee
|<sup>nat.</sup>[[Karbon|C]]
|11,916
|12,011
|12,015
!12,011
|}

== Angivelse av atommasse ==
For [[radioaktiv]]e og kunstig fremstilte [[atom]]er oppgis ofte massen til den mest stabile &ndash; eller eneste kjente &ndash; [[isotop]]en i stedet for et gjennomsnitt av isotoper. I noen sammenhenger brukes [[massetall]] (antall [[kjernepartikkel|kjernepartikler]]) i stedet for atommasse på radioaktive atomer.

Nesten all massen til et atom ligger i [[atomkjerne]]n fordi massen til [[elektron]]ene er ekstremt liten sammenlignet med massen til [[proton]]er og [[nøytron]]er. Et proton og et nøytron har omtrent like stor masse, hvis man skal være nøyaktig har nøytronet marginalt større masse enn protonet. Elektronets masse er omtrent 1/1836 av protonets masse.

== Se også ==
* [[Periodesystemet]]
* [[Grunnstoffliste]]
* [[Isotoptabell]]

== Eksterne lenker ==
* [https://web.archive.org/web/20041204045317/http://www1.bipm.org/en/si/si_brochure/chapter4/table7.html Ikke-SI-enheter for bruk i SI-systemet]
{{Autoritetsdata}}

[[Kategori:Kjernefysikk]]
[[Kategori:Masse]]