De formule
Wat relatieve atoommassa betekent
De relatieve atoommassa van een element is het naar abundantie gewogen gemiddelde van de massa's van al zijn natuurlijk voorkomende isotopen. Deze rekenmachine berekent het aandeel van één isotoop in dat gemiddelde — de exacte massa vermenigvuldigd met hoe vaak die isotoop in de natuur voorkomt. Heeft een element twee isotopen, dan voer je de berekening twee keer uit en tel je de uitkomsten op.
Koolstof als standaardvoorbeeld
Koolstof-12 heeft per definitie een massa van precies 12,0000 — het legt de atomaire massa-eenheid vast — en maakt ongeveer 98,9% van natuurlijk koolstof uit, terwijl koolstof-13 een massa heeft van 13,0034 en de resterende 1,1% inneemt. De bijdrage van koolstof-12 alleen is ongeveer 11,868; tel je daar de bijdrage van koolstof-13 (ongeveer 0,143) bij op, dan kom je uit op de bekende atoommassa van 12,011 uit het periodiek systeem.
Rekenvoorbeeld
Met de standaardwaarden hierboven — een isotoopmassa van 12,01 g/mol en een abundantie van 98,89% — is de bijdrage aan de relatieve atoommassa 12,01 × (98,89 ÷ 100) = 12,01 × 0,9889 ≈ 11,8767 g/mol. Voor een volledige relatieve atoommassa tel je hier nog de bijdrage van elke andere isotoop van hetzelfde element bij op.
De uitkomst interpreteren
De uitkomst is pas volledig te interpreteren zodra je de bijdragen van alle isotopen hebt opgeteld. Ligt één bijdrage al dicht bij de bekende waarde uit het periodiek systeem, dan domineert die isotoop meestal — koolstof-12 alleen levert al zo'n 98,9% van de atoommassa van koolstof, wat verklaart waarom koolstof-13 in ruwe berekeningen vaak wordt genegeerd.
Een veelgemaakte fout is het invullen van het getal uit het periodiek systeem — zelf al een naar abundantie gewogen gemiddelde, zoals 12,011 voor koolstof — alsof dat de massa van één isotoop is. Isotoopmassa's liggen dicht bij hele getallen: 12,0000 voor koolstof-12, 13,0034 voor koolstof-13, 1,0078 voor waterstof-1. Gebruik die waarden, niet de standaardatoommassa, anders wordt de abundantieweging dubbel toegepast.
Omdat het periodiek systeem het naar abundantie gewogen gemiddelde over alle natuurlijk voorkomende isotopen weergeeft, niet de massa van één isotoop. Koolstof-12 is per definitie exact 12, maar ongeveer 1,1% van natuurlijk koolstof is koolstof-13 met massa 13,0034, wat het gemiddelde optrekt naar 12,011.
Beide staan in isotopentabellen zoals de database Atomic Weights and Isotopic Compositions van het Amerikaanse NIST-instituut — exacte massa's liggen dicht bij, maar niet precies op, het massagetal van de isotoop, want dat telt alleen protonen plus neutronen.