Illigs kleiner Masse Glossar

Leider werden oft viele Begriffe zur Masse im Sinne der Massenspektrometrie versehentlich falsch oder missverständlich verwendet.
Dazu trägt sicherlich auch bei, dass die diversen Veröffentlichungen der IUPAC zum Thema nicht einheitlich sind und sich teilweise widersprechen.

Hier stelle ich Ihnen die wichtigsten Begriffe zur Masse bereit und versuche die Bedeutung verständlich zu erläutern. Neben den Begriffen auf Deutsch finden Sie auch den entsprechenden Fachterminus auf Englisch. Manchmal gibt es auch mehrere gebräuchliche Begriffe. Für eine gezielte Suche danach empfehle ich die Suchfunktion Ihres Browsers (meistens durch Drücken der Tasten Strg+F aufrufbar).

Der ursprüngliche Artikel wurde 2018 erstellt, also vor der neuen Definition der Stoffmenge 2019. Er wurde danach überarbeitet und mit entsprechenden Hinweisen ergänzt.
Haben Sie Fragen, Anmerkungen oder haben Sie einen Fehler gefunden? Ich würde mich über eine Kontaktaufnahme sehr freuen.

Inhaltsverzeichnis

Absolute Atommasse (kg)

Das ist die wirkliche Masse eines Atoms in der SI-Basiseinheit Kilogramm. Also, quasi wenn man das einzelne Atom auf die Waage legen würde. Natürlich ist die Masse äußerst gering und für die praktische Arbeit im Labor sind derartige extreme Zahlenwerte nicht handhabbar. Deswegen behilft man sich mit der atomaren Masseneinheit u oder Da bzw. mit der Molaren Masse.

Akkurate Masse (u oder Da)

Accurate Mass

Laut IUPAC ist hierunter (accurate mass) der Wert einer gemessenen Masse zu verstehen.

Das mag zunächst eine gute Beschreibung sein, allerdings messen wir streng genommen ja keine Massen, sondern das Masse-zu-Ladung Verhältnis.

Und üblicherweise haben wir auch nicht nur ein einzelnes Signal sondern wir müssen mehrere m/z-Werte interpretieren um auf ein Molekülion schließen zu können.

Erst durch die Interpretation der gemessenen akkuraten m/z-Werte und Berechnungen erhält man die gemessene akkurate Masse für das gesuchte Molekül.

Vorsicht! Die berechnete Masse wird dagegen als Exakte Masse bezeichnet.

Akkurater m/z-Wert

Das ist der eigentliche Messwert, sofern er hinreichend genau gemessen wurde.

Ausführlicheres finden Sie unter Masse-zu-Ladung Verhältnis.

Aktuell: Atomare Masseneinheit (u)

Unified Atomic Mass Unit

Für den praktischen Gebrauch wurde diese nicht-SI-Basiseinheit der Masse eingeführt. Abgeleitet ist sie aktuell vom 12ten Teil der Masse eines ¹²C-Atoms.

Konstante: 1 u = 1.660 539 066 60(50) x 10^-27kg
https://physics.nist.gov/cgi-bin/cuu/Value?u
(Abgerufen am 23.12.2020.)

Den Kehrwert dazu finden wir übrigens wieder bei der Avogadro Konstante für die Stoffmenge.

Der Vorteil dieser Herleitung ist, dass man Zahlen nahe an der Massenzahl des Nuklids hat und auch eine gut handhabbare Zahl für die Laborpraxis.

Alternativ: Atomare Masseneinheit (Da = Dalton)

Neben der nicht-SI-Basiseinheit „u“ wird auch oft (gerade bei großen Molekülen) die nicht-SI-Basiseinheit „Da“ (Dalton) verwendet. Laut IUPAC Goldbook können heutzutage beide Einheiten gleichbedeutend verwendet werden.

Ich persönlich bevorzuge das Da gegenüber dem u. Der Leser hat es meistens einfacher die Einheit zu erfassen und auch die SI-Präfixe für Zehnerpotenzen eindeutig zu verwenden.

Gerne verwendet werden hier kDa (Kilo-Dalton) für die Angabe der Masse von großen Molekülen wie Proteine oder mDa (Milli-Dalton) z.B. bei der Abweichung von gemessener zur berechneten Masse.

Beispiel: Etwas veraltet gibt es auch z. B. mmu ('milli mass unit'). Wobei es hier unklar ist auf was genau Bezug genommen wird. Derartige Ratespiele sollte man dem Leser eines Berichts wirklich nicht zumuten.

Achten Sie bei der Verwendung von Da bitte auf das große „D“ ansonsten gibt es Verwechslungsgefahr mit dem Präfix da für Deka.

Seit 2019:

Laut der 9ten Ausgabe der SI-Brochure des BIPM (deutsch IBMG) wird das Dalton als alternative Bezeichnung mit der Unified Atomic Mass Unit u gleichgesetzt. Wobei Da bevorzugt genannt wird und das u nur in einer Fußnote erwähnt wird.

https://www.bipm.org/en/publications/si-brochure/

Veraltet: Atomare Masseneinheit (amu)

Atomic Mass Unit

Neben der Einheit [u] bzw. [Da] der „Unified Atomic Mass Unit“ stolpert man noch relativ häufig über die Einheit [amu] der obsoleten „Atomic Mass Unit“ (ohne „unified“).

Vermutlich werden heutzutage die beiden Einheiten in den meisten Fällen äquivalent im Sinne der Unified Atomic Mass Unit u verwendet. Das ist aber falsch, da es geringere bis größere Abweichungen gibt.

Das amu wurde ursprünglich als 1/16 Teil der Masse des Sauerstoffs definiert. Leider waren sich Chemiker und Physiker uneins ob als Basis das ¹⁶O-Isotop allein oder alle Sauerstoff-Isotope gewichtet nach ihrem natürlichen Vorkommen dienen soll. Verwendet wurde also beides.

Dazu kommt noch eine etwas geringere Abweichung aufgrund der anderen Basis als des ¹²C-Isotops durch den Massen-Defekt.

Deswegen sollte man in meinen Augen heutzutage auf die Einheit amu komplett verzichten. Allerdings verwenden einige Softwarepakete irrtümlich noch immer diese Einheit obwohl sie eigentlich die Einheit u meinen. Dazu ist selbst die IUPAC in ihren vielen Schriften auch nicht immer konsistent bei der richtigen Verwendung der Begriffe.

Basispeak

Base peak

Das ist schlicht und einfach das größte Signal im Massenspektrum. Anstelle von absoluten Intensitätsangaben (z. B. in „counts“) wird dieses Signal oft mit 100 % gleichgesetzt und die anderen Signale darauf normiert.

Bei kleinen Molekülen ist der Basepeak oft mit dem Molpeak identisch. Man sollte aber unterscheiden.

Exakte Masse (u oder Da)

Exact Mass

Das ist die berechnete Masse für eine bestimmte Summenformel bzw. Atom oder den entsprechenden Ionen wie [M+H]⁺, wobei in der HRAMS auch die Elektronenmasse von ca. 0,5 mDa immer berücksichtigt sein sollte.

Vorsicht! Die gemessene Masse wird dagegen als Akkurate Masse bezeichnet.

Kendrick-Masse

Kendrick Mass

Ähnlich der Definition der atomaren Masseneinheit wird hier z. B. CH₂ als exakt 14,0000 Einheiten gesetzt. Dadurch verschwindet der Massenexzess bei fortlaufender Kohlenwasserstoff-Kettenlänge und einzelne „ungewöhnliche“ Atome oder Atomgruppen sind dann anhand der Nachkommastellen leichter erkennbar.

Im Prinzip entspricht die Angabe in Kendrick-Masse also derjenigen in der atomaren Masseneinheit, nur dass ein willkürlicher Faktor beim Zahlenwert genutzt wird.

Das findet man in spezialisierter Software für …omics und dergleichen und ist z. B. für die Untersuchung von homologen Reihen interessant (z. B. Polymere).

Gelegentlich werden auch andere charakteristische Atomgruppen mit einer exakten Zahl gleichgesetzt. Eine eindeutige Definition gibt es nicht, das wird je nach Fall unterschiedlich gehandhabt.

Masse (kg)

Mass

Das ist die SI-Basisgröße für die Masse. Interessanterweise hat die Basiseinheit hier das Präfix „Kilo“.

Seit dem 20.05.2019 ist nun auch die SI-Einheit der Masse durch eine Naturkonstante definiert – Planck-Konstante.

Exkurs:

Eigentlich gäbe es hier über den alten Urkilogramm-Körper in Paris gar nicht viel zu schreiben – dachte ich mir. So wirklich interessant wurde es aber für mich, als ich im Januar 2018 zufällig einen Bericht in der Tagespresse gelesen habe: „Taiwan kauft das neue Urkilogramm aus Deutschland“.

Für 2019 wurde eine Reform der SI-Basiseinheiten angekündigt, worauf ich einen Artikel über Begriffe und Definitionen der Masse geschrieben habe. Inzwischen ist daraus dieses Glossar geworden.

Bis 2019 wurde das Kilogramm tatsächlich über einen einzelnen Körper (Internationaler Prototyp) aus einer Platin-Iridium-Legierung definiert. Davon wurden Kopien angefertigt, die z. B. als nationale Prototypen dienten. Von diesen wurden wiederrum Kopien angefertigt usw.

Aber wie es mit solchen physikalischen Körpern ist, im Laufe der Zeit gibt es Abweichungen. Wurde nun der internationale Prototyp zunehmend abgegriffen oder poliert und die nationalen Vergleichsnormale zu wenig abgestaubt? Man weiß es nicht.

Auch beim Ur-Meter hat man schon früh Abweichungen beobachtet. Hier hat man sich aber schon 1960 von der Definition durch einen konkreten Vergleichsgegenstand verabschiedet und ist wenige Jahre später zu einer Definition durch Naturkonstanten übergegangen.

Seit dem 20.05.2019 ist wie gesagt nun auch die SI-Einheit der Masse durch eine Naturkonstante (Planck-Konstante) definiert.

Dazu wurden auch nahezu perfekten isotopenreinen 1-kg Silicium-Kugeln hergestellt. Im Bild eine 1 kg Silicium-Kugel des Australian Centre for Precision Optics (ACPO) für das Avogadroprojekt (Quelle: wikipedia.org). Letztendlich dienen derartige Körper aber nicht direkt zur neuen Definition des Kilogramms. Sie sind also kein neues Ur-Kilogramm.

Zu den aktuellen SI-Einheiten hat das PTB auch viele leicht eingängige Artikel verfasst.

Massendefekt

Mass Defect

Es handelt sich hier um ein physikalisches Phänomen verursacht durch die Bindungskräfte im Atomkern (Äquivalenz von Masse und Energie – In etwa: Die Masse nimmt durch die Bindungskräfte ab).

Die Äquivalenz von Massen und Energie wurde von Einstein beschrieben – das berühmte E = mc². Die tatsächliche Masse des Elements ist also immer geringer als die summierte Masse der einzelnen freien Nukleonen. Das bedeutet, der Defekt ist immer eine positive Zahl.

Physiker machen sich darüber mehr Gedanken und verwenden dazu noch gerne Einheiten wie Elektron(en)volt [eV] oder in SI-Basiseinheiten ausgedrückt kg * m² * s^-2. Das entspricht einem Joule [J] bzw. einem Newtonmeter [Nm]. Man kann das auch in die CGS-Einheit Erg [erg] umrechnen. Das aber nur zur Vervollständigung, bei älteren Quellen stößt man manchmal auf diese Angaben.

Vorsicht! Der Begriff „Massendefekt“ wird gelegentlich (irrtümlich) anstelle von Massenexzess bzw. –defizit verwendet, hat aber für unsere Zwecke in der HRAMS keine Anwendung.
Der Massendefekt hat sicherlich Einfluß auf die exakte Masse, allerdings deckt dieser Begriff nicht weitere Einflüsse ab, wie den Unterschied durch die Nukleonen-Massen (Neutronen sind schwerer als Protonen).

Die unterschiedlichen IUPAC-Quellen sind auch hier wieder einmal nicht konsistent oder konsequent. Da wird in einer Schrift von 2013 kurzerhand der Begriff „mass defect (in mass spectrometry)“ empfohlen und der Begriff „mass excess“ als überholt abgetan. Begründet wird das mit einem Paper von Kendrick aus 1963.

Hier würde ich die Einschätzung der IUPAC nicht überbewerten. Ich zu meinem Teil werde in Zeiten der HRAMS sicherlich nicht auf Begriffe wie Massen-Defizit oder –Exzess verzichten.

Massendefizit/Massenexzess

Mass Deficit/Mass Excess

Abgesehen vom ¹²C-Isotop, dessen Masse als exakt 12 Da (bzw. u) definiert wurde, hat die absolute Masse aller Nuklide eine mehr oder weniger große Abweichung zur ganzzahligen Massenzahl.

Das Massendefizit bzw. der Massenexzess ist ganz einfach die negative oder positive Differenz der Masse in der atomaren Masseneinheit Da (bzw. u) und der Massenzahl bzw. der nominellen Masse. Letztere sind immer ganzzahlige Werte, da sie die Anzahl der Nukleonen wiedergeben. Dabei wird immer vom natürlich häufigstem Isotop ausgegangen.

Neben einem evtl. anderen Verhältnis Protonen/Neutronen (und ihren unterschiedlichen Massen) als beim ¹²C-Isotop kommt hier der sogenannte Massendefekt zu tragen.

Vorsicht! Der Massendefekt ist nicht gleichbedeutend mit Massenexzess oder -defizit.

Begnügen wir uns hier aber einfach mit dem Fakt, dass es bei der Angabe in der atomaren Masseneinheit auch Nachkommastellen gibt, durch die auf die chemische Summenformel geschlossen werden kann.

Die negativen Werte in runden Klammern z. B. (-0,0078) werden gelegentlich benutzt im Sinne von z. B. negativen Massendefizit (also Massenexzess).

Eine derartige Zusammenführung der beiden Begriffe Massenexzess und –Defizit ist hilfreich für Tabellen oder Software.
Man verwendet also besser hauptsächlich nur einen der Begriffe in einem Bericht und nicht wie hier gleichzeitig die zwei rechten Spalten.

Diese einfachen (wenn auch chemisch eher unsinnigen) Beispiele zeigen die Unterschiede bei der exakten Masse. Daraus kann man auf die Summenformel schließen. So eindeutig ist das aber nur bei sehr kleinen Molekülen.

Massenzahl

Mass Number, Nucleon Number

Anzahl der Nukleonen (Protonen und Neutronen) eines Nuklids. Im Periodensystem der Elemente wird hier jeweils das häufigste natürlich vorkommende Isotop eines Elements mit seinen Nukleonen aufgeführt.

Für Verbindungen wird der Begriff der Nominellen Masse verwendet.

Masse-zu-Ladung Verhältnis (u, Da oder dimensionslos), m/z

m/z, Ratio of Mass to charge, Mass-to-charge ratio

Ältere Begriffe:
Mass-to-charge ratio (in kg/C=Th für Thomson), m/q oder m/e

In der Massenspektrometrie arbeiten wir bei den Messdaten mit dem Masse-zu-Ladung Verhältnis (oder kurz: m/z).
„m“ ist dabei die Masse und
„z“ ist der Betrag der Ladungen (Es gibt also keine negativen m/z-Werte)

Bei kleinen Molekülen ist dabei oft nur eine Ladung zu berücksichtigen. Bei großen Molekülen dagegen, sind durchaus mehrere Ladungen häufig zu beobachten und auch durchaus erwünscht. So können mit Mehrfachladungen auch Moleküle gemessen werden, die mehr Masse haben als der eigentliche Messbereich des Massenspektrometers.

Besonders mit einer ESI-Quelle wird man dieses Phänomen öfter sehen können. Je nach Größe des Moleküls, Fließmittel, Quellenparameter usw. beobachtet man meist nicht nur eine Ionisierungsform, sondern auch mehrere unterschiedliche Ladungen am Analyten. Dazu kommt noch, dass sich auch mehrere Analyt-Moleküle eine oder multiple Ladungen teilen können.

Beispiele für einen angenommenen Analyten mit einer monoisotopischen Masse von 600 Da:
[M+2H]⁺⁺ ergibt einen beobachteten m/z-Wert von 301
[M+H]⁺ ergibt einen beobachteten m/z-Wert von 601
[2M+H]⁺ ergibt einen beobachteten m/z-Wert von 1201

Ab einer gewissen Komplexität ist es dann sehr herausfordernd aus den vielen akkuraten m/z-Werten überhaupt die akkurate Masse des vermeintlichen Analyt-Moleküls herausfinden zu können. Die meisten MS-Hersteller bieten Softwarelösungen zur einfacheren Dekonvolution an, die evtl. als Zusatzpaket gesondert erworben werden müssen.

Um aber noch mal auf m/z und die möglicherweise verwirrende Überschrift zurückzukommen: Auch hier hat die IUPAC aus der Historie einige Anregungen, die ich aber bewusst nicht anwende. Heutzutage sollte der Begriff m/z allen klar sein. Hier konnte ich noch nie ein Potential für Missverständnisse beobachten.

Manchen erscheinen gewisse Ausdrücke wie m/z = 601 mangels Einheiten als unsinnig. Aber wir haben ja zum Glück noch die dimensionslose Relative Atommasse zur Verfügung.

Molare Masse M (g/mol)

Molar Mass, Average Mass, Standard molecular weight

Das ist wohl in den Chemielaboren allgemein die gebräuchlichste Form, wenn mit der Masse von Atomen bzw. Molekülen gerechnet wird, z. B. beim Einwiegen der Edukte oder Auswiegen des Produkts.

Achtung: Das große „M“ der molaren Masse sollte man nicht mit dem Symbol [M] für den Molpeak wie z. B. bei [M+H]⁺ verwechseln.

Für einen Massenspektrometriker ist hier noch mehr Vorsicht geboten, aber dazu später mehr.

Wenn wir uns die molare Masse von Chlor in einem der zahlreichen Tabellenbücher ansehen, so entdecken wir hier eine deutliche Abweichung zur Massenzahl. Die Nachkomma-Zahl erscheint uns ungewohnt „krumm“ im Vergleich zur Massenzahl aus dem Periodensystem der Elemente.

Beispiel:
M (Cl) = 35,453 g/mol
M (Br) = 79,904 g/mol

Die Molare Masse von Chlor ist 35,453 g/mol obwohl doch die Massenzahl 35 ist. Extremer ist es beim Brom: Hier ist die Massenzahl 79, die molare Masse aber 79,904 g/mol.

Die Erklärung ist aber ganz einfach, bei der Molaren Masse für ein Element werden die Isotope und ihre natürliche Häufigkeit berücksichtigt.

Bei Chlor und Brom ist das +2-Isotop sehr häufig. Im Folgenden zitiere ich für beide Elemente aus einer Tabelle (NIST) die natürliche Häufigkeit und relative Atommasse der Isotope und stelle eine kleine Berechnung damit an.

Gewichtete Berechnung der durchschnittlichen Masse von Chlor unter Berücksichtigung der Häufigkeit:
34,96885268 x 75,76 % + 36,9659026 x 24,24 % = 35,45293758

Gewichtete Berechnung der durchschnittlichen Masse von Brom unter Berücksichtigung der Häufigkeit:
78,9183376 x 50,69 % + 80,9162897 x 49,31 % = 79,90352778

Die Ergebnisse dieser Berechnungen entsprechen also deren der Molaren Masse aus unseren üblichen Tabellenbüchern.

Wichtig! Auch wenn hier ein Zusammenhang besteht, ist die Molare Masse per Definition nicht zur Angabe von LC/MS-Messergebnissen geeignet. Verwenden Sie also keinesfalls die Molare Masse in g/mol als Ersatz für die atomare Masseneinheit Da (bzw. u)!

Zur Strukturaufklärung oder -identifikation ist die Molare Masse nicht geeignet. Falls Sie aber tatsächlich mal die Molare Masse als Ergebnis ermitteln müssen, bedenken Sie, dass ihr HRAMS-Gerät vielleicht die akkuraten Massen gut ermittelt aber evtl. Probleme mit der Richtigkeit der Intensitäten hat.

Achtung: Sie sollten auch keinesfalls die molare Masse bei der Kalibrierung von Massenspektrometer verwenden. Verwenden sie immer die monoisotopische Masse bzw. das Signal und den m/z-Wert der von ihrer Kalibrierlösung und dem Massenspektrometer vorgesehen ist.

Wobei es auch sicherlich nicht schadet, hier mal selbst nachzurechnen…

Ansonsten stolpert man hier gerne noch über Salzformen und Summenformeln. Während die Salzform beim Wiegen eine große Rolle spielt, ist sie bei LC/MS-Messungen nicht direkt zu erfassen.

Die ersten beiden Substanzen trennen während des chromatographischen Laufs ihre Salzreste ab und dem MS wird das alleinige Haloperidol-Molekül zugeführt und z.B. protoniert als [M+H]⁺-Ion detektiert.

Bei Haloperidol decanoate ist dies dagegen nicht der Fall. Hier liegt ja auch kein Salz vor, sondern eine kovalente Bindung, die die üblichen chromatographischen Bedingungen übersteht.

Des weiteren ist auch bei der Molaren Masse das wirkliche Isotopenverhältnis zu berücksichtigen, wenn z. B. deuterierte Substanzen (gelabelt) zur Metabolismusaufklärung verwendet werden.

Bei sehr kurzlebigen radioaktiven Substanzen muss unter Umständen auch die Zeit zwischen Herstellung und Verwendung bzw. Analyse berücksichtigt werden.

Auch ist das als „natürlich“ angenommene Isotopenverhältnis nicht überall gleich und muss evtl. gesondert berücksichtigt werden, dass betrifft vermutlich aber nur sehr spezielle Fälle.

Molpeak, Molekülpeak

Damit wird das Signal im Massenspektrum bezeichnet, bei dem wir einigen Grund zur Hoffnung haben, dass damit der Analyt am besten beschrieben wird. Das klingt zugegeben etwas wage. Leider ist die Praxis oft etwas verzwickter, als die klaren Lehrbuchbeispiele. Behalten wir im Hinterkopf, der Molpeak ist nicht immer das größte Signal im Spektrum. Das wäre der Basispeak.

Beispiele:

• Zerfall im MS
• Diverse Addukt-Ionen
• Aufsummierte statistische Wahrscheinlichkeit andere Isotope
• Koelution eines anderen Analyten

Das Molekül, das durch den Molpeak angezeigt wird wurde früher bei der LC/MS gerne übergenau als Quasi- oder Pseudo-Molekülion beschrieben. Wobei damit nichts wirklich Wichtiges ausgesagt wurde, man wollte es nur vom Molekülion der EI-Ionisation abgrenzen.

Am sinnvollsten nutzen Sie für die LC/MS stattdessen eine eindeutige Bezeichnung wie [M+H]⁺, [M-H]^- oder [M+Na]⁺ etc. für die unterschiedlichen Ionen korrespondierend zum Molekül. Natürlich nur sofern Sie es auch so mit gutem Gewissen identifiziert haben. Ist eine derartige Identifikation nicht möglich, bleibt nur die Beobachtung des Signals als m/z = 123 Da zu berichten.

Wichtig ist also immer die Unterscheidung eines beobachteten m/z-Wertes als Signal im Massenspektrum zur Interpretation der monoisotopischen Masse des Analyt-Moleküls [M].

Monoisotopische Masse (u oder Da)

Monoisotopic Mass

Das ist mithin der wichtigste Begriff in der LC/MS auch wenn er eher selten explizit verwendet wird. Bei der massenspektrometrischen Messung erfassen wir ja alle vorhandenen Isotope der Atome des Analyten in verschiedenen Verhältnissen (Isotop-Zusammensetzungen) und erhalten hierfür auch mehrere Signale im Massenspektrum.

An erster Stelle ist hier meist das monoisotopische Signal („Molpeak“) am interessantesten. Es setzt sich aus den jeweils am häufigsten vorkommenden Isotope der vorhandenen Elemente des Analyten zusammen. Das Signal entspricht also der Masse der Molekül-Summenformel des Analyten mit den häufigsten Isotopen. Daneben sieht man auch die Signale der Isotopen mit geringerer Häufigkeit.

Bei diesen anderen isotopischen Signalen können sich bei unzureichender massenspektrometrischer Auflösung die Signale der unterschiedlichen Isotop-Zusammensetzungen überlagern. Dagegen ist das monoisotopische Signal meistens „rein“ und entspricht genau einer Zusammensetzung.

Das bedeutet aber nicht zwangsläufig, dass dieses Signal das größte unter den anderen umgebenden isotopischen Signalen ist. Z. B. hat das ¹³C-Isotop eine Häufigkeit von etwa 1 %. Das bedeutet für Moleküle mit etwa 100 C-Atomen^*, dass hier statistisch gesehen eigentlich immer ein ¹³C-Atom mit im Molekül ist. Entsprechend ist dann das größte Signal bei den „+1-Isotopen“ [Monoisotopische Masse +1] zu sehen.

Als Beispiel zeige ich die simulierten Massenspektren von zwei hypothetischen reinen Kohlenstoffverbindungen mit C₅₀ und C₁₅₀ die jeweils als [M]^+●-Radikal-Ion vorliegen.

Bild: MS-Spektrum C50	Bild: MS-Spektrum C150

Anmerkung:
^*Wenn man genau rechnet ist übrigens ab 93 C-Atomen das +1-Isotop-Signal größer als das Signal der monoisotopischen Masse.
^**Innerhalb eines Isotopenclusters wird das höchste Signal in Englisch als „Principal Ion“ beschrieben – also auf Deutsch etwa „Haupt-Ion“.

Als häufigstes Isotop wird meist das natürlich häufigste Isotop verwendet. Wobei bei gelabelten Substanzen (z. B. Markierung mit Deuterium oder ¹⁴C) hier das entsprechende Isotop in richtiger Anzahl (und Häufigkeit) verwendet werden soll.

Wichtig ist hier immer eine eindeutige Summenformel, aus der der Leser erkennen kann, was wirklich gemeint ist. Leider wird das recht unterschiedlich gehandhabt und schlimmstenfalls wird das D bzw. ²H in der Summenformel gar nicht explizit erwähnt.

Nominale/Nominelle Masse

Nominal Mass

Gelegentlich trifft man auch noch auf den Begriff der nominellen Masse. Hier werden lediglich die Massenzahlen (Anzahl der Nukleonen) aller Atome der Summenformel addiert. Die nominelle Masse ist also immer eine ganze Zahl.

Vorsicht! Die nominelle Masse entspricht per Definition nicht der monoisotopischen Masse in der atomaren Masseneinheit Da.

Für kleine Moleküle mag die nominelle Masse zwar gleich der auf die ganze Zahl gerundeten monoisotopischen Masse sein. Aber bei sehr großen Molekülen kann es hier durch den summierten Massendefizit/Massenexzess der Elemente zu Abweichungen kommen.

Bei den meisten organischen Molekülen spielt dabei das Wasserstoffatom ¹H mit 1,0078 Da die größte Rolle.
C: Per Definition kein Massenexzess
O: Geringes Massendefizit, seltener als Wasserstoff
N: Geringerer Massenexzess und seltener als Wasserstoff
S: Deutliches Massendefizit, aber seltener als Wasserstoff

Bereits bei 58 H-Atomen können sich Unterschiede zwischen nomineller Masse und monoisotopischer Masse durch Rundung ergeben. Das ist wichtig für die Verwendung von sogenannten nominell-auflösenden Massenspektrometern.
Ab 128 H-Atomen ist die monoisotopische Masse tatsächlich um +1 höher

Ordnungszahl, Protonenzahl, Kernladungszahl

Proton Number, Atomic Number

Anzahl der Protonen des Elements.

Im Periodensystem der Elemente werden die Elemente der Reihe nach ihrer Anzahl Protonen (=Elektronen) aufgelistet und in Gruppen kategorisiert nach dem Orbitalmodell. Daraus ergibt sich schon ein guter erster Überblick über das chemische Verhalten der Elemente.

Relative Atommasse (dimensionslos)

Relative Atomic Mass, Atomic Weight

Das gibt das Massenverhältnis zwischen dem jeweiligen Atom und 1/12 der Masse des ¹²C-Isotops wieder. Als Massenverhältnis gibt es hier aber natürlich keine Einheit, da diese bei der Berechnung rausgekürzt wird.

Die Größe ist also ohne Einheit (dimensionslos) aber vom Zahlenwert identisch zur Angabe mit der Atomaren Masseneinheit u.

Vorsicht! "Atomic Mass" bezieht sich auf ein einzelnes Atom. Während "Atomic Weight" ein Durchschnittswert unter Berücksichtung der Isotopenverteilung ist.

Vielleicht haben wir jetzt noch die mahnenden Worte des Physik-Lehrers im Ohr: „Ohne Einheit keine Rechnung“. Also verwenden wir lieber die Zahlenwerte mit u oder Da. In längeren Berichten oder Tabellen ist das aber womöglich zu unübersichtlich und wir haben hier eine gute wissenschaftliche Begründung, wenn wir unsere gemessenen Massen (bzw. Masse-zu-Ladung Verhältnisse) ohne Einheit angeben wollen.

Stoffmenge (mol)

Man hat ja recht früh erkannt, dass die Elemente in einem bestimmten stöchiometrischen Verhältnis miteinander reagieren. (Chemisches Grundgesetze der konstanten bzw. multiplen Proportionen – Letzteres von Dalton).

Es wäre auch mühsam die Atome einzeln abzuwiegen oder abzuzählen. Deswegen hat man sich dazu auf eine sehr große bestimmte Anzahl der Teilchen festgelegt, deren Masse im praktischen Laborbetrieb einfach zu handhaben ist und die Massenverhältnisse bei Reaktionen gut beschrieben werden konnten.

Heute ist diese Anzahl die SI-Basiseinheit Stoffmenge mit der Einheit Mol (wenn als Einheit verwendet kleingeschrieben: mol).

Vor 2019 entsprach 1 mol der Anzahl an Teilchen, die in exakt 12 g des ¹²C-Isotops enthalten sind. Diese Anzahl ist die Avogadro Konstante.

Den Kehrwert der Avogadro Konstante finden wir übrigens wieder in der Definition der Atomaren Masseneinheit 1 Da (bzw. u).

In den unterschiedlichen Tabellenwerken finden wir dazu meist leicht unterschiedliche Nachkommastellen, da die Daten hierzu fortlaufend verfeinert werden. Man arbeitet aber wie gesagt an einer endgültigen „Konstante“.

Seit 2019 ist das Mol einfach willkürlich auf eine bestimmte Anzahl festgelegt, ohne der Herleitung über die Masse des ¹²C-Isotops. Wobei sich der Zahlenwert dadurch kaum geändert hat.

Avogadro Konstante N_A = 6.022 140 76 x 10²³ mol^-1
https://physics.nist.gov/cuu/Constants/index.html
(Abgerufen am 24.12.2020)