Rost-9D/iStock/GettyImages

Ruim 99,9 procent van de massa van een atoom bevindt zich in de kern. De protonen en neutronen in het centrum van het atoom zijn ongeveer 2000 keer zwaarder dan de elektronen die eromheen draaien. Omdat de elektronen in vergelijking zo licht zijn, vertegenwoordigen ze slechts een fractie van een procent van het totale gewicht van het atoom.

TL;DR (te lang; niet gelezen)

Het grootste deel van de massa van een atoom bevindt zich in de kern.

Massa's van de deeltjes

Massa's van de deeltjes

Individuele atomen hebben extreem kleine massa's, en hieruit volgt dat de deeltjes waaruit een atoom bestaat, zelfs nog kleinere massa's hebben. Een proton weegt bijvoorbeeld 1,673 x 10-24 g. Het neutron is iets zwaarder:1,675 x 10-24 g. Een elektron is veel lichter, namelijk 9,11 x 10-28 g.

Deeltjes:hoeveel en waar

Deeltjes:hoeveel en waar

Elektrisch neutrale atomen hebben een gelijk aantal protonen en elektronen. De lading op elk elektron is even groot als op het proton, maar met tegengestelde tekens. Protonen hebben een positieve lading; elektronen zijn negatief. Het aantal neutronen is iets moeilijker te definiëren, omdat het zelfs voor atomen van hetzelfde element verschillend kan zijn. Koolstof-12 heeft bijvoorbeeld zes protonen en zes neutronen; de radioactieve koolstof-14-kern heeft zes protonen en acht neutronen. Atomen hebben het grootste deel van hun massa in de kern, niet alleen omdat protonen en neutronen zwaarder zijn dan elektronen, maar ook omdat het aantal protonen en neutronen samen ongeveer 2:1 groter is dan het aantal elektronen.

Massa's van isotopen

Massa's van isotopen

Atomen van hetzelfde element kunnen verschillende aantallen neutronen hebben. Chemici noemen deze verwante atomen isotopen. Het aantal isotopen varieert per element. Tin is de isotoopkampioen met 63, terwijl waterstof de minste heeft:drie. Chemici bepalen de massa van elke isotoop door de protonen en neutronen te tellen. Ze negeren de elektronen omdat hun massa in vergelijking zo klein is. Voor het gemak ontwikkelden scheikundigen de atomaire massa-eenheid (AMU) voor het meten van het atoomgewicht. Het wordt gedefinieerd als 1/12 van de massa van het koolstof-12-atoom, dus de atoommassa van koolstof-12 is 12. Vanwege het kleine verschil in de massa's van het proton en het neutron, maar ook om andere redenen, komen de atoommassa's van de meeste andere elementen en isotopen niet uit in hele getallen.

Gemiddelde atoommassa

Gemiddelde atoommassa

Wanneer u de atoommassa van een element in het periodiek systeem opzoekt, is het getal dat u ziet het gemiddelde van alle isotopen van het element. Het gemiddelde wordt aangepast voor de relatieve overvloed van elke isotoop. Als gevolg hiervan hebben zeldzame isotopen een kleiner effect en hebben gewone isotopen gemiddeld een groter effect. De gemiddelde atoommassa die voor koolstof wordt vermeld, is bijvoorbeeld niet precies 12, maar 12,01. De zwaardere isotopen zoals koolstof-13 en koolstof-14 bestaan in kleine hoeveelheden, waardoor de gemiddelde massa licht toeneemt.

Atoomnummer

Atoomnummer

Voor elk element in het periodiek systeem is het getal bovenaan het elementsymbool het atoomnummer. Dit is eenvoudigweg het aantal protonen voor het element. In tegenstelling tot de atoommassa is het atoomnummer voor elke isotoop hetzelfde en is het altijd een geheel getal.