Wat is de atoommassa?
In de scheikunde wordt de massa van een atoom atomaire massa genoemd, die bestaat uit de totale massa van protonen en neutronen.
Atoommassa verschilt van atoomgewicht, relatieve atoommassa, atoomnummer en massagetal of massagetal.
De atomaire massa wordt weergegeven in het periodiek systeem der elementen. Laten we eens kijken naar de voorbeelden dan.
Vertegenwoordiging van de atomaire massa van de elementen in het periodiek systeem. 
Atoommassa van zuurstof, aluminium en koolstof in het periodiek systeem.
Atomaire massa-eenheden
De maateenheid voor atomaire massa staat bekend als "amu", wat de afkorting is voor "atomaire massa-eenheden". Het is ook bekend als "u", wat "verenigde atomaire massa-eenheden" samenvat, en als "Da", wat staat voor "Dalton".
Deze eenheid wordt gedefinieerd als het 1/12 deel met een koolstof 12-atoom (C-12). Dus 1 amu komt overeen met 1.66053904 x 1024 gram.
Bijvoorbeeld, heeft het koolstof 12-atoom (C-12) in het bijzonder 12 atomaire massa-eenheden (u = 12).
Atoomgewicht
De atoomgewicht wordt gedefinieerd als het gemiddelde van de atomaire massa van alle isotopen van een element.
Bijvoorbeeld, het atoomgewicht van koolstof, dat wordt berekend uit het gemiddelde tussen verschillende isotopen van koolstof zoals C-12 en C-14, is 12.0107.
Atoomgetal
De atoomnummer komt overeen met het aantal protonen dat elk atoom van een element bevat. Dit wordt weergegeven door de letter Z. Bijvoorbeeld, het atoomnummer van koolstof (C) is 6 (Z = 6).
Massagetal
De massagetal of massagetal verwijst naar het totale aantal protonen en neutronen in de kern van het atoom.
Relatieve atoommassa
Als je de atomaire massa van een element wilt berekenen, en niet alleen een atoom, spreken we van relatieve atomaire massa en deze wordt weergegeven door de initialen "Ar". Laten we kijken.
Elementen komen op verschillende manieren in de natuur voor, wat in scheikundige termen betekent dat ze uit meerdere isotopen kunnen bestaan.
We spreken van isotopen om te verwijzen naar atomen met verschillende aantallen neutronen maar hetzelfde aantal protonen. Daarom is de massa van elke isotoop anders. De relatieve atomaire massa komt dus overeen met het gemiddelde van de massa's van de isotopen van elk element.
