Atoommassa: definitie, eenheden (u), berekening en isotopen

Ontdek wat atoommassa is, hoe je het in u berekent, verschil met massagetal en isotopische massa, plus heldere voorbeelden en rekenmethode voor isotopen.

Schrijver: Leandro Alegsa

03-01-2026 19:11

Een atoommassa (symbool: m_a) is de massa van een enkel atoom van een chemisch element. Het omvat de massa's van de drie belangrijke subatomaire deeltjes waaruit een atoom bestaat: protonen, neutronen en elektronen. De totale massa van het atoom is echter niet simpelweg de optelsom van de losse deeltjesmassa's: door de kernbindingsenergie is er een zogeheten massadefect waardoor de werkelijke massa van een gebonden systeem iets lager is dan de som van de massas van de afzonderlijke nucleonen.

Eenheden: u (verenigde atoommassa-eenheid)

Atoommassa kan uiteraard in grammen of kilogrammen worden uitgedrukt, maar omdat atomaire massa's extreem klein zijn gebruikt men vrijwel altijd de verenigde atoommassa-eenheid (eenheidssymbool: u, soms ook amu). De eenheid is gedefinieerd als 1/12 van de massa van een enkel koolstof-12-atoom. Formeel:

1 u = (1/12) × massa(12C)
1 u ≈ 1,660 539 066 60(50) × 10⁻²⁷ kg (CODATA-waarde)
1 u komt overeen met ongeveer 931,494 MeV/c² in energie-eenheden (E = mc²).

Omdat elektronen veel lichter zijn dan nucleonen, levert één proton of één neutron ruwweg 1 u aan massa. In meer nauwkeurige termen geldt ongeveer:

m(proton) ≈ 1,007276 u
m(neutron) ≈ 1,008665 u
m(elektron) ≈ 0,0005486 u

Massagetal, isotopische massa en atoommassa

Het massagetal (symbool: A) van een atoom is de som van het aantal protonen (Z) en het aantal neutronen (N) in de kern. Het massagetal is altijd een heel getal en heeft geen eenheid. De isotopische massa

Bijvoorbeeld: het element chloor heeft twee veelvoorkomende isotopen, chloor-35 en chloor-37. Beide hebben Z = 17 protonen; chloor-35 heeft N = 18 neutronen en chloor-37 heeft N = 20 neutronen. De isotopische massa's liggen rond 35 u en 37 u, maar zijn niet exact gelijk aan die gehele getallen vanwege de bindingsenergie en de exacte massa van protonen/neutronen en de elektronen.

Relatieve atoommassa (atoomgewicht) vs. atoommassa

Belangrijk onderscheid:

Atoommassa van een enkel nuclide: de daadwerkelijke massa van dat atoom (bijv. massagetal afgerond ± massadefect), uitgedrukt in u of kg.
Relatieve isotopische massa: de isotopische massa gedeeld door 1/12 van de massa van 12C — een dimensieloos getal numeriek gelijk aan de isotopische massa in u (maar strikt genomen zonder eenheid).
Relatieve atoommassaatoomgewicht: de massagrootte die op de periodieke tabel vermeld staat voor het element; dit is een gemiddelde van de isotopische massa's, gewogen naar de natuurlijke abundantie van de isotopen. Dit getal is dimensieloos maar wordt vaak informeel in u opgegeven (zoals “35,45 u” voor chloor).

Berekenen van atoommassa / gemiddelde atoommassa — voorbeeld chloor

De gemiddelde (relatieve) atoommassa van een element wordt berekend als gewogen gemiddelde van de isotopische massa's volgens hun natuurlijke abundantie:

Ar(element) = Σ (f_i × m_i), waarbij f_i de fractie-abundantie is en m_i de isotopische massa in u.

Voor chloor leidt de combinatie van chloor-35 (ongeveer 75–76% abundant) en chloor-37 (ongeveer 24–25%) tot een gemiddelde atoommassa van ongeveer 35,45 (vaak weergegeven als 35,45 u). Dit verklaart waarom het element chloor in de tabel niet precies 35 of 37 krijgt maar een tussenwaarde.

Formule en massadefect

Een redelijke benadering voor de massa van een atoom (in u) is:

m_atom ≈ Z·m_p + N·m_n + Z·m_e − BE/c²,

waar BE de kernbindingsenergie is. De term BE/c² is het massadefect: het verschil tussen de som van de afzonderlijke deeltjesmassa's en de werkelijke massa van de gebonden kern. Dit is de reden waarom bijvoorbeeld een 12C-kern exact 12 u heeft door de definitie, maar de som van afzonderlijke proton- en neutronmassa's iets groter zou zijn zonder bindingsenergie.

Meten van atoommassa's

Atoommassa's en isotopische massa's worden met grote nauwkeurigheid bepaald met massa-spectrometrie en andere experimentele technieken. Internationale instituten (bijv. IUPAC en CODATA) publiceren geverifieerde tabellen met isotopische massa's en standaardwaarden voor de relatieve atoommassa's van elementen.

Notatie en voorbeelden

Isotopen worden vaak genoteerd als ^A_ZX, waarbij X het element symbool is, A het massagetal en Z het atoomnummer. Voorbeelden:

^12C voor koolstof-12 (A = 12, Z = 6)
^35Cl en ^37Cl voor de genoemde chloorisotopen

Samengevat: de atoommassa van een specifiek atoom (isotopische massa) is een nauwkeurig meetbare eigenschap die in u of kg wordt uitgedrukt; het massagetal is een eenvoudig geheel getal dat Z + N weergeeft; en de relatieve atoommassa (atoomgewicht) is het natuurlijke, naar abundantie gewogen gemiddelde van de isotopische massa's van een element.

Relatieve isotopische massa

Een relatieve isotopische massa is de massa van een isotoop ten opzichte van 1/12 van de massa van een koolstof-12 atoom. Met andere woorden, een relatieve isotopische massa vertelt u hoe vaak een isotoop van een element zwaarder is dan een twaalfde van een koolstof-12-atoom. Het woord relatief in relatieve isotoopmassa verwijst naar deze schaling ten opzichte van koolstof-12. Relatieve isotopische massa lijkt op isotopische massa en heeft precies dezelfde numerieke waarde als isotopische massa, wanneer isotopische massa wordt uitgedrukt in atomaire massa eenheden. In tegenstelling tot isotopische massa hebben relatieve isotopische massawaarden echter geen eenheden.

Net als de relatieve isotopische massa is de relatieve atoommassa (symbool: A_r ) een verhouding zonder eenheden. Een relatieve atoommassa is de verhouding van de gemiddelde massa per atoom van een element uit een bepaald monster tot 1/12 van de massa van een koolstof-12 atoom. Om de relatieve atoommassa van een monster van een element te vinden, zou iemand het naar abundantie gewogen gemiddelde van de relatieve isotoopmassa's berekenen. Bijvoorbeeld, om het chloorvoorbeeld van hierboven voort te zetten, als er 75% chloor-35 en 25% chloor-37 in een chloormonster zit,

A r = ( 35 × 75 ) + ( 37 × 25 ) 100 = ( 2625 ) + ( 925 ) 100 = 3550 100 = 35,5 {\displaystyle A_{r}={{frac {(35 maal 75)+(37 maal 25)}{100}}={{frac {(2625)+(925)}{100}}={{frac {3550}{100}}=35,5} $A_{r}={\frac {(35\times 75)+(37\times 25)}{100}}={\frac {(2625)+(925)}{100}}={\frac {3550}{100}}=35.5$

Gerelateerde pagina's

Relatieve atoommassa
Massagetal
Atoommassa-eenheid

Vragen en antwoorden

V: Wat is atoommassa?

A: Atoommassa (symbool: ma) is de massa van een enkel atoom van een chemisch element. Het omvat de massa's van de 3 subatomaire deeltjes waaruit een atoom bestaat: protonen, neutronen en elektronen.

V: Hoe wordt atoommassa uitgedrukt?

A: Atoommassa kan worden uitgedrukt in grammen, maar wordt meestal uitgedrukt in verenigde atoommassa-eenheden (eenheidssymbool: u). 1 atoommassa-eenheid wordt gedefinieerd als 1/12 van de massa van een enkel koolstof-12-atoom.

V: Waarvan heeft een koolstof-12-atoom een massa?

A: Een koolstof-12 atoom heeft een massa van 12 u.

V: Wat bepaalt welk element een atoom is?

A: Het aantal protonen van een atoom bepaalt welk element het is.

V: Wat zijn isotopen?

A: De meeste elementen in de natuur bestaan uit atomen met een verschillend aantal neutronen. Een atoom van een element met een bepaald aantal neutronen wordt een isotoop genoemd.

V:Wat is het verschil tussen atoommassa en massagetal?

A:De atoommassa van een atoom ligt gewoonlijk binnen 0,1 u van het massagetal dat het totale aantal protonen en neutronen weergeeft dat in de kern aanwezig is, zonder enige eenheid.

Zoek in de encyclopedie