Les atomes sont composés d'un noyau dense contenant des protons chargés positivement et des neutrons électriquement neutres, entourés d'électrons chargés négativement qui occupent des orbitales définies. Les protons et les neutrons sont environ 2 000 fois plus lourds que les électrons, ils représentent donc la quasi-totalité de la masse d’un atome. Pour chaque élément, le nombre de protons dans le noyau est fixe :le carbone, par exemple, a toujours six protons. Dans un atome neutre, le nombre d’électrons est égal au nombre de protons, mais des électrons peuvent être gagnés ou perdus lors de réactions chimiques. Le nombre de neutrons varie selon les atomes du même élément, donnant naissance aux isotopes. La maîtrise de ces concepts vous permet de calculer la composition subatomique de n'importe quel isotope.
Le numéro de masse apparaît en exposant avant le symbole de l'élément ou après un trait d'union, par exemple 235U. ou U‑235 . Ce nombre représente le nombre total de protons et de neutrons.
Localisez le numéro atomique de l’élément dans le tableau périodique. Le numéro atomique est le nombre de protons dans chaque atome de cet élément. L'uranium (U) a un numéro atomique de 92, donc chaque noyau d'uranium contient 92 protons.
Vérifiez le symbole pour une notation de charge :un nombre positif ou négatif en exposant (par exemple, 235U(4⁺) ). Une charge positive signifie que l’atome a perdu autant d’électrons; une charge négative indique des électrons gagnés. Si aucune charge n’est indiquée, l’atome est neutre et son nombre d’électrons est égal à son nombre de protons. Pour 235U(4⁺) , le nombre d'électrons est de 92 – 4 = 88.
Soustrayez le nombre de protons du nombre de masse :Neutrons = Nombre de masse – Protons . Pour 235U, cela fait 235 – 92 = 143 neutrons.