Numărul atomic este numărul de protoni – particule încărcate pozitiv – din nucleu un atom al unui element chimic. Elementele se disting unele de altele prin numărul acestor particule pe care le au și astfel fiecare element are propriul său număr atomic unic. Proprietățile chimice ale unui element sunt determinate de numărul său de electroni, dar într-un atom neutru, acesta este același cu numărul de protoni. Atomii pot, totuși, să câștige sau să piardă electroni pentru a forma ioni încărcați negativ sau pozitiv, astfel încât numărul atomic este definit ca numărul de protoni, deoarece acesta este întotdeauna același pentru un element dat.
Numărul atomic, numărul de masă și greutatea atomică
Este posibil să confundăm aceste valori, dar ele sunt destul de distincte una de cealaltă. Atomii constau dintr-un nucleu care conține protoni încărcați pozitiv și neutroni neutri din punct de vedere electric, cu electroni care orbitează la o anumită distanță. Protonii și neutronii sunt relativ grei și similari ca greutate, dar electronii sunt mult mai ușori și contribuie foarte puțin la greutatea unui atom. Numărul de masă al unui atom este numărul de protoni plus numărul de neutroni și este aproape egal cu greutatea atomului.
Numărul de neutroni dintr-un element poate varia. Formele unui element cu numere diferite de neutroni sunt cunoscute sub numele de izotopi. De exemplu, cea mai comună formă de hidrogen are un proton și nici un neutron, dar există alți doi izotopi ai hidrogenului, deuteriu și tritiu, cu unul și, respectiv, doi neutroni. Elementele care apar în mod natural sunt adesea amestecuri de izotopi diferiți. Carbonul este un alt exemplu, constând din izotopi cu numere de masă 12, 13 și 14. Toți au șase protoni, dar au șase, șapte și, respectiv, opt neutroni.
Deși chimiștii din secolul al XIX-lea au stabilit aproximări bune ale greutăților atomice ale elementelor cunoscute, calculele precise nu sunt întotdeauna simple, din cauza apariției diferiților izotopi în proporții variabile. Adesea, greutatea atomică este determinată ca medie, pe baza abundenței relative a izotopilor. Deoarece unii izotopi sunt instabili, schimbându-se în timp în alte elemente, greutățile atomice pot varia și pot fi reprezentate ca un interval, mai degrabă decât o singură valoare. Izotopii sunt de obicei reprezentați cu numărul atomic în partea stângă jos a simbolului chimic și cu numărul de masă, sau cu greutatea atomică aproximativă, în dreapta sus. De exemplu, carbonul 19 ar fi prezentat ca 13C6.
Tabelul periodic
În anii 1860, chimistul rus Dimitri Mendeleev a lucrat la un tabel al elementelor cunoscute la acea vreme, înscriindu-le inițial în ordinea greutății atomice și aranjandu-le în rânduri care grupau elemente cu proprietăți chimice similare. S-a observat anterior de către alți chimiști că proprietățile elementelor, atunci când sunt ordonate în funcție de greutate, tindeau să se repete la intervale mai mult sau mai puțin regulate. De exemplu, litiul, sodiul și potasiul sunt toate metale reactive care se combină cu nemetale în moduri similare, în timp ce heliul, neonul și argonul sunt toate gaze complet nereactive. Din acest motiv, lista lui Mendeleev a devenit cunoscută ca tabel periodic.
Prima schiță a lui Mendeleev a funcționat bine, dar au existat câteva inconsecvențe. De exemplu, enumerate în ordinea greutății, iodul a venit înaintea telurului. Problema a fost că acesta a grupat iodul cu oxigen, sulf și seleniu, iar telurul cu fluor, clor și brom. În funcție de proprietățile lor chimice, invers ar fi trebuit să fie cazul, așa că înainte de a-și publica tabelul în 1869, Mendeleev a schimbat pur și simplu aceste elemente. Cu toate acestea, abia la începutul secolului al XX-lea a fost dezvăluit motivul acestor inconsecvențe.
În 1913, fizicianul HGJ Moseley a stabilit o relație între lungimile de undă ale razelor X produse de diferite elemente și secvența lor în tabelul periodic. Pe măsură ce structura atomului a fost dezvăluită de alte experimente în această perioadă, a devenit clar că această relație depindea de numărul de protoni din nucleul unui element, cu alte cuvinte, de numărul său atomic. Tabelul periodic ar putea fi apoi ordonat după acest număr, punând proprietățile chimice observate ale elementelor pe o bază teoretică solidă. Inconcordanțe ocazionale din tabelul inițial s-au datorat faptului că variațiile numărului de neutroni ar putea duce uneori la un element având o greutate atomică mai mare decât un alt element cu un număr atomic mai mare.
Tabelul periodic modern arată elementele în casete aranjate pe rânduri și coloane, cu numărul atomic crescând de-a lungul fiecărui rând. Fiecare coloană grupează elemente cu proprietăți chimice similare. Coloanele sunt determinate de numărul și aranjamentul electronilor din atomi, care la rândul său este determinat de numărul de protoni. Fiecare cutie conține în mod normal simbolul chimic pentru element, cu numărul atomic deasupra.