Une masse atomique (symbole : ma) est la masse d’un seul atome d’un élément chimique. Elle comprend les masses des 3 particules subatomiques qui composent un atome : les protons, les neutrons et les électrons.
La masse atomique peut être exprimée en grammes. Cependant, comme chaque atome a une masse très faible, cela n’est pas très utile. Au lieu de cela, la masse atomique est exprimée en unités de masse atomique unifiées (symbole d’unité : u). 1 unité de masse atomique est définie comme 1/12 de la masse d’un seul atome de carbone-12.:18 1 u a une valeur de 1,660 539 066 60(50) × 10-27 kg.
Un atome de carbone-12 a une masse de 12 u. Comme les électrons sont très légers, on peut dire que la masse d’un atome de carbone-12 est constituée de 6 protons et de 6 neutrons. Comme les masses des protons et des neutrons sont presque exactement les mêmes, on peut dire que les protons et les neutrons ont une masse d’environ 1 u.:18 On peut donc obtenir une valeur approximative de la masse d’un atome en unités de masse atomique en calculant la somme du nombre de protons et du nombre de neutrons dans le noyau, que l’on appelle le nombre de masse. La masse atomique d’un atome se situe généralement à 0,1 u près du numéro de masse.
Le nombre de protons d’un atome détermine l’élément dont il est constitué. Cependant, la plupart des éléments dans la nature sont constitués d’atomes avec différents nombres de neutrons. Un atome d’un élément possédant un certain nombre de neutrons est appelé isotope :44 Par exemple, l’élément chlore possède deux isotopes courants : le chlore-35 et le chlore-37. Les deux isotopes du chlore ont 17 protons, mais le chlore-37 a 20 neutrons, soit 2 neutrons de plus que le chlore-35, qui en a 18. Chaque isotope a sa propre masse atomique, appelée masse isotopique. Dans le cas du chlore, le chlore-35 a une masse d’environ 35 u, et le chlore-37 d’environ 37 u.
Comme mentionné ci-dessus, notez que la masse atomique d’un atome n’est pas la même que son numéro de masse. Le numéro de masse (symbole : A) d’un atome est la somme du nombre de protons et du nombre de neutrons dans le noyau.:20 Les numéros de masse sont toujours des nombres entiers sans unité. De plus, la masse isotopique relative n’est pas la même que la masse isotopique, et la masse atomique relative (également appelée poids atomique) n’est pas la même que la masse atomique.
Une masse isotopique relative est la masse d’un isotope par rapport à 1/12 de la masse d’un atome de carbone 12. En d’autres termes, une masse isotopique relative vous indique le nombre de fois où un isotope d’un élément est plus lourd qu’un douzième d’un atome de carbone-12. Le mot relatif dans masse isotopique relative fait référence à cette échelle par rapport au carbone 12. La masse isotopique relative est similaire à la masse isotopique et a exactement la même valeur numérique que la masse isotopique, chaque fois que la masse isotopique est exprimée en unités de masse atomique. Cependant, contrairement à la masse isotopique, les valeurs de masse isotopique relative n’ont pas d’unités.
Comme la masse isotopique relative, une masse atomique relative (symbole : Ar) est un rapport sans unité. Une masse atomique relative est le rapport entre la masse moyenne par atome d’un élément d’un échantillon donné et 1/12 de la masse d’un atome de carbone 12. On trouve la masse atomique relative d’un échantillon d’un élément en calculant la moyenne pondérée par l’abondance des masses isotopiques relatives. Ainsi, pour reprendre l’exemple du chlore cité plus haut, s’il y a 75 % de chlore-35 et 25 % de chlore-37 dans un échantillon de chlore,