Una massa atomica (simbolo: ma) è la massa di un singolo atomo di un elemento chimico. Comprende le masse delle 3 particelle subatomiche che compongono un atomo: protoni, neutroni ed elettroni.
La massa atomica può essere espressa in grammi. Tuttavia, poiché ogni atomo ha una massa molto piccola, questo non è molto utile. Invece, la massa atomica è espressa in unità di massa atomica unificata (simbolo di unità: u). 1 unità di massa atomica è definita come 1/12 della massa di un singolo atomo di carbonio-12.:18 1 u ha un valore di 1,660 539 066 60(50) × 10-27 kg.
Un atomo di carbonio-12 ha una massa di 12 u. Poiché gli elettroni sono così leggeri, possiamo dire che la massa di un atomo di carbonio-12 è fatta di 6 protoni e 6 neutroni. Poiché le masse dei protoni e dei neutroni sono quasi esattamente le stesse, possiamo dire che sia i protoni che i neutroni hanno una massa di circa 1 u.:18 Quindi, possiamo ottenere un valore approssimativo della massa di un atomo in unità di massa atomica calcolando la somma del numero di protoni e del numero di neutroni nel nucleo, che si chiama numero di massa. La massa atomica di un atomo è di solito entro 0,1 u del numero di massa.
Il numero di protoni di un atomo determina che elemento è. Tuttavia, la maggior parte degli elementi in natura consiste di atomi con un numero diverso di neutroni. Un atomo di un elemento con un certo numero di neutroni è chiamato isotopo:44 Per esempio, l’elemento cloro ha due isotopi comuni: cloro-35 e cloro-37. Entrambi gli isotopi del cloro hanno 17 protoni, ma il cloro-37 ha 20 neutroni, 2 neutroni in più del cloro-35, che ne ha 18. Ogni isotopo ha una propria massa atomica, chiamata massa isotopica. Nel caso del cloro, il cloro-35 ha una massa di circa 35 u, e il cloro-37 di circa 37 u.
Come detto sopra, si noti che la massa atomica di un atomo non è la stessa del suo numero di massa. Il numero di massa (simbolo: A) di un atomo è la somma del numero di protoni e del numero di neutroni nel nucleo:20 I numeri di massa sono sempre numeri interi senza unità. Inoltre, la massa isotopica relativa non è la stessa della massa isotopica, e la massa atomica relativa (chiamata anche peso atomico) non è la stessa della massa atomica.
Una massa isotopica relativa è la massa di un isotopo rispetto a 1/12 della massa di un atomo di carbonio-12. In altre parole, una massa isotopica relativa ti dice il numero di volte che un isotopo di un elemento è più pesante di un dodicesimo di un atomo di carbonio-12. La parola relativa nella massa isotopica relativa si riferisce a questa scalatura rispetto al carbonio-12. La massa isotopica relativa è simile alla massa isotopica e ha esattamente lo stesso valore numerico della massa isotopica, quando la massa isotopica è espressa in unità di massa atomica. Tuttavia, a differenza della massa isotopica, i valori di massa isotopica relativa non hanno unità.
Come la massa isotopica relativa, una massa atomica relativa (simbolo: Ar) è un rapporto senza unità. Una massa atomica relativa è il rapporto tra la massa media per atomo di un elemento di un dato campione e 1/12 della massa di un atomo di carbonio-12. Troviamo la massa atomica relativa di un campione di un elemento calcolando la media ponderata per l’abbondanza delle masse isotopiche relative. Per esempio, per continuare l’esempio del cloro di cui sopra, se c’è il 75% di cloro-35 e il 25% di cloro-37 in un campione di cloro,