Une masse atomique (symbole : ma) est la masse d'un seul atome d'un élément chimique. Elle comprend les masses des trois particules subatomiques qui composent un atome : les protons, les neutrons et les électrons. La masse d'un atome tient essentiellement à son noyau (protons + neutrons), car la masse des électrons est très faible en comparaison.

Unités et constante

La masse atomique peut être exprimée en kilogrammes ou en grammes, mais comme chaque atome a une masse extrêmement petite, on utilise habituellement l'unité de masse atomique unifiée, notée u (ou Da pour dalton dans certains contextes). Par définition, 1 u est égale à 1/12 de la masse d'un atome de carbone 12. La valeur numérique usuelle est :

1 u = 1,660 539 066 60(50) × 10−27 kg.

Un atome de carbone‑12 a donc une masse de exactement 12 u (par définition du standard).

Nombre de masse (A) et masse isotopique

Le nombre de masse (symbole : A) d'un atome est la somme du nombre de protons (Z) et du nombre de neutrons (N) présents dans le noyau : A = Z + N. Le nombre de masse est un entier sans unité et sert à identifier un isotope particulier. L'écriture isotopique standard est : AZX (par exemple 126C pour le carbone‑12).

La masse isotopique d'un isotope est la masse réelle d'un atome de cet isotope, généralement exprimée en u. À cause du défaut de masse lié à l'énergie de liaison nucléaire, la masse isotopique n'est pas exactement égale à A (le nombre de masse) ; elle est légèrement inférieure à la somme des masses des nucléons pris séparément. En pratique, la masse d'un proton ou d'un neutron est proche de 1 u, mais la masse d'un noyau est réduite par l'énergie de liaison.

Masse isotopique relative et masse atomique relative

La masse isotopique relative est la masse d'un isotope comparée à 1/12 de la masse d'un atome de carbone‑12. Le terme relative indique que l'on utilise cette échelle de référence (carbone‑12). Lorsqu'une masse isotopique est exprimée en unités u, sa valeur numérique est identique à celle de la masse isotopique relative, mais la quantité « relative » est sans unité.

De façon analogue, la masse atomique relative (symbole : Ar) d'un élément est le rapport entre la masse moyenne par atome d'un échantillon donné de cet élément et 1/12 de la masse d'un atome de carbone‑12. C'est un nombre sans unité obtenu par la moyenne pondérée des masses isotopiques relatives, en tenant compte des abondances isotopiques :

Ar = Σ (fi × mi),

où fi est la fraction isotopique (abondance relative) de l'isotope i et mi sa masse isotopique relative (en u).

Exemple : le chlore

La plupart des éléments naturels sont constitués d'un mélange d'isotopes. Par exemple, le chlore possède deux isotopes courants : le chlore‑35 et le chlore‑37. Les deux ont Z = 17 protons ; le chlore‑35 a 18 neutrons (A = 35) et le chlore‑37 en a 20 (A = 37). Chaque isotope a sa propre masse isotopique (≈ 35 u et ≈ 37 u, respectivement).

Si l'on prend l'exemple simplifié donné plus haut, avec 75 % de chlore‑35 et 25 % de chlore‑37 dans un échantillon, la masse atomique relative moyenne de cet échantillon est :

Ar(Cl) = 0,75 × 35 + 0,25 × 37 = 35,5 (sans unité).

En réalité, en tenant compte des masses isotopiques précises et des abondances naturelles mesurées, la valeur acceptée pour l'Ar du chlore est environ 35,45. Les tables périodiques donnent généralement la masse atomique relative moyenne d'un élément telle qu'observée dans la nature.

Relation avec la mole et la masse molaire

La masse atomique relative étant un nombre sans unité, sa valeur numérique correspond directement à la masse molaire (en g·mol−1) d'un élément :

masse molaire (g·mol−1) ≈ Ar.

Par exemple, si Ar du carbone‑12 = 12, alors la masse molaire du carbone‑12 est 12 g·mol−1 (par définition du système). De façon générale, Ar × 1 g·mol−1 donne la masse d'une mole d'atomes de l'élément considéré.

Différences importantes à retenir

  • Nombre de masse (A) : entier (Z + N), sans unité, indique le nombre total de nucléons.
  • Masse isotopique : masse réelle d'un isotope, exprimée en u (≈ A mais corrigée par le défaut de masse).
  • Masse isotopique relative : masse isotopique comparée à 1/12 de la masse du carbone‑12 (sans unité).
  • Masse atomique relative / poids atomique (Ar) : moyenne pondérée des masses isotopiques relatives d'un échantillon naturel (sans unité) ; souvent indiquée dans le tableau périodique et numériquement égale à la masse molaire en g·mol−1.

Mesure et précision

Les masses isotopiques et les abondances isotopiques sont mesurées par spectrométrie de masse et d'autres techniques analytiques. Les valeurs tabulées dans les tables chimiques (Ar) tiennent compte des abondances naturelles et sont fournies avec une précision qui peut varier selon l'élément et la pureté de l'échantillon. On rencontre aussi des notations pour la masse atomique d'un isotope isolé (masse isotopique) et pour la masse atomique moyenne d'un élément naturel (masse atomique relative).

Défaut de masse et énergie de liaison

La masse d'un noyau est inférieure à la somme des masses des protons et des neutrons isolés : cette différence est appelée défaut de masse. Elle correspond à l'énergie nécessaire pour séparer complètement le noyau en nucléons, selon la relation d'équivalence masse‑énergie d'Einstein E = mc2. C'est la raison pour laquelle la masse isotopique n'est pas exactement égale au nombre de masse A.

En résumé

  • La masse atomique d'un atome reflète la masse de ses constituants (principalement du noyau) et s'exprime couramment en u.
  • La masse atomique relative (Ar) d'un élément est une moyenne pondérée des masses isotopiques, sans unité, et correspond numériquement à la masse molaire en g·mol−1.
  • Les isotopes d'un même élément ont des masses légèrement différentes à cause du nombre différent de neutrons et du défaut de masse.