Masse atomique

Masse atomique
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Par convention, la masse atomique du 12C est égale à 12 unité de masse atomique unifiée.

Unités SI kg
Autres unités Unité de masse atomique unifiée
Dimension M
Nature Grandeur scalaire extensive

La masse atomique relative (ou poids atomique) est la masse d'un atome en particulier ou un élément chimique en général (auquel cas on envisage un mélange isotopique) exprimée en tant que multiple d'une masse élémentaire de référence qui se veut proche de celle d'un nucléon unique. En effet la masse d'un atome est proportionnelle en première approximation au nombre de ses nucléons, dit nombre de masse. La masse élémentaire de référence, appelée unité de masse atomique, est définie depuis les années 1960 comme le douzième de la masse de l'atome de carbone 12.

Pourquoi la masse atomique relative diffère du nombre de masse

La masse atomique est généralement un nombre décimal, et ce pour plusieurs raisons. Les décimales varient selon l'unité de masse atomique choisie comme référence, ce qui explique en partie les variations historiques de ce choix.

Concernant un élément chimique en général, c'est le mélange isotopique constaté sur la Terre qui est pris comme mélange caractéristique. La masse atomique d'un élément chimique est ainsi la moyenne des masses atomiques de ses isotopes au prorata de leur présence dans la nature. Ce choix offre un intérêt pratique évident : il permet de calculer précisément les masses en jeu lorsqu'on considère des échantillons non purifiés de l'élément chimique, c'est-à-dire dans la situation expérimentale la plus courante.

Concernant un atome en particulier (isotope donné d'un élément donné, caractérisé par un nombre de protons et un nombre de neutrons donnés), seul le carbone 12 possède a priori une masse atomique entière, pour la simple raison que l'unité de masse atomique est définie comme 1/12e de sa masse. Pour tous les autres atomes, la masse atomique exacte n'est pas un multiple entier de la masse unitaire de référence. En effet des phénomènes physiques corrélés au nombre de nucléons mais non proportionnels à celui-ci interviennent, de telle sorte que la masse d'un ensemble de nucléons assemblés dans un noyau n'est pas égale à la somme des masses des nucléons isolés : en effet, la masse d'un proton lié dans un noyau n'est pas tout à fait égale à celle d'un proton libre (énergie de liaison, défaut de masse nucléaire...).

Pourquoi utiliser la masse atomique relative plutôt que la masse en grammes

Comme le nombre des nucléons, la masse atomique relative prend dans la nature une valeur comprise entre 1 et un peu plus de 200. C'est donc un nombre plus facile à imaginer et plus simple à écrire que celui qui caractérise la masse en kg des atomes, proche de 10−27 kg.

Par ailleurs, la notion de masse atomique relative est née avant que l'existence de l'atome soit avérée, et donc avant qu'il soit possible de compter ou de peser des atomes. Les chimistes avaient néanmoins observé la quantification des masses des éléments chimiques, par exemple en comparant des volumes identiques de gaz différents. La masse atomique relative décrit efficacement le rapport massique des éléments indépendamment du nombre de corpuscules concernés.

Les différentes références de masse atomique au cours de l'histoire

Quand la notion de masse atomique apparut, les premières mesures suggéraient que la masse atomique d'un atome était toujours un multiple entier de celle de l'hydrogène. Le choix de l'hydrogène comme masse atomique unitaire relevait donc plus d'un constat que d'un choix normatif.

On démontra dans la première moitié du XIXe siècle que les masses atomiques n'étaient pas exactement des multiples entiers de l'unité, quelle qu'en soit la définition. Cela signifiait qu'1/16e de la masse de l'oxygène 16 par exemple, n'est pas égal à 1/12e de la masse du carbone 12, ni à la masse de l'hydrogène. Il était donc nécessaire de préciser la définition en choisissant un élément de référence. L'oxygène étant fréquemment impliqué dans les réactions chimiques qui nous entourent, son choix comme référence pour la mesure de l'unité de masse atomique simplifiait de nombreux calculs pour les chimistes. Toutefois ce standard s'est ensuite décliné selon deux interprétations : celle des chimistes, qui prenaient comme référence le mélange isotopique naturel de l'oxygène, et celle des physiciens, qui choisirent plus précisément l'isotope oxygène 16.

Il était nécessaire de statuer sur une référence unique. Les valeurs de masse atomique relative obtenues par référence au carbone 12 avaient l'avantage de ne pas trop différer des anciennes valeurs, que celles-ci proviennent de la chimie ou de la physique. Cela facilitait la mise en place de cette nouvelle et ultime référence.

  • 2002 : le CNRS[Qui ?], organisme français, propose[réf. nécessaire] une unité sur la base 1 proton égal 1 unité. Mais à ce jour, il n'a pas été suivi. L'unité de base reste donc la précédente.

Voir aussi

Articles connexes

Synoptique des grandeurs de masse moléculaire
Grandeur Définition Unité Remarque
Nombre de masse Le nombre de nucléons d'un atome. Entier sans dimension. La différence entre le nombre de masse et la masse moléculaire de l'atome vient des inégalités dans l'énergie de liaison nucléaire, et est typiquement inférieure au pourcent.
Masse atomique La masse d'un atome ou d'une molécule. (kilogramme) uma Exprimée en unité de masse atomique, la mesure de la masse atomique est égale à celle de la masse moléculaire.
Masse moléculaire Rapport entre la masse atomique d'une molécule de ce corps et l'unité de masse atomique. Nombre sans dimension. Pour un isotope donné, la masse moléculaire est peu différente de son nombre de masse.
Masse molaire La masse d'une mole d'une molécule (ou d'un atome). (kg/mol) g/mol Exprimée en gramme par mole, la mesure de la masse molaire est égale à la masse moléculaire.
Unité de masse atomique (uma) Le douzième de la masse d'un atome de carbone 12. (kilogramme) Elle vaut 1,66 × 10−27 kg, sensiblement la masse d'un proton (1,672 × 10−27 kg) ou d'un neutron (1,675 × 10−27 kg), la différence correspond à l'énergie de liaison nucléaire du carbone.
Mole (mol) Quantité de matière d'un système contenant autant d'entités élémentaires qu'il y a d'atomes dans 12 grammes de carbone 12. mole (mol) Le nombre d'entités est le nombre d'Avogadro, 6,022 × 1023 mol−1.

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