La notion de masse atomique relative (ou masse atomique) peut concerner un atome surtout ou un élément chimique généralement (auquel cas on envisage un mélange isotopique). Elle exprime sa masse comme 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, nommée unité de masse atomique, est à ce jour définie comme le douzième de la masse de l'atome de carbone 12 (12 nucléons).

Pourquoi la masse atomique relative change du nombre de masse

La masse atomique est le plus souvent un nombre non entier, et ce pour plusieurs raisons. Les "chiffres après la virgule" fluctuent selon l'unité de masse atomique choisie comme référence, ce qui explique en partie les variations historiques de ce choix.

Concernant un élément chimique généralement, 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 sert à calculer exactement les masses en jeu quand on considère des échantillons non purifiés de l'élément chimique, c'est-à-dire dans la situation expérimentale la plus courante.

Concernant un atome surtout (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 1/12 de sa masse. Pour l'ensemble des 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 ce dernier 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 particulièrement 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 légèrement plus de 200. C'est par conséquent 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 !

D'autre part, la notion de masse atomique relative est née avant que l'existence de l'atome soit avérée, et par conséquent avant qu'il soit envisageable 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 semblables 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

• 1805 : John Dalton fixe la masse atomique de l'hydrogène à 1.

Lorsque 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 par conséquent plus d'un constat que d'un choix normatif.

• 1865 : Jean Stas fixe la masse atomique de l'oxygène 16 à 16.

On démontra dans la première moitié du 19ème siècle que les masses atomiques n'étaient pas précisément des multiples entiers de l'unité (quelle que soit sa définition). Cela signifiait qu'1/16ème de la masse de l'oxygène 16 par exemple, n'est pas égal à 1/12ème de la masse du carbone 12, ni à la masse de l'hydrogène. Il était par conséquent indispensable de préciser la définition en choisissant un élément de référence. L'oxygène étant souvent 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. Cependant 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 exactement l'isotope oxygène 16.

• 1961 : L'Union internationale de chimie pure et appliquée tranche pour la définition actuelle de la masse atomique, en fixant la masse atomique du carbone 12 à 12.

• 2002 : Le CNRS propose une unité sur la base 1 proton égal 1 unité. Mais il n'a pas, à ce jour, été appliqué. L'unité de base reste par conséquent la précédente.

Il était indispensable 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.

Voir aussi

Liens externes

• (en) Atomic, molecular, and formula masses
• Énergie de liaison et défaut de masse
• Naissance de la notion de masse atomique

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