Masse atomique

Par convention, la masse atomique du ¹²C est égale à 12 unités de masse atomique unifiées.

Données clés

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

La masse atomique relative (ou poids atomique, notée A^{[alpha 1]}.) est la masse d'un atome en particulier ou d'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 (protons et neutrons ensemble), dit nombre de masse. La masse élémentaire de référence, appelée unité de masse atomique unifiée, est définie depuis les années 1960 comme le douzième de la masse de l'atome de carbone 12.

Différence entre masse atomique relative et nombre de masse

La masse atomique est généralement un nombre décimal, 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 à la surface de la Terre. Ce choix offre un intérêt pratique évident : il permet de calculer précisément les masses en jeu lorsqu'on considère des échantillons non purifiés isotopiquement 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 raison que l'unité de masse atomique est définie comme 1/12^e 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...).

Utilité

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 kilogrammes 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.

Références de masse atomique au cours de l'histoire

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

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.

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

On démontra dans la première moitié du XIX^e 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/{16 de la masse de l'oxygène 16 par exemple, n'est pas égal à 1/12 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.

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

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 Centre national de la recherche scientifique, organisme français, propose 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.

Valeurs numériques

Au fur et à mesure que la précision des mesures s'améliore, leurs résultats apparaissent dans des articles dispersés parmi un grand nombre de revues scientifiques. Le Centre de données des masses atomiques (AMDC, pour Atomic Mass Data Center), un service de l'Agence internationale de l'énergie atomique (AIEA), en fait la synthèse à intervalles réguliers et met les valeurs numériques des masses atomiques (ainsi que de nombreuses énergies de réaction nucléaire) à disposition sur Internet^[1].

Notes et références

Voir aussi