L'unité de masse atomique
Un atome a une masse de l'ordre de 10⁻²⁷ kg. Manipuler de tels nombres serait impraticable, d'où l'introduction d'une unité adaptée à cette échelle.
L'unité de masse atomique, notée u, est définie comme le douzième de la masse d'un atome de carbone 12 :
1 u ≈ 1,6605 × 10⁻²⁷ kg
Le choix du carbone 12 comme référence est une convention internationale. Elle présente un avantage pratique : la masse d'un atome exprimée en u est très proche de son nombre de masse A, puisque proton et neutron pèsent chacun environ 1 u.
Masse atomique relative et masse molaire
La masse atomique relative d'un élément est sa masse exprimée en u. Elle est sans dimension.
La masse molaire atomique M est la masse d'une mole d'atomes de cet élément, exprimée en g/mol. Numériquement, elle est égale à la masse atomique relative — conséquence directe de la définition de la mole, que nous verrons au chapitre suivant.
Ainsi : un atome de carbone pèse 12 u, et une mole d'atomes de carbone pèse 12 g.
Le cas des éléments à plusieurs isotopes
La plupart des éléments existent sous forme de plusieurs isotopes, de masses différentes. La masse molaire indiquée dans le tableau périodique est alors une moyenne pondérée par les abondances naturelles.
Le chlore en fournit l'exemple classique : environ 75 % de chlore 35 et 25 % de chlore 37. Sa masse molaire vaut donc :
M(Cl) = 0,75 × 35 + 0,25 × 37 ≈ 35,5 g/mol
C'est pourquoi les masses molaires du tableau périodique ne sont presque jamais des nombres entiers.