* isotopes: Les isotopes d'un élément ont le même nombre de protons (et donc le même nombre atomique) mais des nombres différents de neutrons. Cela signifie qu'ils ont des masses atomiques différentes.
* Abondance: Les isotopes se produisent dans la nature avec des abondances variables. Par exemple, le carbone-12 (6 protons, 6 neutrons) est l'isotope du carbone le plus abondant, tandis que le carbone-13 (6 protons, 7 neutrons) et le carbone-14 (6 protons, 8 neutrons) sont moins abondants.
* Masse atomique moyenne: La masse atomique moyenne est calculée en tenant compte des masses de tous les isotopes d'un élément et de leurs abondances relatives. Cette moyenne pondérée représente la masse atomique typique de l'élément trouvé dans la nature.
Exemple:
* Le carbone-12 a une masse atomique de 12,0000 AMU et est abondante à 98,9%.
* Le carbone-13 a une masse atomique de 13,0034 AMU et est abondante de 1,1%.
* Le carbone-14 est un isotope trace et a une abondance beaucoup plus faible.
La masse atomique moyenne de carbone est calculée comme suit:
(0,989 * 12,0000 AMU) + (0,011 * 13,0034 AMU) + (très petite contribution de C-14) ≈ 12,011 AMU
Ainsi, la masse atomique de carbone répertoriée sur le tableau périodique est de 12,011 AMU, reflétant la masse atomique moyenne de tous ses isotopes naturels.
