* isotopes: La plupart des éléments existent dans la nature comme un mélange de différents isotopes. Les isotopes sont des atomes du même élément qui ont le même nombre de protons (définissant l'élément) mais des nombres différents de neutrons. Cette différence de neutrons entraîne différentes masses pour chaque isotope.
* moyenne pondérée: La masse atomique répertoriée sur le tableau périodique est une moyenne pondérée des masses de tous les isotopes naturels de cet élément. La pondération est basée sur l'abondance relative de chaque isotope.
Exemple:carbone
* Le carbone-12 (6 protons, 6 neutrons) a une masse de 12 unités de masse atomique (AMU).
* Le carbone-13 (6 protons, 7 neutrons) a une masse de 13 AMU.
* Le carbone-14 (6 protons, 8 neutrons) a une masse de 14 AMU (très rare).
Le carbone-12 est l'isotope le plus abondant, représentant environ 98,9% du carbone naturel. Le carbone-13 est d'abondance d'environ 1,1%. La masse atomique moyenne de carbone est calculée comme suit:
(0,989 x 12 amu) + (0,011 x 13 amu) ≈ 12,01 amu
Point clé: La masse atomique d'un élément est une moyenne pondérée, et non la masse d'un seul atome. Étant donné que les isotopes ont des masses et des abondances différentes, la moyenne résultante apparaît souvent comme une fraction.
