Massa atomica: differenze tra le versioni

La '''massa atomica''' (m_a) di un dato elemento è data dalla [[massa a riposo]] di un suo atomo nel suo stato fondamentale. Trattandosi di una massa può essere espressa in [[grammi]] o [[kilogrammi]]. Tuttavia, poiché può assumere valori compresi tra i 10⁻²⁵&nbsp;kg e i 10⁻²⁷&nbsp;kg, vieneé solitamente espressa in [[unità di massa atomica]] unificata (u) definita per convenzione come 1/12 della massa di un singolo atomo di carbonio-12 (isotopo stabile, non radioattivo e il più abbondante del carbonio) a riposo. Il maggiore contributo alla massa atomica è dato da protoni e neutroni del nucleo e per questo motivo il suo valore è quasi lo stesso del [[numero di massa]]<ref>La massa di neutroni e protoni, infatti, è pari a circa 1 836 volte quella degli elettroni, cosicché la massa di questi ultimi è trascurabile.</ref><ref>{{cita libro | nome=Paolo | cognome=Silvestroni | titolo=Fondamenti di Chimica | anno=1968 | editore= | città=Roma }}</ref>.

La massa isotopica relativa, una proprietà di ogni singolo atomo, non deve essere confusa con la quantità media di "massa atomica relativa", equivalente a quella del peso atomico (vedi sopra), ed è una media di valori per più atomi di un determinato campione di un elemento chimico. È simile alla massa atomica, ed ha esattamente lo stesso valore numerico della massa atomica quando vieneè espressa in u.m.a.. La massa isotopica relativa si differenzia però perché è un numero puro, senza unità di misura.

Ciò è dovuto all'uso del rapporto in scala rispetto allo standard carbonio-12, e la parola “relativa” all'interno del termine “massa isotopica relativa” si riferisce appunto alla scala relativa al C-12. La massa isotopica relativa è quindi la massa di un dato isotopo quando questo valore vieneè scalato dalla massa del carbonio-12.