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Poids atomique, également appelé masse atomique relative, rapport de la masse moyenne des atomes d’un élément chimique à un certain standard. Depuis 1961, l’unité standard de masse atomique est le douzième de la masse d’un atome de l’isotope carbone-12. Un isotope est l’une des deux ou plusieurs espèces d’atomes d’un même élément chimique qui ont des numéros de masse atomique (protons + neutrons) différents. Le poids atomique de l’hélium est de 4,002602, la moyenne qui reflète le rapport typique des abondances naturelles de ses isotopes. Le poids atomique est mesuré en unités de masse atomique (amu), également appelées daltons. Voir ci-dessous la liste des éléments chimiques et leur poids atomique.

Le concept de poids atomique est fondamental en chimie, car la plupart des réactions chimiques se déroulent selon des relations numériques simples entre les atomes. Comme il est presque toujours impossible de compter directement les atomes impliqués, les chimistes mesurent les réactifs et les produits par pesée et parviennent à leurs conclusions par des calculs impliquant les poids atomiques. La quête de la détermination du poids atomique des éléments a occupé les plus grands chimistes du 19e et du début du 20e siècle. Leur travail expérimental minutieux est devenu la clé de la science et de la technologie chimiques.

Des valeurs fiables pour les poids atomiques servent un objectif important d’une manière tout à fait différente lorsque les produits chimiques sont achetés et vendus sur la base de la teneur en un ou plusieurs constituants spécifiés. Les minerais de métaux coûteux comme le chrome ou le tantale et le produit chimique industriel qu’est le carbonate de soude en sont des exemples. La teneur du constituant spécifié doit être déterminée par une analyse quantitative. La valeur calculée du matériau dépend des poids atomiques utilisés dans les calculs.

L’étalon initial de la masse atomique, établi au XIXe siècle, était l’hydrogène, avec une valeur de 1. De 1900 environ à 1961, l’oxygène a été utilisé comme étalon de référence, avec une valeur attribuée de 16. L’unité de masse atomique était ainsi définie comme 1/16 de la masse d’un atome d’oxygène. En 1929, on a découvert que l’oxygène naturel contient de petites quantités de deux isotopes légèrement plus lourds que le plus abondant et que le nombre 16 représentait une moyenne pondérée des trois formes isotopiques de l’oxygène telles qu’elles se présentent dans la nature. Cette situation a été jugée indésirable pour plusieurs raisons et, comme il est possible de déterminer les masses relatives des atomes des différentes espèces isotopiques, une deuxième échelle a rapidement été établie avec 16 comme valeur de l’isotope principal de l’oxygène plutôt que comme valeur du mélange naturel. Cette seconde échelle, préférée par les physiciens, fut connue sous le nom d’échelle physique, et l’échelle précédente continua à être utilisée comme échelle chimique, privilégiée par les chimistes, qui travaillaient généralement avec les mélanges isotopiques naturels plutôt qu’avec les isotopes purs.

Bien que les deux échelles ne diffèrent que légèrement, le rapport entre elles ne pouvait pas être fixé exactement, en raison des légères variations de la composition isotopique de l’oxygène naturel provenant de différentes sources. Il était également considéré comme indésirable d’avoir deux échelles différentes mais étroitement liées traitant des mêmes quantités. Pour ces deux raisons, les chimistes et les physiciens ont établi une nouvelle échelle en 1961. Cette échelle, basée sur le carbone 12, ne nécessitait que des changements minimes dans les valeurs qui avaient été utilisées pour les poids atomiques chimiques.

Puisque les échantillons d’éléments trouvés dans la nature contiennent des mélanges d’isotopes de poids atomiques différents, l’Union internationale de chimie pure et appliquée (UICPA) a commencé à publier les poids atomiques avec des incertitudes. Le premier élément à recevoir une incertitude dans son poids atomique a été le soufre en 1951. En 2007, 18 éléments étaient associés à des incertitudes et, en 2009, l’UICPA a commencé à publier des fourchettes pour le poids atomique de certains éléments. Par exemple, le poids atomique du carbone est donné par ,

Le tableau fournit une liste des éléments chimiques et de leurs poids atomiques.

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