La massa atomica (ma) di un atomo è la massa di quel singolo atomo espressa in unità di massa: grammi o kilogrammi.
Tuttavia, poiché può assumere valori compresi tra i 10−25 kg e i 10−27 kg, è solitamente espressa in Da (dalton, derivata dal nome di John Dalton) o unità di massa atomica unificata (u.m.a.) definita per convenzione come 1/12 della massa di un singolo atomo di carbonio-12 a riposo. Il maggiore contributo alla massa atomica è dato da protoni e neutroni del nucleo e per questo motivo il suo valore è vicino al valore del numero di massa[1][2], specie per atomi a basso numero atomico.
Dividendo la massa di un singolo atomo per l’unità di massa atomica unificata, o dalton (1,660540210 x 10−27), questa assumerebbe il valore di un numero adimensionale, a cui ci si riferisce più correttamente come “massa isotopica relativa”.
La massa atomica di un elemento non va confusa con il numero di massa; che esprime il numero (adimensionale) dato dalla somma di protoni e neutroni nell'atomo considerato.
La massa atomica o la massa isotopica relativa sono talvolta confuse, o utilizzate in modo errato, come sinonimi di massa atomica relativa (nota anche come peso atomico) o di peso atomico standard (una particolare varietà di peso atomico, nel senso che è standardizzato).
Tuttavia, come notato nell'introduzione, la massa atomica è una massa assoluta mentre tutti gli altri termini sono adimensionali. La massa atomica relativa e il peso atomico standard rappresentano i termini per le medie (ponderate in base all'abbondanza) delle masse atomiche relative nei campioni elementari, non per i singoli nuclidi. Pertanto, la massa atomica relativa e il peso atomico standard spesso differiscono numericamente dalla massa isotopica relativa.
La massa atomica (massa isotopica relativa) è definita come la massa di un singolo atomo, che può essere solo un isotopo (nuclide) alla volta, e non è una media ponderata in abbondanza, come nel caso della massa atomica relativa / peso atomico. La massa atomica o la massa isotopica relativa di ciascun isotopo e nuclide di un elemento chimico è, quindi, un numero che in linea di principio può essere misurato con alta precisione, poiché ci si aspetta che ogni campione di tale nuclide sia esattamente identico a ogni altro campione, poiché ci si aspetta che tutti gli atomi di un dato tipo nello stesso stato energetico e ogni campione di un particolare nuclide siano esattamente identici in massa a tutti gli altri campioni di quel nuclide. Ad esempio, ci si aspetta che ogni atomo di ossigeno-16 abbia esattamente la stessa massa atomica (massa isotopica relativa) di ogni altro atomo di ossigeno-16.
Nel caso di molti elementi che hanno un isotopo naturale (elementi mononuclidici) o un isotopo dominante, l'effettiva somiglianza / differenza numerica tra la massa atomica dell'isotopo più comune e la massa atomica relativa standard (peso atomico standard) può essere piccola o addirittura nulla e non influisce sulla maggior parte dei calcoli di massa. Tuttavia, un tale errore può esistere e persino essere importante quando si considerano singoli atomi per elementi che non sono mononuclidici.
La massa atomica degli atomi, ioni, o dei nuclei atomici è leggermente inferiore alla somma delle masse dei loro protoni costituenti, dei loro neutroni e dei loro elettroni, a causa della perdita di massa dovuta all'energia di legame (come da E = mc2).[3]