
Un douzième de la masse d'un atome de carbone 12.La constante de masse atomique, notée u (ou amu), est définie comme étant exactement un douzième de la masse d'un atome de carbone 12 neutre. Elle constitue l'unité fondamentale pour exprimer les masses atomiques et moléculaires sur l'échelle unifiée des masses atomiques. Le choix du carbone 12 comme référence fournit une base commune qui rend les masses atomiques relatives (poids atomiques) sans dimension et directement comparables entre tous les éléments et isotopes.
Le concept a été formalisé en 1961 lorsque l'Union internationale de chimie pure et appliquée (UICPA) a adopté le carbone 12 comme étalon, remplaçant l'échelle antérieure basée sur l'oxygène 16. La valeur de la constante a ensuite été affinée grâce à des mesures précises du nombre d'Avogadro et de la constante de masse molaire.
La constante fixe l'échelle : 1 u ≈ 1,66053906660 × 10⁻²⁷ kg. En pratique, les masses des atomes et des molécules sont mesurées par rapport à cette unité à l'aide de la spectrométrie de masse. Le choix du carbone 12 (avec 6 protons et 6 neutrons) implique que la masse d'un nucléon (proton ou neutron) est approximativement de 1 u, bien que légèrement inférieure en raison de l'énergie de liaison. Cette unité simplifie les calculs en chimie et en physique, où les masses des particules et des molécules sont souvent exprimées en u plutôt qu'en kilogrammes.
Elle est utilisée universellement en chimie et en physique pour exprimer les masses atomiques et moléculaires, ainsi qu'en spectrométrie de masse pour identifier les composés et les isotopes.
La constante de masse atomique est exactement 1/12 de la masse d'un atome de carbone 12, mais en raison de l'énergie de liaison nucléaire, un atome de carbone 12 est légèrement plus léger que la somme de ses 12 nucléons individuels.



