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El peso atómico estándar de un elemento químico (símbolo A r °(E) para el elemento "E") es la media aritmética ponderada de las masas isotópicas relativas de todos los isótopos de ese elemento ponderadas por la abundancia de cada isótopo en la Tierra . Por ejemplo, el isótopo 63 Cu ( Ar = 62,929) constituye el 69% del cobre de la Tierra, siendo el resto 65 Cu ( Ar = 64,927 ), por lo que
Debido a que las masas isotópicas relativas son cantidades adimensionales , esta media ponderada también es adimensional. Se puede convertir en una medida de masa (con dimensión M ) multiplicándola por el dalton , también conocida como constante de masa atómica.
Entre las diversas variantes de la noción de peso atómico ( A r , también conocida como masa atómica relativa ) utilizadas por los científicos, el peso atómico estándar ( A r °) es la más común y práctica. El peso atómico estándar de cada elemento químico lo determina y publica la Comisión de Abundancias Isotópicas y Pesos Atómicos (CIAAW) de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) basándose en fuentes terrestres naturales, estables del elemento. La definición especifica el uso de muestras de muchas fuentes representativas de la Tierra, de modo que el valor puede usarse ampliamente como "el" peso atómico de sustancias tal como se encuentran en la realidad, por ejemplo, en productos farmacéuticos y en investigaciones científicas. Los pesos atómicos no estandarizados de un elemento son específicos de fuentes y muestras, como el peso atómico del carbono en un hueso particular de un sitio arqueológico particular. El peso atómico estándar promedia dichos valores con respecto al rango de pesos atómicos que un químico podría esperar obtener de muchas muestras aleatorias de la Tierra. Este rango es el fundamento de la notación de intervalo dada para algunos valores de peso atómico estándar.
De los 118 elementos químicos conocidos, 80 tienen isótopos estables y 84 tienen este valor basado en el medio ambiente terrestre. Normalmente, dicho valor es, por ejemplo, helio: A r °(He) = 4.002 602 (2) . El "(2)" indica la incertidumbre en el último dígito mostrado, para leer4,002 602 ± 0,000 002 . La IUPAC también publica valores abreviados , redondeados a cinco cifras significativas. Para helio, Ar , abreviado °(He) = 4.0026 .
Para catorce elementos las muestras divergen en este valor, porque sus fuentes de muestra han tenido una historia de desintegración diferente. Por ejemplo, el talio (Tl) en las rocas sedimentarias tiene una composición isotópica diferente a la de las rocas ígneas y los gases volcánicos. Para estos elementos, el peso atómico estándar se anota como un intervalo: A r °(Tl) = [204,38, 204,39] . Con tal intervalo, para situaciones menos exigentes, la IUPAC también publica un valor convencional . Para el talio, Ar , convencional °(Tl) = 204.38 .
El peso atómico estándar es un valor especial de la masa atómica relativa. Se define como los "valores recomendados" de masas atómicas relativas de fuentes en el entorno local de la corteza y la atmósfera de la Tierra según lo determinado por la Comisión de Pesos Atómicos y Abundancias Isotópicas de la IUPAC (CIAAW). [2] En general, los valores de diferentes fuentes están sujetos a variaciones naturales debido a una historia radiactiva diferente de las fuentes. Por lo tanto, los pesos atómicos estándar son un rango esperado de pesos atómicos de una variedad de muestras o fuentes. Al limitar las fuentes al origen terrestre únicamente, los valores determinados por la CIAAW tienen menos variación y son un valor más preciso para las masas atómicas relativas (pesos atómicos) realmente encontradas y utilizadas en materiales mundanos.
Los valores publicados por la CIAAW se utilizan y, en ocasiones, se exigen legalmente en los cálculos de masa. Los valores tienen una incertidumbre (indicada entre paréntesis) o son un intervalo de expectativa (consulte el ejemplo en la ilustración inmediatamente superior). Esta incertidumbre refleja la variabilidad natural en la distribución isotópica de un elemento, en lugar de la incertidumbre en la medición (que es mucho menor con instrumentos de calidad). [3]
Aunque se intenta cubrir el rango de variabilidad en la Tierra con cifras de peso atómico estándar, se conocen casos de muestras de minerales que contienen elementos con pesos atómicos que son atípicos del rango de peso atómico estándar. [2]
Para los elementos sintéticos, el isótopo formado depende del medio de síntesis, por lo que el concepto de abundancia de isótopos naturales no tiene significado. Por lo tanto, para los elementos sintéticos, el recuento total de nucleones del isótopo más estable (es decir, el isótopo con la vida media más larga) aparece entre paréntesis, en lugar del peso atómico estándar.
Cuando se utiliza el término "peso atómico" en química, normalmente se implica el peso atómico estándar más específico. Son los pesos atómicos estándar los que se utilizan en las tablas periódicas y en muchas referencias estándar de la química terrestre ordinaria.
El litio representa un caso único en el que se ha descubierto que las abundancias naturales de los isótopos en algunos casos han sido perturbadas por las actividades de separación isotópica humana hasta el punto de afectar la incertidumbre en su peso atómico estándar, incluso en muestras obtenidas de fuentes naturales, como ríos. [ cita necesaria ] [ dudoso ]
Un ejemplo de por qué se deben especificar "fuentes terrestres convencionales" al dar valores de peso atómico estándar es el elemento argón. Entre ubicaciones del Sistema Solar , el peso atómico del argón varía hasta un 10%, debido a la variación extrema en la composición isotópica. Donde la principal fuente de argón es la descomposición del40K en rocas,40
Ar será el isótopo dominante. Estos lugares incluyen los planetas Mercurio y Marte, y la luna Titán. En la Tierra, las proporciones de los tres isótopos 36 Ar: 38 Ar: 40 Ar son aproximadamente 5: 1: 1600, lo que da al argón terrestre un peso atómico estándar de 39,948(1).
Sin embargo, ese no es el caso en el resto del universo. El argón producido directamente, por nucleosíntesis estelar , está dominado por el nucleido de proceso alfa.36
Ar . En consecuencia, el argón solar contiene un 84,6%.36
Ar (según mediciones del viento solar ), [4] y la proporción de los tres isótopos 36 Ar : 38 Ar : 40 Ar en las atmósferas de los planetas exteriores es 8400 : 1600 : 1. [5] El peso atómico del argón en el Sol y la mayor parte del universo, por lo tanto, serían sólo aproximadamente 36,3. [6]
Es famoso que el valor del peso atómico publicado conlleva incertidumbre. Esta incertidumbre (y relacionada: precisión) se deriva de su definición, siendo la fuente "terrestre y estable". Las causas sistemáticas de incertidumbre son:
Estas tres incertidumbres son acumulativas. El valor publicado es el resultado de todo esto.
Las masas atómicas relativas modernas (un término específico para una muestra de elemento determinada) se calculan a partir de valores medidos de masa atómica (para cada nucleido) y la composición isotópica de una muestra. Se dispone de masas atómicas muy precisas [7] [8] para prácticamente todos los nucleidos no radiactivos, pero las composiciones isotópicas son más difíciles de medir con alta precisión y están más sujetas a variaciones entre muestras. [9] [10] Por esta razón, las masas atómicas relativas de los 22 elementos mononucleidos (que son las mismas que las masas isotópicas de cada uno de los nucleidos naturales de estos elementos) se conocen con una precisión especialmente alta.
El cálculo se ejemplifica con el silicio , cuya masa atómica relativa es especialmente importante en metrología . El silicio existe en la naturaleza como una mezcla de tres isótopos: 28 Si, 29 Si y 30 Si. Las masas atómicas de estos nucleidos se conocen con una precisión de una parte en 14 mil millones para el 28 Si y aproximadamente una parte en mil millones para los demás. Sin embargo, el rango de abundancia natural de los isótopos es tal que la abundancia estándar sólo puede ser de aproximadamente ±0,001% (ver tabla). El cálculo es
La estimación de la incertidumbre es complicada, [11] especialmente porque la distribución de la muestra no es necesariamente simétrica: las masas atómicas relativas estándar de la IUPAC se citan con incertidumbres simétricas estimadas, [12] y el valor para el silicio es 28,0855(3). La incertidumbre estándar relativa en este valor es 1 × 10 –5 o 10 ppm. Para reflejar aún más esta variabilidad natural, en 2010, la IUPAC tomó la decisión de enumerar las masas atómicas relativas de 10 elementos como un intervalo en lugar de un número fijo. [13]
El uso del nombre "peso atómico" ha suscitado una gran controversia entre los científicos. [14] Quienes se oponen al nombre suelen preferir el término " masa atómica relativa " (que no debe confundirse con masa atómica ). La objeción básica es que el peso atómico no es un peso , es decir, la fuerza ejercida sobre un objeto en un campo gravitacional , medida en unidades de fuerza como el newton o el libra . [ cita necesaria ]
En respuesta, los partidarios del término "peso atómico" señalan (entre otros argumentos) [14] que:
Se podría añadir que el peso atómico muchas veces tampoco es verdaderamente "atómico", ya que no corresponde a la propiedad de ningún átomo individual. El mismo argumento podría esgrimirse en contra de la "masa atómica relativa" utilizada en este sentido.
La IUPAC publica un valor formal para cada elemento químico estable , llamado peso atómico estándar . [16] [1] : Tabla 1 Todas las actualizaciones se publican cada dos años (en años impares). En 2015 se actualizó el peso atómico del iterbio. [16] En 2017, se cambiaron 14 pesos atómicos, incluido el cambio de argón de un número único a un valor de intervalo. [17] [18]
El valor publicado puede tener una incertidumbre, como para el neón:20.1797(6) , o puede ser un intervalo, como para el boro: [10.806, 10.821].
Además de estos 84 valores, la IUPAC también publica valores abreviados (hasta cinco dígitos por número únicamente) y, para los doce valores de intervalo, valores convencionales (valores de un solo número).
El símbolo A r es una masa atómica relativa, por ejemplo de una muestra específica. Para ser específico, el peso atómico estándar se puede indicar como A r °(E) , donde (E) es el símbolo del elemento.
El peso atómico abreviado , también publicado por la CIAAW, se deriva del peso atómico estándar, reduciendo los números a cinco dígitos (cinco cifras significativas). El nombre no dice "redondeado".
Los bordes de los intervalos se redondean hacia abajo para el primer borde (el más bajo) y hacia arriba para el borde ascendente (el más alto). De esta manera, se cubre completamente el intervalo original más preciso. [1] : Tabla 2
Ejemplos:
Catorce elementos químicos (hidrógeno, litio, boro, carbono, nitrógeno, oxígeno, magnesio, silicio, azufre, cloro, argón, bromo, talio y plomo) tienen un peso atómico estándar que se define no como un número único, sino como un intervalo. Por ejemplo, el hidrógeno tiene Ar °(H) = [ 1,00 784, 1,00811] . Esta notación establece que las diversas fuentes en la Tierra tienen constituciones isotópicas sustancialmente diferentes, y que las incertidumbres en todas ellas están cubiertas por los dos números. Para estos elementos, no existe una constitución 'promedio terrestre' y el valor 'correcto' no es su punto medio (que sería 1,007975 para el hidrógeno, con una incertidumbre de (±0,000135) que haría que cubriera apenas el intervalo). Sin embargo, para situaciones en las que es aceptable un valor menos preciso, por ejemplo en el comercio, la CIAAW ha publicado un peso atómico convencional de un solo número . Para hidrógeno, Ar , °(H) convencional = 1,008 . [1] : Tabla 3
Al utilizar el valor abreviado y el valor convencional para los catorce valores de intervalo, se puede dar un valor corto definido por la IUPAC (5 dígitos más incertidumbre) para todos los elementos estables. En muchas situaciones, y en las tablas periódicas, esto puede estar suficientemente detallado. [1] : Tablas 2 y 3
Acerca de la notación y el manejo de la incertidumbre en los valores, incluidos aquellos en el rango de valores [ ]:
Pesos atómicos estándar: Valores recomendados de masas atómicas relativas de los elementos revisados cada dos años por la Comisión de Pesos Atómicos y Abundancias Isotópicas de la IUPAC y aplicables a elementos en cualquier muestra normal con un alto nivel de confianza.
Una muestra normal es cualquier fuente razonablemente posible del elemento o sus compuestos en el comercio para la industria y la ciencia y que no ha estado sujeta a modificaciones significativas de la composición isotópica dentro de un período geológicamente breve.
