La masa atómica ( m a o m ) es la masa de un átomo . Aunque la unidad de masa del SI es el kilogramo (símbolo: kg), la masa atómica a menudo se expresa en la unidad no SI dalton (símbolo: Da) – equivalentemente, unidad de masa atómica unificada (u). 1 Da se define como 1 ⁄ 12 de la masa de un átomo de carbono-12 libre en reposo en su estado fundamental. [1] Los protones y neutrones del núcleo representan casi la totalidad de la masa total de los átomos, y los electrones y la energía de enlace nuclear hacen contribuciones menores. [2] Por lo tanto, el valor numérico de la masa atómica cuando se expresa en daltons tiene casi el mismo valor que el número másico . La conversión entre masa en kilogramos y masa en daltons se puede hacer utilizando la constante de masa atómica .
La fórmula utilizada para la conversión es: [3] [4]
donde es la constante de masa molar , es la constante de Avogadro , [5] y es la masa molar determinada experimentalmente del carbono-12. [6]
La masa isotópica relativa (ver la sección a continuación) se puede obtener dividiendo la masa atómica m a de un isótopo por la constante de masa atómica m u, lo que da como resultado un valor adimensional . Por lo tanto, la masa atómica de un átomo de carbono-12 es12 Da por definición, pero la masa isotópica relativa de un átomo de carbono-12 es simplemente 12. La suma de las masas isotópicas relativas de todos los átomos de una molécula es la masa molecular relativa .
La masa atómica de un isótopo y la masa isotópica relativa se refieren a un isótopo específico de un elemento. Debido a que las sustancias no suelen ser isotópicamente puras, es conveniente utilizar la masa atómica elemental , que es la masa atómica promedio ( media ) de un elemento, ponderada por la abundancia de los isótopos. El peso atómico adimensional (estándar) es la masa isotópica relativa media ponderada de una mezcla de isótopos (típica de origen natural).
La masa atómica de los átomos, iones o núcleos atómicos es ligeramente menor que la suma de las masas de sus protones, neutrones y electrones constituyentes , debido a la pérdida de masa de energía de enlace (por E = mc 2 ).
La masa isotópica relativa (una propiedad de un solo átomo) no debe confundirse con el peso atómico promedio (ver arriba), que es un promedio de valores para muchos átomos en una muestra dada de un elemento químico.
Mientras que la masa atómica es una masa absoluta, la masa isotópica relativa es un número adimensional sin unidades. Esta pérdida de unidades resulta del uso de una relación de escala con respecto a un estándar de carbono-12, y la palabra "relativa" en el término "masa isotópica relativa" se refiere a esta escala con respecto al carbono-12.
La masa isotópica relativa, entonces, es la masa de un isótopo dado (específicamente, cualquier nucleido individual ), cuando este valor se escala por la masa del carbono-12 , donde esta última debe determinarse experimentalmente. Equivalentemente, la masa isotópica relativa de un isótopo o nucleido es la masa del isótopo en relación con 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12.
Por ejemplo, la masa isotópica relativa de un átomo de carbono-12 es exactamente 12. A modo de comparación, la masa atómica de un átomo de carbono-12 es exactamente 12 daltons . Alternativamente, la masa atómica de un átomo de carbono-12 puede expresarse en cualquier otra unidad de masa: por ejemplo, la masa atómica de un átomo de carbono-12 es1,992 646 882 70 (62) × 10 −26 kg .
Al igual que sucede con la masa atómica relacionada cuando se expresa en daltons , los números de masa isotópica relativos de los nucleidos distintos del carbono-12 no son números enteros, sino que siempre están cerca de ellos. Esto se analiza en detalle a continuación.
La masa atómica o la masa isotópica relativa a veces se confunden o se utilizan incorrectamente como sinónimos de la masa atómica relativa (también conocida como peso atómico) o del peso atómico estándar (una variedad particular del peso atómico, en el sentido de que está estandarizado). Sin embargo, como se señaló en la introducción, la masa atómica es una masa absoluta, mientras que todos los demás términos son adimensionales. La masa atómica relativa y el peso atómico estándar representan términos para promedios (ponderados por abundancia) de masas atómicas relativas en muestras elementales, no para nucleidos individuales. Como tal, la masa atómica relativa y el peso atómico estándar a menudo difieren numéricamente de la masa isotópica relativa.
La masa atómica (masa isotópica relativa) se define como la masa de un solo átomo, que solo puede ser un isótopo (nucleido) a la vez, y no es un promedio ponderado por abundancia, como en el caso de la masa atómica relativa/peso atómico. La masa atómica o masa isotópica relativa de cada isótopo y nucleido de un elemento químico es, por lo tanto, un número que en principio se puede medir con gran precisión, ya que se espera que cada muestra de dicho nucleido sea exactamente idéntica a todas las demás muestras, como se espera que todos los átomos de un tipo dado en el mismo estado de energía, y cada muestra de un nucleido en particular, sean exactamente idénticos en masa a todas las demás muestras de ese nucleido. Por ejemplo, se espera que cada átomo de oxígeno-16 tenga exactamente la misma masa atómica (masa isotópica relativa) que todos los demás átomos de oxígeno-16.
En el caso de muchos elementos que tienen un isótopo natural ( elementos mononucleídicos ) o un isótopo dominante, la diferencia entre la masa atómica del isótopo más común y la masa atómica relativa (estándar) o el peso atómico (estándar) puede ser pequeña o incluso nula, y no afecta a la mayoría de los cálculos generales. Sin embargo, dicho error puede existir e incluso ser importante cuando se consideran átomos individuales de elementos que no son mononucleídicos.
En el caso de los elementos no mononucleídicos que tienen más de un isótopo en común, la diferencia numérica en la masa atómica relativa (peso atómico) con respecto a la masa isotópica relativa más común puede ser de media unidad de masa o más (por ejemplo, véase el caso del cloro, donde el peso atómico y el peso atómico estándar son aproximadamente 35,45). La masa atómica (masa isotópica relativa) de un isótopo poco común puede diferir de la masa atómica relativa, el peso atómico o el peso atómico estándar en varias unidades de masa.
Las masas isotópicas relativas siempre están cerca de valores de números enteros, pero nunca (excepto en el caso del carbono-12) son exactamente un número entero, por dos razones:
La relación entre la masa atómica y el número de masa (número de nucleones) varía de0,998 838 1346 (51) para 56 Fe a1.007 825 031 898 (14) por 1 H.
Cualquier defecto de masa debido a la energía de enlace nuclear es experimentalmente una pequeña fracción (menos del 1%) de la masa de un número igual de nucleones libres. Cuando se compara con la masa promedio por nucleón en el carbono-12, que está moderadamente fuertemente unido en comparación con otros átomos, el defecto de masa de enlace para la mayoría de los átomos es una fracción aún más pequeña de un dalton ( unidad de masa atómica unificada , basada en el carbono-12). Dado que los protones y neutrones libres difieren entre sí en masa por una pequeña fracción de un dalton (1.388 449 33 (49) × 10 −3 Da ), [9] redondeando la masa isotópica relativa, o la masa atómica de cualquier nucleido dado dada en daltons al número entero más cercano, siempre da el recuento de nucleones, o número másico. Además, el recuento de neutrones ( número de neutrones ) puede derivarse restando el número de protones ( número atómico ) del número másico (recuento de nucleones).
La desviación de la relación entre la masa atómica y el número másico respecto de 1 se produce de la siguiente manera: la desviación comienza siendo positiva en el hidrógeno -1 y luego disminuye hasta alcanzar un mínimo local en el helio-4. Los isótopos de litio, berilio y boro están menos fuertemente unidos que el helio, como lo demuestra el aumento de la relación entre la masa y el número másico.
En el carbono, la relación entre la masa (en daltons) y el número másico se define como 1, y después del carbono se vuelve menor que uno hasta que se alcanza un mínimo en el hierro-56 (con valores solo ligeramente más altos para el hierro-58 y el níquel-62 ), luego aumenta a valores positivos en los isótopos pesados, al aumentar el número atómico. Esto corresponde al hecho de que la fisión nuclear en un elemento más pesado que el circonio produce energía, y la fisión en cualquier elemento más ligero que el niobio requiere energía. Por otro lado, la fusión nuclear de dos átomos de un elemento más ligero que el escandio (excepto el helio) produce energía, mientras que la fusión en elementos más pesados que el calcio requiere energía. La fusión de dos átomos de 4 He para producir berilio-8 requeriría energía, y el berilio se desintegraría rápidamente de nuevo. El 4 He puede fusionarse con tritio ( 3 H) o con 3 He; estos procesos ocurrieron durante la nucleosíntesis del Big Bang . La formación de elementos con más de siete nucleones requiere la fusión de tres átomos de 4He en el proceso triple alfa , salteando el litio, el berilio y el boro para producir carbono-12.
A continuación se muestran algunos valores de la relación entre la masa atómica y el número másico: [10]
La comparación y medición directa de las masas de los átomos se logra con la espectrometría de masas .
Se aplican definiciones similares a las moléculas . Se puede calcular la masa molecular de un compuesto sumando las masas atómicas (no los pesos atómicos estándar) de sus átomos constituyentes. Por el contrario, la masa molar se calcula generalmente a partir de los pesos atómicos estándar (no las masas atómicas o de nucleidos). Por lo tanto, la masa molecular y la masa molar difieren ligeramente en valor numérico y representan conceptos diferentes. La masa molecular es la masa de una molécula, que es la suma de sus masas atómicas constituyentes. La masa molar es un promedio de las masas de las moléculas constituyentes en un conjunto químicamente puro pero isotópicamente heterogéneo. En ambos casos, se debe tener en cuenta la multiplicidad de los átomos (el número de veces que ocurre), generalmente mediante la multiplicación de cada masa única por su multiplicidad.
Los primeros científicos que determinaron las masas atómicas relativas fueron John Dalton y Thomas Thomson entre 1803 y 1805 y Jöns Jakob Berzelius entre 1808 y 1826. La masa atómica relativa ( peso atómico ) se definió originalmente en relación con la del elemento más ligero, el hidrógeno, que se tomó como 1,00, y en la década de 1820, la hipótesis de Prout afirmó que las masas atómicas de todos los elementos resultarían ser múltiplos exactos de la del hidrógeno. Sin embargo, Berzelius pronto demostró que esto ni siquiera era aproximadamente cierto, y para algunos elementos, como el cloro, la masa atómica relativa, de aproximadamente 35,5, cae casi exactamente a la mitad entre dos múltiplos enteros de la del hidrógeno. Aún más tarde, se demostró que esto se debía en gran parte a una mezcla de isótopos, y que las masas atómicas de los isótopos puros, o nucleidos , son múltiplos de la masa del hidrógeno, con una precisión de aproximadamente el 1%.
En la década de 1860, Stanislao Cannizzaro refinó las masas atómicas relativas aplicando la ley de Avogadro (en particular, en el Congreso de Karlsruhe de 1860). Formuló una ley para determinar las masas atómicas relativas de los elementos: las diferentes cantidades del mismo elemento contenidas en diferentes moléculas son todas múltiplos enteros del peso atómico y determinó las masas atómicas relativas y las masas moleculares comparando la densidad de vapor de un conjunto de gases con moléculas que contenían uno o más del elemento químico en cuestión. [11]
En el siglo XX, hasta la década de 1960, los químicos y los físicos utilizaban dos escalas de masa atómica diferentes. Los químicos utilizaban una escala de "unidad de masa atómica" (uma) de modo que la mezcla natural de isótopos de oxígeno tenía una masa atómica de 16, mientras que los físicos asignaban el mismo número 16 solo a la masa atómica del isótopo de oxígeno más común ( 16 O, que contiene ocho protones y ocho neutrones). Sin embargo, debido a que el oxígeno-17 y el oxígeno-18 también están presentes en el oxígeno natural, esto dio lugar a dos tablas diferentes de masa atómica. La escala unificada basada en el carbono-12, 12 C, satisfizo la necesidad de los físicos de basar la escala en un isótopo puro, al mismo tiempo que se acercaba numéricamente a la escala de los químicos. Esta se adoptó como la "unidad de masa atómica unificada". La recomendación principal del Sistema Internacional de Unidades (SI) actual para el nombre de esta unidad es el dalton y el símbolo "Da". El nombre "unidad de masa atómica unificada" y el símbolo "u" son nombres y símbolos reconocidos para la misma unidad. [12]
El término peso atómico está siendo reemplazado paulatinamente por el de masa atómica relativa , en la mayor parte de su uso actual. Este cambio en la nomenclatura se remonta a la década de 1960 y ha sido fuente de mucho debate en la comunidad científica, que fue desencadenado por la adopción de la unidad de masa atómica unificada y la constatación de que el peso era en algunos aspectos un término inapropiado. El argumento para mantener el término "peso atómico" fue principalmente que era un término bien entendido por quienes trabajaban en el campo, que el término "masa atómica" ya se utilizaba (tal como se define actualmente) y que el término "masa atómica relativa" podría confundirse fácilmente con la masa isotópica relativa (la masa de un solo átomo de un nucleido dado, expresada adimensionalmente en relación con 1/12 de la masa del carbono-12; véase la sección anterior).
En 1979, como solución de compromiso, se introdujo el término "masa atómica relativa" como sinónimo secundario de peso atómico. Veinte años después, se invirtió la primacía de estos sinónimos y ahora el término "masa atómica relativa" es el preferido.
Sin embargo, el término " pesos atómicos estándar " (que se refiere a los pesos atómicos esperados estandarizados de diferentes muestras) no se ha cambiado, [13] porque el simple reemplazo de "peso atómico" por "masa atómica relativa" habría resultado en el término "masa atómica relativa estándar".
