La masa atómica ( m a o m ) es la masa de un átomo . Aunque la unidad de masa SI es el kilogramo (símbolo: kg), la masa atómica a menudo se expresa en la unidad no SI dalton (símbolo: Da), equivalente a la 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 toda la masa total de los átomos, mientras que 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 de masa . La conversión entre masa en kilogramos y masa en daltons se puede realizar 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 del carbono-12 determinada experimentalmente . [6]
La masa isotópica relativa (consulte la sección siguiente) se puede obtener dividiendo la masa atómica m a de un isótopo por la constante de masa atómica m u , lo que produce un valor adimensional . Por 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 determinado isótopo específico de un elemento. Debido a que las sustancias generalmente no son isotópicamente puras, es conveniente utilizar la masa atómica elemental , que es la masa atómica promedio ( media ) de un elemento, ponderada por la abundancia de 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 la cantidad promedio de peso atómico (ver arriba), es decir, un promedio de los valores de muchos átomos en una muestra determinada 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 este último debe determinarse experimentalmente. De manera equivalente, 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 se puede expresar en cualquier otra unidad de masa: por ejemplo, la masa atómica de un átomo de carbono-12 es1,992 646 879 92 (60) × 10 −26 kg .
Como es el caso de la masa atómica relacionada cuando se expresa en daltons , los números de masa isotópica relativa de nucleidos distintos del carbono-12 no son números enteros, pero siempre están cerca de números enteros. Esto se analiza en detalle a continuación.
La masa atómica o masa isotópica relativa a veces se confunden, o se utilizan incorrectamente, como sinónimos de masa atómica relativa (también conocida como peso atómico) o peso atómico estándar (una variedad particular de 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 sólo puede ser un isótopo (nucleido) a la vez, y no es un promedio ponderado por abundancia, como en el caso de masa atómica relativa/masa atómica. peso. 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 puede medirse con gran precisión, ya que se espera que cada muestra de dicho nucleido sea exactamente idéntica a todas las demás muestras. ya que se espera que todos los átomos de un tipo dado en el mismo estado energético, y cada muestra de un nucleido particular, sean exactamente idénticos en masa a cualquier otra muestra de ese nucleido. Por ejemplo, se espera que cada átomo de oxígeno-16 tenga exactamente la misma masa atómica (masa isotópica relativa) que cualquier otro átomo de oxígeno-16.
En el caso de muchos elementos que tienen un isótopo natural ( elementos mononucleidos ) 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 nulo, y no afecta a la mayoría de los cálculos masivos. Sin embargo, tal error puede existir e incluso ser importante cuando se consideran átomos individuales para elementos que no son mononucleidos.
Para elementos no mononucleidos que tienen más de un isótopo común, la diferencia numérica en la masa atómica relativa (peso atómico) incluso de la masa isotópica relativa más común puede ser media unidad de masa o más (por ejemplo, ver el caso del cloro donde los átomos El peso atómico estándar es de 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 cercanas a valores de números enteros, pero nunca (excepto en el caso del carbono-12) exactamente a un número entero, por dos razones:
La relación entre la masa atómica y el número másico (número de nucleones) varía de0,998 838 1346 (51) para 56 Fe a1.007 825 031 898 (14) por 1 hora.
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. En comparación 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 unión para la mayoría de los átomos es una fracción aún menor de un dalton ( unidad de masa atómica unificada , basada en el carbono-12). 12). Dado que los protones y neutrones libres difieren entre sí en masa en una pequeña fracción de dalton (1,388 449 33 (49) × 10 −3 Da ), [9] redondear la masa isotópica relativa, o la masa atómica de cualquier nucleido dado en daltons al número entero más cercano, siempre da el recuento de nucleones, o número de masa. Además, el recuento de neutrones ( número de neutrones ) se puede derivar restando el número de protones ( número atómico ) del número de masa (recuento de núcleos).
La cantidad en que la relación entre masas atómicas y número de masa se desvía de 1 es la siguiente: la desviación comienza positiva en el hidrógeno -1, luego disminuye hasta alcanzar un mínimo local en el helio-4. Los isótopos de litio, berilio y boro están menos unidos que el helio, como lo demuestra su creciente relación numérica masa-masa.
En el carbono, la relación entre masa (en daltons) y número de masa 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 sólo ligeramente superiores 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 de 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 volvería a desintegrarse rápidamente. 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 4 He en el proceso triple alfa , saltándose el litio, el berilio y el boro para producir carbono-12.
A continuación se muestran algunos valores de la relación entre masa atómica y número másico: [10]
La comparación y medición directa de las masas de los átomos se logra con 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 generalmente se calcula a partir de los pesos atómicos estándar (no de las masas atómicas o de nucleidos). Por 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 las masas atómicas que la constituyen. 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), normalmente multiplicando cada masa única por su multiplicidad.
Los primeros científicos en determinar 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 afirmaba que las masas atómicas de todos los elementos resultarían ser múltiplos exactos de la del hidrógeno. Berzelius, sin embargo, pronto demostró que esto no era ni siquiera aproximadamente cierto, y para algunos elementos, como el cloro, la masa atómica relativa, aproximadamente 35,5, cae casi exactamente a medio camino entre dos múltiplos integrales de la del hidrógeno. Aún más tarde, se demostró que esto se debía en gran medida 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 (notablemente 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 una colección de gases con Moléculas que contienen uno o más elementos del elemento químico en cuestión. [11]
En el siglo XX, hasta la década de 1960, los químicos y físicos utilizaban dos escalas de masa atómica diferentes. Los químicos utilizaron una escala de "unidad de masa atómica" (uma) de modo que la mezcla natural de isótopos de oxígeno tenía una masa atómica 16, mientras que los físicos asignaron el mismo número 16 sólo 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 llevó 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 tiempo que se acercaba numéricamente a la escala de los químicos. Esto fue adoptado como la "unidad de masa atómica unificada". La recomendación principal actual del Sistema Internacional de Unidades (SI) 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 se está eliminando lentamente y se está reemplazando por masa atómica relativa , en el uso más 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 comprensión de que el peso era, en cierto modo, un término inapropiado. El argumento para mantener el término "peso atómico" fue principalmente que era un término bien comprendido por aquellos en el campo, que el término "masa atómica" ya estaba en uso (como se define actualmente) y que el término "peso atómico relativo" "masa" podría confundirse fácilmente con la masa isotópica relativa (la masa de un solo átomo de un nucleido determinado, expresada adimensionalmente en relación con 1/12 de la masa del carbono-12; consulte la sección anterior).
En 1979, como solución de compromiso, se introdujo el término "masa atómica relativa" como sinónimo secundario de peso atómico. Veinte años más tarde se invirtió la primacía de estos sinónimos y el término "masa atómica relativa" es ahora 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 la simple sustitución de "peso atómico" por "masa atómica relativa" habría dado como resultado el término " masa atómica relativa estándar."
