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Masa atómica relativa

La masa atómica relativa (símbolo: A r ; a veces abreviada RAM o ram ), también conocida por el sinónimo en desuso peso atómico , es una cantidad física adimensional definida como la relación entre la masa promedio de los átomos de un elemento químico en una muestra dada y la constante de masa atómica . La constante de masa atómica (símbolo: m u ) se define como ⁠1/12⁠ de la masa de un átomo de carbono-12 . [1] [2] Dado que ambas cantidades en la relación son masas, el valor resultante es adimensional. Estas definiciones siguen siendo válidas [3] : 134  incluso después de la revisión de 2019 del SI . [a] [b]

Para una sola muestra dada, la masa atómica relativa de un elemento dado es la media aritmética ponderada de las masas de los átomos individuales (incluidos todos sus isótopos ) que están presentes en la muestra. Esta cantidad puede variar significativamente entre muestras porque el origen de la muestra (y, por lo tanto, su historial radiactivo o historial de difusión) puede haber producido combinaciones de abundancias isotópicas en proporciones variables. Por ejemplo, debido a una mezcla diferente de isótopos estables de carbono-12 y carbono-13 , una muestra de carbono elemental de metano volcánico tendrá una masa atómica relativa diferente a la de una recogida de tejidos vegetales o animales.

La cantidad más común y más específica conocida como peso atómico estándar ( A r,standard ) es una aplicación de los valores de masa atómica relativa obtenidos de muchas muestras diferentes. A veces se interpreta como el rango esperado de los valores de masa atómica relativa para los átomos de un elemento dado de todas las fuentes terrestres, y las diversas fuentes se toman de la Tierra . [8] "Peso atómico" a menudo se usa de manera imprecisa e incorrecta como sinónimo de peso atómico estándar (incorrectamente porque los pesos atómicos estándar no provienen de una sola muestra). El peso atómico estándar es, sin embargo, la variante más publicada de masa atómica relativa.

Además, el uso continuado del término "peso atómico" (para cualquier elemento) en lugar de "masa atómica relativa" ha generado una considerable controversia desde al menos la década de 1960, principalmente debido a la diferencia técnica entre peso y masa en física. [9] Aun así, ambos términos están oficialmente sancionados por la IUPAC . El término "masa atómica relativa" ahora parece estar reemplazando a "peso atómico" como el término preferido, aunque el término " peso atómico estándar " (en lugar del más correcto " masa atómica relativa estándar ") continúa utilizándose.

Definición

La masa atómica relativa se determina por la masa atómica promedio, o la media ponderada de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento químico particular que se encuentra en una muestra particular, que luego se compara con la masa atómica del carbono-12. [10] Esta comparación es el cociente de los dos pesos, lo que hace que el valor sea adimensional (no tenga unidad). Este cociente también explica la palabra relativo : el valor de la masa de la muestra se considera relativo al del carbono-12.

Es un sinónimo de peso atómico, aunque no debe confundirse con masa isotópica relativa . La masa atómica relativa también se utiliza con frecuencia como sinónimo de peso atómico estándar y estas cantidades pueden tener valores superpuestos si la masa atómica relativa utilizada es la de un elemento de la Tierra en condiciones definidas. Sin embargo, la masa atómica relativa (peso atómico) sigue siendo técnicamente distinta del peso atómico estándar debido a su aplicación solo a los átomos obtenidos de una sola muestra; tampoco está restringida a muestras terrestres, mientras que el peso atómico estándar promedia múltiples muestras pero solo de fuentes terrestres. Por lo tanto, la masa atómica relativa es un término más general que puede referirse de manera más amplia a muestras tomadas de entornos no terrestres o entornos terrestres altamente específicos que pueden diferir sustancialmente del promedio de la Tierra o reflejar diferentes grados de certeza (por ejemplo, en número de cifras significativas ) que los reflejados en los pesos atómicos estándar.

Definición actual

Las definiciones vigentes de la IUPAC (tomadas del “ Libro de Oro ”) son:

peso atómico – Ver: masa atómica relativa [11]

y

masa atómica relativa (peso atómico) : la relación entre la masa promedio del átomo y la unidad de masa atómica unificada. [12]

Aquí la "unidad de masa atómica unificada" se refiere a 1/12 de la masa de un átomo de 12 C en su estado fundamental . [13]

La definición IUPAC [1] de masa atómica relativa es:

El peso atómico (masa atómica relativa) de un elemento de una fuente específica es la relación entre la masa promedio por átomo del elemento y 1/12 de la masa de un átomo de 12 C.

La definición especifica deliberadamente " Un peso atómico...", ya que un elemento tendrá diferentes masas atómicas relativas dependiendo de la fuente. Por ejemplo, el boro de Turquía tiene una masa atómica relativa menor que el boro de California , debido a su diferente composición isotópica . [14] [15] Sin embargo, dado el costo y la dificultad del análisis isotópico , es una práctica común sustituir los valores tabulados de los pesos atómicos estándar , que son omnipresentes en los laboratorios químicos y que son revisados ​​cada dos años por la Comisión de Abundancias Isotópicas y Pesos Atómicos (CIAAW) de la IUPAC . [16]

Uso histórico

Las escalas relativas históricas más antiguas (anteriores a 1961) basadas en la unidad de masa atómica (símbolo: amu o amu ) utilizaban como referencia la masa isotópica relativa del oxígeno-16 o la masa atómica relativa del oxígeno (es decir, el peso atómico). Consulte el artículo sobre la historia de la unidad de masa atómica unificada moderna para resolver estos problemas.

Peso atómico estándar

La comisión CIAAW de la IUPAC mantiene un valor de intervalo de expectativa para la masa atómica relativa (o peso atómico) en la Tierra, denominado peso atómico estándar. El peso atómico estándar requiere que las fuentes sean terrestres, naturales y estables con respecto a la radiactividad. Además, existen requisitos para el proceso de investigación. Para 84 elementos estables, la CIAAW ha determinado este peso atómico estándar. Estos valores se publican ampliamente y se los denomina de manera vaga como "el" peso atómico de los elementos para sustancias de la vida real, como los productos farmacéuticos y el comercio comercial.

Además, la CIAAW ha publicado valores abreviados (redondeados) y valores simplificados (para cuando las fuentes terrestres varían sistemáticamente).

Otras medidas de la masa de los átomos

La masa atómica ( m a ) es la masa de un átomo individual. Define la masa de un isótopo específico, que es un valor de entrada para la determinación de la masa atómica relativa. A continuación se ofrece un ejemplo de tres isótopos de silicio . Una unidad de masa conveniente para la masa atómica es el dalton (Da), que también se denomina unidad de masa atómica unificada (u).

La masa isotópica relativa es la relación entre la masa de un átomo individual y la constante de masa atómica ( m u = 1 Da ). Esta relación es adimensional.

Determinación de la masa atómica relativa

Las masas atómicas relativas modernas (un término específico para una muestra de elemento dada) se calculan a partir de valores medidos de masa atómica (para cada nucleido ) y composición isotópica de una muestra. Se encuentran disponibles masas atómicas de alta precisión [17] [18] para prácticamente todos los nucleidos no radiactivos, pero las composiciones isotópicas son más difíciles de medir con alta precisión y están más sujetas a variación entre muestras. [19] [20] Por esta razón, las masas atómicas relativas de los 22 elementos mononucleídicos (que son las mismas que las masas isotópicas para cada uno de los nucleidos naturales individuales de estos elementos) se conocen con una precisión especialmente alta. Por ejemplo, hay una incertidumbre de solo una parte en 38 millones para la masa atómica relativa del flúor , una precisión que es mayor que el mejor valor actual para la constante de Avogadro (una parte en 20 millones).

El cálculo se ejemplifica para 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 28 Si y aproximadamente una parte en mil millones para los demás. Sin embargo, el rango de abundancia natural para los isótopos es tal que la abundancia estándar solo puede darse con un ±0,001% aproximadamente (ver tabla).

El cálculo es el siguiente:

Un r (Si) = (27.976 93 ×0,922 297 ) + (28.976 49 ×0,046 832 ) + (29.973 77 ×0,030 872 ) =28.0854

La estimación de la incertidumbre es complicada, [21] 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, [22] y el valor para el silicio es 28,0855(3). La incertidumbre estándar relativa en este valor es10 −5 o 10 ppm.

Además de esta incertidumbre en la medición, algunos elementos presentan variaciones según su origen. Es decir, las distintas fuentes (agua del océano, rocas) tienen un historial radiactivo distinto y, por lo tanto, una composición isotópica distinta. Para reflejar esta variabilidad natural, la IUPAC tomó la decisión en 2010 de enumerar las masas atómicas relativas estándar de 10 elementos como un intervalo en lugar de un número fijo. [23]

Véase también

Notas

  1. ^ La revisión tiene sólo dos consecuencias relevantes para el presente artículo. En primer lugar, la masa molar del carbono-12, M ( 12 C), ya no se define exactamente como igual a 12 g/mol, sino que debe determinarse experimentalmente y, por lo tanto, tiene una incertidumbre. Su mejor valor actual [4] [5] : 49  es12.000 000 0126 (37) g/mol . Aquí el "(37)" es una medida de la incertidumbre; básicamente, el "26" (los dos últimos dígitos en12.000 000 0126 ) debe entenderse como "26 ± 37", como se explica en Incertidumbre § En las mediciones . Sin embargo, esto está muy cerca del antiguo valor de 12 g/mol (la diferencia relativa es1,05 × 10 −9 ) que, en una gran mayoría de aplicaciones, M ( 12 C) todavía puede tomarse exactamente como 12 g/mol; esto es así por diseño, por supuesto. En segundo lugar, la constante de Avogadro N A ahora es exactamente igual a6.022 140 76 × 10 23  moles recíprocos por definición, mientras que antes tenía que determinarse experimentalmente y, por lo tanto, tenía una incertidumbre. [3] : 134 
  2. ^ Inmediatamente después de la revisión de 2019, M ( 12 C) era igual a12.000 000 0000 (54) g/mol , correspondiente a una incertidumbre estándar relativa [6] de4,5 × 10 −10 . Esta incertidumbre fue "heredada" de la incertidumbre estándar relativa que tenía el producto hN A inmediatamente antes de la revisión: también4,5 × 10 −10 . (Aquí h es la constante de Planck . Después de la revisión, el producto hN A tiene un valor exacto por definición.) [7] : 143  Por el contrario, inmediatamente antes de la revisión, la constante de Avogadro N A tenía un valor medido de6.022 140 758 (62) × 10 23  moles recíprocos , correspondientes a una incertidumbre estándar relativa de1,0 × 10 −8 . Nótese que inmediatamente antes de la revisión, el producto hN A se conocía con mucha más precisión que h o N A individualmente [7] : 139  .

Referencias

  1. ^ ab Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (1980). "Pesos atómicos de los elementos 1979" (PDF) . Pure Appl. Chem. 52 (10): 2349–84. doi : 10.1351/pac198052102349 .
  2. ^ Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (1993). Cantidades, unidades y símbolos en química física , 2.ª edición, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8 . pág. 41. Versión electrónica. 
  3. ^ ab Oficina Internacional de Pesas y Medidas (20 de mayo de 2019), El Sistema Internacional de Unidades (SI) (PDF) (9.ª ed.), ISBN 978-92-822-2272-0, archivado del original el 18 de octubre de 2021
  4. ^ "Valor CODATA 2022: masa molar del carbono-12". Referencia del NIST sobre constantes, unidades e incertidumbre . NIST . Mayo de 2024. Consultado el 18 de mayo de 2024 .
  5. ^ Tiesinga, Eite; Mohr, Peter J.; Newell, David B.; Taylor, Barry N. (30 de junio de 2021). "Valores recomendados por CODATA de las constantes físicas fundamentales: 2018". Reseñas de Física Moderna . 93 (2). doi :10.1103/RevModPhys.93.025010. PMC 9890581 . 
  6. ^ "Incertidumbre estándar e incertidumbre estándar relativa". Referencia CODATA . NIST . Archivado desde el original el 24 de julio de 2023 . Consultado el 30 de agosto de 2023 .
  7. ^ ab Mohr, Peter J; Newell, David B; Taylor, Barry N; Tiesinga, Eite (1 de febrero de 2018). "Datos y análisis para el ajuste de constantes fundamentales especiales de CODATA 2017". Metrologia . 55 (1): 125–146. doi : 10.1088/1681-7575/aa99bc .
  8. ^ Definición de muestra de elemento
  9. ^ de Bièvre, Paul; Peiser, H. Steffen (1992). "'Peso atómico': el nombre, su historia, definición y unidades" (PDF) . Química pura y aplicada . 64 (10): 1535–43. doi :10.1351/pac199264101535.
  10. ^ IUPAC , Compendio de terminología química , 2.ª edición (el "Libro de oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) "masa atómica relativa". doi :10.1351/goldbook.R05258
  11. ^ Libro de Oro de la IUPAC: peso atómico
  12. ^ Libro de Oro de la IUPAC: masa atómica relativa (peso atómico), A r
  13. ^ Libro de Oro de la IUPAC: unidad de masa atómica unificada
  14. ^ Greenwood, Norman N. ; Earnshaw, Alan (1984). Química de los elementos. Oxford: Pergamon Press . págs. 21, 160. ISBN 978-0-08-022057-4.
  15. ^ Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (2003). "Pesos atómicos de los elementos: revisión 2000" (PDF) . Pure Appl. Chem. 75 (6): 683–800. doi :10.1351/pac200375060683. S2CID  96800435.
  16. ^ Libro de Oro de la IUPAC: pesos atómicos estándar
  17. ^ Instituto Nacional de Estándares y Tecnología . Pesos atómicos y composiciones isotópicas de todos los elementos.
  18. ^ ab Wapstra, AH; Audi, G.; Thibault, C. (2003), La evaluación de masa atómica AME2003 (edición en línea), Centro Nacional de Datos Nucleares. Residencia en:
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    • Audi, G.; Wapstra, AH; Thibault, C. (2003), "La evaluación de masa atómica AME2003 (II)", Nuclear Physics A , 729 : 337–676, Bibcode :2003NuPhA.729..337A, doi :10.1016/j.nuclphysa.2003.11.003
  19. ^ ab Rosman, KJR; Taylor, PDP (1998), "Composiciones isotópicas de los elementos 1997" (PDF) , Química pura y aplicada , 70 (1): 217–35, doi :10.1351/pac199870010217
  20. ^ Coplen, TB; et al. (2002), "Variaciones de abundancia isotópica de elementos seleccionados" (PDF) , Química pura y aplicada , 74 (10): 1987–2017, doi :10.1351/pac200274101987
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  22. ^ Holden, Norman E. (2004). "Pesos atómicos y el Comité Internacional: una revisión histórica". Chemistry International . 26 (1): 4–7.
  23. ^ "Cambios en la tabla periódica". Archivado desde el original el 15 de julio de 2019.

Lectura adicional

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