Masa atómica
En el caso de muchos elementos que tienen un isótopo dominante, la similitud/diferencia numérica real entre la masa atómica del isótopo más común y la masa atómica relativa o peso atómico estándar puede ser muy pequeña, tal que no afecta a muchos cálculos bastos, pero tal error puede ser crítico cuando se consideran átomos individuales.
En consecuencia, para elementos sintéticos, el conteo total de nucleones del isótopo más estable (esto es, el isótopo con la vida media más larga) está listado en paréntesis en el lugar del peso atómico estándar.
La masa atómica relativa también se refiere a ambientes no terrestres y ambientes terrestres altamente específicos que se desvían de la media o tienen diferentes certidumbres (número de cifras significativas) que los pesos atómicos estándar.
No hay otros núclidos distintos al carbono-12 que tengan exactamente un número entero de masas en esta escala.
Esto es debido a dos factores: Los protones y neutrones del núcleo representan casi toda la masa total de los átomos, con los electrones y la energía de enlace nuclear haciendo contribuciones menores.
La cantidad que las masas atómicas se desvían de su número de masa es como sigue: la desviación empieza, positiva en el hidrógeno-1, disminuyendo hasta alcanzar un mínimo en el hierro-56, hierro-58 y níquel-62, luego aumenta a valores positivos en los isótopos más pesados, conforme aumenta el número atómico.
Esto corresponde a lo siguiente: la fisión nuclear en un elemento más pesado que el hierro produce energía, y la fisión de cualquier elemento más ligero que el hierro requiere energía.
4He puede fusionarse con tritio (3H) o with 3He; estos procesos ocurrieron durante la nucleosíntesis del Big Bang.
Por ejemplo, el peso atómico estándar del hierro es 55,847 g/mol, y en consecuencia un mol de hierro como se suele encontrar en la Tierra tiene una masa de 55,847 gramos.
La masa atómica del isótopo 56Fe es 55,935 u, y un mol de 56Fe pesará, en teoría, 55,935 g, pero no se ha encontrado tales cantidades puras de isótopo 56Fe en la Tierra.
En ambos casos, la multiplicidad de los átomos (el número de veces que está presente) debe ser tomado en cuenta, generalmente multiplicando cada masa única por su multiplicidad inversa.
Los pesos atómicos fueron definidos originalmente en relación con el elemento hidrógeno, el más ligero, tomándolo como 1, y en 1820, la hipótesis de Prout indicaba que las masas atómicas de todos los elementos deberían ser un múltiplo entero del peso del hidrógeno.
Sin embargo, Berzelius pronto probó que esta hipótesis no siempre se sostenía, y en algunos casos, como el cloro, el peso atómico caía casi exactamente entre dos múltiplos del peso del hidrógeno.
Posteriormente, se mostró que esto se debía a un efecto causado por los isótopos, y que la masa atómica de los isótopos puros, o núclidos, era múltiplo de la masa del hidrógeno, en un margen de diferencia del 0,96%.
Formuló una ley para determinar los pesos atómicos de los elementos: las distintas cantidades del mismo elemento contenido en distintas moléculas son todas múltiplos enteros del peso atómico, y determinó los pesos atómicos y pesos moleculares comparando la densidad de vapor de un conjunto de gases con moléculas conteniendo uno o más del elemento químico en cuestión.
This was adopted as the 'unified atomic mass unit'.
[11] El término "peso atómico" se está eliminando gradualmente y se está reemplazando por "masa atómica relativa", en la mayoría de los usos actuales.
Veinte años más tarde se invirtió la primacía de estos sinónimos, y el término "masa atómica relativa" es ahora el término preferido.
