El siguiente blog de lo dedicamos a los conceptos que llaman masa atómica, porque después veremos como se relaciona con otro concepto químico muy importante.
La masa
atómica es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades
de masa atómica unificada. La masa
atómica en algunas veces es usada incorrectamente como un sinónimo de masa
atómica relativa, masa atómica media y peso atómico; estos
últimos difieren sutilmente de la masa atómica. Es más, la masa atómica está
definida como la masa de un átomo, que solo puede ser de un isótopo a la vez, y no es un promedio ponderado en las abundancias de
los isótopos. Esta puntualización es importante, porque 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 muchos cálculos
bastos, pero tal error puede ser crítico cuando se consideran átomos
individuales.
La masa
ok, y ¿el peso?
El peso atómico estándar se refiere a la media de las masas atómicas relativas de un
elemento en el medio local de la corteza terrestre y la atmósfera
terrestre, como está determinado por
la Comisión de Pesos Atómicos y Abundancias Isotópicas (IUPAC en inglés). Estos valores son los que
están incluidos en una tabla periódica estándar, y es lo que es más usado para los cálculos ordinarios.
Se incluye una incertidumbre en
paréntesis que frecuentemente refleja la
variabilidad natural en la distribución isotópica, en vez de la incertidumbre
en la medida. Para los elementos
sintéticos, el isótopo formado depende de los
medios de síntesis, por lo que el concepto de abundancia isotópica natural no tiene sentido. 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. El litio representa un caso único, donde la abundancia natural de los
isótopos ha sido perturbada por las actividades humanas al punto de afectar la
incertidumbre en su peso atómico estándar, incluso en muestras obtenidas de
fuentes naturales, como los ríos.
La masa atómica relativa es un sinónimo para peso atómico y está cercanamente relacionado con la masa atómica
promedio (pero no es un sinónimo de masa atómica), la media ponderada de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento
químico encontrados en una muestra particular, ponderados por abundancia
isotópica. Esto es usado frecuentemente como sinónimo para peso atómico
relativo, y este uso no es incorrecto, dado que los pesos atómicos estándar son
masas atómicas relativas, aunque es menos específico. 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.
La masa
isotópica relativa es la masa relativa de un isótopo dado (más específica,
cualquier núclido solo), escalado con el carbono-12 como exactamente 12. 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:
1. la
diferente masa de neutrones y protones que actúan para cambiar la masa total en
los núclidos con relaciones protón/neutrón distintos al cociente 1:1 del
carbono-12.
2. no se encontrará un número exacto si
existe una pérdida/ganancia de masa diferente a la energía
de enlace nuclear relativa a la energía de enlace
nuclear media del carbono-12, sin embargo, puesto que cualquier defecto de masa debido
a la energía de enlace nuclear es una fracción pequeña (menos del 1 %)
comparada con la masa de un nucleón (incluso menos comparado con la masa media
por nucleón en el carbono-12, que está moderada a fuertemente unido), y dado
que los protones y neutrones difieren en masa unos de otros por una fracción
pequeña (aproximadamente 0,0014 uma),
la práctica de redondear la masa atómica de cualquier núclido dado o isótopo al
número entero más cercano, siempre da el número entero simple de la suma total
de nucleones. El conteo de neutrones puede ser derivado por sustracción
del número atómico.
La
cantidad que las masas atómicas se desvían respecto de su número de masa porque 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. Lo opuesto es verdadero para las reacciones
de fusión nuclear: la fusión en los elementos más ligeros que el hierro produce
energía, y la fusión en los elementos más pesados que el hierro requiere
energía.
Medición de las masas atómicas
Factor de conversión entre unidad de masa atómica y gramos
El proceso
que se siguió históricamente para determinar las masas reales de los átomos de
los diferentes elementos fue similar al seguido en el modelo clips, trabajando
inicialmente con gases y comparando las masas de gases situados en recipientes
con las mismas condiciones de presión, volumen y temperatura: como las masas
eran distintas, pero había el mismo número de partículas (de acuerdo con el
modelo de materia y el principio de Avogadro), se debía a que las partículas
tenían masas reales diferentes. Actualmente la comparación directa y medición de
las masas de los átomos se logra con la utilización de un espectrómetro
de masas.
La unidad
científica estándar para manejar átomos en cantidades macroscópicas es el mol, que está definido arbitrariamente como la cantidad de sustancia
que tiene tantos átomos u otra unidad como átomos hay en 12 gramos de carbono
del isótopo C-12. El número de átomos en un mol es denominado número
de Avogadro, cuyo valor es aproximadamente 6,022 x
1023 mol−1. Un mol de una sustancia siempre contiene
exactamente la masa atómica relativa o masa molar de dicha sustancia, expresado en gramos; sin embargo, esto no
es cierto para la masa atómica. 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.
La fórmula
para la conversión entre unidad
de masa atómica y la masa SI en
gramos para un solo átomo es, donde es
la constante
de masa molar y es
el número
de Avogadro.
Artículo escrito por Ana María Morón Usero o Ammu.
Podéis encontrar mucho más sobre esta ciencia en el Glosario de la Química y muchos científicos destacados de la misma y de otras ramas.
Que la ciencia y la fuerza os acompañe, y por supuesto la masa atómica...
