Presentando en primicia al número másico

Como todas las presentaciones son breves, la del número másico no sería menos. No obstante, es preciso explicarlo.

En química, el número másico o número de masa es la suma del número de protones y el número de neutrones del núcleo de un átomo. Se simboliza con la letra A (el uso de esta letra proviene de alemán Atomgewicht, que quiere decir peso atómico, aunque sean conceptos distintos que no deben confundirse). Suele ser mayor que el número atómico, dado que los neutrones del núcleo proporcionan a este la cohesión necesaria para superar la repulsión entre los protones.

El número másico es además el indicativo de los distintos isótopos de un elemento químico. Dado que el número de protones es idéntico para todos los átomos del elemento, solo el número másico, que lleva implícito el número de neutrones en el núcleo, indica de qué isótopo del elemento se trata. El número másico se indica con un superíndice situado a la izquierda de su símbolo, sobre el número atómico. Por ejemplo, el ¹H es el isótopo de hidrógeno conocido como protio. El ²H es el deuterio y el ³H es el tritio. Dado que todos ellos son hidrógeno, el número atómico tiene que ser 1.

Para todo átomo o ion:

Número másico (A) = número atómico (Z) + número de neutrones(N)

A = Z + N

Para calcular la cantidad de neutrones que posee un átomo debe hacerse: "A – Z" (número másico menos número atómico), consultando antes en la tabla periódica las cantidades correspondientes.

Bibliografía consultada:

International Union of Pure and Applied Chemistry (1993). Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry, 2da edición, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8. p. 41. 

Wieser, M. E. (2006), «Atomic Weights of the Elements 2005», Pure and Applied Chemistry 78 (11): 2051-66, doi:10.1351/pac200678112051.

P.J. Mohr, B.N. Taylor y D.B. Newell (2011), CODATA Recommended Values of the Fundamental Physical Constants: 2010. Sistema creado por J. Baker, M. Douma y S. Kotochigova. National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg, MD 20899.

International Union of Pure and Applied Chemistry (1984). «Note on the terminology for molar masses in polymer science». J. Polym. Sci., Polym. Lett. Ed. 22 (1): 57. Bibcode:1984JPoSL..22...57.. doi:10.1002/pol.1984.130220116.

El mes que viene explicamos muchas más cosas, pero si las quieres leer, pues...

que la ciencia y la fuerza te acompañen para construir tu conocimiento.

Feliz Octubre (cuidado en Halloween)

Ammu

Relación entre masa atómica y masa molecular

La preciosa historia de la relación tan bonita, que ni los amantes Romeo y Julieta tuvieron, y mucho más duradera, aquí tenéis a la masa atómica y la masa molecular, dos masas con una relación especial. 

Se aplican definiciones similares a las moléculas, por lo que se puede calcular la masa molecular de un compuesto por adición de las masas atómicas-moleculares de sus átomos constituyentes (núclidos). También se puede calcular la masa molar indefinida por la adición de las masas atómicas relativas de los elementos dados en la fórmula molecular. 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.

Historia

En la historia de la química, los primeros científicos en determinar los pesos atómicos fueron John Dalton entre 1803 y 1808, y Jöns Jakob Berzelius entre 1808 y 1826. Los pesos atómicos fueron definidos originalmente en relación al 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%.

En la década de 1860, Stanislao Cannizzaro refinó los pesos atómicos aplicando la ley de Avogadro (en el Congreso de Karlsruhe de 1860). 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.

A principios del siglo XX, hasta la década de 1960, los químicos y físicos utilizaban dos escalas de masa atómicas. Los químicos usaban una escala tal que la mezcla natural de isótopos de oxígeno tenía una masa atómica de 16, mientras que los físicos asignaron el mismo número 16 a la masa atómica del isótopo de oxígeno más común (que contiene ocho protones y ocho neutrones). Sin embargo, debido a que también están presentes en el oxígeno natural, tanto el oxígeno-17 como el oxígeno-18, esto conducía a 2 tablas diferentes de masas atómicas. La escala unificada, basada en el carbono-12, ¹²C, cumplía el requerimiento de los físicos de basar la escala en un isótopo puro, a la vez que se hacía numéricamente cercana a la escala de los químicos.

En la siguiente publicación veremos y conoceremos al número atómico, uno de estos integrantes de la tabla periódica.

Tras todo esto, gracias por leer, que la ciencia y la fuerza os acompañe

Construir vuestro conocimiento

Ammu 

¿Has oído hablar de la hormiga atómica? Y ¿Has oído hablar de la masa atómica?

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.

Gracias por leer

Que la ciencia y la fuerza os acompañe, y por supuesto la masa atómica...

Un abrazo

Ammu

 

 

Conceptos químicos para entender la tabla periódica

 El gran y pequeño número atómico

Las próximas publicaciones os explicarán algunos conceptos químicos importantes, esenciales, quizás sea el principio de la química y la bioquímica, estas áreas donde se sustenta la biología tan fuertemente. 

En física y química, el número atómico​ de un elemento químico es el número total de protones que tiene cada átomo de ese elemento. Se representa con la letra Z.

Se coloca como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento correspondiente. Por ejemplo, todos los átomos del elemento hidrógeno tienen 1 protón y su Z=1, los de helio tienen 2 protones y Z=2, los de litio, 3 protones y Z=3.

Los átomos de diferentes elementos tienen distintos números de electrones y protones. Un átomo en su estado natural es neutro y tiene un número igual de electrones y protones. Un átomo de sodio (Na) tiene un número atómico de 11; posee 11 electrones y 11 protones. Un átomo de magnesio (Mg) tiene un número atómico de 12, posee 12 electrones, 12 protones y un átomo de uranio (U), que tiene un número atómico de 92, posee 92 electrones y 92 protones.

En 1913 Henry Moseley demostró la regularidad existente entre los valores de las longitudes de onda de los rayos X emitidos por diferentes metales tras ser bombardeados con electrones, y los números atómicos de estos elementos metálicos. Este hecho permitió clasificar los elementos en la tabla periódica por orden creciente atómico.

Origen de la denominación "Z”:

Números atómicos de los elementos:

El símbolo convencional "Z" proviene de la palabra alemana Atomzahl (número atómico).

Relación de elementos por orden alfabético con sus números atómicos:

Elemento	Z	Elemento	Z	Elemento	Z	Elemento	Z	Elemento	Z	Elemento	Z
Actinio	89	Cesio	55	Fósforo	15	Livermorio	116	Platino	78	Sodio	11
Aluminio	13	Circonio	40	Francio	87	Lutecio	71	Plomo	82	Talio	81
Americio	95	Cloro	17	Gadolinio	64	Magnesio	12	Plutonio	94	Tantalio	73
Antimonio	51	Cobalto	27	Galio	31	Manganeso	25	Polonio	84	Tecnecio	43
Argón	18	Cobre	29	Germanio	32	Meitnerio	109	Potasio	19	Telurio	52
Arsénico	33	Copernicio	112	Hafnio	72	Mendelevio	101	Praseodimio	59	Terbio	65
Ástato	85	Cromo	24	Hassio	108	Mercurio	80	Prometio	61	Titanio	22
Azufre	16	Curio	96	Helio	2	Molibdeno	42	Protactinio	91	Torio	90
Bario	56	Darmstadtio	110	Hidrógeno	1	Neodimio	60	Radio	88	Tulio	69
Berilio	4	Disprosio	66	Hierro	26	Neón	10	Radón	86	Oganesón	118
Berkelio	97	Dubnio	105	Holmio	67	Neptunio	93	Renio	75	Moscovio	115
Bismuto	83	Einsteinio	99	Indio	49	Niobio	41	Rodio	45	Téneso	117
Bohrio	107	Erbio	68	Iodo	53	Níquel	28	Roentgenio	111	Nihonio	113
Boro	5	Escandio	21	Iridio	77	Nitrógeno	7	Rubidio	37	Uranio	92
Bromo	35	Estaño	50	Iterbio	70	Nobelio	102	Rutenio	44	Vanadio	23
Cadmio	48	Estroncio	38	Itrio	39	Oro	79	Rutherfordio	104	Wolframio	74
Calcio	20	Europio	63	Kriptón	36	Osmio	76	Samario	62	Xenón	54
Californio	98	Fermio	100	Lantano	57	Oxígeno	8	Seaborgio	106	Zinc	30
Carbono	6	Flerovio	114	Lawrencio	103	Paladio	46	Selenio	34
Cerio	58	Flúor	9	Litio	3	Plata	47	Silicio	14

 Os llevará a los enlaces de la wikipedia.

Espero que os guste.

Que la ciencia y la fuerza os acompañe.

Ammu