Hispanopedia Wiki
Articulo de referencia

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 magnitud física adimensional definida co...

Hispanopedia WikiContenido en espanolLectura gratuita

La masa atómica relativa (símbolo: A r ; a veces abreviada RAM o ram ), también conocida por el sinónimo en desuso peso atómico , es una magnitud 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 muestra dada, la masa atómica relativa de un elemento es la media aritmética ponderada de las masas de los átomos individuales (incluidos todos sus isótopos ) presentes en la muestra. Esta cantidad puede variar significativamente entre muestras, ya que el origen de la muestra (y, por lo tanto, su historial radiactivo o 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 proveniente de metano volcánico tendrá una masa atómica relativa diferente a la de una muestra obtenida de tejidos vegetales o animales.

La magnitud más común y específica conocida como peso atómico estándar ( A r °) 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, siendo estas fuentes tomadas de la Tierra . [ 8 ] El término "peso atómico" se usa a menudo de forma imprecisa e incorrecta como sinónimo de peso atómico estándar (incorrectamente porque los pesos atómicos estándar no provienen de una sola muestra). Sin embargo, el peso atómico estándar es la variante de masa atómica relativa más publicada.

Además, el uso continuado del término «peso atómico» (para cualquier elemento) en contraposición a «masa atómica relativa» ha suscitado 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 reconocidos por la IUPAC . El término «masa atómica relativa» parece estar reemplazando ahora a «peso atómico» como término preferido, aunque el término « peso atómico estándar » (en contraposición al más correcto « masa atómica relativa estándar ») se sigue utilizando.

Definición

La masa atómica relativa se determina mediante la masa atómica promedio, o la media ponderada de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento químico específico presentes en una muestra determinada, la cual se compara con la masa atómica del carbono-12. [ 10 ] Esta comparación es el cociente de ambas masas, lo que hace que el valor sea adimensional (sin unidades). Este cociente también explica el término «relativo» : el valor de la masa de la muestra se considera relativo al del carbono-12.

Es sinónimo de peso atómico, aunque no debe confundirse con la masa isotópica relativa . La masa atómica relativa también se usa frecuentemente 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 bajo condiciones definidas. Sin embargo, la masa atómica relativa (peso atómico) sigue siendo técnicamente distinta del peso atómico estándar debido a que se aplica solo a los átomos obtenidos de una sola muestra; tampoco se restringe 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 muy específicos que pueden diferir sustancialmente del promedio de la Tierra o reflejar diferentes grados de certeza (por ejemplo, en el número de cifras significativas ) que los reflejados en los pesos atómicos estándar.

Definición actual

Las definiciones predominantes de la IUPAC (tal como se toman del " Libro de Oro ") son:

peso atómico – Véase: masa atómica relativa [ 11 ]

y

masa atómica relativa (peso atómico) – La relación entre la masa promedio del átomo y la constante de masa atómica. [ 12 ]

Aquí la constante de masa atómica se refiere a 1/12 de la masa de un átomo de 12 C en su estado fundamental , y es igual a un dalton . [ 13 ]

La definición de la 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 práctica común sustituirlo por los valores tabulados de pesos atómicos estándar , que son omnipresentes en los laboratorios químicos y que son revisados ​​bienalmente 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: uma o uma ), utilizaban como referencia la masa isotópica relativa del oxígeno-16 o bien la masa atómica relativa del oxígeno (es decir, el peso atómico). Consulte el artículo sobre la historia del dalton moderno para obtener una solución a 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 utilizan comúnmente como el peso atómico de los elementos en sustancias de uso cotidiano, como productos farmacéuticos y productos comerciales.

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 muestra un ejemplo con tres isótopos de silicio . Una unidad de masa conveniente para la masa atómica es el dalton (Da), también llamado unidad unificada de masa atómica (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 un elemento dado) se calculan a partir de los valores medidos de la masa atómica (para cada nucleido ) y la composición isotópica de una muestra. Se dispone de 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 mononucleicos (que son las mismas que las masas isotópicas para cada uno de los nucleidos naturales de estos elementos) se conocen con una precisión especialmente alta. Por ejemplo, existe 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 con el silicio , cuya masa atómica relativa es especialmente importante en metrología . El silicio existe en la naturaleza como una mezcla de tres isótopos: 28Si , 29Si y 30Si . Las masas atómicas de estos nucleidos se conocen con una precisión de una parte en 14  mil millones para el 28Si y de aproximadamente una parte en mil millones para los demás. Sin embargo, el rango de abundancia natural de los isótopos es tal que la abundancia estándar solo puede darse con una precisión de ±0,001% (véase la 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, distintas fuentes (agua de mar, rocas) tienen una historia radiactiva diferente y, por lo tanto, una composición isotópica distinta. Para reflejar esta variabilidad natural, la IUPAC decidió en 2010 enumerar las masas atómicas relativas estándar de 10 elementos como un intervalo en lugar de un número fijo. [ 23 ]

Véase también

Notas

  1. ↑ Solo hay dos consecuencias de la revisión que son relevantes para el presente artículo. Primero, la masa molar del carbono-12, M ( 12 C ), ya no se define como exactamente 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 la gran mayoría de las aplicaciones, M ( 12 C) todavía puede tomarse exactamente como 12  g/mol; esto es así por diseño. Segundo, la constante de Avogadro N A ahora es exactamente igual a6,022 140 76 × 10 23 moles recíprocos  por definición, mientras que anteriormente tenía que determinarse experimentalmente y, por lo tanto, tenía una incertidumbre. [ 3 ] : 134
  2. ↑ Inmediatamente después de la revisión de 2019, M ( 12 C) fue 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 el producto hN A tenía inmediatamente antes de la revisión: también4,5 × 10 −10 . (Aquí h es la constante de Planck . Tras 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 , correspondiente 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. 1 2 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 0-632-03583-8pág. 41. Versión electrónica. 
  3. 1 2 Oficina Internacional de Pesas y Medidas (20 de mayo de 2019), El Sistema Internacional de Unidades (SI) (PDF) (9.ª ed.), ISBN  978-92-822-2272-0Archivado 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" . Reviews of Modern Physics . 93 (2) 025010. Bibcode : 2021RvMP...93b5010T . doi : 10.1103/RevModPhys.93.025010 . PMC 9890581. PMID 36733295 .  
  6. ↑ "Incertidumbre estándar e incertidumbre estándar relativa" . Referencia CODATA . NIST . Archivado del original el 24 de julio de 2023. Consultado el 30 de agosto de 2023 .
  7. 1 2 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): 1535–1543 . doi : 10.1351/pac199264101535 .
  10. ↑ IUPAC , Compendio de Terminología Química , 5.ª ed. (el "Libro de Oro") (2025). Versión 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 Unificada de Masa Atómica
  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. 1 2 Wapstra, AH; Audi, G.; Thibault, C. (2003), Evaluación de la masa atómica AME2003 ( Edición en línea), Centro Nacional de Datos Nucleares . Residencia en:
    • Wapstra, AH; Audi, G.; Thibault, C. (2003), "Evaluación de la masa atómica AME2003 (I)", Nuclear Physics A , 729 : 129–336 , Bibcode : 2003NuPhA.729..129W , doi : 10.1016/j.nuclphysa.2003.11.002
    • Audi, G.; Wapstra, AH; Thibault, C. (2003), "Evaluación de la masa atómica AME2003 (II)", Nuclear Physics A , 729 : 337–676 , Bibcode : 2003NuPhA.729..337A , doi : 10.1016/j.nuclphysa.2003.11.003
  19. 1 2 Rosman, KJR; Taylor, PDP (1998). "Composiciones isotópicas de los elementos 1997" (PDF) . Pure and Applied Chemistry . 70 (1): 217– 235. doi : 10.1351/pac199870010217 .
  20. ↑ Coplen, TB; et al. (2002), "Variaciones de abundancia isotópica de elementos seleccionados" (PDF) , Pure and Applied Chemistry , 74 (10): 1987– 2017, doi : 10.1351/pac200274101987 
  21. ↑ Meija, Juris; Mester, Zoltán (2008). "Propagación de la incertidumbre de los resultados de medición del peso atómico". Metrologia . 45 (1): 53– 62. Bibcode : 2008Metro..45...53M . doi : 10.1088/0026-1394/45/1/008 . S2CID 122229901 . 
  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 del original el 15 de julio de 2019.

Lecturas adicionales

  • Possolo, Antonio; van der Veen, Adriaan MH; Meija, Juris; Brynn Hibbert, D. (2018-01-04). "Interpretación y propagación de la incertidumbre de los pesos atómicos estándar (Informe técnico de la IUPAC)" . Pure and Applied Chemistry . 90 (2): 395– 424. doi : 10.1515/pac-2016-0402 . S2CID 145931362 . 
  • Comisión de la IUPAC sobre Abundancias Isotópicas y Pesos Atómicos
  • Masas atómicas relativas de todos los isótopos y pesos atómicos estándar de los elementos, según el NIST.
  • Pesos atómicos estándar