peso atómico estándar

El peso atómico estándar de un elemento químico (símbolo A _r °(E) para el elemento "E") es la media aritmética ponderada de las masas isotópicas relativas de todos los isótopos de ese elemento ponderadas por la abundancia de cada isótopo en la Tierra . Por ejemplo, el isótopo ⁶³ Cu ( A _r = 62,929) constituye el 69% del cobre en la Tierra, siendo el resto ⁶⁵ Cu ( A _r = 64,927), por lo que $${\displaystyle A_{\text{r}}{\text{°}}(_{\text{29}}{\text{Cu}})=0.69\times 62.929+0.31\times 64.927=63.55.}$$ La masa isotópica relativa es adimensional , al igual que el promedio ponderado. Se puede convertir en una medida de masa (con dimensión M ) multiplicándola por la constante de masa atómica dalton .

Entre las diversas variantes del concepto de peso atómico ( A _r , también conocido como masa atómica relativa ) utilizadas por los científicos, el peso atómico estándar ( A _r °) es el más común y práctico. El peso atómico estándar de cada elemento químico es determinado y publicado por la Comisión de Abundancias Isotópicas y Pesos Atómicos (CIAAW) de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) con base en fuentes terrestres naturales y estables del elemento. La definición especifica el uso de muestras de muchas fuentes representativas de la Tierra, de modo que el valor pueda utilizarse ampliamente como peso atómico para sustancias tal como se encuentran en la realidad, por ejemplo, en productos farmacéuticos e investigación científica. Los pesos atómicos no estandarizados de un elemento son específicos de las fuentes y muestras, como el peso atómico del carbono en un hueso particular de un sitio arqueológico específico. El peso atómico estándar promedia dichos valores al rango de pesos atómicos que un químico podría esperar obtener de muchas muestras aleatorias de la Tierra. Este rango es la razón de ser de la notación de intervalo que se utiliza para algunos valores estándar de peso atómico.

De los 118 elementos químicos conocidos, 84 tienen este valor basado en el entorno terrestre, de los cuales todos menos 4 tienen isótopos estables. Típicamente, dicho valor es, por ejemplo, el del helio: A _r °(He) =4.002 602 (2) . El "(2)" indica la incertidumbre en el último dígito mostrado, para leer4,002 602 ± 0,000 002 . La IUPAC también publica valores abreviados , redondeados a cinco cifras significativas. Para el helio, A r, °(He) _{abreviado =}4.0026 .

Para catorce elementos, las muestras divergen en este valor, porque sus fuentes de muestra han tenido una historia de desintegración diferente. Por ejemplo, el talio (Tl) en rocas sedimentarias tiene una composición isotópica diferente a la de las rocas ígneas y los gases volcánicos. Para estos elementos, el peso atómico estándar se indica como un intervalo: A _r °(Tl) = [204,38, 204,39] . Con dicho intervalo, para situaciones menos exigentes, la IUPAC también publica un valor convencional . Para el talio, A _{r, el valor convencional} °(Tl) =204.38 .

El peso atómico estándar es un valor especial de la masa atómica relativa. Se define como los "valores recomendados" de masas atómicas relativas de fuentes en el entorno local de la corteza terrestre y la atmósfera , según lo determinado por la Comisión de Pesos Atómicos y Abundancias Isotópicas (CIAAW) de la IUPAC . ^{[ 2 ]} En general, los valores de diferentes fuentes están sujetos a variación natural debido a la distinta historia radiactiva de las fuentes. Por lo tanto, los pesos atómicos estándar son un rango esperado de pesos atómicos a partir de una variedad de muestras o fuentes. Al limitar las fuentes únicamente a origen terrestre, los valores determinados por la CIAAW presentan menor varianza y son un valor más preciso para las masas atómicas relativas (pesos atómicos) que se encuentran y utilizan en los materiales del mundo.

Los valores publicados por la CIAAW se utilizan y, en ocasiones, son obligatorios por ley en los cálculos de masa. Estos valores presentan una incertidumbre (indicada entre paréntesis) o bien constituyen un intervalo de expectativa (véase el ejemplo en la ilustración inmediatamente superior). Esta incertidumbre refleja la variabilidad natural en la distribución isotópica de un elemento, en lugar de la incertidumbre en la medición (que es mucho menor con instrumentos de calidad). ^{[ 3 ]}

Aunque se intenta abarcar el rango de variabilidad en la Tierra con cifras de peso atómico estándar, se conocen casos de muestras minerales que contienen elementos con pesos atómicos que se desvían del rango de peso atómico estándar. ^{[ 2 ]}

En el caso de los elementos sintéticos, el isótopo formado depende del método de síntesis, por lo que el concepto de abundancia isotópica natural carece de sentido. Por consiguiente, para los elementos sintéticos, el número total de nucleones del isótopo más estable (es decir, el isótopo con la vida media más larga) se indica entre paréntesis, en lugar del peso atómico estándar.

En química, cuando se utiliza el término "peso atómico", generalmente se hace referencia al peso atómico estándar, más específico. Son los pesos atómicos estándar los que se utilizan en las tablas periódicas y en muchas referencias estándar de la química terrestre común.

El litio representa un caso único en el que se ha descubierto que, en algunos casos, la abundancia natural de los isótopos se ha visto alterada por las actividades humanas de separación isotópica hasta el punto de afectar la incertidumbre en su peso atómico estándar, incluso en muestras obtenidas de fuentes naturales, como los ríos.

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 ^{[ 7 ] [ 8 ]} 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. ^{[ 9 ] [ 10 ]} 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 individuales de estos elementos) se conocen con una precisión especialmente alta.

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: ^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 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 se puede dar con una precisión de aproximadamente ±0,001% (véase la tabla). El cálculo es

Ar ( _Si ) = (27,97693 × 0,922297) + (28,97649 × 0,046832) + (29,97377 × 0,030872) = 28,0854

La estimación de la incertidumbre es compleja, ^{[ 11 ]} 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, ^{[ 12 ]} y el valor para el silicio es 28,0855(3). La incertidumbre estándar relativa en este valor es 1 × 10 ^–5 o 10  ppm. Para reflejar mejor esta variabilidad natural, en 2010, la IUPAC decidió enumerar las masas atómicas relativas de 10 elementos como un intervalo en lugar de un número fijo. ^{[ 13 ]}

El uso del nombre «peso atómico» ha generado mucha controversia entre los científicos. ^{[ 14 ]} Quienes se oponen a este nombre suelen preferir el término « masa atómica relativa » (que no debe confundirse con la masa atómica ). La objeción fundamental es que el peso atómico no es un peso , es decir, no es la fuerza ejercida sobre un objeto en un campo gravitatorio , medida en unidades de fuerza como el newton o el poundal . ^{[ 15 ]}

En respuesta, los partidarios del término "peso atómico" señalan (entre otros argumentos) ^{[ 14 ]} que:

• El nombre se ha utilizado de forma continua para la misma cantidad desde que se conceptualizó por primera vez en 1808; ^{[ 16 ]}
• Durante la mayor parte de ese tiempo, los pesos atómicos se medían realmente por pesaje (es decir, por análisis gravimétrico ) y el nombre de una magnitud física no debería cambiar simplemente porque haya cambiado el método de su determinación;
• El término "masa atómica relativa" debe reservarse para la masa de un nucleido (o isótopo ) específico, mientras que " peso atómico " debe utilizarse para la media ponderada de las masas atómicas de todos los átomos de la muestra;
• No es raro encontrar nombres engañosos de magnitudes físicas que se conservan por razones históricas, como por ejemplo:
  • fuerza electromotriz , que no es una fuerza
  • poder de resolución , que no es una magnitud de potencia
  • concentración molar , que no es una cantidad molar (una cantidad expresada por unidad de cantidad de sustancia).

Cabe añadir que el peso atómico tampoco suele ser verdaderamente "atómico", ya que no corresponde a las propiedades de ningún átomo individual. El mismo argumento podría aplicarse al término "masa atómica relativa" utilizado en este sentido.

La IUPAC, a través de su Comisión de Abundancias Isotópicas y Pesos Atómicos (CIAAW), publica un valor formal, denominado peso atómico estándar, para cada elemento que posee al menos un isótopo estable o una composición isotópica terrestre bien caracterizada. ^{[ 17 ] : Tabla 1} Las actualizaciones se realizan únicamente cuando se justifican mediante nuevas mediciones de alta precisión; ya no se publican con una periodicidad bienal fija. ^{[ 18 ]} Las revisiones más recientes (enero de 2025) afectaron a tres elementos: gadolinio, lutecio y zirconio. ^{[ 18 ] [ 19 ]}

El valor publicado puede ir acompañado de una incertidumbre, por ejemplo, neón:20.1797(6) , o como un intervalo, por ejemplo boro: [10.806 , 10.821 ].

Actualmente, 83 elementos tienen un peso atómico estándar asignado. ^{[ 17 ]} Además de los valores de precisión completa, CIAAW publica pesos atómicos estándar abreviados (con cinco cifras significativas) y, para los doce elementos cuyos pesos atómicos se expresan como intervalos, valores de peso atómico convencionales de un solo número para usar cuando la variación isotópica no es importante. ^{[ 20 ]}

El símbolo A _r (E) denota la masa atómica relativa de una muestra particular del elemento E, mientras que el peso atómico estándar se denota como A _r °(E) (el círculo ° indica la composición definida del estado estándar). ^{[ 21 ]}

• Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC)
• Comisión sobre Abundancias Isotópicas y Pesos Atómicos (CIAAW)

• Comisión de la IUPAC sobre Abundancias Isotópicas y Pesos Atómicos
• Pesos atómicos de los elementos 2011