Masa atómica

La masa atómica ( m _a o m ) es la masa de un solo átomo . La masa atómica proviene principalmente de la masa combinada de los protones y neutrones en el núcleo , con contribuciones menores de los electrones y la energía de enlace nuclear . ^{[ 1 ]} La masa atómica de los átomos, iones o núcleos atómicos es ligeramente menor que la suma de las masas de sus protones, neutrones y electrones constituyentes, debido al defecto de masa (explicado por la equivalencia masa-energía : E = mc ² ).

La masa atómica se suele medir en daltons (Da) ( también conocida como unidad unificada de masa atómica (u)). Un dalton es igual a + 1/12 la masa de un átomo de carbono-12 en su estado natural, dada por la constante de masa atómica m _u = m ( ¹² C) /12 = 1 Da , donde m ( ¹² C) es la masa atómica del carbono-12. Por lo tanto, el valor numérico de la masa atómica de un nucleido , cuando se expresa en daltons, es cercano a su número másico .

La masa isotópica relativa (véase la sección siguiente) se puede obtener dividiendo la masa atómica m _a de un isótopo por la constante de masa atómica m _u , lo que da como resultado un valor adimensional . Por lo tanto, la masa atómica de un átomo de carbono-12 m ( ¹² C) es12  Da por definición, pero la masa isotópica relativa de un átomo de carbono-12 _Ar ( 12 ^C ) es simplemente 12. La suma de las masas isotópicas relativas de todos los átomos en una molécula es la masa molecular relativa .

La masa atómica de un isótopo y la masa isotópica relativa se refieren a un isótopo específico de un elemento. Dado que las sustancias generalmente no son isotópicamente puras, resulta conveniente utilizar la masa atómica elemental , que es la masa atómica promedio de un elemento, ponderada por la abundancia de sus isótopos. El peso atómico estándar (adimensional) es la masa isotópica relativa media ponderada de una mezcla (típica de origen natural) de isótopos.

La masa isotópica relativa (una propiedad de un solo átomo) no debe confundirse con la cantidad promedio de peso atómico (véase más arriba), que es un promedio de los valores de muchos átomos en una muestra determinada de un elemento químico.

Mientras que la masa atómica es una masa absoluta, la masa isotópica relativa es un número adimensional sin unidades. Esta pérdida de unidades se debe al uso de una relación de escala con respecto al carbono-12 como estándar, y el término "relativa" en "masa isotópica relativa" se refiere a esta relación de escala con respecto al carbono-12.

La masa isotópica relativa es, por lo tanto, la masa de un isótopo dado (específicamente, cualquier nucleido individual ), cuando este valor se escala por la masa del carbono -12 , la cual debe determinarse experimentalmente. De forma equivalente, la masa isotópica relativa de un isótopo o nucleido es la masa del isótopo en relación con + 1/12 de la masa de un átomo de carbono - 12.

Por ejemplo, la masa isotópica relativa de un átomo de carbono-12 es exactamente 12. En comparación, la masa atómica de un átomo de carbono-12 es exactamente 12 daltons . Alternativamente, la masa atómica de un átomo de carbono-12 puede expresarse en cualquier otra unidad de masa: por ejemplo, la masa atómica de un átomo de carbono-12 es1,992 646 882 70 (62) × 10 ⁻²⁶  kg .

Al igual que ocurre con la masa atómica correspondiente cuando se expresa en daltons , los números de masa isotópica relativos de los nucleidos distintos del carbono-12 no son números enteros, pero siempre se aproximan a ellos. Esto se analiza en detalle más adelante.

La masa atómica o la masa isotópica relativa a veces se confunden o se usan incorrectamente como sinónimos de masa atómica relativa (también conocida como peso atómico) o peso atómico estándar (una variedad particular de peso atómico, en el sentido de que está estandarizado). Sin embargo, como se mencionó en la introducción, la masa atómica es una masa absoluta, mientras que todos los demás términos son adimensionales. La masa atómica relativa y el peso atómico estándar representan términos para promedios (ponderados por abundancia) de masas atómicas relativas en muestras elementales, no para nucleidos individuales. La masa atómica relativa y el peso atómico estándar solo coincidirán con la masa isotópica relativa para elementos con un solo isótopo estable.

La masa atómica (masa isotópica relativa) se define como la masa de un solo átomo, que corresponde a un único isótopo (nucleido), y no es un promedio ponderado por abundancia, como en el caso de la masa atómica relativa/peso atómico. Por lo tanto, la masa atómica o masa isotópica relativa de cada isótopo y nucleido de un elemento químico es un valor que se puede medir con alta precisión, ya que cada muestra de dicho nucleido tiene la misma masa que cualquier otra muestra, dado que todos los átomos de un tipo determinado en el mismo estado energético, y cada muestra de un nucleido en particular, tienen la misma masa. Por ejemplo, cada átomo de oxígeno-16 tiene exactamente la misma masa atómica (masa isotópica relativa).

Para los elementos que poseen un isótopo natural ( elementos mononucleicos ) o un isótopo dominante, la diferencia entre la masa atómica del isótopo más común y la masa atómica relativa (estándar) o el peso atómico (estándar) será nula o lo suficientemente pequeña como para no afectar la mayoría de los cálculos. Para los elementos con más de un isótopo en cantidades significativas, la masa de los átomos individuales será diferente del promedio de todos los isótopos.

Para los elementos que tienen más de un isótopo común, la diferencia numérica en la masa atómica relativa (peso atómico) con respecto incluso a la masa isotópica relativa más común puede ser de media unidad de masa o más (por ejemplo, véase el caso del cloro, donde el peso atómico y el peso atómico estándar son de aproximadamente 35,45). La masa atómica (masa isotópica relativa) de un isótopo poco común puede diferir de la masa atómica relativa, el peso atómico o el peso atómico estándar en varias unidades de masa.

Las masas isotópicas relativas siempre se aproximan a valores enteros, pero nunca (excepto en el caso del carbono-12) son exactamente un número entero, por dos razones:

• Los protones y neutrones tienen masas diferentes, ^{[ 2 ] [ 3 ]} y los diferentes nucleidos tienen proporciones diferentes de protones y neutrones.
• Las masas atómicas se reducen debido a las energías de enlace entre los protones y los neutrones.

La relación entre la masa atómica y el número másico (número de nucleones) varía desde0,998 838 1346 (51) para ⁵⁶ Fe a1.007 825 031 898 (14) por ¹ H.

Cualquier defecto de masa debido a la energía de enlace nuclear es experimentalmente una pequeña fracción (menos del 1%) de la masa de un número igual de nucleones libres. En comparación con la masa promedio por nucleón en el carbono-12, que está moderadamente fuertemente ligado en comparación con otros átomos, el defecto de masa de enlace para la mayoría de los átomos es una fracción aún menor de un dalton. Dado que los protones y neutrones libres difieren entre sí en masa por una pequeña fracción de un dalton (1,388 449 33 (49) × 10 ⁻³  Da ), ^{[ 4 ]} redondear la masa isotópica relativa, o la masa atómica de cualquier nucleido dado en daltons al número entero más cercano, siempre da el número de nucleones, o número másico. Además, el número de neutrones ( número de neutrones ) puede derivarse restando el número de protones ( número atómico ) del número másico (número de nucleones).

La desviación de la relación entre las masas atómicas y el número másico con respecto a 1 es la siguiente: la desviación comienza siendo positiva en el hidrógeno -1, luego disminuye hasta alcanzar un mínimo local en el helio-4. Los isótopos de litio, berilio y boro están menos fuertemente ligados que el helio, como lo demuestra el aumento de sus relaciones masa/número másico.

En el carbono, la relación de masa (en daltons) a número másico se define como 1, y después del carbono se vuelve menor que uno hasta alcanzar un mínimo en el hierro-56 (con valores solo ligeramente superiores para el hierro-58 y el níquel-62 ), luego aumenta a valores positivos en los isótopos pesados, con el aumento del número atómico. Esto corresponde al hecho de que la fisión nuclear en un elemento más pesado que el zirconio produce energía, y la fisión en cualquier elemento más ligero que el niobio requiere energía. Por otro lado, la fusión nuclear de dos átomos de un elemento más ligero que el escandio (excepto el helio) produce energía, mientras que la fusión en elementos más pesados ​​que el calcio requiere energía. La fusión de dos átomos de ⁴ He para producir berilio-8 requeriría energía, y el berilio se desintegraría rápidamente de nuevo. ⁴ He puede fusionarse con tritio ( ³ H) o con ³ He; estos procesos ocurrieron durante la nucleosíntesis del Big Bang . La formación de elementos con más de siete nucleones requiere la fusión de tres átomos de ^4He en el proceso triple alfa , omitiendo el litio, el berilio y el boro para producir carbono-12.

Aquí hay algunos valores de la relación entre la masa atómica y el número másico: ^{[ 5 ]}

La comparación y medición directa de las masas de los átomos se logra mediante espectrometría de masas .

Definiciones similares se aplican a las moléculas . La masa molecular de un compuesto se calcula sumando las masas atómicas (no los pesos atómicos estándar) de sus átomos constituyentes. Por el contrario, la masa molar se suele calcular a partir de los pesos atómicos estándar (no de las masas atómicas o de los nucleidos). Por lo tanto, la masa molecular y la masa molar difieren ligeramente en su valor numérico y representan conceptos distintos. La masa molecular es la masa de una molécula, que es la suma de las masas atómicas de sus constituyentes. La masa molar es el promedio de las masas de las moléculas constituyentes en un conjunto químicamente puro pero isotópicamente heterogéneo. En ambos casos, debe tenerse en cuenta la multiplicidad de los átomos (el número de veces que aparece), generalmente multiplicando cada masa única por su multiplicidad.

Los primeros científicos en determinar las masas atómicas relativas fueron John Dalton y Thomas Thomson entre 1803 y 1805, y Jöns Jakob Berzelius entre 1808 y 1826. La masa atómica relativa ( peso atómico ) se definió originalmente en relación con la del elemento más ligero, el hidrógeno, que se tomó como 1,00. En la década de 1820, la hipótesis de Prout afirmó que las masas atómicas de todos los elementos serían múltiplos exactos de la del hidrógeno. Sin embargo, Berzelius pronto demostró que esto no era ni siquiera aproximadamente cierto, y que para algunos elementos, como el cloro, la masa atómica relativa, de alrededor de 35,5, se sitúa casi exactamente a medio camino entre dos múltiplos enteros de la del hidrógeno. Más tarde, se demostró que esto se debía en gran medida a una mezcla de isótopos, y que las masas atómicas de los isótopos puros, o nucleidos , son múltiplos de la masa del hidrógeno, con una precisión de aproximadamente el 1 %.

En la década de 1860, Stanislao Cannizzaro perfeccionó las masas atómicas relativas aplicando la ley de Avogadro (en particular en el Congreso de Karlsruhe de 1860). Formuló una ley para determinar las masas atómicas relativas de los elementos: las diferentes cantidades del mismo elemento contenidas en diferentes moléculas son todas múltiplos enteros del peso atómico , y determinó las masas atómicas y moleculares relativas comparando la densidad de vapor de una colección de gases con moléculas que contenían uno o más elementos químicos en cuestión. ^{[ 6 ]}

En el siglo XX, hasta la década de 1960, químicos y físicos utilizaron dos escalas de masa atómica diferentes. Los químicos empleaban una escala de "unidad de masa atómica" (uma) en la que la mezcla natural de isótopos de oxígeno tenía una masa atómica de 16, mientras que los físicos asignaban el mismo número 16 únicamente a la masa atómica del isótopo de oxígeno más común ( ^¹⁶O , que contiene ocho protones y ocho neutrones). Sin embargo, debido a que el oxígeno-17 y el oxígeno-18 también están presentes en el oxígeno natural, esto dio lugar a dos tablas de masa atómica diferentes. La escala unificada basada en el carbono-12 ( ^¹²C ) satisfizo la necesidad de los físicos de basar la escala en un isótopo puro, a la vez que era numéricamente cercana a la escala de los químicos. Esta se adoptó como la "unidad de masa atómica unificada". La recomendación principal actual del Sistema Internacional de Unidades (SI) para el nombre de esta unidad es el dalton y el símbolo "Da". El nombre «unidad de masa atómica unificada» y el símbolo «u» son nombres y símbolos reconocidos para la misma unidad. ^{[ 7 ]}

El término peso atómico se está eliminando gradualmente y se está reemplazando por masa atómica relativa en la mayoría de los casos. Este cambio de nomenclatura se remonta a la década de 1960 y ha sido fuente de mucho debate en la comunidad científica, provocado por la adopción de la unidad unificada de masa atómica y la constatación de que el término "peso" era, en cierto modo, inapropiado. El argumento para mantener el término "peso atómico" se basaba principalmente en que era un término bien comprendido por los expertos en la materia, que el término "masa atómica" ya estaba en uso (tal como se define actualmente) y que el término "masa atómica relativa" podría confundirse fácilmente con la masa isotópica relativa (la masa de un solo átomo de un nucleido dado, expresada adimensionalmente en relación con 1/12 de la masa del carbono-12; véase la sección anterior).

En 1979, como solución de compromiso, se introdujo el término "masa atómica relativa" como sinónimo secundario de peso atómico. Veinte años después, la primacía de estos sinónimos se invirtió y el término "masa atómica relativa" es ahora el preferido.

Sin embargo, el término " pesos atómicos estándar " (que se refiere a los pesos atómicos esperados estandarizados de diferentes muestras) no se ha cambiado, ^{[ 8 ]} porque un simple reemplazo de "peso atómico" por "masa atómica relativa" habría dado como resultado el término "masa atómica relativa estándar".

• Número atómico
• Dalton (unidad)
• Isótopo
• Geoquímica isotópica
• Masa molecular
• Juan Stas

• Masas atómicas relativas de todos los isótopos del NIST y pesos atómicos estándar de los elementos.
• Evaluación de masa atómica AME2003 Archivada el 11/01/2019 en Wayback Machine desde el Centro Nacional de Datos Nucleares.