Masa atomica

No debe confundirse con el peso atómico estándar , el número de masa o la masa atómica relativa .

Para la banda Atomic Mass, consulte Def Leppard § History .

Masa en reposo de un átomo en su estado fundamental

Este artículo debe actualizarse . La razón dada es: debe reflejar la redefinición de 2019 de las unidades base del SI , que entró en vigencia el 20 de mayo de 2019. Ayude a actualizar este artículo para reflejar los eventos recientes o la información disponible recientemente. ( Enero de 2020 )

Átomo estilizado de litio -7: 3 protones, 4 neutrones y 3 electrones (los electrones totales son ~ 1 ⁄ 4300 de la masa del núcleo). Tiene una masa de 7.016 Da. El raro litio-6 (masa de 6.015 Da) tiene solo 3 neutrones, lo que reduce el peso atómico (promedio) del litio a 6.941.

La masa atómica ( m _una o m ) es la masa de un átomo . Aunque la unidad de masa del SI es el kilogramo (símbolo: kg), la masa atómica a menudo se expresa en la unidad de masa atómica que no pertenece al SI (uma) o masa unificada (u) o dalton (símbolo: Da), donde 1 uma o 1 u o 1 Da se define como 1 ⁄ 12 de la masa de un solo átomo de carbono-12 , en reposo. ^[1] Los protones y neutrones del núcleo.representan casi la totalidad de la masa total de átomos, con los electrones y la energía de enlace nuclear haciendo contribuciones menores. Por lo tanto, el valor numérico de la masa atómica cuando se expresa en daltons tiene casi el mismo valor que el número másico . La conversión entre masa en kilogramos y masa en daltons se puede hacer usando la constante de masa atómica .${\displaystyle m_{\rm {u}}={{m({\rm {^{12}C}})} \over {12}}=1\ {\rm {Da}}}$

La fórmula utilizada para la conversión es: ^{[2] [3]}

${\displaystyle 1\ {\rm {Da}}=m_{\rm {u}}={M_{\rm {u}} \over {N_{\rm {A}}}}={M(^{12}C) \over {12\ N_{\rm {A}}}}=1.660\ 539\ 066\ 60(50)\times 10^{-27}\ \mathrm {kg} ,}$

donde es la constante de masa molar , es la constante de Avogadro , ^[4] y es la masa molar determinada experimentalmente del carbono-12. ^[5]${\displaystyle M_{\rm {u}}}$${\displaystyle N_{\rm {A}}}$${\displaystyle M(^{12}\mathrm {C} )}$

La masa isotópica relativa (véase la sección a continuación) se puede obtener dividiendo la masa atómica m _una de un isótopo por la constante de masa atómica m _u produciendo un valor adimensional . Por tanto, la masa atómica de un átomo de carbono-12 es12 Da por definición, pero la masa isotópica relativa de un átomo de carbono-12 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 refiere a un determinado isótopo específico de un elemento. Debido a que las sustancias generalmente no son isotópicamente puras, es conveniente usar la masa atómica elemental que es la masa atómica promedio ( media ) de un elemento, ponderada por la abundancia de isótopos. El peso atómico adimensional ( estándar) es la masa isotópica relativa media ponderada de una mezcla de isótopos (típica de origen natural).

La masa atómica de átomos, iones o núcleos atómicos es ligeramente menor que la suma de las masas de sus protones, neutrones y electrones constituyentes , debido a la pérdida de masa de energía de enlace (por E = mc ² ).

Masa isotópica relativa

La masa isotópica relativa (una propiedad de un solo átomo) no debe confundirse con la cantidad promedio del peso atómico (ver arriba), que es un promedio de los valores de muchos átomos en una muestra dada 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 resulta del uso de una relación de escala con respecto a un estándar de carbono-12, y la palabra "relativo" en el término "masa isotópica relativa" se refiere a esta escala con respecto al carbono-12.

La masa isotópica relativa, entonces, es la masa de un isótopo dado (específicamente, cualquier nucleido individual ), cuando este valor se escala por la masa de carbono-12 , donde este último debe determinarse experimentalmente. De manera 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. A modo de 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 es1.992 646 879 92 (60) × 10 ⁻²⁶  kg .

Como es el caso de la masa atómica relacionada cuando se expresa en daltons , los números de masa isotópicos relativos de nucleidos distintos del carbono-12 no son números enteros, sino que siempre están cerca de números enteros. Esto se analiza completamente a continuación.

Términos similares para diferentes cantidades

La masa atómica o masa isotópica relativa a veces se confunde, o se usa 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 señaló 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 en abundancia) de masas atómicas relativas en muestras elementales, no para nucleidos individuales. Como tal, la masa atómica relativa y el peso atómico estándar a menudo difieren numéricamente de la masa isotópica relativa.

La masa atómica (masa isotópica relativa) se define como la masa de un solo átomo, que solo puede ser un isótopo.(nucleido) a la vez, y no es un promedio ponderado por abundancia, como en el caso de la masa atómica relativa / peso atómico. La masa atómica o masa isotópica relativa de cada isótopo y nucleido de un elemento químico es, por lo tanto, un número que en principio puede medirse con gran precisión, ya que se espera que cada muestra de tal nucleido sea exactamente idéntica a todas las demás muestras, ya que se espera que todos los átomos de un tipo dado en el mismo estado de energía, y cada espécimen de un núclido particular, sean exactamente idénticos en masa a cualquier otro espécimen de ese núclido. Por ejemplo, se espera que cada átomo de oxígeno-16 tenga exactamente la misma masa atómica (masa isotópica relativa) que cualquier otro átomo de oxígeno-16.

En el caso de muchos elementos que tienen un isótopo natural ( elementos mononuclídicos ) 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) puede ser pequeña. o incluso nulo, y no afecta a la mayoría de los cálculos generales. Sin embargo, tal error puede existir e incluso ser importante cuando se consideran átomos individuales para elementos que no son mononuclídicos.

Para los elementos no mononuclídicos que tienen más de un isótopo común, la diferencia numérica en la masa atómica relativa (peso atómico) incluso de la masa isotópica relativa más común, puede ser la mitad de una unidad de masa o más (por ejemplo, ver el caso del cloro donde atómico el peso y el peso atómico estándar son 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 están cerca de los valores de números enteros, pero nunca (excepto en el caso del carbono-12) exactamente un número entero, por dos razones:

• los protones y los neutrones tienen masas diferentes, ^{[6] [7]} y los diferentes nucleidos tienen diferentes proporciones de protones y neutrones.
• las masas atómicas se reducen, en diferentes grados, por sus energías de enlace .

La relación entre la masa atómica y el número de masa (número de nucleones) varía de0,998 838 1346 (51) para ⁵⁶ Fe a1.007 825 031 898 (14) para 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. Cuando se compara con la masa promedio por nucleón en el carbono-12, que está moderadamente fuertemente unido en comparación con otros átomos, el defecto de masa de unión para la mayoría de los átomos es una fracción aún más pequeña de un dalton ( unidad de masa atómica unificada , basada en carbono- 12). Dado que los protones y neutrones libres difieren entre sí en masa en una pequeña fracción de dalton (1.388 449 33 (49) × 10 ⁻³  Da ), ^[8] redondeando la masa isotópica relativa, o la masa atómica de cualquier núclido dado en daltons al número entero más cercano, siempre se obtiene el recuento de nucleones o número de masa. Además, el recuento de neutrones ( número de neutrones ) se puede derivar restando el número de protones ( número atómico ) del número de masa (recuento de nucleones).

Defectos de masa en masas atómicas

Energía de unión por nucleón de isótopos comunes. Una gráfica de la relación entre el número másico y la masa atómica sería similar.

La cantidad en la que la relación entre las masas atómicas y el número de masa se desvía de 1 es la siguiente: la desviación comienza positiva en el hidrógeno -1, luego disminuye hasta que alcanza un mínimo local en el helio-4. Los isótopos de litio, berilio y boro están unidos con menos fuerza que el helio, como lo demuestran sus proporciones crecientes de masa a masa.

En el carbono, la relación entre la masa (en daltons) y el número de masa se define como 1, y después del carbono se vuelve menos de uno hasta que se alcanza un mínimo en el hierro-56 (con valores solo ligeramente más altos para el hierro-58 y el níquel-62). ), luego aumenta a valores positivos en los isótopos pesados, con un número atómico creciente. Esto corresponde al hecho de que la fisión nuclear en un elemento más pesado que el circonio produce energía, y la fisión en cualquier elemento más liviano 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 calciorequiere energía. La fusión de dos átomos de ⁴ He produciendo berilio-8 requeriría energía, y el berilio volvería a desmoronarse rápidamente. ⁴ 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 ⁴ He en el proceso triple alfa , saltándose el litio, el berilio y el boro para producir carbono-12.

A continuación se muestran algunos valores de la relación entre la masa atómica y el número de masa: ^[9]

Nucleido	Relación de masa atómica a número de masa
1 hora	1.007 825 031 898 (14)
2 H	1,007 050 888 9220 (75)
3 H	1,005 349 760 440 (27)
3 Él	1,005 343 107 322 (20)
4 él	1.000 650 813 533 (40)
6 Li	1,002 520 481 24 (26)
12 C	1
14 N	1.000 219 571 732 (17)
16 O	0,999 682 163 704 (20)
56 Fe	0,998 838 1346 (51)
210 Po	0,999 918 4461 (59)
232 mil	1.000 164 0242 (66)
238 U	1.000 213 3905 (67)

Medida de masas atómicas

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

Relación entre masas atómicas y moleculares

Se aplican definiciones similares a las moléculas . Se puede calcular la masa molecular de un compuesto sumando las masas atómicas (no los pesos atómicos estándar) de sus átomos constituyentes. Por el contrario, la masa molar generalmente se calcula a partir de los pesos atómicos estándar.(no las masas atómicas o nucleidas). Por tanto, la masa molecular y la masa molar difieren ligeramente en valor numérico y representan conceptos diferentes. La masa molecular es la masa de una molécula, que es la suma de sus masas atómicas constituyentes. La masa molar es un 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 átomos (el número de veces que ocurre), generalmente mediante la multiplicación de cada masa única por su multiplicidad.

Masa molar de CH 4
	Peso atómico estándar	Número	Masa molar total (g / mol) o peso molecular (Da o g / mol)
C	12.011	1	12.011
H	1.008	4	4.032
CH 4			16.043
Masa molecular de 12 C 1 H 4
	Masa de nucleidos	Número	Masa molecular total (Da o u)
12 C	12.00	1	12.00
1 hora	1,007825	4	4.0313
CH 4			16.0313

Historia

Artículos principales: Historia de la química y unidad de masa atómica unificada.

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, y en la década de 1820, la hipótesis de Proutafirmó que las masas atómicas de todos los elementos resultarían ser múltiplos exactos de la del hidrógeno. Berzelius, sin embargo, pronto demostró que esto ni siquiera era aproximadamente cierto, y para algunos elementos, como el cloro, la masa atómica relativa, de aproximadamente 35,5, cae casi exactamente a la mitad entre dos múltiplos enteros de la del hidrógeno. Más tarde, se demostró que esto se debía en gran parte a una mezcla de isótopos, y que las masas atómicas de los isótopos puros, o nucleidos , son múltiplos de la masa de hidrógeno, dentro de aproximadamente el 1%.

En la década de 1860, Stanislao Cannizzaro refinó las masas atómicas relativas aplicando la ley de Avogadro (especialmente 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 relativas y las masas moleculares comparando la densidad de vapor de una colección de gases con moléculas que contienen uno o más de los elementos químicos en cuestión. ^[10]

En el siglo XX, hasta la década de 1960, los químicos y físicos utilizaron dos escalas de masa atómica diferentes. Los químicos utilizaron una escala de "unidad de masa atómica" (uma) de modo que la mezcla natural de isótopos de oxígeno tuviera una masa atómica de 16, mientras que los físicos asignaron el mismo número 16 solo a la masa atómica del isótopo de oxígeno más común ( ¹⁶ O, 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 llevó a dos tablas diferentes de masa atómica. La escala unificada basada en carbono-12, ¹²C, satisfizo la necesidad de los físicos de basar la escala en un isótopo puro, estando numéricamente cerca de la escala de los químicos. Esto fue adoptado 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. ^[11]

El término peso atómico se está eliminando gradualmente y se está reemplazando por masa atómica relativa , en la mayoría de los usos actuales. Este cambio en la nomenclatura se remonta a la década de 1960 y ha sido fuente de mucho debate en la comunidad científica, que fue provocado por la adopción de la unidad de masa atómica unificada y la comprensión de que el peso era en cierto modo un término inapropiado. El argumento para mantener el término "peso atómico" fue principalmente que era un término bien entendido por aquellos en el campo, que el término "masa atómica" ya estaba en uso (como se define actualmente) y que el término "atómica relativa" masa "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 de carbono-12; ver la sección anterior).

En 1979, como 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 término preferido.

Sin embargo, el término " pesos atómicos estándar " (que se refiere a los pesos atómicos esperados estandarizados de diferentes muestras) no se ha cambiado, ^[12] porque el simple reemplazo de "peso atómico" por "masa atómica relativa" habría dado como resultado el término " masa atómica relativa estándar ".

Ver también

• Número atómico
• Unidad de masa atómica
• Isótopo
• Geoquímica de isótopos
• Masa molecular
• Jean Stas

Referencias

1. IUPAC , Compendio de terminología química , 2ª ed. (el "Libro de oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) " masa atómica ". doi : 10.1351 / goldbook.A00496
2. El sistema internacional de unidades (SI). v1.06 ( 9a ed.). París: Bureau International des Poids et Mesures. 2019. ISBN 978-92-822-2272-0.
3. Peter J. Mohr, Barry N. Taylor (20 de mayo de 2019). "Base de datos de referencia estándar del NIST 121. Constantes físicas fundamentales. Constante de masa atómica" . La referencia del NIST sobre constantes, unidades e incertidumbre . Instituto Nacional de Estándares y Tecnología . Consultado el 10 de diciembre de 2019 .
4. "Constante de Avogadro" . La referencia del NIST sobre constantes, unidades e incertidumbre . Mayo de 2019 . Consultado el 24 de junio de 2021 .
5. "Masa molar de carbono-12" . La referencia del NIST sobre constantes, unidades e incertidumbre . Mayo de 2019 . Consultado el 24 de junio de 2021 .
6. "Masa de protones en u" . La referencia del NIST sobre constantes, unidades e incertidumbre . Mayo de 2019 . Consultado el 24 de junio de 2021 .
7. "masa de neutrones en u" . La referencia del NIST sobre constantes, unidades e incertidumbre . Mayo de 2019 . Consultado el 24 de junio de 2021 .
8. "Diferencia de masa neutrón-protón en u" . La referencia del NIST sobre constantes, unidades e incertidumbre . Mayo de 2019 . Consultado el 24 de junio de 2021 .
9. Wang, Meng; Huang, WJ; Kondev, FG; Audi, G .; Naimi, S. (marzo de 2021). "La evaluación de la masa atómica AME 2020 (II). Tablas, gráficos y referencias \ ast" . Física C china . 45 (3): 030003. doi : 10.1088 / 1674-1137 / abddaf . hdl : 11858 / 00-001M-0000-0010-23E8-5 . ISSN 1674-1137 . 
10. Williams, Andrew (2007). "Origen de las fórmulas de dihidrógeno y otras moléculas simples". J. Chem. Educ. 84 (11): 1779. Código Bibliográfico : 2007JChEd..84.1779W . doi : 10.1021 / ed084p1779 .
11. Bureau International des Poids et Mesures (2019): El Sistema Internacional de Unidades (SI) , novena edición, versión en inglés, página 134. Disponible en el sitio web de BIPM .
12. De Bievre, P .; Peiser, HS (1992). " ' Peso atómico': El nombre, su historia, definición y unidades" (PDF) . Pure Appl. Chem . 64 (10): 1535. doi : 10.1351 / pac199264101535 . S2CID 96317287 .  

enlaces externos

• NIST masas atómicas relativas de todos los isótopos y los pesos atómicos estándar de los elementos
• Evaluación de masa atómica AME2003 del Centro Nacional de Datos Nucleares