Unidad de masa atómica

Para otros usos del término UMA, véase Uma (desambiguación).

La unidad de masa atómica unificada (símbolo «u»)^[1]​ o dalton (símbolo «Da»)^[2]​ es una unidad estándar de masa definida como la décimo segunda parte (1/12) de la masa de un átomo, neutro y no enlazado, de carbono-12, en su estado fundamental eléctrico y nuclear,^[3]​ y equivale a 1.660 5402(10)×10⁻²⁷ kg (valor recomendado por CODATA).^[4]​ La masa de 1 mol de unidades (N_A) de masa atómica equivale a 1 g.

Unidad de masa atómica unificada o dalton
Estándar	Unidad no SI (aceptado su uso con las unidades del SI)
Magnitud	Masa
Símbolo	u o Da
Nombrada en honor de	John Dalton
Equivalencias
kg	1 u o Da = 1.660 5402(10)×10^-27
eV/c²	1 u o Da = 931,494 061 (21) × 10^6
me	1 u o Da = 1822,888 39
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Se utiliza para expresar la masa de átomos y moléculas (masa atómica y masa molecular).

El Comité Internacional de Pesos y Medidas la ha categorizado como una unidad no compatible con el uso del Sistema Internacional de Unidades, y cuyo valor en unidades SI debe obtenerse experimentalmente.^[3]​

En el Sistema Internacional de Magnitudes (ISO 80000-1), se da como único nombre el de «dalton» y se desaconseja el de «unidad de masa atómica unificada»,^[5]​ ya que esta puede adoptar dos valores distintos y, además, no admite prefijos multiplicativos (no es posible usar «ku» pero sí «kDa»).^[6]​

No debe confundirse con las unidades atómicas.

Energía equivalente

La constante de masa atómica también se puede expresar como su equivalencia entre masa y energía que es m_uc². Los valores recomendados por el CODATA en 2018 son:

1 uma = 1,66053886 x 10^-27 kg

1 g = 6,0221415 x 10²³ uma

Historia

Origen del concepto

 

Jean Perrin en 1926

La interpretación de la ley de las proporciones definidas en términos de la teoría atómica de la materia implicaba que las masas de los átomos de varios elementos tenían proporciones definidas que dependían de los elementos. Si bien las masas reales eran desconocidas, las masas relativas podían deducirse de esa ley. En 1803 John Dalton propuso utilizar la masa atómica (aún desconocida) del átomo más ligero, el de hidrógeno, como unidad natural de masa atómica. Esta fue la base del escala de peso atómico.^[7]​

Por razones técnicas, en 1898, el químico Wilhelm Ostwald y otros propusieron redefinir la unidad de masa atómica como ¹⁄₁₆ de la masa de un átomo de oxígeno.^[8]​ Esa propuesta fue adoptada formalmente por la Comité Internacional de Pesos Atómicos (ICAW) en 1903. Esa era aproximadamente la masa de un átomo de hidrógeno, pero el oxígeno era más susceptible de determinación experimental. Esta sugerencia se hizo antes del descubrimiento de la existencia de los isótopos elementales, que se produjo en 1912.^[7]​ El físico Jean Perrin había adoptado la misma definición en 1909 durante sus experimentos para determinar las masas atómicas y la constante de Avogadro. ^[9]​Esta definición se mantuvo sin cambios hasta 1961.^[10]​^[11]​ Perrin también definió el "mol" como una cantidad de un compuesto que contenía tantas moléculas como 32 gramos de oxígeno (O
2). Llamó a ese número el número de Avogadro en honor al físico Amedeo Avogadro.

Variación isotópica

El descubrimiento de isótopos de oxígeno en 1929 requirió una definición más precisa de la unidad. Desafortunadamente, se utilizaron dos definiciones distintas. Los químicos eligen definir la AMU como 1 ⁄ 16 de la masa promedio de un átomo de oxígeno que se encuentra en la naturaleza; es decir, el promedio de las masas de los isótopos conocidos, ponderado por su abundancia natural. Los físicos, por otro lado, lo definieron como 1 ⁄ 16 de la masa de un átomo del isótopo oxígeno-16 (¹⁶O).^[8]​

Definición de la IUPAC

La existencia de dos unidades distintas con el mismo nombre era confusa, y la diferencia (alrededor de 1.000282 en términos relativos) era lo suficientemente grande como para afectar a las mediciones de alta precisión. Además, se descubrió que los isótopos del oxígeno tenían diferentes abundancias naturales en el agua y en el aire. Por estas y otras razones, en 1961 la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), que había absorbido al ICAW, adoptó una nueva definición de la unidad de masa atómica para su uso tanto en física como en química; a saber, ¹⁄₁₂ de la masa de un átomo de carbono-12. Este nuevo valor era intermedio entre las dos definiciones anteriores, pero más cercano al utilizado por los químicos (que serían los más afectados por el cambio).^[7]​^[8]​

La nueva unidad se denominó "unidad de masa atómica unificada" y se le dio un nuevo símbolo "u", para sustituir al antiguo "amu" que se había utilizado para las unidades basadas en el oxígeno.^[12]​ Sin embargo, el antiguo símbolo "amu" se ha utilizado a veces, después de 1961, para referirse a la nueva unidad, sobre todo en contextos profanos y preparatorios.

Con esta nueva definición, el peso atómico estándar del carbono es aproximadamente 12,011 Da, y el del oxígeno es aproximadamente 15,999 Da. Estos valores, generalmente utilizados en química, se basan en promedios de muchas muestras de la corteza terrestre, su atmósfera y materiales orgánicos.

Adopción por el BIPM

La definición de la unidad de masa atómica unificada de la IUPAC de 1961, con ese nombre y símbolo "u", fue adoptada por la Oficina Internacional de Pesas y Medidas (BIPM) en 1971 como una Unidad no SI aceptada para su uso con el SI.^[13]​

El dalton

En 1993, la IUPAC propuso el nombre más corto de "dalton" (con el símbolo "Da") para la unidad de masa atómica unificada.^[14]​^[15]​ Al igual que otros nombres de unidades como watt y newton, "dalton" no se escribe con mayúsculas en inglés, pero su símbolo, "Da", sí. El nombre fue aprobado por la Unión Internacional de Física Pura y Aplicada (IUPAP) en 2005.^[16]​

En 2003 el nombre fue recomendado al BIPM por el Comité Consultivo de Unidades, parte del CIPM, ya que "es más corto y funciona mejor con los prefijos del [[Sistema Internacional de Unidades| SI]". ^[17]​

En 2006, el BIPM incluyó el dalton en su 8ª edición de la definición formal del  SI.[13]​ 

El nombre también fue incluido como alternativa a la "unidad de masa atómica unificada" por la Organización Internacional de Normalización en 2009.^[18]​^[19]​ Actualmente es recomendado por varias editoriales científicas,^[20]​ y algunas de ellas consideran "unidad de masa atómica" y "amu" obsoletos.^[21]​ En 2019, el BIPM mantuvo el daltón en su 9ª edición de la definición formal del SI, mientras que eliminó la unidad de masa atómica unificada de su tabla de unidades no SI aceptadas para su uso con el SI, pero señala secundariamente que el daltón (Da) y la unidad de masa atómica unificada (u) son nombres (y símbolos) alternativos para la misma unidad.^[22]​

Una propuesta

En 2012, el ingeniero aeroespacial australiano B P Leonard propuso redefinir el dalton exactamente en términos de kilogramo, rompiendo así el vínculo con ¹²C.^[23]​ Esto provocaría cambios muy ligeros en las masas atómicas de todos los elementos cuando se expresan en daltons, pero los cambios serían demasiado pequeños para tener efectos prácticos en los cálculos estequiométricos. Sin embargo, esto garantiza que la redefinición de 2019 del número de Avogadro como un número entero exacto es equivalente a su definición tradicional como g/Da, sin necesidad de un factor de corrección. El mol, tradicionalmente definido como número de Avogadro de entidades, puede entonces escribirse como mol = g/Da ent, donde una entidad, ent, es propuesta por Leonard como la unidad de cantidad de sustancia a escala atómica. Las unidades a escala atómica y macroscópica para la masa molar se relacionan entonces mediante fórmulas dimensionalmente consistentes: Da/ent = g/mol = kg/kmol, exactamente.

Redefinición de las unidades básicas del SI en 2019

La definición del dalton no se vio afectada por la redefinición de las unidades del SI,^[24]​ ^[25]​ ^[22]​es decir, 1 Da en el SI sigue siendo ¹⁄₁₂ de la masa de un átomo de carbono-12, una cantidad que debe determinarse experimentalmente en términos de unidades del SI. Sin embargo, la definición de un mol se cambió para ser la cantidad de sustancia que consiste exactamente en entidades y la definición del kilogramo se cambió también. Como consecuencia, la constante de masa molar ya no es exactamente 1 g/mol, lo que significa que el número de gramos en la masa de un mol de cualquier sustancia ya no es exactamente igual al número de daltons en su masa molecular media.^[26]​

Medición

Aunque las masas atómicas relativas se definen para los átomos neutros, se miden (por espectrometría de masas) para los iones: por lo tanto, los valores medidos deben corregirse para la masa de los electrones que se eliminaron para formar los iones, y también para el equivalente en masa de la energía de enlace del electrón, E_b/m_uc². La energía total de enlace de los seis electrones de un átomo de carbono-12 es 1030.1089 eV = 1.6504163 e=−16 J: E_b/m_uc² = 1.1058674 e⁻⁶, o aproximadamente una parte en 10 millones de la masa del átomo.^[27]​

Antes de la redefinición de las unidades del SI en 2019, los experimentos tenían como objetivo determinar el valor de la constante de Avogadro para encontrar el valor de la unidad de masa atómica unificada.

Josef Loschmidt

 

Josef Loschmidt

Un valor razonablemente preciso de la unidad de masa atómica fue obtenido por primera vez de forma indirecta por Josef Loschmidt en 1865, mediante la estimación del número de partículas en un volumen determinado de gas.^[28]​

Jean Perrin

Perrin estimó el número de Avogadro mediante diversos métodos, a principios del siglo XX. Se le concedió el Premio Nobel de Física de 1926, en gran parte por este trabajo.^[29]​

Culombimetría

Artículo principal: Culombimetría

La carga eléctrica por mol de electrones es una constante llamada constante de Faraday, cuyo valor se conocía esencialmente desde 1834 cuando Michael Faraday publicó sus trabajos sobre la electrólisis. En 1910, Robert Millikan obtuvo la primera medición de la carga de un electrón, e. El cociente F/e proporcionó una estimación del número de Avogadro.^[30]​

El experimento clásico es el de Bower y Davis en el NIST,^[31]​ y se basa en la disolución del metal plata lejos del ánodo de una célula de electrólisis, mientras se hace pasar una corriente eléctrica constante I durante un tiempo conocido t. Si m es la masa de plata perdida por el ánodo y A _r el peso atómico de la plata, entonces la constante de Faraday viene dada por: ${\displaystyle F={\frac {A_{\rm {r}}M_{\rm {u}}It}{m}}.}$  Los científicos del NIST idearon un método para compensar la plata perdida del ánodo por causas mecánicas, y realizaron un análisis isotópico de la plata utilizada para determinar su peso atómico. Su valor para la constante convencional de Faraday fue F ₉₀= 96485,39(13) Cmol, que corresponde a un valor para la constante de Avogadro de 6,0221449(78)x10²³mol^-1: ambos valores tienen una incertidumbre estándar relativa de 1,3x10^-6.

Medición de masa de electrones

En la práctica, la constante de masa atómica se determina a partir de la masa en reposo del electrón m_e y la masa atómica relativa del electrón A_r(e) (es decir, la masa del electrón dividida por la constante de masa atómica). [36] La masa atómica relativa del electrón se puede medir en experimentos de ciclotrón, mientras que la masa en reposo del electrón se puede derivar de otras constantes físicas.

• ${\displaystyle m_{\rm {u}}={\frac {m_{\rm {e}}}{A_{\rm {r}}({\rm {e}})}}={\frac {2R_{\infty }h}{A_{\rm {r}}({\rm {e}})c\alpha ^{2}}},}$ 
• ${\displaystyle m_{\rm {u}}={\frac {M_{\rm {u}}}{N_{\rm {A}}}},}$ 
• ${\displaystyle N_{\rm {A}}={\frac {M_{\rm {u}}A_{\rm {r}}({\rm {e}})}{m_{\rm {e}}}}={\frac {M_{\rm {u}}A_{\rm {r}}({\rm {e}})c\alpha ^{2}}{2R_{\infty }h}}}$ 

donde c es la velocidad de la luz, h es la constante de Planck, α es la constante de estructura fina, y R _∞ es la constante de Rydberg.

Como puede observarse en los valores antiguos (2014 CODATA) de la tabla siguiente, el principal factor limitante de la precisión de la constante de Avogadro era la incertidumbre en el valor de la constante de Planck, ya que todas las demás constantes que contribuyen al cálculo se conocían con mayor precisión.

Ejemplos

• Un átomo hidrógeno-1 (núcleo formado por un único protón) tiene una masa de 1,007 825 0 u (1,007 825 0 Da), mientras que el deuterio (hidrógeno-2, además posee un neutrón) una de 2,014 101 78 u.
• Por definición, un átomo de carbono-12 tiene una masa de 12 u (12 Da).
• Una molécula de ácido acetilsalicílico (aspirina) tiene una masa de 180,16 u (.

Los valores recomendados por el CODATA en 2018 son:180,16 Da).

• La beta-actina, una de las proteínas más comunes en los organismos eucariotas, tiene una masa de 42 kDa (41737 Da).^[32]​
• La titina, la proteína más grande conocida, tiene una masa molecular de 3-3,7 megadaltons (3 000 000 Da).^[33]​

Véase también

• Masa atómica
• Constante de masa atómica
• Masa molecular

Referencias

1. IUPAC Compendium of Chemical Terminology 2nd Edition (1997)
2. IUPAC Compendium of Chemical Terminology 2nd Edition (1997)
3. International Bureau of Weights and Measures (2006), The International System of Units (SI) (8th edición), p. 126, ISBN 92-822-2213-6 .
4. Fundamental Physical Constants from NIST
5. ISO 80000-1:2009. Quantities and units, part 1, General (International System of Quantities).
6. International Bureau of Weights and Measures (2006), The International System of Units (SI) (8th ed.), p. 126, ISBN 92-822-2213-6
7. Petley, B. W. (1989). «The atomic mass unit». IEEE Trans. Instrum. Meas. 38 (2): 175-179. doi:10.1109/19.192268. 
8. Holden, Norman E. (2004). «Atomic Weights and the International Committee—A Historical Review». Chemistry International 26 (1): 4-7. 
9. Perrin, Jean (1909). «Mouvement brownien et réalité moléculaire». Annales de Chimie et de Physique. 8^e Série 18: 1-114.  Extract in English, translation by Frederick Soddy.
10. Chang, Raymond (2005). Physical Chemistry for the Biosciences. p. 5. ISBN 978-1-891389-33-7. 
11. Kelter, Paul B.; Mosher, Michael D.; Scott, Andrew (2008). Chemistry: The Practical Science 10. p. 60. ISBN 978-0-547-05393-6. 
12. Unión Internacional de Química Pura y Aplicada. «unified atomic mass unit». Compendium of Chemical Terminology. Versión en línea (en inglés).
13. Bureau International des Poids et Mesures (1971): 14th Conference Générale des Poids et Mesures (enlace roto disponible en ). Available at the BIPM website.
14. Mills, Ian; Cvitaš, Tomislav; Homann, Klaus; Kallay, Nikola; Kuchitsu, Kozo (1993). Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry International Union of Pure and Applied Chemistry; Physical Chemistry Division (2nd edición). International Union of Pure and Applied Chemistry and published for them by Blackwell Science Ltd. ISBN 978-0-632-03583-0. 
15. Unión Internacional de Química Pura y Aplicada. «dalton». Compendium of Chemical Terminology. Versión en línea (en inglés).
16. «IUPAP: C2: Report 2005». Consultado el 15 de julio de 2018. 
17. «Consultative Committee for Units (CCU); Report of the 15th meeting (17–18 April 2003) to the International Committee for Weights and Measures». Consultado el 14 Aug 2010. 
18. International Standard ISO 80000-1:2009 – Quantities and Units – Part 1: General. International Organization for Standardization. 2009. 
19. International Standard ISO 80000-10:2009 – Quantities and units – Part 10: Atomic and nuclear physics, International Organization for Standardization, 2009 .
20. . AoB Plants. Oxford journals; Oxford University Press. Archivado desde el original el 3 de noviembre de 2011. Consultado el 22 de agosto de 2010. 
21. «Author guidelines». Rapid Communications in Mass Spectrometry (Wiley-Blackwell). 2010. 
22. Bureau International des Poids et Mesures (2019): The International System of Units (SI), 9th edition, English version, page 146. Available at the BIPM website.
23. Leonard, B P (2012). «Why the dalton should be redefined exactly in terms of the kilogram». Metrologia 49 (4): 487-491. Bibcode:2012Metro..49..487L. 
24. International Bureau for Weights and Measures (2017): Proceedings of the 106th meeting of the International Committee for Weights and Measures (CIPM), 16-17 and 20 October 2017, page 23. Available at the BIPM website (enlace roto disponible en )..
25. International Bureau for Weights and Measures (2018): Resolutions Adopted - 26th Confernce Générale des Poids et Mesures (enlace roto disponible en ).. Available at the BIPM website.
26. Lehmann, H. P.; Fuentes-Arderiu, X.; Bertello, L. F. (29 de febrero de 2016). Unified Atomic Mass Unit. doi:10.1515/iupac.68.2930. 
27. Plantilla:CODATA2002
28. Loschmidt, J. (1865). «Zur Grösse der Luftmoleküle». Sitzungsberichte der Kaiserlichen Akademie der Wissenschaften Wien 52 (2): 395-413.  .
29. Oseen, C.W. (December 10, 1926). Presentation Speech for the 1926 Nobel Prize in Physics.
30. (1974): Introduction to the constants for nonexperts, 1900–1920 From the Encyclopaedia Britannica, 15th edition; reproduced by NIST. Accessed on 2019-07-03.
31. Este relato se basa en la revisión en Plantilla:CODATA1998
32. «ACTB - Actin, cytoplasmic 1 - Homo sapiens (Human) - ACTB gene & protein». www.uniprot.org (en inglés). Consultado el 30 de julio de 2021. 
33. Opitz CA, Kulke M, Leake MC, Neagoe C, Hinssen H, Hajjar RJ, Linke WA (octubre de 2003). «Damped elastic recoil of the titin spring in myofibrils of human myocardium». Proc. Natl. Acad. Sci. U.S.A. 100 (22): 12688-93. Bibcode:2003PNAS..10012688O. PMC 240679. PMID 14563922. doi:10.1073/pnas.2133733100. 

•   Datos: Q483261