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Masa atómica

La masa atómica es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades de masa atómica unificada.[1]​ La masa atómica en algunas veces es usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa, masa atómica media y peso atómico; estos últimos difieren sutilmente de la masa atómica. *La masa atómica está definida como la masa de un átomo, que solo puede ser de un isótopo a la vez, y no es un promedio ponderado en las abundancias de los isótopos.* En el caso de muchos elementos que tienen un isótopo dominante, la similitud/diferencia numérica real entre la masa atómica del isótopo más común y la masa atómica relativa o peso atómico estándar puede ser muy pequeña, tal que no afecta muchos cálculos bastos, pero tal error puede ser crítico cuando se consideran átomos individuales.

El peso atómico estándar se refiere a la media de las masas atómicas relativas de un elemento en el medio local de la corteza terrestre y la atmósfera terrestre, como está determinado por la Commission on Atomic Weights and Isotopic Abundances (Comisión de Pesos Atómicos y Abundancias Isotópicas) de la IUPAC.[2]​ Estos valores son los que están incluidos en una tabla periódica estándar, y es lo que es más usado para los cálculos ordinarios. Se incluye una incertidumbre en paréntesis que frecuentemente refleja la variabilidad natural en la distribución isotópica, en vez de la incertidumbre en la medida.[3]​ Para los elementos sintéticos, el isótopo formado depende de los medios de síntesis, por lo que el concepto de abundancia isotópica natural no tiene sentido. En consecuencia, para elementos sintéticos, el conteo total de nucleones del isótopo más estable (esto es, el isótopo con la vida media más larga) está listado en paréntesis en el lugar del peso atómico estándar. El litio representa un caso único, donde la abundancia natural de los isótopos ha sido perturbada por las actividades humanas al punto de afectar la incertidumbre en su peso atómico estándar, incluso en muestras obtenidas de fuentes naturales, como los ríos.

La masa atómica relativa es un sinónimo para peso atómico y está cercanamente relacionado con la masa atómica promedio (pero no es un sinónimo de masa atómica), la media ponderada de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento químico encontrados en una muestra particular, ponderados por abundancia isotópica.[4]​ Esto es usado frecuentemente como sinónimo para peso atómico relativo, y este uso no es incorrecto, dado que los pesos atómicos estándar son masas atómicas relativas, aunque es menos específico. La masa atómica relativa también se refiere a ambientes no terrestres y ambientes terrestres altamente específicos que se desvían de la media o tienen diferentes certidumbres (número de cifras significativas) que los pesos atómicos estándar.

La masa isotópica relativa es la masa relativa de un isótopo dado (más específica, cualquier núclido solo), escalado con el carbono-12 como exactamente 12. No hay otros núclidos distintos al carbono-12 que tengan exactamente un número entero de masas en esta escala. Esto es debido a dos factores:

  1. la diferente masa de neutrones y protones que actúan para cambiar la masa total en los núclidos con relaciones protón/neutrón distintos al cociente 1:1 del carbono-12; y
  2. no se encontrará un número exacto si existe una pérdida/ganancia de masa diferente a la energía de enlace nuclear relativa a la energía de enlace nuclear media del carbono-12, sin embargo, puesto que cualquier defecto de masa debido a la energía de enlace nuclear es una fracción pequeña (menos del 1 %) comparada con la masa de un nucleón (incluso menos comparado con la masa media por nucleón en el carbono-12, que está moderada a fuertemente unido), y dado que los protones y neutrones difieren en masa unos de otros por una fracción pequeña (aproximadamente 0,0014 uma), la práctica de redondear la masa atómica de cualquier núclido dado o isótopo al número entero más cercano, siempre da el número entero simple de la suma total de nucleones. El conteo de neutrones puede ser derivado por sustracción del número atómico.

Defectos de masa en masas atómicas

 
Energía de enlace por núcleo de isótopos.

La cantidad que las masas atómicas se desvían de su número de masa es como sigue: la desviación empieza, positiva en el hidrógeno-1, disminuyendo hasta alcanzar un mínimo en el hierro-56, hierro-58 y níquel-62, luego aumenta a valores positivos en los isótopos más pesados, conforme aumenta el número atómico. Esto corresponde a lo siguiente: la fisión nuclear en un elemento más pesado que el hierro produce energía, y la fisión de cualquier elemento más ligero que el hierro requiere energía. Lo opuesto es verdadero para las reacciones de fusión nuclear: la fusión en los elementos más ligeros que el hierro produce energía, y la fusión en los elementos más pesados que el hierro requiere energía.

Medición de las masas atómicas

El proceso que se siguió históricamente para determinar las masas reales de los átomos de los diferentes elementos fue similar al seguido en el modelo clips, trabajando inicialmente con gases y comparando las masas de gases situados en recipientes con las mismas condiciones de presión, volumen y temperatura: como las masas eran distintas, pero había el mismo número de partículas (de acuerdo con el modelo de materia y el principio de Avogadro), se debía a que las partículas tenían masas reales diferentes.Actualmente la comparación directa y medición de las masas de los átomos se logra con la utilización de un espectrómetro de masas.

Factor de conversión entre unidad de masa atómica y gramos

La unidad científica estándar para manejar átomos en cantidades macroscópicas es el mol, que está definido arbitrariamente como la cantidad de sustancia que tiene tantos átomos u otra unidad como átomos hay en 12 gramos de carbono del isótopo C-12. El número de átomos en un mol es denominado número de Avogadro, cuyo valor es aproximadamente 6,022 x 1023 mol−1. Un mol de una sustancia siempre contiene exactamente la masa atómica relativa o masa molar de dicha sustancia, expresado en gramos; sin embargo, esto no es cierto para la masa atómica. Por ejemplo, el peso atómico estándar del hierro es 55,847 g/mol, y en consecuencia un mol de hierro como se suele encontrar en la Tierra tiene una masa de 55,847 gramos. La masa atómica del isótopo 56Fe es 55,935 u, y un mol de 56Fe pesará, en teoría, 55,935 g, pero no se ha encontrado tales cantidades puras de isótopo 56Fe en la Tierra.

La fórmula para la conversión entre unidad de masa atómica y la masa SI en gramos para un solo átomo es:

 

donde   es la constante de masa molar y   es el número de Avogadro.

Relación entre masa atómica y masa molecular

Se aplican definiciones similares a las moléculas. Se puede calcular la masa molecular de un compuesto por adición de las masas atómicas-moleculares de sus átomos constituyentes (núclidos). También se puede calcular la masa molar indefinida por la adición de las masas atómicas relativas de los elementos dados en la fórmula molecular. En ambos casos, la multiplicidad de los átomos (el número de veces que está presente) debe ser tomado en cuenta, generalmente multiplicando cada masa única por su multiplicidad inversa.

Historia

En la historia de la química, los primeros científicos en determinar los pesos atómicos fueron John Dalton entre 1803 y 1808, y Jöns Jakob Berzelius entre 1808 y 1826. Los pesos atómicos fueron definidos originalmente en relación al elemento hidrógeno, el más ligero, tomándolo como 1, y en 1820, la hipótesis de Prout indicaba que las masas atómicas de todos los elementos deberían ser un múltiplo entero del peso del hidrógeno. Sin embargo, Berzelius pronto probó que esta hipótesis no siempre se sostenía, y en algunos casos, como el cloro, el peso atómico caía casi exactamente entre dos múltiplos del peso del hidrógeno. Posteriormente, se mostró que esto se debía a un efecto causado por los isótopos, y que la masa atómica de los isótopos puros, o núclidos, era múltiplo de la masa del hidrógeno, en un margen de diferencia del 0,96%.

En la década de 1860, Stanislao Cannizzaro refinó los pesos atómicos aplicando la ley de Avogadro (en el Congreso de Karlsruhe de 1860). Formuló una ley para determinar los pesos atómicos de los elementos: las distintas cantidades del mismo elemento contenido en distintas moléculas son todas múltiplos enteros del peso atómico, y determinó los pesos atómicos y pesos moleculares comparando la densidad de vapor de un conjunto de gases con moléculas conteniendo uno o más del elemento químico en cuestión.[5]

A principios del siglo XX, hasta la década de 1960, los químicos y físicos utilizaban dos escalas de masa atómicas. Los químicos usaban una escala tal que la mezcla natural de isótopos de oxígeno tenía una masa atómica de 16, mientras que los físicos asignaron el mismo número 16 a la masa atómica del isótopo de oxígeno más común (que contiene ocho protones y ocho neutrones). Sin embargo, debido a que también están presentes en el oxígeno natural, tanto el oxígeno-17 como el oxígeno-18, esto conducía a 2 tablas diferentes de masas atómicas.[cita requerida] La escala unificada, basada en el carbono-12, 12C, cumplía el requerimiento de los físicos de basar la escala en un isótopo puro, a la vez que se hacía numéricamente cercana a la escala de los químicos.

Véase también

Referencias

  1. Unión Internacional de Química Pura y Aplicada. «atomic mass». Compendium of Chemical Terminology. Versión en línea (en inglés).
  2. ATOMIC WEIGHTS OF THE ELEMENTS 2005 (IUPAC TECHNICAL REPORT), M. E. WIESER Pure Appl. Chem., V.78, pp. 2051, 2006
  3. Unión Internacional de Química Pura y Aplicada. «relative atomic mass». Compendium of Chemical Terminology. Versión en línea (en inglés).
  4. Williams, Andrew (2007). «Origin of the Formulas of Dihydrogen and Other Simple Molecules». J. Chem. Ed. 84: 1779. 

Enlaces externos

  • NIST relative atomic masses of all isotopes and the standard atomic weights of the elements
  • AME2003 Atomic Mass Evaluation del National Nuclear Data Center
  • 'ATOMIC WEIGHT' -THE NAME, ITS HISTORY, DEFINITION, AND UNITS, P. DE BIEVRE and H. S. PEISER Pure&App. Chem., 64, 1535, 1992
  •   Datos: Q3840065

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No debe confundirse con Numero masico o Masa atomica relativa La masa atomica es la masa de un atomo mas frecuentemente expresada en unidades de masa atomica unificada 1 La masa atomica en algunas veces es usada incorrectamente como un sinonimo de masa atomica relativa masa atomica media y peso atomico estos ultimos difieren sutilmente de la masa atomica La masa atomica esta definida como la masa de un atomo que solo puede ser de un isotopo a la vez y no es un promedio ponderado en las abundancias de los isotopos En el caso de muchos elementos que tienen un isotopo dominante la similitud diferencia numerica real entre la masa atomica del isotopo mas comun y la masa atomica relativa o peso atomico estandar puede ser muy pequena tal que no afecta muchos calculos bastos pero tal error puede ser critico cuando se consideran atomos individuales El peso atomico estandar se refiere a la media de las masas atomicas relativas de un elemento en el medio local de la corteza terrestre y la atmosfera terrestre como esta determinado por la Commission on Atomic Weights and Isotopic Abundances Comision de Pesos Atomicos y Abundancias Isotopicas de la IUPAC 2 Estos valores son los que estan incluidos en una tabla periodica estandar y es lo que es mas usado para los calculos ordinarios Se incluye una incertidumbre en parentesis que frecuentemente refleja la variabilidad natural en la distribucion isotopica en vez de la incertidumbre en la medida 3 Para los elementos sinteticos el isotopo formado depende de los medios de sintesis por lo que el concepto de abundancia isotopica natural no tiene sentido En consecuencia para elementos sinteticos el conteo total de nucleones del isotopo mas estable esto es el isotopo con la vida media mas larga esta listado en parentesis en el lugar del peso atomico estandar El litio representa un caso unico donde la abundancia natural de los isotopos ha sido perturbada por las actividades humanas al punto de afectar la incertidumbre en su peso atomico estandar incluso en muestras obtenidas de fuentes naturales como los rios La masa atomica relativa es un sinonimo para peso atomico y esta cercanamente relacionado con la masa atomica promedio pero no es un sinonimo de masa atomica la media ponderada de las masas atomicas de todos los atomos de un elemento quimico encontrados en una muestra particular ponderados por abundancia isotopica 4 Esto es usado frecuentemente como sinonimo para peso atomico relativo y este uso no es incorrecto dado que los pesos atomicos estandar son masas atomicas relativas aunque es menos especifico La masa atomica relativa tambien se refiere a ambientes no terrestres y ambientes terrestres altamente especificos que se desvian de la media o tienen diferentes certidumbres numero de cifras significativas que los pesos atomicos estandar La masa isotopica relativa es la masa relativa de un isotopo dado mas especifica cualquier nuclido solo escalado con el carbono 12 como exactamente 12 No hay otros nuclidos distintos al carbono 12 que tengan exactamente un numero entero de masas en esta escala Esto es debido a dos factores la diferente masa de neutrones y protones que actuan para cambiar la masa total en los nuclidos con relaciones proton neutron distintos al cociente 1 1 del carbono 12 y no se encontrara un numero exacto si existe una perdida ganancia de masa diferente a la energia de enlace nuclear relativa a la energia de enlace nuclear media del carbono 12 sin embargo puesto que cualquier defecto de masa debido a la energia de enlace nuclear es una fraccion pequena menos del 1 comparada con la masa de un nucleon incluso menos comparado con la masa media por nucleon en el carbono 12 que esta moderada a fuertemente unido y dado que los protones y neutrones difieren en masa unos de otros por una fraccion pequena aproximadamente 0 0014 uma la practica de redondear la masa atomica de cualquier nuclido dado o isotopo al numero entero mas cercano siempre da el numero entero simple de la suma total de nucleones El conteo de neutrones puede ser derivado por sustraccion del numero atomico Indice 1 Defectos de masa en masas atomicas 2 Medicion de las masas atomicas 3 Factor de conversion entre unidad de masa atomica y gramos 4 Relacion entre masa atomica y masa molecular 5 Historia 6 Vease tambien 7 Referencias 8 Enlaces externosDefectos de masa en masas atomicas Editar Energia de enlace por nucleo de isotopos La cantidad que las masas atomicas se desvian de su numero de masa es como sigue la desviacion empieza positiva en el hidrogeno 1 disminuyendo hasta alcanzar un minimo en el hierro 56 hierro 58 y niquel 62 luego aumenta a valores positivos en los isotopos mas pesados conforme aumenta el numero atomico Esto corresponde a lo siguiente la fision nuclear en un elemento mas pesado que el hierro produce energia y la fision de cualquier elemento mas ligero que el hierro requiere energia Lo opuesto es verdadero para las reacciones de fusion nuclear la fusion en los elementos mas ligeros que el hierro produce energia y la fusion en los elementos mas pesados que el hierro requiere energia Medicion de las masas atomicas EditarEl proceso que se siguio historicamente para determinar las masas reales de los atomos de los diferentes elementos fue similar al seguido en el modelo clips trabajando inicialmente con gases y comparando las masas de gases situados en recipientes con las mismas condiciones de presion volumen y temperatura como las masas eran distintas pero habia el mismo numero de particulas de acuerdo con el modelo de materia y el principio de Avogadro se debia a que las particulas tenian masas reales diferentes Actualmente la comparacion directa y medicion de las masas de los atomos se logra con la utilizacion de un espectrometro de masas Factor de conversion entre unidad de masa atomica y gramos EditarLa unidad cientifica estandar para manejar atomos en cantidades macroscopicas es el mol que esta definido arbitrariamente como la cantidad de sustancia que tiene tantos atomos u otra unidad como atomos hay en 12 gramos de carbono del isotopo C 12 El numero de atomos en un mol es denominado numero de Avogadro cuyo valor es aproximadamente 6 022 x 1023 mol 1 Un mol de una sustancia siempre contiene exactamente la masa atomica relativa o masa molar de dicha sustancia expresado en gramos sin embargo esto no es cierto para la masa atomica Por ejemplo el peso atomico estandar del hierro es 55 847 g mol y en consecuencia un mol de hierro como se suele encontrar en la Tierra tiene una masa de 55 847 gramos La masa atomica del isotopo 56Fe es 55 935 u y un mol de 56Fe pesara en teoria 55 935 g pero no se ha encontrado tales cantidades puras de isotopo 56Fe en la Tierra La formula para la conversion entre unidad de masa atomica y la masa SI en gramos para un solo atomo es 1 u M u N A 1 660 539 040 83 10 24 g 1 660 539 040 83 10 27 K g displaystyle 1 rm u frac M rm u N rm A 1 660 539 040 83 times 10 24 rm g 1 660 539 040 83 times 10 27 rm Kg donde M u displaystyle M u es la constante de masa molar y N A displaystyle N A es el numero de Avogadro Relacion entre masa atomica y masa molecular EditarSe aplican definiciones similares a las moleculas Se puede calcular la masa molecular de un compuesto por adicion de las masas atomicas moleculares de sus atomos constituyentes nuclidos Tambien se puede calcular la masa molar indefinida por la adicion de las masas atomicas relativas de los elementos dados en la formula molecular En ambos casos la multiplicidad de los atomos el numero de veces que esta presente debe ser tomado en cuenta generalmente multiplicando cada masa unica por su multiplicidad inversa Historia EditarEn la historia de la quimica los primeros cientificos en determinar los pesos atomicos fueron John Dalton entre 1803 y 1808 y Jons Jakob Berzelius entre 1808 y 1826 Los pesos atomicos fueron definidos originalmente en relacion al elemento hidrogeno el mas ligero tomandolo como 1 y en 1820 la hipotesis de Prout indicaba que las masas atomicas de todos los elementos deberian ser un multiplo entero del peso del hidrogeno Sin embargo Berzelius pronto probo que esta hipotesis no siempre se sostenia y en algunos casos como el cloro el peso atomico caia casi exactamente entre dos multiplos del peso del hidrogeno Posteriormente se mostro que esto se debia a un efecto causado por los isotopos y que la masa atomica de los isotopos puros o nuclidos era multiplo de la masa del hidrogeno en un margen de diferencia del 0 96 En la decada de 1860 Stanislao Cannizzaro refino los pesos atomicos aplicando la ley de Avogadro en el Congreso de Karlsruhe de 1860 Formulo una ley para determinar los pesos atomicos de los elementos las distintas cantidades del mismo elemento contenido en distintas moleculas son todas multiplos enteros del peso atomico y determino los pesos atomicos y pesos moleculares comparando la densidad de vapor de un conjunto de gases con moleculas conteniendo uno o mas del elemento quimico en cuestion 5 A principios del siglo XX hasta la decada de 1960 los quimicos y fisicos utilizaban dos escalas de masa atomicas Los quimicos usaban una escala tal que la mezcla natural de isotopos de oxigeno tenia una masa atomica de 16 mientras que los fisicos asignaron el mismo numero 16 a la masa atomica del isotopo de oxigeno mas comun que contiene ocho protones y ocho neutrones Sin embargo debido a que tambien estan presentes en el oxigeno natural tanto el oxigeno 17 como el oxigeno 18 esto conducia a 2 tablas diferentes de masas atomicas cita requerida La escala unificada basada en el carbono 12 12C cumplia el requerimiento de los fisicos de basar la escala en un isotopo puro a la vez que se hacia numericamente cercana a la escala de los quimicos Vease tambien EditarNumero atomico Unidad de masa atomica Peso atomico Isotopo Masa molecular Masa molar Masa atomica de los elementosReferencias Editar Union Internacional de Quimica Pura y Aplicada atomic mass Compendium of Chemical 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