Masa atómica: definición, unidades (u), isótopos y diferencias clave
Descubre qué es la masa atómica, cómo se mide en unidades (u), qué son los isótopos y las diferencias clave entre masa atómica y número de masa.
La masa atómica (símbolo: ma) es la masa de un solo átomo de un elemento químico. Incluye las masas de las tres partículas subatómicas que componen un átomo: protones, neutrones y electrones. En la práctica, cuando se habla de la masa de un átomo se distinguen dos conceptos importantes: la masa isotópica (la masa de un átomo concreto de un isótopo) y la masa atómica relativa o peso atómico (el valor promedio de todas las masas isotópicas de un elemento según su abundancia natural).
Unidad: unidad de masa atómica (u) o dalton (Da)
La masa atómica se expresa habitualmente en unidades de masa atómica unificada (símbolo de unidad: u), también llamada dalton (Da). Una unidad de masa atómica se define como 1/12 de la masa de un solo átomo de carbono-12. Por tanto, un átomo de carbono-12 tiene exactamente 12 u por definición.
El valor en unidades del Sistema Internacional es:
1 u = 1,660 539 066 60(50) × 10 −27kg.
Debido a que los electrones son mucho más ligeros que los nucleones (protones y neutrones), muchas estimaciones rápidas de la masa de un átomo se obtienen sumando el número de protones y neutrones del núcleo (el número de masa). Cada protón o neutrón tiene una masa cercana a 1 u, aunque la presencia de energía de enlace nuclear hace que la masa real del núcleo sea ligeramente menor que la suma de las masas de los nucleones individuales (efecto de defecto de masa).
Isótopos y masa isotópica
El número de protones determina el elemento químico; el número de neutrones puede variar dentro del mismo elemento. Un átomo de un elemento con un número determinado de neutrones se denomina isótopo. Por ejemplo, el elemento cloro tiene dos isótopos comunes: cloro-35 y cloro-37. Ambos isótopos del cloro tienen 17 protones, pero el cloro-37 tiene 20 neutrones (dos neutrones más que el cloro-35, que tiene 18). Cada isótopo tiene su propia masa atómica, llamada masa isotópica. En el caso del cloro, el cloro-35 tiene una masa de ≈35 u y el cloro-37 ≈37 u.
La mayoría de los elementos en la naturaleza existen como mezclas de isótopos; la masa atómica que aparece en las tablas periódicas (peso atómico) es un promedio ponderado de las masas isotópicas según la abundancia natural de cada isótopo.
Masa atómica vs número de masa vs masa isotópica relativa
- Número de masa (símbolo: A): suma del número de protones y neutrones en el núcleo. Es siempre un número entero y no tiene unidades.
- Masa isotópica: masa real de un isótopo particular, expresada en u. Puede diferir ligeramente del número de masa debido al defecto de masa y a la masa de los electrones.
- Masa atómica relativa / Peso atómico (también llamada masa atómica relativa): promedio ponderado de las masas isotópicas de un elemento según sus abundancias naturales. Se usa en química para valores tabulados y aplicaciones estequiométricas.
En resumen: la masa atómica de un átomo individual (masa isotópica) no es lo mismo que su número de masa, y la masa atómica relativa (peso atómico) no es lo mismo que la masa de un átomo concreto.
Desviaciones respecto a números enteros y defecto de masa
Si bien los protones y neutrones tienen masas próximas a 1 u, la masa real de un núcleo es ligeramente menor que la suma de las masas de sus nucleones debido a la energía liberada cuando se forma el núcleo (energía de enlace). Esa diferencia de masa se llama defecto de masa y se relaciona con la energía de enlace mediante la ecuación E = mc2. Por eso las masas isotópicas no son siempre enteros exactos: normalmente difieren del número de masa en algunas décimas o milésimas de u.
Cómo se mide la masa atómica
Las masas isotópicas y las abundancias relativas se determinan experimentalmente, principalmente mediante espectrometría de masas. Este método permite separar iones según su relación masa/carga y medir con gran precisión las masas isotópicas. A partir de las masas isotópicas y las abundancias naturales se calcula la masa atómica media (peso atómico) utilizada en tablas y cálculos químicos.
Ejemplo práctico: cloro
El cloro tiene dos isótopos importantes, cloro-35 y cloro-37. Si la abundancia natural aproximada es 75 % de cloro-35 y 25 % de cloro-37, el peso atómico promedio del cloro será:
peso atómico ≈ 0,75·35 u + 0,25·37 u ≈ 35,5 u (en tablas suele aparecer ≈35,45 u, según abundancias más precisas).
Conversiones y notas prácticas
- Para convertir masa atómica en kilogramos use 1 u = 1,660 539 066 60(50) × 10−27kg.
- En cálculos químicos cotidianos se usa el peso atómico (masa atómica relativa) como masa molecular media en gramos por mol (g·mol−1), gracias a la constante de Avogadro.
- Los electrones contribuyen a la masa total del átomo, pero su masa es ~1/1836 de la del protón, por lo que su aporte es pequeño en comparación con los nucleones.
Resumen
- La masa atómica de un átomo es su masa real (suma de protones, neutrones y electrones), medida en unidades u.
- La masa isotópica es la masa de un isótopo concreto; el número de masa A es la suma entera de protones y neutrones.
- El peso atómico o masa atómica relativa es el promedio ponderado de las masas isotópicas según la abundancia natural.
- Las masas se miden con espectrometría de masas y la unidad estándar es la u (o Da), definida a partir del carbono-12.
Masa isotópica relativa
Una masa isotópica relativa es la masa de un isótopo en relación con 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12. En otras palabras, una masa isotópica relativa le indica el número de veces que un isótopo de un elemento es más pesado que una doceava parte de un átomo de carbono-12. La palabra relativa en masa isotópica relativa se refiere a esta escala en relación con el carbono-12. La masa isotópica relativa es similar a la masa isotópica y tiene exactamente el mismo valor numérico que ésta, siempre que la masa isotópica se exprese en unidades de masa atómica. Sin embargo, a diferencia de la masa isotópica, los valores de la masa isotópica relativa no tienen unidades.
Al igual que la masa isotópica relativa, la masa atómica relativa (símbolo: Ar ) es una relación sin unidades. Una masa atómica relativa es la relación entre la masa media por átomo de un elemento de una muestra determinada y 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12. Para hallar la masa atómica relativa de una muestra de un elemento, se calcula la media ponderada por la abundancia de las masas isotópicas relativas. Por ejemplo, para continuar con el ejemplo del cloro de arriba, si hay un 75% de cloro-35 y un 25% de cloro-37 en una muestra de cloro,
Páginas relacionadas
- Masa atómica relativa
- Número de masa
- Unidad de masa atómica
Preguntas y respuestas
P: ¿Qué es la masa atómica?
R: La masa atómica (símbolo: ma) es la masa de un solo átomo de un elemento químico. Incluye las masas de las 3 partículas subatómicas que componen un átomo: protones, neutrones y electrones.
P: ¿Cómo se expresa la masa atómica?
R: La masa atómica puede expresarse en gramos, pero normalmente se expresa en unidades de masa atómica unificada (símbolo de unidad: u). Una unidad de masa atómica se define como 1/12 de la masa de un solo átomo de carbono-12.
P: ¿Qué masa tiene un átomo de carbono-12?
R: Un átomo de carbono-12 tiene una masa de 12 u.
P: ¿Qué determina qué elemento es un átomo?
R: El número de protones que tiene un átomo determina qué elemento es.
P: ¿Qué son los isótopos?
R: La mayoría de los elementos de la naturaleza están formados por átomos con diferente número de neutrones. Un átomo de un elemento con un número determinado de neutrones se llama isótopo.
P:¿Cuál es la diferencia entre la masa atómica y su número de masa?
R:La masa atómica de un átomo suele estar dentro de 0,1 u del Número de Masa que representa la suma total del número de protones y neutrones presentes en el núcleo sin ninguna unidad .
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