Masa atómica: definición, unidades y cómo calcularla

Todo con lo que interactúas a diario está compuesto en última instancia por átomos. Un vaso de agua de 200 ml, por ejemplo, contiene aproximadamente 6,7 × 10²⁴ moléculas, y dado que el número de átomos en cada molécula es tres, en total hay alrededor de 2 × 10²⁵ átomos en solo ese vaso. Eso es 20 millones de billones de billones, un número tan grande que ni siquiera puedes imaginarlo, y eso es solo en un vaso de agua bastante pequeño. Comprender estos pequeños componentes de la materia es un paso crucial para comprender las propiedades macroscópicas con las que estamos familiarizados en el día a día.

Pero, ¿cómo se puede calcular algo como la cantidad de átomos en un vaso de agua? El truco en este caso específico fue usar elmasa molarde agua, y el número conocido de átomos en un mol de cualquier sustancia. Pero la masa molar, a su vez, depende de launidad de masa atómica, que es absolutamente crucial de entender para cualquier estudiante de física o química. Afortunadamente, esto es realmente una simplificación de la masa real de un átomo de cualquier sustancia, que esencialmente le dice la masa relativa en comparación con un solo neutrón o protón.

Los átomos tienen tres componentes principales: protones, neutrones y electrones. Los protones y neutrones existen dentro del núcleo, que es una disposición compacta de materia que se encuentra en el centro del átomo, y los electrones existen como una "nube difusa" alrededor del exterior. Hay una gran cantidad de espacio entre el núcleo e incluso el electrón más cercano. El núcleo tiene una carga positiva, porque los protones están cargados positivamente y los neutrones son neutros, mientras que la nube de electrones lleva una carga negativa que equilibra la del neutrón.

El núcleo contiene la mayor parte de la masa del átomo, porque los neutrones y protones son mucho, mucho más pesados ​​que los electrones. De hecho, los protones o los neutrones son aproximadamente 1.800 veces más grandes que los electrones, mucho más grandes que en En muchos casos, puede descuidar con seguridad la masa de un electrón cuando piensa más en la masa atómica. generalmente.

La tabla periódica enumera todos los elementos (es decir, tipos de átomos) que se encuentran en la naturaleza, comenzando por el más simple, que es el átomo de hidrógeno. Lanúmero atómicode un átomo (dado el símboloZ) le dice cuántos protones tiene el átomo del elemento en su núcleo, y es el número superior en el bloque relevante en la tabla periódica. Porque esto lleva la carga positiva y la cantidad de electrones (que es una pieza de información esencial cuando estás pensando en el enlace atómico) tiene que ser igual a esto para la neutralidad eléctrica general principal, este número realmente caracteriza la elemento.

Puede haber diferentesisótoposdel mismo elemento, sin embargo, que tienen el mismo número de protones (por lo que se puede pensar razonablemente que son el mismo elemento), pero un número diferente de neutrones. Estos pueden o no ser estables, lo cual es un tema interesante en sí mismo, pero lo importante a tener en cuenta por ahora es que diferentes isótopos tienen diferentes masas pero las mismas propiedades generales en la mayoría de los demás formas.

Aunque los átomos en su forma ordinaria son eléctricamente neutros, algunos átomos son propensos a ganar o perder electrones, lo que puede darles una carga eléctrica neta. Los átomos que han pasado por uno de estos procesos se denominan iones.

La masa atómica se define generalmente en términos de unidades de masa atómica (uma). La definición oficial es que 1 amu es 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12. Aquí, carbono-12 es la forma estándar de decir "el isótopo de carbono con seis protones y seis neutrones ”, por lo que, en última instancia, puede pensar en una unidad de masa atómica como la masa de un protón o un neutrón. Entonces, en cierto modo, el número de masa atómica es el número de protones y neutrones en el núcleo, y esto significa que no es el mismo que el número atómico,Z​.

Es importante notar que, por las razones explicadas en la última sección, la masa de los electrones en el átomo se descuida cuando se habla de masa atómica en la mayoría de las situaciones. Otra nota interesante es que la masa de un átomo es en realidad ligeramente menor que la masa de todos los componentes combinados, debido a la "energía de enlace" que se necesita para mantener unido el núcleo. Sin embargo, esta es otra complicación que realmente no necesita considerar en la mayoría de las situaciones.

El número más bajo en el bloque de un elemento en la tabla periódica es la masa atómica promedio, que también es diferente de la masa expresada en unidades de masa atómica. Este es esencialmente un promedio ponderado de las masas de diferentes isótopos de un elemento, que explica su abundancia relativa en la Tierra. Entonces, en cierto sentido, esta es la medida "general" más precisa de la masa de un elemento, pero en la práctica, la masa atómica de cualquier isótopo en particular será un número entero en unidades de masa atómica. En tablas periódicas más simples, este "número de masa atómica" (A) se utiliza en lugar de la masa atómica media.

Lamasa molecular(o, para usar un término menos exacto pero también común, "peso molecular") es la masa de una molécula de una sustancia en unidades de masa atómica. Resolver esto es realmente simple: encuentra la fórmula química de la sustancia en cuestión y luego suma las masas atómicas de los átomos constituyentes. Por ejemplo, el metano está compuesto por un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno, por lo que tiene la masa de estos componentes combinados. Un átomo de carbono-12 tiene una masa atómica de 12 y cada átomo de hidrógeno tiene una masa atómica de 1, por lo que la masa molecular total de una molécula de metano es de 16 uma.

La masa molar de una sustancia es la masa de un mol de la sustancia. Esto se basa en el número de Avogadro, que le dice el número de átomos o moléculas en un mol de una sustancia y la definición de un mol. Un mol es la cantidad de una sustancia que hace que su masa en gramos sea igual a su número de masa atómica. Entonces, para el carbono-12, por ejemplo, un mol tiene una masa de 12 g.

El número de Avogadro es 6.022 × 10²³, por lo que 12 g de carbono-12 contienen esta cantidad de átomos, e igualmente, 4 g de helio también contienen esta cantidad de átomos. Es importante recordar que si la sustancia en cuestión es una molécula (es decir, algo compuesto por más de un átomo), el número de Avogadro le indica el número demoléculasen lugar de la cantidad de átomos.

Esto le brinda todo lo que necesita saber para repasar un ejemplo como el del vaso de agua en la introducción. El vaso contenía 200 mL, que corresponden a 200 g en términos de masa, y una molécula de agua (fórmula química H₂O) tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, para una masa molecular de 18 amu y una masa molar de 18 g. Entonces, para encontrar el número de átomos, simplemente divide la masa por la masa de un mol para encontrar el número de moles, y luego multiplica por el número de Avogadro para encontrar el número de moléculas. Finalmente, observando que cada molécula tiene tres átomos, multiplica por tres para encontrar el número de átomos individuales.

Trabajar con más ejemplos puede ayudarlo a comprender los conceptos clave sobre la masa atómica. El ejemplo más simple es calcular la masa de un elemento simple como el carbono-12. El proceso es realmente sencillo si solo piensa en términos de amu, pero también puede convertir amu a kg con bastante facilidad para obtener una medida más estandarizada de la masa de carbono.

Debería poder calcular la masa de un átomo de carbono en uma basándose en lo que ya ha aprendido del artículo y teniendo en cuenta que hay seis protones y seis neutrones en cada átomo. Entonces, ¿cuál es la masa de un átomo de carbono en uma? Por supuesto, son las 12 amu. Agrega los seis protones a los seis neutrones y encuentra la respuesta, ya que ambos tipos de partículas tienen una masa de 1 uma.

Convertir amu a kg también es bastante simple desde este punto: 1 amu = 1.66 × 10⁻²⁷ kg, entonces

Esto es unDe Verdadmasa diminuta (y es por eso que la masa atómica generalmente se mide en uma), pero vale la pena señalar que la masa de un electrón es de aproximadamente 9 × 10⁻³¹, por lo que está claro que incluso agregar los 12 electrones a la masa del átomo de carbono no habría supuesto una diferencia notable.

El peso molecular es un poco más complicado que simplemente calcular la masa de un átomo, pero todo lo que tienes que hacer es es mirar la fórmula química de la molécula y combinar las masas de los átomos individuales para encontrar la total. Por ejemplo, intente calcular la masa de benceno, que tiene la fórmula química: C₆H₆, señalando que son átomos de carbono-12 y es el isótopo ordinario de hidrógeno en lugar de deuterio o tritio.

La clave es notar que tienes seis átomos de carbono-12 y seis de hidrógeno, por lo que la masa de la molécula es:

El proceso de encontrar el peso molecular puede volverse un poco más complicado para moléculas más grandes, pero siempre sigue el mismo proceso.

Encontrar la masa atómica promedio de un elemento implica considerar tanto la masa atómicayla abundancia relativa del isótopo específico en la Tierra. El carbono es un buen ejemplo de esto porque el 98,9 por ciento de todo el carbono en la Tierra es carbono-12, siendo el 1,1 por ciento carbono-13 y unmuyun pequeño porcentaje es carbono-14, que puede pasarse por alto con seguridad.

El proceso para resolver esto es bastante sencillo: multiplique la proporción del isótopo por la masa del isótopo en uma y luego sume los dos. El carbono 12 es el isótopo de carbono más común, por lo que es de esperar que el resultado sea muy cercano a las 12 uma. Recuerda convertir los porcentajes a decimales (dividirlos por 100) antes de calcular y obtendrás la respuesta correcta:

Este resultado es exactamente lo que encontrará en una tabla periódica que enumera la masa atómica promedio en lugar de la masa del isótopo más común.