Peso atómico

La masa atómica relativa (símbolo: A _r), también conocida como peso atómico, es una cantidad física adimensional definida como la relación entre la masa promedio de átomos de un elemento químico en una muestra dada y la constante de masa atómica. La constante de masa atómica (símbolo: m _u) se define como2/24de la masa de un átomo de carbono-12. Dado que ambas cantidades en la relación son masas, el valor resultante no tiene dimensiones; por lo tanto, se dice que el valor es relativo.

Para una sola muestra dada, la masa atómica relativa de un elemento dado es la media aritmética ponderada de las masas de los átomos individuales (incluidos sus isótopos) que están presentes en la muestra. Esta cantidad puede variar sustancialmente entre muestras debido a que el origen de la muestra (y por lo tanto su historial radiactivo o historial de difusión) puede haber producido combinaciones únicas de abundancias isotópicas. Por ejemplo, debido a una mezcla diferente de isótopos estables de carbono-12 y carbono-13, una muestra de carbono elemental del metano volcánico tendrá una masa atómica relativa diferente a la que se obtiene de tejidos vegetales o animales.

La cantidad más común y más específica conocida como peso atómico estándar (A _{r, estándar}) es una aplicación de los valores de masa atómica relativa obtenidos de múltiples muestras diferentes. A veces se interpreta como el rango esperado de los valores de masa atómica relativa para los átomos de un elemento dado de todas las fuentes terrestres, tomando las diversas fuentes de la Tierra. El "peso atómico" a menudo se usa de manera vaga e incorrecta como sinónimo de peso atómico estándar (incorrectamente porque los pesos atómicos estándar no provienen de una sola muestra). No obstante, el peso atómico estándar es la variante de masa atómica relativa más ampliamente publicada.

Además, el uso continuo del término "peso atómico" (para cualquier elemento) en oposición a "masa atómica relativa" ha suscitado una controversia considerable desde al menos la década de 1960, principalmente debido a la diferencia técnica entre peso y masa en la física. Aún así, ambos términos están oficialmente sancionados por la IUPAC. El término "masa atómica relativa" ahora parece estar reemplazando a "peso atómico" como el término preferido, aunque el término " peso atómico estándar " (en oposición al más correcto " masa atómica relativa estándar ") continúa utilizándose.

Definición

La masa atómica relativa está determinada por la masa atómica promedio, o la media ponderada de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento químico particular que se encuentra en una muestra particular, que luego se compara con la masa atómica del carbono-12. Esta comparación es el cociente de los dos pesos, lo que hace que el valor sea adimensional (sin unidad). Este cociente también explica la palabra relativo: el valor de la masa de la muestra se considera relativo al del carbono-12.

Es un sinónimo de peso atómico, aunque no debe confundirse con la masa isotópica relativa. La masa atómica relativa también se usa con frecuencia como sinónimo de peso atómico estándar y estas cantidades pueden tener valores superpuestos si la masa atómica relativa utilizada es la de un elemento de la Tierra en condiciones definidas. Sin embargo, la masa atómica relativa (peso atómico) todavía es técnicamente distinta del peso atómico estándar debido a su aplicación solo a los átomos obtenidos de una sola muestra; tampoco está restringido a muestras terrestres, mientras que el peso atómico estándar promedia múltiples muestras pero solo de fuentes terrestres.

Definición actual

Las definiciones predominantes de la IUPAC (tomadas del "Libro Dorado") son:peso atómico — Ver: masa atómica relativa

ymasa atómica relativa (peso atómico) — La relación entre la masa promedio del átomo y la unidad de masa atómica unificada.

Aquí, la "unidad de masa atómica unificada" se refiere a ¹ ⁄ ₁₂ de la masa de un átomo de C en su estado fundamental.

La definición de la IUPAC de masa atómica relativa es:Un peso atómico (masa atómica relativa) de un elemento de una fuente específica es la relación entre la masa promedio por átomo del elemento y 1/12 de la masa de un átomo de C.

La definición especifica deliberadamente " Un peso atómico...", ya que un elemento tendrá diferentes masas atómicas relativas dependiendo de la fuente. Por ejemplo, el boro de Turquía tiene una masa atómica relativa más baja que el boro de California, debido a su diferente composición isotópica. Sin embargo, dado el costo y la dificultad del análisis de isótopos, es una práctica común sustituir los valores tabulados de pesos atómicos estándar, que son omnipresentes en los laboratorios químicos y que son revisados ​​cada dos años por la Comisión de Abundancias Isotópicas y Pesos Atómicos (CIAAW) de la IUPAC..

Uso histórico

Las escalas relativas históricas más antiguas (anteriores a 1961) basadas en la unidad de masa atómica (símbolo: amu o amu) usaban la masa isotópica relativa del oxígeno-16 o bien la masa atómica relativa del oxígeno (es decir, el peso atómico) como referencia. Consulte el artículo sobre la historia de la unidad de masa atómica unificada moderna para la resolución de estos problemas.

Peso atómico estándar

La comisión CIAAW de la IUPAC mantiene un valor de intervalo esperado para la masa atómica relativa (o peso atómico) en la Tierra denominado peso atómico estándar. El peso atómico estándar requiere que las fuentes sean terrestres, naturales y estables con respecto a la radiactividad. Además, hay requisitos para el proceso de investigación. Para 84 elementos estables, la CIAAW ha determinado este peso atómico estándar. Estos valores se publican ampliamente y se denominan vagamente "el" peso atómico de los elementos para sustancias de la vida real, como productos farmacéuticos y comercio.

Además, la CIAAW ha publicado valores abreviados (redondeados) y valores simplificados (para cuando las fuentes terrestres varían sistemáticamente).

Otras medidas de la masa de los átomos

La masa atómica (m _a) es la masa de un solo átomo, con unidad Da o u (el dalton). Define la masa de un isótopo específico, que es un valor de entrada para la determinación de la masa atómica relativa. A continuación se da un ejemplo de tres isótopos de silicio.

La masa isotópica relativa es específicamente la relación entre la masa de un solo átomo y la masa de una unidad de masa atómica unificada. Este valor también es relativo y, por lo tanto, adimensional.

Determinación de la masa atómica relativa

Las masas atómicas relativas modernas (un término específico para una muestra de elemento dada) se calculan a partir de los valores medidos de masa atómica (para cada nucleido) y la composición isotópica de una muestra. Las masas atómicas de alta precisión están disponibles para prácticamente todos los nucleidos no radiactivos, pero las composiciones isotópicas son más difíciles de medir con alta precisión y están más sujetas a variaciones entre muestras.Por esta razón, las masas atómicas relativas de los 22 elementos mononucleídicos (que son las mismas que las masas isotópicas de cada uno de los nucleidos naturales individuales de estos elementos) se conocen con una precisión especialmente alta. Por ejemplo, existe una incertidumbre de solo una parte en 38 millones para la masa atómica relativa del flúor, una precisión que es mayor que el mejor valor actual para la constante de Avogadro (una parte en 20 millones).

Isótopo	Masa atomica	Abundancia
Estándar	Rango
Si	27.976 926 532 46 (194)	92.2297(7)%	92,21–92,25%
Si	28.976 494 700 (22)	4.6832(5)%	4,67–4,69 %
Si	29.973 770 171 (32)	3.0872(5)%	3,08–3,10 %

El cálculo se ejemplifica para el silicio, cuya masa atómica relativa es especialmente importante en metrología. El silicio existe en la naturaleza como una mezcla de tres isótopos: Si, Si y Si. Las masas atómicas de estos nucleidos se conocen con una precisión de una parte en 14 mil millones para Si y alrededor de una parte en mil millones para los demás. Sin embargo, el rango de abundancia natural de los isótopos es tal que la abundancia estándar solo puede ser de aproximadamente ±0,001% (ver tabla).

El cálculo es el siguiente:A _r (Si) = (27.976 93 × 0.922297) + (28.976 49 × 0.046832) + (29,973 77 × 0,030872) = 28,0854

La estimación de la incertidumbre es complicada, especialmente porque la distribución de la muestra no es necesariamente simétrica: las masas atómicas relativas estándar de la IUPAC se citan con incertidumbres simétricas estimadas, y el valor para el silicio es 28,0855(3). La incertidumbre estándar relativa en este valor es 1 × 10 o 10 ppm.

Aparte de esta incertidumbre por medición, algunos elementos tienen variación sobre las fuentes. Es decir, diferentes fuentes (agua del océano, rocas) tienen una historia radiactiva diferente y, por lo tanto, una composición isotópica diferente. Para reflejar esta variabilidad natural, la IUPAC tomó la decisión en 2010 de enumerar las masas atómicas relativas estándar de 10 elementos como un intervalo en lugar de un número fijo.