Peso atómico

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El peso atómico (también llamado Masa Atómica Relativa) (símbolo: A) es una cantidad física definida como la suma de la cantidad de las masas y del número atómico con el símbolo (Z) de un elemento (de un origen dado) expresados en Unidad de masa atómica o U.M.A. (es decir, a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12).[1] [2] El concepto se utiliza generalmente sin mayor calificación para referirse al peso atómico estándar, que a intervalos regulares publica la International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC).[3] [4] Se pretende que sean aplicables a materiales de laboratorios normales.

Los valores de estos pesos atómicos estándar están reimpresos en una amplia variedad de libros de texto, catálogos comerciales, pósters, etcétera. Para describir esta cantidad física se puede usar también la expresión masa atómica relativa. Desde por lo menos 1860[5] y hasta el decenio de 1960, el uso continuado de la locución ha atraído una controversia considerable[6] (véase más adelante).

A diferencia de las masas atómicas (las masas de los átomos individuales), los pesos atómicos no son constantes físicas. Varían de una muestra a otra. Sin embargo, en muestras normales son suficientemente constantes para ser de importancia fundamental en química. Se debe no confundir al peso atómico con la masa molecular.

Definición[editar]

La definición IUPAC[1] del peso atómico es:

Un peso atómico (masa atómica relativa) de un elemento de una fuente especificada es la razón de la masa media por átomo del elemento a 1/12 de la masa de un átomo 12C.

En la definición, enfáticamente se especifica «un peso atómico…», puesto que, según sea la fuente, un elemento tiene diferentes pesos atómicos. Por ejemplo, debido a diferente composición isotópica, el boro de Turquía tiene un peso atómico menor que el boro de California.[7] [8] Sin embargo, dados el costo y las dificultades del análisis isotópico, es usual el uso de valores tabulados de pesos atómicos estándar, que son ubicuos en laboratorios químicos.

El peso atómico es el número asignado a cada elemento químico para especificar la masa promedio de sus átomos. Puesto que un elemento puede tener dos o más isótopos cuyas masas difieren, el peso atómico de tal elemento dependerá de las proporciones relativas de sus isótopos. La composición isotópica de los elementos que se encuentran en la naturaleza es casi constante, excepto en los generados por radiactividad natural. El peso atómico se refiere a esta mixtura natural.

En 1960 se introdujo una unidad denominada Unidad de masa atómica, definida como 1/12 de la masa de carbono 12. Se representa con el símbolo u; de este modo, 12C = 12u. La tabla de los pesos atómicos relativos se basa ahora en la masa atómica de 12C = 12.

Así mismo, la masa molar de una molécula es la masa de un mol de esas moléculas (sus unidades en química son g/mol), se obtiene multiplicando la masa atómica relativa por la constante de masa molar. Por definición un mol es el número de átomos que están contenidos en exactamente 12 gramos de carbono de masa isotópica 12 (12C). A este número se le denomina número de Avogadro. El valor más exacto que se conoce hasta ahora de él es 6,0221367x1023.

Controversia en el nombre[editar]

Entre los científicos el uso del nombre «peso atómico» ha generado gran controversia.[6] Comúnmente, quienes lo objetan prefieren la expresión «masa atómica relativa» (no confundir con masa atómica). La objeción básica es que el peso atómico no es propiamente peso, que es la fuerza ejercida en un objeto en un campo gravitacional, medido en unidades de fuerza tales como el newton.

En réplica, los que apoyan el concepto «peso atómico» opinan (entre otros argumentos)[6] que "el nombre ha estado en uso continuo para la misma cantidad desde que fue conceptualizado por primera vez por John Dalton en 1808."[9]

  • La mayor parte del tiempo, los pesos atómicos realmente se han medido pesando (esto es, por análisis gravimétrico). El nombre de una cantidad física debería no variar simplemente porque el método de su determinación ha cambiado.
  • La locución «masa atómica relativa» debería reservarse para la masa de un núclido específico (o isótopo).
  • «Peso atómico» debería usarse para la media ponderada de las masas atómicas entre todos los átomos en la muestra.
  • Es muy común encontrar nombres mal propuestos para cantidades físicas, que los retengan por razones históricas, como:
  1. Fuerza electromotriz, que no es fuerza.
  2. Potencia resolutiva. No es cantidad de potencia.
  3. Concentración molar. No es cantidad molar (una cantidad expresada por unidad de cantidad de sustancia).

Podría agregarse que el peso atómico suele no ser verdaderamente «atómico» siquiera, puesto que no corresponde a un átomo individual. El mismo argumento puede plantearse contra «masa atómica relativa» cuando se usa en este sentido.

Determinación de los pesos atómicos[editar]

Los pesos atómicos modernos se calculan a partir de valores medidos de masa atómica, de cada núclido, según su composición isotópica. Hay disponibilidad de datos sumamente precisos de masas atómicas[10] [11] de virtualmente todos los núclidos no radioactivos. Las composiciones isotópicas son más difíciles de medir a un alto grado de precisión, ya que están sujetas a variaciones entre muestras.[12] [13]

Por esta razón los pesos atómicos de los veintidós elementos mononuclídicos se conocen a una precisión especialmente alta, con incertidumbre de sólo una parte en 38 millones en el caso del flúor: precisión mayor que el mejor valor actual de la constante de Avogadro: una parte en 20 millones.

Isótopo Masa atómica[11] Abundancia (%)[12]
Estándar Rango
28Si 27.976 926 532 46(194) 92.2297(7) 92.21–92.25
29Si 28.976 494 700(22) 4.6832(5) 4.69–4.67
30Si 29.973 770 171(32) 3.0872(5) 3.10–3.08

Se ejemplifica el cálculo del silicio, cuyo peso atómico es especialmente importante en metrología. En la naturaleza, de este elemento existe una mezcla de tres isótopos: 28Si, 29Si y 30Si.

Las masas atómicas de estos núclidos se conocen a una precisión de una parte en 14 mil millones para el 28Si; de los restantes, una parte por mil millones. Sin embargo, el rango de abundancia natural de los isótopos es tal que la abundancia estándar está determinada hasta aproximadamente ±0,001% (véase tabla adjunta). El cálculo es:

Ar(Si) = (27.97693 × 0.922297) + (28.97649 × 0.046832) + (29.97377 × 0.030872) = 28.0854

La estimación de la incertidumbre es complicada,[14] especialmente dado que la distribución de la muestra no es necesariamente simétrica: los pesos atómicos estándar de la IUPAC están indicados con incertidumbres simétricas estimadas,[15] y el valor referente al silicio es 28,0855 (referencia 3). La incertidumbre estándar relativa en este valor es 1×10–5 o 10 ppm (partes por millón).

Referencias[editar]

  1. a b International Union of Pure and Applied Chemistry (1980). «Atomic Weights of the Elements 1979». Pure Appl. Chem. 52:  pp. 2349–84. doi:0033-4545/80/1001-2349$02.00/0. http://www.iupac.org/publications/pac/1980/pdf/5210x2349.pdf. 
  2. International Union of Pure and Applied Chemistry (1993). Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry, 2.ª edición, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8. p. 41. Versión electrónica.
  3. la última edición es International Union of Pure and Applied Chemistry (2006). «Atomic Weights of the Elements 2005». Pure Appl. Chem. 78 (11):  pp. 2051–66. doi:10.1351/pac200678112051. http://www.iupac.org/publications/pac/2006/pdf/7811x2051.pdf. 
  4. La lista actualizada de los pesos atómicos estándar se espera que sea publicada formalmente a fines del 2008. La Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights de la IUPAC anunció en Agosto del 2007 que los pesos atómicos estándar de los siguientes elementos serían revisados (se indican los nuevos valores): lutecio 174,9668(1); molibdeno 95,96(2); níquel 58,6934(4); iterbio 173,054(5); zinc 65,38(2). El valor recomendado para la relación de cantidad de isótopos de 40Ar/36Ar (que podría ser muy útil como un medición de control en fechado argón-argón) también fue cambiado de su valor de 296,03(53) a 298,56(31).
  5. Wurtz's Account of the Sessions of the International Congress of Chemists in Karlsruhe, on 3, 4, and 5 September 1860.
  6. a b c de Bièvre, P.; Peiser, H.S. (1992). «'Atomic Weight'—The Name, Its History, Definition, and Units». Pure Appl. Chem. 64 (10):  pp. 1535–43. doi:10.1351/pac199264101535. http://www.iupac.org/publications/pac/1992/pdf/6410x1535.pdf. 
  7. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, A. (1984), Chemistry of the Elements, Oxford: Pergamon, pp. pp. 21, 160, ISBN 0-08-022057-6 
  8. International Union of Pure and Applied Chemistry (2003). «Atomic Weights of the Elements: Review 2000». Pure Appl. Chem. 75 (6):  pp. 683–800. doi:10.1351/pac200375060683. http://www.iupac.org/publications/pac/2003/pdf/7506x0683.pdf. 
  9. Dalton , John (1808). A New System of Chemical Philosophy. Manchester. http://www.archive.org/details/newsystemofchemi01daltuoft. 
  10. National Institute of Standards and Technology. Atomic Weights and Isotopic Compositions for All Elements.
  11. a b «The AME2003 atomic mass evaluation (I). Evaluation of input data, adjustment procedures», Nucl. Phys. A 729: 129–336, 2003, doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.002  «The AME2003 atomic mass evaluation (II). Tables, graphs, and references», Nucl. Phys. A 729: 337–676, 2003, doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.003  Tablas de datos.
  12. a b International Union of Pure and Applied Chemistry (1998), «Isotopic Compositions of the Elements 1997», Pure Appl. Chem. 70 (1): 217–35, doi:10.1351/pac199870010217, http://media.iupac.org/publications/pac/1998/pdf/7001x0217.pdf 
  13. International Union of Pure and Applied Chemistry (2002), «Isotopic Abundance Variations Of Selected Elements», Pure Appl. Chem. 74 (10): 1987–2017, http://www.iupac.org/publications/pac/2002/pdf/7410x1987.pdf 
  14. Meija, Juris; Mester, Zoltan (2008). «Uncertainty propagation of atomic weight measurement results». Metrologia 45:  pp. 53–62. doi:10.1088/0026-1394/45/1/008. http://stacks.iop.org/Met/45/53. 
  15. Holden, Norman E. (2004). «Atomic Weights and the International Committee—A Historical Review». Chemistry International 26 (1):  pp. 4–7. http://www.iupac.org/publications/ci/2004/2601/1_holden.html. 

Enlaces externos[editar]