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electricidad y el átomo] [La
constante de Faraday y la electrolisis] [Experimentos
con tubos de rayos catódicos] [Modelo
atómico de Thomson] [Otros
modelos atómicos clásicos] [Modelo
atómico de Rutherford] [Introducción
al núcleo atómico] [Estequiometría
de isótopos] [Referencias]
En el capítulo de del átomo químico vimos las diferencies
entre la masa atómica absoluta (mpj),
masa molecular absoluta (mpJ),
la masa relativa (Ar) y la masa molar
(M). Sin embargo, estas tres medidas
asumían que un determinado elemento era un ente homogéneo con las mismas
propiedades químicas y físicas. Sin embargo, el estudio del núcleo atómico nos
ha llevado a una conclusión muy diferente, al interior de una muestra elemental
conviven diversos isótopos que poseen un comportamiento químico semejante, pero
un comportamiento físico diferente en términos de sus masas, ya sea absolutas,
relativas o molares. Es por esto que las tres escalas de masa son en realidad promedios
ponderados de las masas isotópicas y sus fracciones de masa (w) correspondientes.
Fracción de masas
La fracción de masas es una medida de concentración o
riqueza de un determinado componente con respecto a al total, según el Libro de
Oro de la IUPAC (IUPAC, 2019),
la fracción de masas se define entre el cociente entre la masa del componente a
estudiar (mi) sobre la
masa total (m).
Por tradición los químicos usar la forma porcentual de la
fracción de masas: %wi = wi × 100%. Para
los cálculos que involucran sumas ponderadas a la fracción de masas nunca debemos
usar la forma porcentual, pero dado que es el dato que dan
regularmente recuerde convertir los porcentajes a fracciones dividiendo entre
100% y expresando las fracciones adimensionalmente.
Relación entre el número de masa y la masa relativa
de un isótopo
El número de masa (A)
da una estimación de la masa isotópica relativa (Ar), y la masa molar (M),
pero no son conceptos semejantes, el número de masa siempre es un entero,
mientras que la masa relativa o la masa molar tendrá decimales excepto para el
carbono-12. Para el carbono-12 puro, la masa isotópica es exactamente 12 o 12
g/mol, ya que la
unidad de masa atómica se define como 1/12 de la masa del carbono-12.
Para este propósito debemos tener en cuenta que, aunque 1/12 de carbono-12 es
casi igual a la masa del protio, existen desviaciones cerca de la tercera cifra
significativa, no es mucho para ejercicios de lápiz y papel, pero es grande en
aplicaciones analíticas de alta precisión. Ahora bien, ¿Cómo vamos a distinguir
una masa isotópica de una masa promedio? Pues por medio de su relación de suma
ponderada, pues sin importar cuál de las tres escalas tomemos, podremos usar la
ley de la conservación de la masa en forma de una suma ponderada. Sin embargo,
para evitar proponer tantas reglas de suma, solo plantearemos la suma ponderada
para las fracciones de masa y las masas relativas (Ecuación (9.2))
Dado lo anterior, el número de masa (A) no debe confundirse con ninguna de las escalas de masa atómica (Ar, ma, M) dado que a diferencia de
estas tres que son variables continuas y con decimales, el número de masa es
una variable discreta y redonda, o como dirían los físicos modernos, sin decimales =
cuantizado.
Por ejemplo, hay dos isótopos principales de cloro, cloro-35
y cloro-37, en cualquier muestra natural terrestre dada de cloro que no haya
sido sometida a separación de masa isotópica, habrá aproximadamente un 75% de
átomos de cloro que son cloro-35 y solo un 25% de átomos de cloro que son
cloro-37. Esto le da al cloro un Ar(Cl) = 35,5 (en realidad, 35,4527).
Además, la masa promedio ponderada puede ser casi un número
entero, pero al mismo tiempo no corresponde a la masa de ningún isótopo
natural. Por ejemplo, el bromo tiene solo dos isótopos estables, Br-79 y Br-81,
presentes naturalmente en fracciones aproximadamente iguales, lo que conduce a Ar(Br) = 80 (en realidad 79.904), aunque
el isótopo Br-80 es inestable.
La masa molecular con isótopos puros
La masa molecular relativa (mpj) generalmente
se calcula a partir de las masas atómicas promedio y los subíndices respectivos,
sin embargo en este contexto se deberá tener en cuenta no solo la identidad del
elemento J sino también la identidad de isótopo A.
Normalmente usamos las masas relativas promedio, pero en
caso de que tengamos un compuesto hecho con un isótopo purificado, simplemente
se reemplaza la masa relativa promedio que es lo que da la tabla periódica, por
la masa relativa del isótopo que es lo que debe dar el enunciado.
El nombre de la tabla periódica para la masa
relativa promedio
El término peso atómico se está eliminando lentamente
y se está reemplazando por una masa atómica relativa promedio (ArJ),
en la mayoría de los usos actuales, excepto en las tablas periódicas escolares, donde su uso esta enquistado. Este
cambio en la nomenclatura se remonta a la década de 1960 y ha sido fuente de
mucho debate en la comunidad científica, que se desencadenó por la controversia
para adoptar una unidad de masa atómica unificada (dalton) en lugar de la
unidad de masa atómica química (uma) entre la físicos y la químicos. A los
químicos siempre les ha valido tres centavos la diferencia entre el concepto de masa y el
concepto de peso que se adoptó en
la física de Newton, pero a estas alturas del desarrollo científico, es una
diferencia conceptual importante, por lo que la noción de peso es un nombre
inapropiado, a menos que estemos empleando la segunda ley de Newton para
convertir una determinada masa en una fuerza.
El argumento para mantener el término "peso
atómico" era principalmente que era un término bien entendido para
aquellos en el campo “o sea, los químicos”, y cambiarlo crearía una ruptura con
una tradición histórica. En 1979, como compromiso, se introdujo el término
"masa atómica relativa" como sinónimo secundario de peso atómico.
Veinte años después se invirtió la primacía de estos sinónimos, y el término
"masa atómica relativa" es ahora el término preferido, pero
nuevamente, no donde importa, las tablas periódicas de mano. A demás no se
indica que esa masa atómica relativa es promedio de las muestras isotópicas en
el planeta Tierra. En conclusión, las tablas periódicas han continuado usando
el término peso atómico para referirse a las masas atómicas relativas promedio
(ArJ).
La revisión del SI en 2019
Debemos recordar que la definición de número de Avogadro cambió a partir de 2019 (Stock, Davis, de Mirandés, & Milton, 2019) siendo elevado al nivel de constante
universal, y desconectado del carbono-12. Por ende, las constantes
anteriores pasan de definirse en base al carbono-12 a estar definidas por el
número de Avogadro. El cambio de definiciones del SI no nos afecta mucho
realmente, debido a que el efecto solo se siente en cifras significativas muy
bajas, que no son significativas en la mayoría de mediciones de laboratorios
que no son de analítica de ultra-alta precisión (Valdés, 2021).
DEMOSTRACION. Demuestre la
fórmula para calcular la constante de masa atómica a partir de las definiciones
de masa molar y número de Avogadro y calcule su valor a cuatro cifras
significativas.
Por lo que la constante de masa atómica variará en términos
de la constante de masa molar que siempre será ajustada a 1 exacto “de lo
contrario no podríamos convertir los pesos atómicos de la tabla periódica a
masas molares de plumazo”, y del valor del número de Avogadro si es que existen
futuras revisiones de las constantes universales del SI. El conocimiento del
valor de la constante de masa atómica nos permite reemplazar el dalton de las
masas atómicas y moleculares para expresar sus valores en unidades de masa
absoluta, lo cual permite responder preguntas del tipo, ¿cuál es la masa en
gramos de una sola molécula de agua?
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