Definimos la masa atómica de un elemento químico como la masa promedio ponderada de todos los isótopos del mismo elemento que existen en la naturaleza. Este cálculo se realiza teniendo en cuenta su prevalencia natural (porcentaje) en la corteza terrestre y la atmósfera.
Esta masa es la que se presenta en la tabla periódica de D. Mendeleev y se usa en cálculos estequiométricos.
Es importante distinguir entre el número másico y el número atómico. El número másico es la suma de los protones y neutrones en el núcleo de un átomo, mientras que el número atómico es el número de protones en el núcleo. La masa atómica relativa se basa en el número másico de los isótopos de un elemento.
Unidades de medida de la masa atómica
La masa atómica se expresa en unidades de masa atómica unificada (u) o dalton (Da). Aunque el kilogramo (kg) es la unidad de masa del Sistema Internacional (SI)
En química se utiliza la unidad de masa atómica debido a que las masas de los átomos individuales son extremadamente pequeñas y difíciles de manejar en el contexto de las reacciones químicas.
Masa en exceso de un átomo
No todos los isótopos de un mismo elemento tienen la misma masa ya que no tiene el mismo número másico, que es la suma de protones y neutrones. Además de la masa de la diferencia del número de protones y neutrones, existe la masa que depende de la energía de unión de estas subpartículas.
La diferencia entre la masa del isótopo y su número de masa se llama masa en exceso (generalmente expresada en M eV). Este valor puede ser tanto positivo como negativo.
No confundir el número másico con el número atómico que es únicamente el número de protones de un núcleo.
Masa atómica relativa
La masa atómica relativa se define en relación con un estándar, que es el isótopo del carbono-12. Se establece que la masa relativa de un elemento es la relación entre la masa del elemento y 1/12 de la masa del isótopo del carbono-12. El carbono-12 se elige como estándar porque tiene una masa de 12 unidades de masa atómica unificada (u) o 12 daltons (Da).
Este concepto de masa relativa muestra cuántas veces la masa de un elemento dado es mayor que la masa atómica de otro elemento tomada como una unidad de masa.
Su uso se debe a que la masa absoluta es una cantidad extremadamente pequeña y difícil de manejar. Por lo tanto, en química es mucho más conveniente usar este valor relativo.
Esta unidad de medida de masa no sistémica se llama unidad de masa atómica unificada (u) o dalton (Da) en honor a John Dalton.
Ejemplos de masas atómicas
A continuación mostramos algunos ejemplos de masas atómicas de algunos elementos de la tabla periódica:
| Elemento químico | Masa atómica (u) |
|---|---|
|
Carbono |
12.0107 |
|
Hidrógeno |
1.00784 |
|
Oxígeno |
15.999 |
|
Cloro |
35.453 |
|
Azufre |
32.06 |
|
Nitrógeno |
14.00674 |
|
Sodio |
22.98977 |
¿Para qué sirve la masa atómica?
A continuación se presentan algunas razones por las cuales la masa atómica es importante:
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Cálculos estequiométricos: se utiliza para determinar las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en una reacción química.
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Composición de compuestos: permite determinar la composición de los compuestos químicos. Al conocer las masas atómicas de los elementos presentes en un compuesto, es posible calcular la proporción en la que se combinan.
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Determinación de fórmulas moleculares: Al comparar las masas relativas de los elementos en un compuesto, se puede deducir la relación de átomos y escribir la fórmula molecular correspondiente.
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Estequiometría de gases: En el estudio de los gases, la masa atómica se utiliza para realizar cálculos de volumen y masa en condiciones específicas, como la ley de los gases ideales. Permite relacionar la masa y el volumen de los gases con su masa molar y volumen molar.
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Análisis químico: con ella es posible determinar la cantidad de una sustancia presente en una muestra. La relación entre la masa de una sustancia y la cantidad de sustancia se basa en la masa atómica.