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Masa atómica

Masa atómica

La masa atómica es la masa de un átomo. La unidad de medida del SI es un kilogramo; de hecho, generalmente se usa una unidad fuera del sistema, una unidad de masa atómica.

Una de las propiedades fundamentales de un átomo es su masa. La masa absoluta de un átomo es una cantidad extremadamente pequeña. Por lo tanto, un átomo de hidrógeno tiene una masa de aproximadamente 1.67 × 10–24 g. Por lo tanto, en química (principalmente para fines prácticos) es mucho más conveniente usar un valor relativo (condicional), que se llama masa atómica relativa o simplemente masa atómica y que muestra cuántas veces la masa atómica de un elemento dado es mayor que la masa atómica de otro elemento tomada como una unidad de masa.

Como unidad de medida de las masas atómicas y moleculares, se adoptó 1 ⁄ 12 parte de la masa del átomo neutro del isótopo de carbono más común 12 C. Esta unidad de medida de masa no sistémica se llama unidad atómica de masa (AU) o dalton (Sí).

La diferencia entre la masa atómica del isótopo y su número de masa se llama masa en exceso (generalmente expresada en M eV). Puede ser tanto positivo como negativo; La razón de su aparición es la dependencia no lineal de la energía de unión de los núcleos en la cantidad de protones y neutrones, así como la diferencia en las masas de protones y neutrones.

La dependencia de la masa atómica del isótopo del número de masa es la siguiente: el exceso de masa es positivo para el hidrógeno-1, con un aumento en el número de masa disminuye y se vuelve negativo hasta que alcanza un mínimo para el hierro-56, luego comienza a crecer y aumenta a valores positivos para los nucleidos pesados. Esto corresponde al hecho de que la fisión de núcleos más pesados ​​que el hierro libera energía, mientras que la fisión de núcleos de luz requiere energía. Por el contrario, la fusión de núcleos más ligeros que el hierro libera energía, mientras que la fusión de elementos más pesados ​​que el hierro requiere energía adicional.

La masa atómica de un elemento químico (también "masa atómica promedio", "masa atómica estándar") es la masa atómica promedio ponderada de todos los isótopos estables e inestables de este elemento químico que existen en la naturaleza, teniendo en cuenta su prevalencia natural (porcentaje) en la corteza terrestre y la atmósfera. Es esta masa atómica la que se presenta en la tabla periódica de D. I. Mendeleev; se usa en cálculos estequiométricos. La masa atómica de un elemento con una relación de isótopos violada (por ejemplo, enriquecida en algunos isótopos) difiere del estándar. Para elementos monoisotópicos. (como yodo, oro, etc.) la masa atómica de un elemento coincide con la masa atómica de su único isótopo presente en una mezcla natural. Para elementos químicos que están ausentes en la naturaleza (elementos químicos sintéticos), como tecnecio, curio, etc., la masa atómica de un elemento indica convencionalmente el número de masa de los isótopos más estables conocidos de este elemento; dichos valores en la tabla periódica se indican tradicionalmente entre corchetes.

Masa atómica relativa

Masa atómica relativa (nombre obsoleto - peso atómico): el valor de la masa de un átomo, expresado en unidades atómicas de masa. Se define como la relación de la masa del elemento del átomo a 1 / 12 la masa de los átomos neutros del isótopo de carbono 12 C. De la definición se deduce que la masa atómica relativa es una cantidad adimensional.

Masa molecular (molar)

La masa molecular de un compuesto químico es la suma de las masas atómicas de los elementos que lo componen, multiplicada por los coeficientes estequiométricos de los elementos por la fórmula química del compuesto. Estrictamente hablando, la masa de una molécula es menor que la masa de sus átomos constituyentes en una cantidad igual a la energía de unión de la molécula (ver arriba). Sin embargo, este defecto de masa es de 9-10 órdenes de magnitud más pequeño que la masa de la molécula, y puede ser descuidado.

La definición de un lunar (y el número de Avogadro) se elige de modo que la masa de un lunar de una sustancia (masa molar), expresada en gramos (por mol), sea numéricamente igual a la masa atómica (o molecular) de esta sustancia. Por ejemplo, la masa atómica del hierro es 55.847 a. E. m. Por lo tanto, un mol de hierro (es decir, el número de átomos de hierro igual al número de Avogadro, ≈6.022⋅1023) tiene una masa de 55.847 g.

Las comparaciones directas y las mediciones de las masas de átomos y moléculas se realizan utilizando métodos de espectrometría de masas.

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Última revisión: 2 de diciembre de 2019