Masa atómica para niños

La masa atómica es la masa de un solo átomo. Se mide usando una unidad especial llamada unidad de masa atómica unificada, que se abrevia como "u" o "Da" (dalton). A veces, la masa atómica se confunde con otros términos como masa atómica relativa o peso atómico, pero no son exactamente lo mismo. La masa atómica se refiere a un solo átomo de un isótopo específico, no a un promedio.

¿Qué es el Peso Atómico Estándar?

El peso atómico estándar es un valor promedio de las masas atómicas de un elemento. Este promedio se calcula tomando en cuenta cómo se encuentran los diferentes isótopos de ese elemento en la corteza terrestre y la atmósfera terrestre. La Commission on Atomic Weights and Isotopic Abundances (Comisión de Pesos Atómicos y Abundancias Isotópicas) de la IUPAC es la que determina estos valores.

Uso en la Tabla Periódica

Estos valores son los que ves en una tabla periódica normal. Son muy útiles para hacer cálculos en química. A veces, verás un número entre paréntesis junto al peso atómico. Esto indica que la cantidad de los diferentes isótopos de ese elemento puede variar un poco en la naturaleza.

Elementos Especiales

Para los elementos sintéticos (los que no se encuentran en la naturaleza y son creados por el ser humano), no tiene sentido hablar de su abundancia natural. En estos casos, en lugar del peso atómico estándar, se indica el número total de partículas en el núcleo del isótopo más estable (el que dura más tiempo). El litio es un caso especial porque las actividades humanas han cambiado la cantidad de sus isótopos naturales, lo que afecta su peso atómico estándar.

¿Qué es la Masa Atómica Relativa?

La masa atómica relativa es otro nombre para el peso atómico. Está muy relacionada con la masa atómica promedio. Esta es el promedio de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento en una muestra específica, considerando la cantidad de cada isótopo. Se usa a menudo como sinónimo de peso atómico.

Masa Isotópica Relativa

La masa isotópica relativa es la masa de un solo isótopo (o núclido) comparada con la masa del carbono-12. El carbono-12 se usa como referencia y se le asigna un valor exacto de 12. Esto significa que la masa isotópica relativa no tiene unidades.

¿Por qué no son números exactos?

Los isótopos, excepto el carbono-12, no tienen una masa isotópica relativa que sea un número entero exacto. Esto se debe a dos razones:

• Los neutrónes y protónes tienen masas ligeramente diferentes.
• Hay una pequeña pérdida o ganancia de masa debido a la energía de enlace nuclear que mantiene unidas las partículas en el núcleo.

Sin embargo, la masa atómica de cualquier isótopo siempre estará muy cerca de un número entero. Este número entero es la suma total de protones y neutrones en el núcleo.

¿Cómo se mide la Masa Atómica?

Antiguamente, los científicos comparaban las masas de gases en recipientes bajo las mismas condiciones. Como las masas eran diferentes, pero había el mismo número de partículas, se dieron cuenta de que los átomos tenían masas distintas. Hoy en día, la masa de los átomos se mide directamente con un aparato llamado espectrómetro de masas.

Masa Atómica y el Mol

Para trabajar con átomos en grandes cantidades, los científicos usan una unidad llamada mol. Un mol se define como la cantidad de sustancia que contiene tantos átomos como los que hay en 12 gramos de carbono-12. El número de átomos en un mol se llama número de Avogadro, que es aproximadamente 6,022 x 10²³.

Un mol de una sustancia siempre tiene una masa en gramos igual a su masa atómica relativa o masa molar. Por ejemplo, el peso atómico estándar del hierro es 55,847 g/mol. Esto significa que un mol de hierro, tal como se encuentra en la Tierra, pesa 55,847 gramos.

Masa Atómica y Masa Molecular

Conceptos similares se aplican a las moléculas. La masa molecular de un compuesto se calcula sumando las masas atómicas de todos los átomos que lo forman. Es importante contar cuántas veces aparece cada tipo de átomo en la molécula.

Historia de la Masa Atómica

Los primeros científicos en intentar determinar los pesos atómicos fueron John Dalton (entre 1803 y 1808) y Jöns Jakob Berzelius (entre 1808 y 1826). Al principio, se usó el hidrógeno como referencia, asignándole un valor de 1.

La Hipótesis de Prout

En 1820, la hipótesis de Prout sugería que las masas atómicas de todos los elementos deberían ser múltiplos exactos del peso del hidrógeno. Sin embargo, Berzelius demostró que esto no siempre era cierto. Por ejemplo, el cloro tenía un peso atómico que no era un múltiplo exacto. Más tarde se descubrió que esto se debía a la existencia de los isótopos.

Avances y la Unidad Unificada

En la década de 1860, Stanislao Cannizzaro mejoró la forma de determinar los pesos atómicos usando la ley de Avogadro. A principios del siglo XX, los químicos y físicos usaban escalas de masa atómica diferentes. Los químicos usaban el oxígeno natural como referencia, y los físicos usaban un isótopo específico de oxígeno. Esto causaba confusión.

Para resolverlo, se adoptó una escala unificada basada en el carbono-12. Esta nueva unidad se llamó «Unidad de masa atómica unificada» y ahora se conoce como dalton (símbolo 'Da').

Evolución del Término "Peso Atómico"

El término "peso atómico" se está reemplazando poco a poco por "masa atómica relativa". Este cambio comenzó en la década de 1960. Aunque "peso atómico" era un término muy conocido, se consideró que "peso" no era lo más adecuado, ya que la masa es una propiedad fundamental y el peso depende de la gravedad.

En 1979, se aceptó "masa atómica relativa" como sinónimo de "peso atómico". Veinte años después, "masa atómica relativa" se convirtió en el término preferido. Sin embargo, el término "pesos atómicos estándar" se mantuvo, ya que se refiere a los valores estandarizados que se usan comúnmente.

Galería de imágenes

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  Energía de enlace por núcleo de isótopos.

Véase también

En inglés: Atomic mass Facts for Kids

• Número atómico
• Unidad de masa atómica
• Peso atómico
• Isótopo
• Masa molecular
• Masa molar
• Masa atómica de los elementos