MASA ATÓMICA RELATIVA.

 

La masa atómica relativa se define como la masa promedio de sus átomos (de un elemento químico) comparada con la unidad de masa atómica. Masa atómica relativa. Desde el año 1961 fue aprobado por los organismos internacionales correspondientes utilizar como unidad de masa atómica la doceava parte de la masa del átomo de carbono.

La masa de los átomos es extremadamente pequeña si se expresa en kilogramos y se hace muy difícil operar con esos números, por ejemplo la masa de un átomo del isótopo más abundante del oxígeno es 26,5606.10-27 kg. Por este motivo las masas atómicas se han expresado en valores relativos a una unidad previamente escogida (y que ha variado en diferentes épocas) de manera que los valores resultantes sean números muchos más fáciles de operar.

Desde el año 1961 fue aprobado por los organismos internacionales correspondientes utilizar como unidad de masa atómica la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12 por lo que su valor es:

                        26.5606.10-27kg

                    ________________   = 15.9949

                     1.66057.10-27kg

una vez se supo el número de partículas de un mol fue fácil medir la masa absoluta de los átomos.

EJEMPLO

Calcular la masa de un átomo de C-12 sabiendo que, por convenio internacional, la masa de un mol de átomos de C-12 tiene una masa de 12,0000 g. A continuación calcular el valor de la unidad de masa atómica actual

Una vez conocido el valor de la unidad de masa atómica, es fácil determinar la masa absoluta de cualquier átomo a partir de un masa atómica relativa.

Es curioso que la Química se construyó sin que se conocieran las masas absolutas de los átomos. Los químicos dan más valor a las masas atómicas (relativas).

Calcular la masa atómica relativa (peso atómico) de un elemento.

1Determina qué isótopos hay en la muestra.

Los químicos a menudo determinan las proporciones relativas de isótopos de una muestra dada utilizando una herramienta especial llamada "espectrómetro de masas". Sin embargo, si solo eres un estudiante de química, esta información te la proporcionarán en los exámenes de la escuela como valores ya determinados, obtenidos a partir de bibliografía científica.

Para los fines de este artículo, supón que vas a trabajar con isótopos de carbono-12 y carbono-13.

 2 Determina la abundancia relativa de cada isótopo en la muestra.

Dentro de un elemento dado pueden aparecer diferentes isótopos en diferentes proporciones. Estas proporciones casi siempre se expresan en porcentajes. Algunos isótopos son muy comunes, mientras que otros son muy poco comunes (a veces, la proporción es tan insignificante que casi no puede detectarse). Esta información puede determinarse a través de un espectrómetro de masas o desde un libro de referencia.

Imagina que la abundancia de carbono-12 es de 99 % y la abundancia de carbono-13 es de 1 %. Existen otros isótopos de carbono, pero existen en cantidades tan pequeñas que para este problema de ejemplo no se tomarán en cuenta.

3

Multiplica la masa atómica de cada isótopo por su proporción en la muestra.

Multiplica la masa atómica de cada isótopo por su porcentaje de abundancia (expresándolo como un número decimal). Para convertir un porcentaje a número decimal, simplemente divídelo por 100. La suma de los porcentajes convertidos siempre debe ser igual a 1.

En este ejemplo tienes carbono-12 y carbono-13. Si el carbono-12 representa el 99 % de la muestra y el carbono-13 representa el 1 % de la muestra, multiplica 12 (la masa atómica del carbono-12) por 0,99 y 13 (la masa atómica del carbono-13) por 0,01.

Los libros de referencia muestran proporciones en porcentajes basándose en las cantidades conocidas de isótopos de un elemento. La mayoría de los libros de texto de química incluyen esta información en una tabla al final del libro. También puedes utilizar un espectrómetro de masas para obtener las proporciones de la muestra que vas a analizar.

4

Suma los resultados.

Suma los resultados de las multiplicaciones que obtuviste en el paso anterior. El resultado de la suma es la masa atómica relativa de tu elemento. El valor promedio de masas atómicas de los isótopos de tu elemento. Al hablar de un elemento en general, y no de isótopos específicos de ese elemento, se utiliza este valor.

En el ejemplo anterior, 12 x 0,99 = 11,88 para el carbono-12, mientras que 13 x 0,01 para el carbono-13. La masa atómica relativa del ejemplo es 11,88 + 0,13 = 12,01.

video ejercicio resuelto