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definición - peso atómico

definición de peso atómico (Wikipedia)

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Peso atómico

                   

El peso atómico (símbolo: 'A'r) es una cantidad física adimensional definida como la razón de las masas promedio de los átomos de un elemento (de un origen dado) a 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12.[1] [2] El término es utilizado generalmente sin mayor calificación para referirse al peso atómico estándar, publicado a intervalos regulares por la International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC)[3] [4] y se pretende que sean aplicables a materiales de laboratorios normales. Estos pesos atómicos estándar están reimpresos en una amplia variedad de libros de texto, catálogos comerciales, pósters, etc. La expresión "masa atómica relativa" también puede ser utilizada para describir esta cantidad física, y en consecuencia el uso continuado del término "peso atómico" ha atraído una controversia considerable desde por lo menos la década de 1960[5] (ver a continuación).

Los pesos atómicos, a diferencia de las masas atómicas (las masas de los átomos individuales) no son constantes físicas y varían de muestra a muestra. Sin embargo, son suficientemente constantes en muestras "normales" para ser de importancia fundamental en química.

El peso atómico no hay que confundirlo con la masa atómica.

Contenido

  Definición

La definición IUPAC[1] del peso atómico es:

Un peso atómico (masa atómica relativa) de un elemento de una fuente especificada es la razón de la masa media por átomo del elemento a 1/12 de la masa de un átomo 12C.

La definición deliberadamente especifica "un peso atómico…", puesto que un elemento tendrá diferentes pesos atómicos dependiendo de la fuente. Por ejemplo, el boro de Turquía tiene un peso atómico menor que el boro de California, debido a la diferente composición isotópica.[6] [7] Sin embargo, dado el costo y las dificultades del análisis isotópico, es usual el uso de valores tabulados de pesos atómicos estándar, que son ubicuos en laboratorios químicos.

El peso atómico es el número asignado a cada elemento químico para especificar la masa promedio de sus átomos. Puesto que un elemento puede tener dos o más isótopos cuyas masas difieren, el peso atómico de tal elemento dependerá de las proporciones relativas de sus isótopos. La composición isotópica de los elementos que se encuentran en la naturaleza es casi constante, excepto en aquellos que ha producido la radiactividad natural. El peso atómico se refiere a esta mezcla natural. En 1960 se introdujo una unidad llamada masa nuclear relativa, definida como 1/12 de la masa de carbono- 12. Se representa con el símbolo u; de este modo, 12C = 12u. La tabla de los pesos atómicos relativos se basa ahora en la masa atómica de 12C = 12. V


Asimismo, la masa molar de una molécula es la masa de un mol de esas moléculas (sus unidades en química son g/mol). Por definición un mol es el número de átomos que están contenidos en exactamente 12 gramos de carbono de masa isotópica 12 (12C). Este número se denomina número de Avogadro, y el valor más exacto que se conoce hasta ahora de él es de 6,0221367x1023.

  Controversia en el nombre

El uso del nombre "peso atómico" ha generado una gran controversia entre los científicos.[5] Los que objetan el nombre prefiere usualmente el término "masa atómica relativa" (no ser confundido con masa atómica). La objeción básica es que el peso atómico no es un peso, que es la fuerza ejercida en un objeto en un campo gravitacional, medido en unidades de fuerza tales como el newton.

En réplica, los que apoyan el término "peso atómico", señalan (entre otros argumentos)[5] que "el nombre ha estado en uso continuo para la misma cantidad desde que fue conceptualizado por primera vez en 1808;[8]

  • para la mayor parte del tiempo, los pesos atómicos realmente fueron medidos pesando (esto es, por análisis gravimétrico) y el nombre de una cantidad física no debería cambiar simplemente porque el método de su determinación ha cambiado;
  • el término "masa atómica relativa" debería reservarse para la masa de un núclido específico (o isótopo), mientras que "peso atómico" debería ser usado para la media ponderada de las masas atómicas entre todos los átomos en la muestra;
  • no es poco común encontrar nombres mal propuestos para cantidades físicas, que los retengan por razones históricas, como

Podría agregarse que el peso atómico suele no ser verdaderamente "atómico" siquiera, puesto que no corresponde a un átomo individual. El mismo argumento puede plantearse contra "masa atómica relativa" cuando es usada en este sentido.

  Determinación de los pesos atómicos

Los pesos atómicos modernos son calculados a partir de valores medidos de masa atómica (para cada núclido) y la composición isotópica. Están disponibles masas atómicas sumamente precisas[9] [10] para virtualmente todos los núclidos no radioactivos, pero las composiciones isotópicas son más difíciles de medir a un alto grado de precisión, y están sujetas a variación entre muestras.[11] [12] Por esta razón, los pesos atómicos de los veintidós elementos mononuclídicos son conocidos a una precisión especialmente alta, con una incertidumbre de sólo una parte en 38 millones en el caso del flúor, precisión que es mayor que el mejor valor actual para la constante de Avogadro (una parte en 20 millones).

Isótopo Masa atómica[10] Abundancia[11]
Estándar Rango
28Si 27.976 926 532 46(194) 92.2297(7)% 92.21–92.25%
29Si 28.976 494 700(22) 4.6832(5)% 4.69–4.67%
30Si 29.973 770 171(32) 3.0872(5)% 3.10–3.08%

El cálculo es ejemplificado para el silicio, cuyo peso atómico es especialmente importante en metrología. El silicio existe en la naturaleza como una mezcla de tres isótopos: 28Si, 29Si y 30Si. Las masas atómicas de estos núclidos son conocidas a una precisión de una parte en 14 mil millones para el 28Si, y una parte por mil millones para los otros. Sin embargo, el rango de abundancia natural de los isótopos es tal que la abundancia estándar está dada hasta aproximadamente el ±0,001% (ver tabla). El cálculo es

Ar(Si) = (27.97693 × 0.922297) + (28.97649 × 0.046832) + (29.97377 × 0.030872) = 28.0854

La estimación de la incertidumbre es complicada,[13] especialmente dado que la distribución de la muestra no es necesariamente simétrica: los pesos atómicos estándar de la IUPAC están indicados con incertidumbres simétricas estimadas,[14] y el valor para el silicio es 28,0855(3). La incertidumbre estándar relativa en este valor es 1×10–5 o 10 ppm.

  Referencias

  1. a b International Union of Pure and Applied Chemistry (1980). «Atomic Weights of the Elements 1979». Pure Appl. Chem. 52:  pp. 2349–84. doi:0033-4545/80/1001-2349$02.00/0. http://www.iupac.org/publications/pac/1980/pdf/5210x2349.pdf. 
  2. International Union of Pure and Applied Chemistry (1993). Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry, 2da edición, Oxford: Blackwell Science. ISBN 0-632-03583-8. p. 41. Versión electrónica.
  3. la última edición es International Union of Pure and Applied Chemistry (2006). «Atomic Weights of the Elements 2005». Pure Appl. Chem. 78 (11):  pp. 2051–66. doi:10.1351/pac200678112051. http://www.iupac.org/publications/pac/2006/pdf/7811x2051.pdf. 
  4. La lista actualizada de los pesos atómicos estándar se espera que sea publicada formalmente a fines del 2008. La Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights de la IUPAC anunció en Agosto del 2007 que los pesos atómicos estándar de los siguientes elementos serían revisados (se indican los nuevos valores): lutecio 174,9668(1); molibdeno 95,96(2); níquel 58,6934(4); iterbio 173,054(5); zinc 65,38(2). El valor recomendado para la relación de cantidad de isótopos de 40Ar/36Ar (que podría ser muy útil como un medición de control en fechado argón-argón) también fue cambiado de su valor de 296,03(53) a 298,56(31).
  5. a b c de Bièvre, P.; Peiser, H.S. (1992). «'Atomic Weight'—The Name, Its History, Definition, and Units». Pure Appl. Chem. 64 (10):  pp. 1535–43. doi:10.1351/pac199264101535. http://www.iupac.org/publications/pac/1992/pdf/6410x1535.pdf. 
  6. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, A. (1984), Chemistry of the Elements, Oxford: Pergamon, pp. pp. 21, 160, ISBN 0-08-022057-6 
  7. International Union of Pure and Applied Chemistry (2003). «Atomic Weights of the Elements: Review 2000». Pure Appl. Chem. 75 (6):  pp. 683–800. doi:10.1351/pac200375060683. http://www.iupac.org/publications/pac/2003/pdf/7506x0683.pdf. 
  8. Dalton, John (1808). A New System of Chemical Philosophy. Manchester. http://www.archive.org/details/newsystemofchemi01daltuoft. 
  9. National Institute of Standards and Technology. Atomic Weights and Isotopic Compositions for All Elements.
  10. a b «The AME2003 atomic mass evaluation (I). Evaluation of input data, adjustment procedures», Nucl. Phys. A 729: 129–336, 2003, doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.002  «The AME2003 atomic mass evaluation (II). Tables, graphs, and references», Nucl. Phys. A 729: 337–676, 2003, doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.003  Tablas de datos.
  11. a b International Union of Pure and Applied Chemistry (1998), «Isotopic Compositions of the Elements 1997», Pure Appl. Chem. 70 (1): 217–35, doi:10.1351/pac199870010217, http://media.iupac.org/publications/pac/1998/pdf/7001x0217.pdf 
  12. International Union of Pure and Applied Chemistry (2002), «Isotopic Abundance Variations Of Selected Elements», Pure Appl. Chem. 74 (10): 1987–2017, http://www.iupac.org/publications/pac/2002/pdf/7410x1987.pdf 
  13. Meija, Juris; Mester, Zoltan (2008). «Uncertainty propagation of atomic weight measurement results». Metrologia 45:  pp. 53–62. doi:10.1088/0026-1394/45/1/008. http://stacks.iop.org/Met/45/53. 
  14. Holden, Norman E. (2004). «Atomic Weights and the International Committee—A Historical Review». Chemistry International 26 (1):  pp. 4–7. http://www.iupac.org/publications/ci/2004/2601/1_holden.html. 

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