Pesos atómicos y moleculares
Los subíndices en las fórmulas químicas y los coeficientes en las ecuaciones químicas representan cantidades exactas . ( ce {H_2O} ), por ejemplo, indica que una molécula de agua comprende exactamente dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. La siguiente ecuación:
[ ce {C3H8 (g) + 5O2 (g) rightarrow 3CO2 (g) + 4H2O (l)} label {Eq1} ]
no solo nos dice que el propano reacciona con el oxígeno para producir dióxido de carbono y agua, sino que 1 la molécula de propano reacciona con 5 [ 19459017] moléculas de oxígeno para producir 3 moléculas de dióxido de carbono y 4 moléculas de agua. Dado que contar átomos o moléculas individuales es un poco difícil, los aspectos cuantitativos de la química dependen de conocer las masas de los compuestos involucrados.
Los átomos de diferentes elementos tienen masas diferentes. Los primeros trabajos sobre la separación del agua en sus elementos constitutivos (hidrógeno y oxígeno) indicaron que 100 gramos de agua contenían 11,1 gramos de hidrógeno y 88,9 gramos de oxígeno:
[ text {100 gramos de agua} rightarrow text {11,1 gramos de hidrógeno} + text {88,9 gramos de oxígeno} label {Eq2} ]
Más tarde, los científicos descubrieron que el agua estaba compuesta de dos átomos de hidrógeno para cada átomo de oxígeno. Por lo tanto, en el análisis anterior, en los 11,1 gramos de hidrógeno había el doble de átomos que en los 88,9 gramos de oxígeno. Por lo tanto, un átomo de oxígeno debe pesar aproximadamente 16 veces más que un átomo de hidrógeno:
[ dfrac { dfrac {88.9 ; g ; Oxígeno} {1 ; átomo}} { dfrac {111 ; g ; Hidrógeno} {2 ; átomos}} = 16 etiqueta {Eq3} ]
Al hidrógeno, el elemento más ligero, se le asignó una masa relativa de ‘1’, y a los otros elementos se les asignó ‘masas atómicas’ en relación con este valor para el hidrógeno. Por lo tanto, al oxígeno se le asignó una masa atómica de 16. Ahora sabemos que un átomo de hidrógeno tiene una masa de 1.6735 x 10 -24 gramos, y que el el átomo de oxígeno tiene una masa de 2.6561 X 10 -23 gramos. Como vimos anteriormente, es conveniente utilizar una unidad de referencia cuando se trata de números tan pequeños: la unidad de masa atómica . La unidad de masa atómica ( amu ) no estaba estandarizada contra el hidrógeno, sino contra el 12 isótopo C de carbono ([19459016 ] amu = 12 ).
Por lo tanto, la masa del átomo de hidrógeno ( 1 H) es 1.0080 amu , y la masa de un átomo de oxígeno ( 16 O) es 15.995 amu . Una vez que se determinaron las masas de átomos, a amu se le puede asignar un valor real:
Masa atómica promedio
Aunque las masas del electrón, el protón y el neutrón se conocen con un alto grado de precisión ( Tabla 2.3.1 ), la masa de cualquier átomo dado no es simplemente la suma de masas de sus electrones, protones y neutrones. Por ejemplo, la proporción de las masas de 1 H (hidrógeno) y 2 H (deuterio) es en realidad 0,500384, en lugar de 0,49979 como se predice a partir del número de neutrones y protones presentes. Aunque la diferencia en masa es pequeña, es extremadamente importante porque es la fuente de las enormes cantidades de energía liberadas en las reacciones nucleares.
Debido a que los átomos son demasiado pequeños para medirlos individualmente y no tienen cargas, no hay una manera conveniente de medir con precisión las masas atómicas absolutas. Sin embargo, los científicos pueden medir masas atómicas relativas con mucha precisión utilizando un instrumento llamado espectrómetro de masas. La técnica es conceptualmente similar a la que Thomson usó para determinar la relación masa-carga del electrón. Primero, los electrones se eliminan o se agregan a los átomos o moléculas, produciendo partículas cargadas llamadas iones. Cuando se aplica un campo eléctrico, los iones se aceleran en una cámara separada donde son desviados de su trayectoria inicial por un campo magnético, como los electrones en el experimento de Thomson. La extensión de la desviación depende de la relación masa-carga del ion. Al medir la desviación relativa de los iones que tienen la misma carga, los científicos pueden determinar sus masas relativas ( Figura ( PageIndex {1} ) ). Por lo tanto, no es posible calcular masas atómicas absolutas con precisión simplemente sumando las masas de los electrones, los protones y los neutrones, y las masas atómicas absolutas no se pueden medir, pero las masas relativas se pueden medir con mucha precisión. En realidad, es bastante común en química encontrar una cantidad cuya magnitud se puede medir solo en relación con otra cantidad, en lugar de absolutamente. Encontraremos muchos otros ejemplos más adelante en este texto. En tales casos, los químicos generalmente definen un estándar al asignar arbitrariamente un valor numérico a una de las cantidades, lo que les permite calcular valores numéricos para el resto.
El estándar arbitrario que se ha establecido para describir la masa atómica es la unidad de masa atómica (amu o u), definida como una doceava parte de la masa de un átomo de 12 C. Porque las masas de todos los demás átomos se calculan en relación con el estándar 12 C, 12 C es el único átomo listado en Tabla 2.3.2 cuya masa atómica exacta es igual al número de masa. Los experimentos han demostrado que 1 amu = 1.66 × 10 −24 g.
Los experimentos de espectrometría de masas dan un valor de 0.167842 para la relación de la masa de 2 H a la masa de 12 C, entonces la masa absoluta de 2 H es
[ rm { text {masa de} ^ 2H over text {masa de} ^ {12} C} times text {masa de} ^ {12} C = 0.167842 veces 12 ; amu = 2.104104 ; amu label {Eq4} ]
Las masas de los otros elementos se determinan de manera similar.
La tabla periódica enumera las masas atómicas de todos los elementos. La comparación de estos valores con los dados para algunos de los isótopos en Tabla 2.3.2 revela que las masas atómicas dadas en la tabla periódica nunca corresponden exactamente a las de ninguno de los isótopos. Debido a que la mayoría de los elementos existen como mezclas de varios isótopos estables, la masa atómica de un elemento se define como el promedio ponderado de las masas de los isótopos. Por ejemplo, el carbono natural es en gran parte una mezcla de dos isótopos: 98.89% 12 C (masa = 12 amu por definición) y 1.11% 13 C (masa = 13.003355 amu). El porcentaje de abundancia de 14 C es tan bajo que puede ignorarse en este cálculo. La masa atómica promedio de carbono se calcula de la siguiente manera:
[ rm (0.9889 times 12 ; amu) + (0.0111 times 13.003355 ; amu) = 12.01 ; amu label {Eq5} ]
El carbono es predominantemente 12 C, por lo que su masa atómica promedio debe estar cerca de las 12 amu, lo cual está de acuerdo con este cálculo.
El valor de 12.01 se muestra debajo del símbolo de C en la tabla periódica, aunque sin la abreviatura amu, que generalmente se omite. Por lo tanto, la masa atómica tabulada de carbono o cualquier otro elemento es el promedio ponderado de las masas de los isótopos naturales.
Resumen
La masa de un átomo es un promedio ponderado que está determinado en gran medida por el número de sus protones y neutrones, mientras que el número de protones y electrones determina su carga. Cada átomo de un elemento contiene el mismo número de protones, conocido como el número atómico (Z). Los átomos neutros tienen el mismo número de electrones y protones. Los átomos de un elemento que contienen diferentes números de neutrones se llaman isótopos. Cada isótopo de un elemento dado tiene el mismo número atómico pero un número de masa diferente (A), que es la suma de los números de protones y neutrones. Las masas relativas de los átomos se informan utilizando la unidad de masa atómica (amu), que se define como una doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12, con 6 protones, 6 neutrones y 6 electrones. La masa atómica de un elemento es el promedio ponderado de las masas de los isótopos naturales. Cuando se agregan o eliminan uno o más electrones de un átomo o molécula, se produce una partícula cargada llamada ion, cuya carga se indica mediante un superíndice después del símbolo.