2.1: Isótopos y masa atómica
Masa atómica
Las masas de los átomos individuales son muy, muy pequeñas. Sin embargo, utilizando un dispositivo moderno llamado espectrómetro de masas, es posible medir esas minúsculas masas. Un átomo de oxígeno-16, por ejemplo, tiene una masa de \ (2,66 \times 10^{-23} \: \text{g}\). Aunque las comparaciones de masas medidas en gramos tendrían cierta utilidad, es mucho más práctico disponer de un sistema que nos permita comparar más fácilmente las masas atómicas relativas. Los científicos decidieron utilizar el nucleido de carbono-12 como patrón de referencia con el que se compararían todas las demás masas. Por definición, a un átomo de carbono-12 se le asigna una masa de exactamente 12 unidades de masa atómica \\N(\left( \text{amu} \right)\N). Una unidad de masa atómica se define como una masa igual a la doceava parte de un átomo de carbono-12. La masa de cualquier isótopo de cualquier elemento se expresa en relación con el estándar de carbono-12. Por ejemplo, un átomo de helio-4 tiene una masa de \ (4,0026 \: \text{amu}\). Un átomo de azufre-32 tiene una masa de \ (31,972 \: \text{amu}).
El átomo de carbono-12 tiene seis protones y seis neutrones en su núcleo para un número de masa de 12. Dado que el núcleo representa casi toda la masa del átomo, un solo protón o un solo neutrón tiene una masa de aproximadamente \(1 \: \text{amu}}). Sin embargo, como se ve en los ejemplos del helio y del azufre, las masas de los átomos individuales no son números enteros. Esto se debe a que la masa de un átomo se ve afectada muy ligeramente por las interacciones de las distintas partículas dentro del núcleo y también incluye la pequeña masa añadida por cada electrón.
Como se indica en la sección sobre isótopos, la mayoría de los elementos se presentan de forma natural como una mezcla de dos o más isótopos. A continuación (véase la tabla siguiente) se enumeran los isótopos naturales de varios elementos junto con el porcentaje de abundancia natural de cada uno.
| Element | Isotope (Symbol) | Percent Natural Abundance | Atomic mass \(\left( \text{amu} \right)\) | Average atomic mass \(\left( \text{amu} \right)\) |
|---|---|---|---|---|
| Hydrogen | \(\ce{^1_1H}\) | 99.985 | 1.0078 | 1.0079 |
| \(\ce{^2_1H}\) | 0.015 | 2.0141 | ||
| \(\ce{^3_1H}\) | negligible | 3.0160 | ||
| Carbon | \(\ce{^{12}_6C}\) | 98.89 | 12.000 | 12.011 |
| \(\ce{^{13}_6C}\) | 1.11 | 13.003 | ||
| \(\ce{^{14}_6C}\) | trace | 14.003 | ||
| Oxygen | \(\ce{^{16}_8O}\) | 99.759 | 15.995 | 15.999 |
| \(\ce{^{17}_8O}\) | 0.037 | 16.995 | ||
| \(\ce{^{18}_8O}\) | 0.204 | 17.999 | ||
| Chlorine | \(\ce{^{35}_{17}Cl}\) | 75.77 | 34.969 | 35.453 |
| \(\ce{^{37}_{17}Cl}\) | 24.23 | 36.966 | ||
| Copper | \(\ce{^{63}_{29}Cu}\) | 69.17 | 62.930 | 63.546 |
| \(\ce{^{65}_{29}Cu}\) | 30.83 | 64.928 |
For some elements, one particular isotope is much more abundant than any other isotopes. For example, naturally occurring hydrogen is nearly all hydrogen-1, and naturally occurring oxygen is nearly all oxygen-16. Sin embargo, para muchos otros elementos, puede existir más de un isótopo en cantidades sustanciales. El cloro (número atómico 17) es un gas tóxico de color verde amarillento. Aproximadamente tres cuartas partes de todos los átomos de cloro tienen 18 neutrones, lo que da a esos átomos un número másico de 35. Aproximadamente una cuarta parte de los átomos de cloro tienen 20 neutrones, lo que les da un número de masa de 37. Si se calculara simplemente la media aritmética de las masas atómicas precisas, se obtendría aproximadamente 36.
Como puedes ver, la masa atómica media dada en la última columna de la tabla anterior es significativamente menor. ¿Por qué? La razón es que hay que tener en cuenta los porcentajes de abundancia natural de cada isótopo para calcular lo que se llama la media ponderada. La masa atómica de un elemento es la media ponderada de las masas atómicas de los isótopos naturales de ese elemento. Las masas atómicas medias son los valores que vemos en la tabla periódica.
La media ponderada se determina multiplicando el porcentaje de abundancia natural por la masa real del isótopo. Esto se repite hasta que haya un término para cada isótopo. En el caso del cloro, sólo hay dos isótopos naturales, por lo que sólo hay dos términos.