2.6.- Concepto de masa atómica

 Los conocimientos que tenían los científicos hasta mediados del siglo XIX, eran la teoría de Dalton y las hipótesis de Avogadro.

Desde que Dalton enunció que la materia estaba constituida por átomos de diferentes clases y por tanto de diferente masa, los científicos cayeron en la cuenta de que el conocimiento de estas masas atómicas sería de gran utilidad para realizar cálculos químicos y determinar fórmulas.

Dalton pensaba que cuando dos elementos se combinan para dar más de un compuesto, el más estable era el formado por moléculas diatómicas (regla de la máxima simplicidad de Dalton).

Dado que creía que los gases eran monoatómicos:

H + Cl HCl (cloruro de hidrógeno)
H + O HO (agua)
N + H NH (amoniaco)

y así asignó algunas fórmulas correctas y otras incorrectas.

Cuando Avogadro emitió su hipótesis, Dalton la rechazó porque era incompatible con sus razonamientos.

Gay-Lussac observó que:

1 vol. Cloro + 1 vol. Hidrógeno           2 vol. cloruro de hidrógeno

era imposible que volúmenes iguales de gases diferentes contuvieran el mismo número de moléculas porque entonces se obtendría un volumen de cloruro de hidrógeno.

Fue entonces cuando Avogadro pensó que los gases eran diatómicos (para defender su hipótesis).

Cl2    +       H2                       2 HCl

Esta idea tuvo sus detractores, ya que, ¿porqué los gases tenían que ser diatómicos y no tetratómicos?:

Cl4    +       H4                      2 H2Cl2

todo ésto fue un gran avance, pero todavía quedaba sin determinar la fórmula química de los compuestos, aunque datos experimentales apuntaban que los gases eran diatómicos.

 

Cannizaro en 1858 ideó un método para calcular masas atómicas relativas. Al átomo de Hidrógeno le asignó el peso de 1 u.m.a. (unidad de masa atómica), luego el gas hidrógeno, al ser diatómico, tendría una masa de 2 u.m.as. Como volúmenes iguales contienen el mismo número de moléculas, sólo es necesario comparar el peso de volúmenes iguales de hidrógeno y de otro gas, puesto que la misma relación se obtendría pesando un átomo de cada uno de ellos, y como sabemos lo que pesa la molécula de hidrógeno, podemos calcular la masa atómica de los átomos del otro gas.

 De manera similar definió el peso molecular relativo de una molécula como las veces que esa molécula pesaba más que el átomo de Hidrógeno.

Ejemplo: 1 volumen de NO pesa 15 veces más que 1 volumen de Hidrógeno medidos en las mismas condiciones de presión y de temperatura, luego 1 molécula de NO pesa 15 veces más que una molécula de H2. Como H2 tiene un peso de 2, NO pesa 30.

El método propuesto por Cannizaro fue:

Sustancia Peso molecular relativo % de
Oxígeno
Peso relativo de oxígeno en la molécula
Agua 18 89 16
Monóxido de nitrógeno 30 53 16
Monóxido de Carbono 28 57 16
Dióxido de carbono 44 73 32
Oxígeno 32 100 32
Ozono 48 100 48

 

6.1.‑ Isótopos.

Los isótopos son átomos de un mismo elemento pero con distinta masa. Los descubrió F. W. Aston en 1910 cuando demostró que el Ne natural era una mezcla de dos tipos diferentes de átomos, unos que pesaban 20 veces más que el hidrógeno y otros que pesaban 22 veces más.

Todos los elementos naturales son mezclas de isótopos, pero, también se conoce que las proporciones de los isótopos de un elemento en la naturaleza son constantes. Actualmente se conocen más de 300 isótopos.

Cuando se efectúa la medición del peso atómico relativo de un elemento, el valor obtenido es el peso ponderado de los diferentes isótopos que lo forman.

Cuando se escribe el símbolo de un elemento, se indica, en ocasiones, de qué isótopo se trata:

12C = átomo de Carbono de masa atómica relativa 12.

A continuación tienes una tabla en la que te damos los isótopos que poseen algunos elementos con su masa atómica y su abundancia relativa:

Elemento Isótopo Masa* Abundancia relativa Peso atómico
Hidrógeno 1H 1,007825 99,985 1,00797
2H 2,010423 0,015
3H 3,023751 0,000
Boro 10B 10,01293 19,780  10,811
11B 11,00931 80,220
Carbono 12C 12,00000 98,892 12,01115
13C 13,00335 1,117
14C 14,01270 0,000
Nitrógeno 14N 14,00307 99,631 14,0067
15N 15,00011 0,369
Oxígeno 16O 15,99491 99,759 15,9994
17O 16,99884 0,037
18O 17,99726 0,204
Cloro 35Cl 34,96885 75,531 35,453
37Cl  36,96600 24,469

* Datos con relación al C12

Se pensó en cambiar el patrón de medida de masas relativas y a lo largo de la historia ha habido tres definiciones de u.m.a.:

  1. 1 u.m.a. = masa H

  2. 1 u.m.a. = 1/16 masa 16O

  3. 1 u.m.a. = 1/12 masa 12C

Actualmente se define:

  1. Peso atómico: Es el número que indica las veces que un elemento es más pesado que la doceava parte de un átomo de Carbono isótopo 12.

  2. Peso molecular: Es el número que indica las veces que una molécula es más pesada que la doceava parte de un átomo de Carbono isótopo 12.

Vamos a ver con un ejemplo cómo se determinan las masas relativas medias para un elemento como el Carbono:

El Carbono es una mezcla de tres isótopos:

C12 = 12 u.m.as 98'9%
C13 = 13 u.m.as 1'1%
C14 = 14 u.m.as 0'0%

¿Cuál es el peso atómico del Carbono natural?

no hay ningún átomo de C que pese 12'01 u.m.as, es una media ponderada y este es el valor que aparece en la tabla periódica.