Masas atómicas y masas moleculares
Desde la época de Dalton, los químicos han usado escalas relativas de masas atómicas. En un principio, esto era una necesidad, ya que no se disponía de métodos para pesar un átomo. Hoy en día poseemos técnicas sofisticadas para determinar las masas de los átomos con gran precisión.
Sabemos que la masa de un átomo de uranio es 3,9527 • 10-22 g, y que un átomo de hidrógeno tiene una masa de 1,67380 • 10-24 g. No obstante, aún utilizamos una escala relativa de masas atómicas, puesto que es más cómodo.
Es más fácil pensar que un átomo de uranio es, aproximadamente, 238 veces más pesado que un átomo de hidrógeno, que manejar números con más de veinte cifras decimales. Las masas atómicas relativas son proporcionales a las masas reales de los átomos. Se elige un elemento de referencia, se le asigna una masa atómica y todas las demás masas atómicas se expresan en relación con la de referencia.
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| El espectómetro de masas puede utilizarse para determinar las masas y la abundancia relativa de los isótopos. El espectro se registra eléctricamente en forma de gráfica. En un espectrógrafo de masas, el espectro se registra sobre una placa fotográfica. |
En un principio, las masas atómicas se determinaron calculando las cantidades de otros elementos que se combinaban con una cantidad determinada del elemento de referencia para formar un compuesto binario. Fueron utilizados como elementos de referencia el hidrógeno, al que se le asignó una masa atómica de 1, y el oxígeno, al que se le adjudicó una masa atómica de 16.
Actualmente, el elemento de referencia para las masas atómicas es el carbono 12, el isótopo más abundante del carbono, al que se le ha asignado una masa atómica de 12,0000 unidades. Una unidad de masa atómica (u) se define como 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12 y las masas atómicas se expresan en esta unidad.
Por ejemplo, la masa atómica del cloro es de 35,453 u y la masa atómica del calcio es de 40,08 u. Una unidad de masa atómica es igual a 1,6606 • 10-24 g.
Las masas atómicas que se dan en las tablas, y que se utilizan en la mayoría de los cálculos químicos, son masas medias; reflejan la composición de la mezcla de los isótopos de cada elemento que se encuentran en la naturaleza.
Mol. Número de Avogadro. Masa molar
Con mucha frecuencia necesitamos conocer la cantidad de materia que ha intervenido en una reacción química. Unas veces, la medimos en masa, y otras, en volumen, pero con mayor frecuencia la expresamos en moles.
Un mol representa un número definido de partículas o entidades. El mol es una de las unidades fundamentales del SI.
Mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 kg de carbono 12.
En la definición de mol se entiende que se refiere a átomos de carbono 12 no ligados, en reposo y en su estado fundamental.
Cuando se emplea el mol, deben especificarse las entidades elementales que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas o grupos especificados de tales partículas. Tras numerosas experiencias se determinó que el número de entidades elementales contenidas en 0,012 kg de carbono 12 es: 6,022 • 1023. Este número recibe el nombre de número o constante de Avogadro:
En otras palabras, el mol es un número de Avogadro de cualquier cosa. El símbolo más frecuentemente utilizado para los moles es n.
La masa molar, M, de una sustancia es la masa en gramos de un mol de esa sustancia; evidentemente, sus unidades son g/mol. Así:
La masa molar en los átomos (en una terminología en desuso, a esta cantidad se le da el nombre de átomo-gramo) es la masa atómica expresada en g/mol. La masa molar de un compuesto es igual a la masa molecular expresada en g/mol.
Los números que indican la masa molar y la masa molecular coinciden, ya que se eligió como factor de conversión entre u y gramos el inverso del número de Avogadro:
