Massa atòmica

La massa atòmica és la massa d'un àtom, més freqüentment expressada en unitats de massa atòmica unificada. La massa atòmica és usada a voltes incorrectament com un sinònim de massa atòmica relativa, massa atòmica mija i pes atòmic; estos últims diferixen subtilment de la massa atòmica. (La massa atòmica està definida com la massa d'un àtom, que solament pot ser d'un isòtop al mateix temps, i no és un promig ponderat en les abundància dels isòtops.) En el cas de molts elements que tenen un isòtop dominant, la similitut/diferencia numèrica real entre la massa atòmica de l'isòtop més comú i la massa atòmica relativa o pes atòmic estàndart pot ser molt menuda, tal que no afecta a molts càlculs bastos, pero tal error pot ser crític quan es consideren àtoms individuals.

El pes atòmic estàndart es referix a la mija de les masses atòmiques relatives d'un element en el mig local de la corfa terrestre i la atmòsfera terrestre, com està determinat per la Commission on Atomic Weights and Isotopic Abundances (Comissió de Pesos Atòmics i Abundància Isotòpiques) de la IUPAC. Estos valors són els que estan inclosos en una taula periòdica estàndar, i és lo que és més usat per als càlculs ordinaris. S'inclou una incertitut en paréntesis que freqüentment reflectix la variabilitat natural en la distribució isotòpica, en lloc de l'incertitut en la mida. Per als elements sintètics, l'isòtop format depén dels mijos de síntesis, per lo que el concepte d'abundància isotòpica natural no té sentit. En conseqüència, per a elements sintètics, el conteo total de nucleones de l'isòtop més estable (açò és, l'isòtop en la vida mija més llarga) està llistat en paréntesis en el lloc del pes atòmic estàndart. El liti representa un cas únic, a on la abundància natural dels isòtops ha segut pertorbada per les activitats humanes al punt d'afectar l'incertitut en el seu pes atòmic estàndart, inclús en mostres obtingudes de fonts naturals, com els rius.

La massa atòmica relativa és un sinònim para pes atòmic i està cercanamente relacionada en la massa atòmica promig (pero no és un sinònim de massa atòmica), la mija ponderada de les masses atòmiques de tots els àtoms d'un element químic trobats en una mostra particular, ponderats per abundància isotòpica. Açò és usat freqüentment com a sinònim per a pes atòmic relatiu, i este us no és incorrecte, ya que els pesos atòmics estàndart són masses atòmiques relatives, encara que és menys específic. La massa atòmica relativa també es referix a ambients no terrestres i ambients terrestres altament específics que es desvien de la mija o tenen diferents certees (número de sifres significatives) que els pesos atòmics estàndart.

La massa isotòpica relativa és la massa relativa d'un isòtop donat (més específica, qualsevol núclido solament), escalat en el carbono-12 com exactament 12. No hi ha atres núclidos distints al carbono-12 que tinguen exactament un número entero de masses en esta escala. Açò és per dos factors:

1. la diferent massa de neutrons i protones que actuen per a canviar la massa total en els núclidos en relacions protón/neutró distints al cocient 5:1 del carbono-12; i

1. no es trobarà un número exacte si existix una pèrdua/guany de massa i diferent a la energia d'enllaç nuclear relativa a l'energia d'enllaç nuclear mija del carbono-12, no obstant, ya que qualsevol defecte de massa per l'energia d'enllaç nuclear és una fracció menuda (menys del ) comparada en la massa d'un nucleón (inclús menys comparat en la massa mija per nucleón en el carbono-12, que està moderada a fortament unit), i ya que els protones i neutrons diferixen en massa uns d'uns atres per una fracció menuda (aproximadament 2,0014 uma), la pràctica de redonejar la massa atòmica de qualsevol núclido donat o isòtop a l'número entero més propenc, sempre dona l'número entero simple de la suma total de nucleones. El conteo de neutrons pot ser derivat per substracció del número atómico.

Els protones i neutrons del núcleu representen casi tota la massa total dels àtoms, en els electrons i l'energia d'enllaç nuclear fent contribucions menors. Per lo tant, el valor numèric de la massa atòmica quan s'expressa en daltons té casi el mateix valor que l'número . La conversió entre massa en quilograms i massa en daltons es pot fer usant la constant de massa atòmica $m_{\mathrm{u}}=\frac{m({}^{\mathrm{12}}\mathrm{C})}{12}=1\mathrm{D}\mathrm{a}$.

La fòrmula usada per a la conversió és:

$1\mathrm{D}\mathrm{a}=m_{\mathrm{u}}=\frac{M_{\mathrm{u}}}{N_{\mathrm{A}}}=\frac{M{(}^{12}\mathrm{C})}{12N_{\mathrm{A}}}=1.66053906660(50)\times 10^{-27}\mathrm{k}\mathrm{g},$

a on $M_{\mathrm{u}}$ és la constant de massa molar, $N_{\mathrm{A}}$ és la constant de Avogadro i $M{(}^{12}\mathrm{C})$ és la massa molar del carbono-12 determinada experimentalment.

Massa isotòpica relativa

La massa isotòpica relativa (una propietat d'un sol àtom) no deu confondre's en la cantitat promig pes atòmic (vore dalt), que és un promig de valors per a molts àtoms en una mostra donada d'un element químic.

Mentres que la massa atòmica és una massa absoluta, la massa isotòpica relativa és un número adimensional sense unitats. Esta pèrdua d'unitats resulta de l'us d'una relació d'escala sobre un estàndart de carbono-12, i la paraula «relativa» en el terme «massa isotòpica relativa» es referix a esta escala «relativa» al carbono-12.

La massa isotòpica relativa, llavors, és la massa d'un isòtop donat (específicament, qualsevol núclido), quan este valor s'escala per la massa de carbono-12, a on este últim té que ser determinat experimentalment. De manera equivalent, la massa isotòpica relativa d'un isòtop o nucleido és la massa de l'isòtop relativa a 1/12 de la massa d'un àtom de carbono-12.

Per eixemple, la massa isotòpica relativa d'un àtom de carbono-12 és exactament 12. En comparació, la massa atòmica d'un àtom de carbono-12 és exactament 12 daltons. Alternativament, la massa atòmica d'un àtom de carbono-12 pot expressar-se en qualsevol atra unitat de massa: per eixemple, la massa atòmica d'un àtom de carbono-12 és 1,99264687992(60)×10⁻²⁶ kg.

Com és el cas de la «massa atòmica» relacionada quan s'expressa en daltons, els número isotòpics relatius de nucleidos distints del carbono-12 no són número entero, pero sempre estan prop dels número entero. Açò es discutix completament a continuació.

Defectes de massa en masses atòmiques

Energia d'enllaç per núcleu d'isòtops.

La cantitat que les masses atòmiques es desvien de la seua número és com seguix: la desviació escomença, positiva en el hidrogen-1, disminuint fins a alcançar un mínim en el ferro-56, ferro-58 i níquel-62, després aumenta a valors positius en els isòtops més pesats, conforme aumenta l'número atómico. Açò correspon a lo següent: la fissió nuclear en un element més pesat que el ferro produïx energia, i la fissió de qualsevol element més llauger que el ferro requerix energia. Lo opost és verdader per a les reaccions de fusió nuclear: la fusió en els elements més llaugers que el ferro produïx energia, i la fusió en els elements més pesats que el ferro requerix energia. La fusió de dos àtoms de ⁴He produir berili-8 requeriria energia, i el berili es desmoronaría ràpidament de nou. ⁴He pot fusionar-se en triti (³H) o with ³He; estos processos varen ocórrer durant la nucleosíntesis del Big Bang. La formació d'elements en més de sèt nucleones requerix la fusió de tres àtoms de ⁴He en el procés triple alfa, ometent liti, berili i bor per a produir carbono-12.

Ací hi ha alguns valors de la relació entre la massa atòmica i l'número:

Nucleido	Relació de massa atòmica a número
1H	1,007825031898(14)
2H	1,0070508889220(75)
3H	1,005349760440(27)
3He	1,005343107322(20)
4He	1,000650813533(40)
6Li	1,00252048124(26)
12C	1
14N	1,000219571732(17)
16O	0,999682163704(20)
56Fe	0,9988381346(51)
210Po	0,9999184461(59)
232Th	1,0001640242(66)
238O	1,0002133905(67)