Massa atòmica relativa

Archiu:Caps block 0 2013 - Peso Atómico del Cobre (29, Cu).svg

Eixemple per a una mostra de coure (orige: vàries menas). Té dos isòtops presents: coure-63 (62.93 o) i coure-65 (64.93 o), en distintes proporcions. Per a determinar la massa atòmica relativa (A_r) de l'element en esta mostra, n'hi ha prou en calcular la mija ponderada dels pesos de cada isòtop considerant la seua abundància (%), i despuix dividir-ho pel pes unitari de el ¹²C.
Nota: En este cas, s'han utilisat valors procedents de la CIAAW, redonejats per a simplificar la presentació.

La massa atòmica relativa (símbol: A_r), anteriorment coneguda com a pes atòmic, és una magnitut física adimensional, definida com la raó del promig de les masses dels àtoms d'un element (d'una mostra donada o font) sobre la doceava part de la massa d'un àtom de carbono-12 (coneguda com una unitat de massa atòmica unificada).

El concepte s'utilisa generalment sense major calificació per a referir-se al pes atòmic estàndart, que a intervals regulars publica la Comissió sobre Abundància d'Isòtops i Pesos Atòmics de l'IUPAC. Es pretén que siguen aplicables a materials de laboratoris normals.

Consideracions generals

No deu oblidar-se que la majoria dels elements presenten distintes formes isotòpiques (en masses atòmiques diferents), per lo que a efectes pràctics de quantificar en la precisió necessària els components d'una gran varietat de reaccions químiques, és necessari determinar en exactitut el pes atòmic de cada element tenint en conte la proporció presente dels citats isòtops. Açò explica que es tracte de sifres decimals (al contrari que els número atómico, que són sifres sanceres), i que en ocasions es faciliten en forma d'intervals (valor mínim i valor màxim), ya que en funció de la procedència de l'element, la seua composició isotòpica pot variar sensiblement.

Els valors d'estos pesos atòmics estàndarts estan reimpresos en una àmplia varietat de llibres de text, catàlecs comercials, pòsters, etc. Per a descriure esta cantitat física es pot usar també l'expressió «massa atòmica relativa». Des de per lo manco 1860 i fins a la década de 1960, l'us continuat de la locució ha suscitat una controvèrsia considerable (vore més alvance).

Càlcul: Per a cada forma isotòpica d'un àtom:

Per a cada àtom d'un isòtop ^AX d'un element químic dau, el seu pes atòmic relatiu A_r(^AX) es calcula realisant el cocient entre el seu pes, m_a(X), expressat en qualsevol unitat de massa (g, kg, etc.), i la doceava part del pes d'un àtom de l'isòtop ¹²C, m_a(¹²C), expressada en la mateixa unitat:

$A_r{(}^{A}X)=\frac{m_a{(}^{A}X)}{m_a{(}^{12}C)/12}$

Per a cada element químic:

Per a un element químic dau I, el seu pes atòmic relatiu A_r(I) s'obté a partir de la mija dels pesos relatius dels seus distints isòtops $A_r(X)$ ponderats per l'abundància relativa percentual de cada u:

$A_r(Y)=\frac{\sum [abundancia\cdot A_r{(}^{A}X)]}{100}$

A diferència de les masses atòmiques (les masses dels àtoms individuals), els pesos atòmics no són constants físiques. Varien d'una mostra a una atra. No obstant, en mostres «normals» són suficientment constants per a ser d'importància fonamental en química. No es deu confondre al pes atòmic en la massa molecular.

Definició

La definició IUPAC del pes atòmic és:

En la definició, emfàticament s'especifica «un pes atòmic…», ya que, segons siga la font, un element té diferents pesos atòmics. Per eixemple, pel seu diferent composició isotòpica, el bor de Turquia té un pes atòmic menor que el bor de Califòrnia. No obstant, donats el cost i les dificultats del anàlisis isotòpic, és usual l'us de valors tabulados de pesos atòmics estàndarts, que són ubics en els laboratoris químics.

En 1960 es va introduir una unitat denominada unitat de massa atòmica, definida com 1/12 de la massa del carbono 12. Es representa en el símbol o; d'esta manera, ¹²C = 12o. La taula dels pesos atòmics relatius es basa ara en la massa atòmica de ¹²C = 12.

Aixina mateix, la massa molar d'una molècula és la massa d'un mol d'eixes molècules (les seues unitats en química són g/mol), s'obté multiplicant la massa atòmica relativa per la constant de massa molar. Per definició un mol és el número d'àtoms que estan continguts en exactament 12 grams de carbono de massa isotòpica 12 (¹²C). A este número se li denomina número de Avogadro. El valor més exacte que es coneix fins ara d'ell és 6,0221367 × 10²³.