Química General, 2000 - Victor Manuel Ramírez

QUÍMICA GENERAL
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Figura 2.25
La masa atómica se define como la cantidad de materia
contenida en los átomos de los elementos.
Unidades químicas
Átomo-gramo.
Ejemplos: un átomo gramo de sodio (Na) pesa 23 g y contiene 6.023 3 10 23 átomos
de sodio. Un átomo gramo de carbono pesa 12 g y contiene 6.023 3 10 23 átomos de
carbono.
Molécula-gramo.
3 10 23
moléculas del mismo. Un mol de agua (H 2 3 10 23 moléculas
de la misma. Un mol de azufre (S) pesa 32 g y contiene 6.023 3 10 23 átomos
del mismo.
Masas atómicas relativas
La masa, o el peso de la mayoría de los objetos, se mide tomando como unidad el
kilogramo. Así las cantidades que resultan de esta medición son manejables, es
decir, no son muy grandes ni muy pequeñas. Pero, ¿cómo utilizar el kilogramo para
pesar cosas tan minúsculas como los átomos? Resultarían cifras extraordinariamente
pequeñas.
John Dalton estableció en sus postulados que cada átomo tiene un peso o masa
propio y distinto al de otros átomos. Para determinar esa masa se escogió en forma
relativa al átomo más ligero, que resultó ser el átomo de hidrógeno,
y se le asignó el valor 1. Así, si un elemento tiene una
masa de 40, quiere decir que sus átomos tienen una masa 40
veces mayor que la del átomo de hidrógeno. A este concepto se
le conoce apropiadamente como masa atómica relativa, aunque
de manera usual se le llama peso atómico.
Partiendo de lo anterior, Dalton estableció una tabla de masas
atómicas que incluía a la mayor parte de los elementos entonces
conocidos. En esta tabla, la masa atómica del hidrógeno
era 1; la del nitrógeno, 5; la del carbono, 5.4; la del oxígeno, 7; la
del fósforo, 9; la del azufre, 13; la del magnesio, 20; la del hierro,
50; la del oro, 190, entre otras. Sin embargo, Dalton cometió
un error fundamental al determinar tales valores: supuso, en
más casos de los debidos, que los átomos se combinaban en la
proporción 1 a 1. A pesar de esto, la tabla de Dalton constituyó
la base para designar la masa atómica de los elementos. Sólo
muchos años después, en lugar de tomar como referencia al
hidrógeno, se seleccionó al oxígeno para establecer las masas
atómicas.
Actualmente, por razones de precisión, para determinar las
masas atómicas de los elementos se toma como base el carbono
12 (el isótopo más abundante de carbono), al que se le asigna un valor exacto
de 12. Esto quiere decir que la unidad corresponde a la doceava parte de la masa de
dicho átomo.
1 m (carbono 12) 5 1 uma
12
(uma 5 unidad de masa atómica)
Tomando este valor, el hidrógeno tiene entonces una masa atómica relativa (peso
atómico) de 1.00797, es decir, casi igual a la que se le asignó antiguamente.
A continuación se presenta la masa atómica relativa de algunos elementos.