Masa atómica
Masa atómica (También denominado Peso Atómico, aunque esta denominación es incorrecta, ya que la masa es propiedad del cuerpo y el peso depende de la gravedad) Masa de un átomo correspondiente a un determinado elemento químico). Se suele utilizar la uma (u) como unidad de medida. Donde u.m.a son siglas que significan "unidad de masa atómica". Esta unidad también suele denominarse Dalton (Da) en honor al químico inglés John Dalton.
Equivale a una doceava parte de la masa del núcleo del isótopo más abundante del carbono, el carbono-12. Se corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un átomo de hidrógeno). Se abrevia como "uma", aunque también puede encontrarse por su acrónimo inglés "amu" (Atomic Mass Unit). De todas formas, el símbolo recomendado es simplemente "u".
Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos, lo que explica la no correspondencia entre la masa atómica en umas, de un elemento, y el número de nucleones que alberga el núcleo de su isótopo más común.
En cambio, la masa atómica de un isótopo sí coincide aproximadamente con la masa de sus nucleones. Esta diferencia es debida a que los elementos no están formados por un solo isótopo si no por una mezcla con unas ciertas abundancias para cada uno de ellos. Mientras que cuando medimos la masa de un isótopo en concreto no tenemos en cuenta las abundancias. De todas formas ni siquiera la masa atómica de los isótopos equivale a la suma de las masas de los nucleones. Esto es debido al defecto de masa.
Ejemplo: Para calcular la masa atómica del litio haremos lo siguiente:
El litio consta de dos isótopos estables el Li-6 (7,59%) y el Li-7 (92,41%).
Así pues los cálculos serán como siguen:
El valor resultante, como era de esperar, está entre los dos anteriores aunque más cerca del Li-7, más abundante.
Historia de la masa atómica
En las reacciones químicas tiene lugar una interacción entre átomos, para evitar trabajar con masas muy pequeñas se recurrió a establecer una masa relativa.
En un principió se le asignó al hidrógeno un uma de masa, y se le utilizó como patrón para calcular las masas atómicas de los demás elementos mediante la hipótesis de Avogadro (el mismo volumen de dos gases distintos en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas).
Sin embargo, como se obtenían masas moleculares no enteras para muchos gases y debido a la dificultad que conlleva el manejo de hidrógeno, se decidió elegir otro elemento como patrón para calcular los demás.
Se eligió el oxígeno como nuevo elemento de referencia y se le asignó una masa de 16 uma.
En 1961 la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) adoptó como nuevo patrón el isótopo de carbono más común, el carbono 12, y se le asignó una masa atómica de 12 uma.
En la actualidad el patrón sigue siendo el carbono 12, y la masa atómica del resto de los elementos se calcula en relación a este.