Unidad de masa atómica

Cuando en el siglo pasado los químicos comenzaron a calcular las masas atómicas, se encontraron con el problema de utilizar una unidad de medida que fuera apropiada para valores tan pequeños en comparación con las unidades habituales (gramos y kilogramos). Por esta razón definieron la unidad de masa atómica como la masa de un átomo de hidrógeno, por ser éste el más simple de todos al estar formado por un único protón en el núcleo y un electrón, también único, en la corteza. Su razonamiento era sencillo: Puesto que todos los átomos conocidos tienen en su núcleo determinada cantidad de protones y neutrones, todos ellos tendrían masas atómicas que serían múltiplos enteros de la masa del átomo de hidrógeno: Cuatro para el helio, doce para el carbono, dieciséis para el oxígeno..

La realidad no es tan sencilla. En primer lugar, la masa de un protón y la de un neutrón no es exactamente la misma, y además los electrones también tienen una pequeña aportación a la masa total del átomo. Por otro lado existe la cuestión de los isótopos. Un mismo elemento químico se puede presentar con masas atómicas diferentes debido a una variación del número de neutrones. Puesto que en la naturaleza lo que se obtiene en la práctica es una mezcla de los distintos isótopos, la masa atómica resultante es el valor medio proporcional a la abundancia de estos isótopos, lo que hace que las mediciones experimentales no den números exactos.

Actualmente, y por razones demasiado complejas para ser explicadas aquí, se define la unidad de masa atómica como la doceava parte de la masa del isótopo más abundante del carbono (el carbono-12), que viene a coincidir de forma aproximada, aunque no exactamente, con la masa del átomo de hidrógeno que fue tomada inicialmente como patrón. Claro está que, por las razones expuestas, la masa atómica real de un átomo cualquiera no coincide con un valor entero, sino fraccionario, aunque para los cálculos más habituales se suele redondear.

Para poder relacionar de forma sencilla el peso de un átomo en unidades de masa atómica con el peso en gramos de un elemento químico o compuesto determinado, se introdujo el concepto de mol, que hace coincidir el valor numérico de ambos; es decir, si un átomo de carbono pesa 12 unidades de masa atómica, un mol (átomo gramo en general, al tratarse de un elemento químico puro, puesto que el nombre de mol se reserva para los compuestos, aunque el concepto es idéntico) de carbono pesa 12 gramos. El factor de oporcionalidad entre ambos, necesario para que se produzca esa equivalencia, es el número de Avogadro

© José Carlos Canalda,
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