Page 106 - Quimica - Undécima Edición

76 CAPÍTULO 3 Relaciones de masa en las reacciones químicas

n este capítulo estudiaremos las masas de los átomos y de las moléculas y lo que les ocurre
Ecuando se realizan cambios químicos. El análisis se basará en la ley de la conservación de la
masa.

3.1 Masa atómica

Haremos uso de lo aprendido acerca de la estructura y las fórmulas químicas para estudiar
las relaciones de masa de los átomos y las moléculas. Estas relaciones ayudarán a su vez
a explicar la composición de los compuestos y la manera como se efectúan los cambios
de composición.
En la sección 3.4 se describe un mé- La masa atómica depende del número de electrones, protones y neutrones que contiene.
todo para determinar la masa atómica. El conocimiento de la masa de un átomo es importante para el trabajo en el laboratorio. Sin
embargo, los átomos son partículas extremadamente pequeñas, ¡incluso la partícula más
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pequeña de polvo que puede apreciarse a simple vista contiene 1 3 10 átomos! Obviamente
no es posible pesar un solo átomo, pero existen métodos experimentales para determinar su
masa en relación con la de otro. El primer paso consiste en asignar un valor a la masa de
un átomo de un elemento determinado para utilizarlo como referencia.
La unidad de masa atómica también Por acuerdo internacional, la masa atómica (algunas veces conocida como peso ató-
recibe el nombre de un dalton. mico) es la masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma). Una unidad de masa
atómica se defi ne como una masa exactamente igual a un doceavo de la masa de un
átomo de carbono-12. El carbono-12 es el isótopo del carbono que tiene seis protones y
seis neutrones. Al fi jar la masa del carbono-12 como 12 uma, se tiene el átomo que se
utiliza como referencia para medir la masa atómica de los demás elementos. Por ejemplo,
ciertos experimentos han demostrado que, en promedio, un átomo de hidrógeno tiene sólo
8.400% de la masa del átomo de carbono-12. De modo que si la masa de un átomo de
carbono-12 es exactamente de 12 uma, la masa atómica del hidrógeno debe ser de 0.08400
3 12 uma, es decir, 1.008 uma. Con cálculos semejantes se demuestra que la masa ató-
mica del oxígeno es de 16.00 uma y que la del hierro es de 55.85 uma. Aunque no se
conoce la masa promedio de un átomo de hierro, se sabe que es alrededor de 56 veces
mayor que la masa de un átomo de hidrógeno.

Masa atómica promedio
Cuando usted busca la masa atómica del carbono en una tabla periódica, como la que
aparece en páginas fi nales de este libro, encontrará que su valor no es de 12.00 uma, sino
6 Número de 12.01 uma. La razón de esta diferencia es que la mayor parte de los elementos de
atómico
C origen natural (incluido el carbono) tienen más de un isótopo. Esto signifi ca que al medir
la masa atómica de un elemento, por lo general se debe establecer la masa promedio
12.01 Masa de la mezcla natural de los isótopos. Por ejemplo, la abundancia natural del carbono-12
atómica
y del carbono-13 es de 98.90 y 1.10%, respectivamente. Se ha determinado que la masa
atómica del carbono-13 es de 13.00335 uma. Así, la masa atómica promedio del carbono
13 C se calcula como sigue:
12
C 1.10%
98.90% masa atómica promedio
del carbono natural 5 (0.9890)(12 uma) 1 (0.0110)(13.00335 uma)
5 12.01 uma

Observe que en cálculos que incluyen porcentajes es necesario convertir los porcentajes a
fracciones. Por ejemplo, 98.90% se transforma en 98.90/100 o 0.9890. Debido a que en
el carbono natural hay muchos más átomos de carbono-12 que de carbono-13, la masa
atómica promedio se acerca más a 12 uma que a 13 uma.
Es importante entender que cuando se dice que la masa atómica del carbono es de
12.01 uma, se hace referencia a un valor promedio. Si los átomos de carbono se pudieran
examinar en forma individual, se encontrarían átomos con masa atómica de exactamente
Abundancias naturales de los isó- 12 uma o bien de 13.00335 uma, pero ninguno de 12.01 uma. El siguiente ejemplo mues-
13
12
topos C y C. tra la forma en que se calcula la masa atómica promedio de un elemento.