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La masa de un átomo es tan pequeña que es difícil medirla con un aparato. Por ejemplo, los protones y los neutrones tienen una masa del orden de 10-27. Eso es la milmillonésima parte de la milmillonésima parte de un kilogramo: ¡Demasiado pequeño para medirlo en una balanza! Sigue leyendo para aprender más sobre la masa de los átomos.
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Equipo de profesores de Masa atómica
Fig. 1: ¡Los átomos son tan pequeños que es difícil medirlos con un aparato!
De acuerdo con la dificultad explicada al principio, los científicos necesitaban una forma más eficaz de medir la masa de un átomo. Por eso, decidieron utilizar la masa de un átomo de carbono-12 como base para medir las masas de todos los demás átomos. Así, definieron la masa atómica relativa del átomo de carbono-12 como 12 y lo calculan todo a partir de ahí.
Esto se conoce como el estándar del carbono-12: si el carbono -12 es 12, para poder compararlo, siempre utilizaremos un doceavo del átomo de carbono-12 para que sea igual a 1.
La masa relativa es la masa de un átomo o molécula comparada con1/12 de un átomo de carbono-12. Esto también se conoce como unidad de masa atómica (u).
En la naturaleza, pueden existir dos átomos iguales pero con diferente número de neutrones:
Cuando los átomos de un mismo elemento tienen un número diferente de neutrones, se denominan isótopos.
La masa de un átomo de un isótopo comparada con 1/12 de la masa del carbono-12 se le llama masa isotópica relativa.
Para calcular la masa isotópica relativa (Ar) los científicos utilizan esta fórmula:
$$A_{r}=\frac{masa\ del\ atomo}{\frac{1}{12}\ de\ la\ masa\ del\ carbono-12}$$
Nota: no usarás esta fórmula en tu examen, pero es bueno que la conozcas.
La masa atómica relativa (RAM o Ar) es la media ponderada de las masas de los isótopos de un elemento comparada con un 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12.
Todos los elementos tienen isótopos, pero algunos isótopos son más abundantes que otros.
En una tabla periódica, el número consignado como masa atómica relativa de un átomo es una media de las masas de los isótopos de un elemento. Esta media incluye un porcentaje de la frecuencia con la que un isótopo aparece en la naturaleza. Esto se llama porcentaje de abundancia.
Veamos el caso de la masa atómica relativa del cloro:
El cloro tiene dos isótopos: cloro-35 y cloro-37. Una cuarta parte del cloro que se encuentra en la naturaleza es cloro-37, y tres cuartas partes son cloro-35.
Puedes calcular la masa atómica relativa mediante esta fórmula:
$$A_{r}=\frac{\Sigma masa\ del\ isotopo\cdot abundancia\ isotopica}{100}$$
Por tanto, la masa atómica relativa del cloro sería
$$A_{rCl}=\frac{(35\cdot 75)+(37\cdot 25)}{100}=35.5$$
Sigma mayúsculo significa "sumatorio", por lo que suman los resultados de la multiplicación de la masa y la abundancia de cada isótopo.
Fig. 2: Isótopos de masa atómica relativa del cloro.
Cuando decimos media ponderada, nos referimos a que se tienen en cuenta las masas de todos los isótopos de ese elemento.
Para calcular la masa atómica en el laboratorio usamos una técnica de medida llamad espectroscopía de masa. Un espectrómetro de masas es el instrumento de medida: ioniza los átomos a cationes y, mediante un campo magnético, los desvía. La distancia desviada es equivalente a la masa atómica.
Sin embargo, como no utilizamos un espectrómetro de masas cada vez que queremos calcular la masa atómica de los elementos, esta queda registrada en la tabla periódica.
Los científicos miden la masa de un átomo en unidades de masa atómica unificada, o 1u. 1u equivale a la 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12. Para poder convertir las unidades atómicas a gramos, hay que usar el número de Avogadro:
$$6.0221415\cdot 10^{23}u=1g$$
La masa de los protones y neutrones es de, aproximadamente, 1u; mientras que la del electrón es mucho más pequeña, ¡es de 1/1840!
| Partícula subatómica | Carga | Masa en unidades de masa atómica |
| Protón | +1 | 1 |
| Neutrón | 0 | 1 |
| Electrón | -1 |
Calcula, en gramos, cuánto pesa un átomo de azufre:
1 molécula de azufre tiene de masa 32,065 u
Entonces:
$$32.065u\cdot \cdot \frac{1g}{6.022\cdot 10^{23}}=5.23\cdot 10^{-23}g$$
La media ponderada de la masa de una molécula respecto a la 1/12 parte de la masa de un átomo de carbono-12 se llama masa molecular relativa (Mr).
Como ejemplo, veamos la molécula CHCl3.
Una muestra media de moléculas de CHCl3 tendrá tanto átomos de cloro-37 como de cloro-35. Esto significa que las masas de las moléculas variarán así:
$$12 + 1 + (3 \cdot 35) = 118 $$
$$12 + 1 + (2 \cdot 35) + 37 = 120$$
$$12 + 1 + 35 + (2 \cdot 37) = 122$$
$$12 + 1 + (3 \cdot 37) = 124$$
Entonces, ¿cuántas de cada una (o la abundancia) de estas moléculas encontramos en una muestra de una sustancia? Calculemos la abundancia de un isótopo en forma de porcentaje.
La masa molecular relativa se refiere a las moléculas con un número fijo de átomos unidos por enlace covalente, incluidos los gases nobles. No incluye las moléculas unidas iónicamente, como el cloruro de sodio (NaCl). Esto se debe a que los compuestos iónicos no tienen solamente un átomo de cloro y de sodio, sino una red de la misma cantidad de sodio que de cloro.
Podemos calcular el Mr sumando las masas relativas de los átomos de una molécula. Por ejemplo, la molécula H2O (de agua) tiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
Puedes calcular su masa molecular así:
$$Mr\ de\ H_{2}O2\cdot 1)+(1\cdot 16) = 2 + 16 = 18$$
Fig.3: Masa atómica del hidrógeno = 1 Masa atómica del oxígeno = 16
Mr no tiene unidad porque medimos las masas comparándolas con la masa del carbono-12. Por tanto, el valor que calculamos no es la masa real de un átomo, sino una medida comparativa.
La masa de fórmula relativa es otra forma de medir la masa de un compuesto. Utiliza el mismo símbolo que la masa molecular relativa: Mr
La masa de fórmula relativa (Mr) es la media ponderada de las masas de una unidad de fórmula comparada con 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12.
Una unidad de fórmula es la fórmula empírica o la fórmula más simple de una sustancia química. Al calcular el Mr debes utilizar la fórmula empírica de la sustancia química.
| Fórmula empírica (La relación de números enteros más sencilla de los elementos) | Fórmula molecular |
| CO2 | CO2 |
| H2O | H2O |
| NO2 | NO2 |
| P2O5 | P4O10 |
Tabla 2 : fórmulas empírica y molecular StudySmarter Originals
Podemos usar la masa de fórmula relativa para encontrar la masa tanto de las sustancias con enlace covalente como de los compuestos iónicos. Los científicos utilizan el término "masa de fórmula relativa", en lugar de "masa molecular relativa", para evitar sugerir que los compuestos iónicos y los iones son moléculas.
Un ion es un átomo que tiene carga. Los aniones tienen carga negativa, al tener más electrones que protones; mientras que los cationes tienen carga positiva, al tener más protones que electrones.
Fig. 4: Iones de sodio y cloro.
Puedes encontrar la masa de fórmula relativa de un compuesto sumando las masas atómicas relativas de los átomos que contiene.
Calcula la masa atómica relativa del NaCl (cloruro de sodio):
$$M_{r} = 23 + 35.5 = 58.5$$
Fig. 5: Masa atómica del sodio y cloro.
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¿Qué son el número atómico y la masa atómica?
Llamamos número atómico al número de protones de un átomo de un elemento. Los números atómicos pueden ayudarte a identificar un elemento.
Por ejemplo, si encuentras que un átomo tiene un número atómico de ocho, puedes concluir que es un átomo de oxígeno.
¡Así que todos los isótopos de un elemento tienen el mismo número atómico! La masa atómica es la media ponderada de las masas de los isótopos de un elemento comparada con un 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12.
¿Cuáles son las medidas atómicas?
Los científicos miden la masa de un átomo en unidades de masa atómica unificada o 1u. 1u equivale a la doceava parte (1/12) de la masa de un átomo de carbono-12. Para poder convertir las unidades atómicas a gramos, hay que utilizar el número de Avogadro:
6,0221415 x 1023 u = 1g
¿Cuál es la masa atómica del carbono?
Los científicos usan la masa de un átomo de carbono-12 como base para medir las masas de todos los demás átomos. Definen la masa atómica relativa del átomo de carbono-12 como 12 y lo calculan todo a partir de ahí. Esto se conoce como el estándar del carbono-12.
¿Cuál es la masa atómica del cloro?
El cloro tiene dos isótopos: cloro-35 y cloro-37. Una cuarta parte del cloro que se encuentra en la naturaleza es cloro-37, y tres cuartas partes son cloro-35.
Para calcular la masa atómica del cloro usamos la fórmula:
Ar = Σ masa isótopo x masa abundancia / 100
Por tanto, la masa atómica relativa del cloro sería:
ArCl = Σ (35 x 75) + (37 x 25) / 100 = 35,5
¿Qué representa la masa atómica y la masa molecular?
La masa atómica es la masa de un átomo mientras que la masa molecular es la masa de una molécula en la que tenemos que tener en cuenta las masas atómicas de todos los átomos que forman el compuesto.
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Lily Hulatt is a Digital Content Specialist with over three years of experience in content strategy and curriculum design. She gained her PhD in English Literature from Durham University in 2022, taught in Durham University’s English Studies Department, and has contributed to a number of publications. Lily specialises in English Literature, English Language, History, and Philosophy.
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Gabriel Freitas is an AI Engineer with a solid experience in software development, machine learning algorithms, and generative AI, including large language models’ (LLMs) applications. Graduated in Electrical Engineering at the University of São Paulo, he is currently pursuing an MSc in Computer Engineering at the University of Campinas, specializing in machine learning topics. Gabriel has a strong background in software engineering and has worked on projects involving computer vision, embedded AI, and LLM applications.
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