La massa atòmica relativa, símbolitzada Ar, és la raó de la massa d'un àtom respecte de la dotzena part de la massa de l'isòtop de carboni 12C. No té unitats.[1][2]
Per a un àtom X la seva massa atòmica relativa Ar(X) es calcula mitjançant el quocient entre la seva massa, ma(X), expressada en qualsevol unitat de massa (g, kg…), i la dotzena part de la massa de l'isòtop 12C, ma(12C), expressada en les mateixes unitats de massa:
Història
El concepte de massa atòmica relativa apareix amb la teoria atòmica del químic anglès John Dalton el 1808 en el seu llibre A New System of Chemical Philosophy.[3] Dalton proposà l'existència dels àtoms, partícules indivisibles i immutables, que són els constituients últims de la matèria; cada element químic té un tipus d'àtom diferent del dels altres i una de les diferències és la seva massa. A causa de la impossibilitat de mesurar aquestes masses dels àtoms pel seu valor extremadament petit, Dalton ideà una nova escala de mesures, assignant a l'àtom més lleuger, l'hidrogen, el valor d'1. És a dir Ar(H) = 1. Les masses de la resta d'àtoms els mesurà en relació a aquest valor patró de l'hidrogen a partir de les proporcions en massa dels diferents elements quan es combinaven amb l'hidrogen. Però el fet d'haver de fer suposicions sobre les proporcions de combinació d'àtoms dugueren a elaborar taules de masses atòmiques relatives errònies, com en el cas de l'oxigen al qual Dalton assignà el valor de 8 basant-se en la suposició que l'hidrogen i l'oxigen es combinaven a l'aigua 1:1, és a dir un oxigen per cada hidrogen.[4]
Després dels treballs inicials de Dalton durant el segle xix es descobriren nous mètodes i teories per esbrinar la proporció de cada element químic en un compost (llei dels volums de combinació de Gay-Lussac (1808), Llei d'Avogadro (1811), llei de Dulong i Petit (1819), llei de l'isomorfisme de Mitscherlich (1819)…) la qual cosa va possibilitar determinar nous valors de masses atòmiques relatives i corregir les errades. El químic suec Jöns Jacob Berzelius millorà els mètodes de determinació de Dalton i canvià de patró, a causa de les limitacions de l'hidrogen per formar combinacions binàries. El 1826 presentà una taula de masses atòmiques relatives on adoptava com a valor de referència la setzena part de la massa atòmica de l'oxigen natural, que formava combinacions binàries amb tots els elements. És a dir Berzelius adoptà Ar(O) = 16.[5]
El químic belga Jean Servais Stas realitzà millores en la determinació de masses atòmiques relatives, entre 1860 i 1865, i fou el primer que assignà nombres no enters a les masses atòmiques dels elements químics. A principis del segle xx, amb la invenció de l'espectròmetre de massa, es determinaren masses atòmiques relatives dels diferents isòtops dels elements químics. Això donà lloc a l'aparició de l'escala física de masses atòmiques relatives basades en l'assignació d'un valor 16 a la massa atòmica relativa de l'isòtop d'oxigen ¹⁶O, és a dir Ar(¹⁶O) = 16. Durant anys coexistiren dues escales, la química de Berzelius i la física, amb petites diferències de valors.[5] Finalment la IUPAC, el 1961, per evitar aquesta confusió adoptà un nou patró, la dotzena part de la massa atòmica de l'isòtop de carboni 12C, és a dir Ar(12C) = 12, que és la vigent en l'actualitat.[4]
Massa atòmica relativa dels elements químics
L'existència d'isòtops, àtoms d'un mateix element químic amb diferent massa a causa de la diferència en el nombre de neutrons al seu nucli, proposada pel químic Frederick Soddy el 1912 i confirmada el 1913 pel físic anglès Joseph John Thomson, donà lloc a l'existència de diferents masses atòmiques relatives per un mateix element químic. Això conduí a haver de canviar la definició de massa atòmica relativa d'un element químic i es definí com la mitjana de la massa atòmica relativa dels seus isòtops ponderada amb la corresponent abundància natural a la Terra.[4]
Per exemple l'element químic liti es troba a la naturalesa en forma de dos isòtops estables:
- El ⁶Li, amb un 7,59% d'abundància natural i massa atòmica relativa 6,015 122 795.
- El 7Li, amb el 92,41% d'abundància natural i massa atòmica relativa 7,016 004 55.[6]
El càlcul de la massa atòmica relativa del liti és:
![{\displaystyle A_{r}(Li)={\frac {\sum [abund{\grave {a}}ncia\cdot A_{r}(^{A}Li)]}{100}}={\frac {7,59\cdot 6,015122795+92,41\cdot 7,01600455}{100}}=6,941(2)}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7fa072a2ad9a7bec8821e8e616f4e339235d10c5)
El valor resultant, 6,941(2) és la massa atòmica relativa del liti i s'acosta més al valor del 7Li, ja que és el més abundant (aproximadament 92 de cada 100 àtoms de liti que es troben a la terra són de 7Li).
Determinació de la massa atòmica relativa
Les masses atòmiques relatives actualment es calculen a partir dels valors de les masses atòmiques mesurades (per a cada isòtop) mitjançant espectrometria de massa que utilitza la desviació magnètica d'ions accelerats en un camp elèctric per a determinar la seva massa absoluta en quilograms. Però la composició isotòpica és molt més difícil de mesurar amb precisió i, a més, està subjecte a variacions entre mostres.[7][8]
Referències
Enllaços externs
Wikiwand in your browser!
Seamless Wikipedia browsing. On steroids.
Every time you click a link to Wikipedia, Wiktionary or Wikiquote in your browser's search results, it will show the modern Wikiwand interface.
Wikiwand extension is a five stars, simple, with minimum permission required to keep your browsing private, safe and transparent.
