Los átomos son partículas extremadamente pequeñas. Entonces ¿Cómo es posible describir a los átomos tal que podemos distinguir entre átomos de diferentes elementos? Afortunadamente existen métodos experimentales que permiten determinar las masas relativas de los átomos.
Cuando se comparan las masas de los átomos de un mismo elemento, resulta que no todos tienen la misma masa, pues como ya sabemos, los átomos pueden ser isótopos.
Estudios profundos de los elementos que se encuentran en la naturaleza han demostrado que el porcentaje de cada isótopo de un elemento determinado es esencialmente constante. Por ejemplo, los isótopos del elemento cloro (Cl) se encuentran en las siguientes proporciones: 75.53% es cloro 35 y 24.47% es cloro 37. No importa la cantidad de cloro que estemos analizando, los isótopos siempre se presentarán en las mismas proporciones, esto pasa con los isótopos de todos los elementos.
Posteriormente, podemos usar la masa y el porcentaje de abundancia de cada isótopo para calcular la masa promedio de un átomo de cloro.
La masa promedio de un átomo de un determinado elemento se llama peso atómico, y se mide en unidades uma (unidad de masa atómica). Para un elemento que no tenga isótopos, el peso atómico es la masa de un átomo del elemento, pero para un elemento con isótopos, el peso atómico expresa la masa promedio de un átomo del elemento considerando la contribución de cada isótopo.
¿Cómo se calculan los pesos atómicos?
El peso atómico de un elemento se obtiene usando las masas de los isótopos y los porcentajes de contribución de los mismos. Conociendo estos datos, usamos la siguiente formula.
La formula anterior podemos traducirla de la siguiente manera: El peso atómico promedio de un elemento es igual al producto de la masa del isótopo 1 por el cociente del porcentaje de contribución del isótopo 1 sobre cien, mas el producto de la masa del isótopo 2 por el cociente del porcentaje de contribución del isótopo 2 entre cien (seguimos el mismo patrón dependiendo de la cantidad de isótopos que tenga el elemento).
Pongamos un ejemplo.
Calcular el peso promedio de un átomo de cloro si sabemos que, el cloro 35 cuya masa es 34.97 uma contribuye con 75.53% de su masa al peso atómico, y el cloro 37 cuya masa es 36.96 uma contribuye con 24.47% de su masa.
Solución: por sustitución directa en la fórmula anterior obtendríamos:
Nota: los pesos atómicos podemos obtenerlos de la tabla periódica que publique en la entrada anterior, sin embargo es importante saber como se obtuvieron.
El mol.
El mol es una magnitud que forma parte del SI, y sirve para medir la cantidad de átomos o moléculas (más adelante veremos que es una molécula) que hay en una determinada muestra.
Cuando nosotros nos referimos a una docena de huevos, sabemos que estamos hablando de 12 huevos. Algo similar pasa con el mol. Cuando nosotros nos referimos por ejemplo a un mol de carbono (C), estamos hablando de 602 000 000 000 000 000 000 000 átomos de carbono. Cuando nos referimos a un mol de hierro (Fe), estamos hablando de 602 000 000 000 000 000 000 000 átomos de hierro. Cuando nos referimos a un mol de manzanas, estamos hablando de 602 000 000 000 000 000 000 000 manzanas
Al número 602 000 000 000 000 000 000 000 se le conoce como número de Avogadro (en honor al químico Amadeo Avogadro). Este numero es tan grande que se recomienda usarlo expresándolo en notación científica:
Masa molar.
Los químicos han demostrado experimentalmente que podemos calcular el número de átomos que hay en la muestra de un elemento si, la masa de la muestra del elemento corresponde en gramos con su peso atómico. Por ejemplo.
El peso atómico del carbono es de 12 uma, para corresponderlo en gramos simplemente cambiamos las unidades uma por unidades de gramos y quedaría como 12 g. A su vez, 12 g de carbono equivalen a 1 mol de carbono, es decir, en 12 g de carbono hay 602 000 000 000 000 000 000 000 átomos de carbono.
Del párrafo anterior podemos obtener las siguientes igualdades, que mas adelante nos servirán para obtener factores de conversión:
A la expresión 12g / 1 mol C se le conoce como masa molar.
Pongamos otro ejemplo, determinemos la masa molar del oxígeno.
El peso atómico del oxígeno (O) son 16 uma, por lo tanto; 16 g de oxígeno equivalen a 1 mol de oxígeno.
De lo anterior podemos concluir que en 16 g de oxígeno hay 602 000 000 000 000 000 000 000 átomos de oxígeno, por lo tanto la masa molar del oxígeno seria:
A continuación se citan las masas molares del carbono (C), oxígeno (O), hidrógeno (H) y hierro (Fe).
Cuando necesites una masa molar, simplemente consulta los pesos atómicos en la tabla periódica que publique en la entrada anterior.
Masa molar como factor de conversión.
Si 12 g de carbono equivalen a 1 mol, entonces 24 g son 2 moles, y 36 g son 3 moles, eso lo podemos intuir fácilmente pero, ¿A cuántos moles equivalen por ejemplo 17.2 g?
Para responder a la pregunta anterior debemos saber que podemos usar las masas molares como factor de conversión. Ya sea para hallar una cantidad molar dada una cantidad en gramos o viceversa, para hallar la cantidad de gramos dada una cantidad molar. Pongamos un par de ejemplos.
¿Cuantos moles de átomos hay en 17.2 g de carbono?
Solución: la masa molar del carbono es la siguiente:
Invertimos la masa molar del carbono para que a la hora de multiplicar los gramos se "cancelen" y nos queden solo los moles.
Si queremos obtener la cantidad de átomos de carbono, simplemente multiplicamos la cantidad de moles por el número de Avogadro (utilizamos la igualdad que hay entre el numero de Avogadro y moles 6.02 x 10²³ = 1 mol para construir un factor de conversión y poder "cancelar" los moles).
¿Cual es la masa en gramos y la cantidad de átomos que hay en 295 moles de aluminio?
Solución: para encontrar la cantidad de átomos simplemente multiplicamos la cantidad de moles por el número de Avogadro (utilizamos la igualdad que hay entre el numero de Avogadro y moles 6.02 x 10²³ = 1 mol para construir un factor de conversión y poder "cancelar" los moles).
Luego, para hallar la cantidad de gramos, usamos la masa molar del aluminio como factor de conversión (esta vez no invertimos la masa molar, ya que nos interesa "cancelar" los moles).
