¿Qué es la masa atómica promedio?
La masa atómica promedio (también conocida como peso atómico) de un elemento es la media ponderada de las masas de todos sus isótopos naturales. Como los isótopos de un mismo elemento se diferencian en el número de neutrones, tienen masas distintas. El valor que aparece en la tabla periódica refleja la proporción en la que existe cada isótopo en la naturaleza, ponderada según su abundancia relativa.
Cómo usar esta calculadora
Introduce la masa (en unidades de masa atómica, uma) y el porcentaje de abundancia natural de cada isótopo del elemento. Puedes añadir hasta tres isótopos; deja en blanco las filas que no necesites. Las abundancias deberían sumar aproximadamente el 100 %. Pulsa calcular para obtener la masa atómica promedio del elemento.
La fórmula explicada
La masa atómica promedio se calcula así:
$$\text{Masa atómica promedio} = \sum (\text{Masa del isótopo} \times \text{Abundancia fraccionaria})$$
Aquí, la abundancia fraccionaria es el porcentaje de abundancia dividido entre 100. Es decir, para cada isótopo multiplicas su masa por su abundancia en forma decimal y luego sumas todos los productos. El resultado es una única media ponderada que representa al elemento tal y como se encuentra en la naturaleza.
Ejemplo resuelto: el cloro
El cloro tiene dos isótopos estables. El cloro-35 tiene una masa de 34,96885 uma con un 75,77 % de abundancia, y el cloro-37 tiene una masa de 36,96590 uma con un 24,23 % de abundancia.
$$(34{,}96885 \times 0{,}7577) + (36{,}96590 \times 0{,}2423) = 26{,}4959 + 8{,}9568 = 35{,}4527 \text{ uma}.$$
Este valor coincide con los aproximadamente 35,45 uma que figuran para el cloro en la tabla periódica.
Masas isotópicas y abundancias naturales de elementos comunes
Los valores a continuación son las masas isotópicas estándar (en unidades de masa atómica unificada, u) y las abundancias porcentuales representativas naturales publicadas por IUPAC/CIAAW. Las abundancias varían ligeramente entre muestras terrestres, por lo que las cifras mostradas son valores representativos ampliamente utilizados. Se enumeran todos los isótopos estables de cada elemento; las abundancias de los isótopos de un elemento suman el 100%.
| Elemento | Isótopo | Masa isotópica (u) | Abundancia (%) |
|---|---|---|---|
| Hidrógeno | ¹H | 1.007825 | 99.9885 |
| ²H (D) | 2.014102 | 0.0115 | |
| Boro | ¹⁰B | 10.012937 | 19.9 |
| ¹¹B | 11.009305 | 80.1 | |
| Carbono | ¹²C | 12.000000 | 98.93 |
| ¹³C | 13.003355 | 1.07 | |
| Magnesio | ²⁴Mg | 23.985042 | 78.99 |
| ²⁵Mg | 24.985837 | 10.00 | |
| ²⁶Mg | 25.982593 | 11.01 | |
| Silicio | ²⁸Si | 27.976927 | 92.23 |
| ²⁹Si | 28.976495 | 4.68 | |
| ³⁰Si | 29.973770 | 3.09 | |
| Cloro | ³⁵Cl | 34.968853 | 75.76 |
| ³⁷Cl | 36.965903 | 24.24 | |
| Cobre | ⁶³Cu | 62.929598 | 69.15 |
| ⁶⁵Cu | 64.927790 | 30.85 | |
| Bromo | ⁷⁹Br | 78.918338 | 50.69 |
| ⁸¹Br | 80.916290 | 49.31 |
Términos clave y definiciones
- Isótopo
- Átomos del mismo elemento (mismo número de protones) que difieren en su número de neutrones y, por lo tanto, en masa. Por ejemplo, ³⁵Cl y ³⁷Cl son ambos cloro.
- Número másico (A)
- El recuento total de protones más neutrones en un núcleo, escrito como el superíndice en un símbolo de nucleido (por ejemplo, el 12 en ¹²C). Es un número entero y etiqueta el isótopo.
- Unidad de masa atómica (amu, u, o Dalton)
- La unidad estándar para masas a escala atómica, definida como exactamente 1/12 la masa de un átomo neutral de ¹²C. 1 u ≈ 1.66054 × 10⁻²⁴ g. Los símbolos amu, u y Da (Dalton) se refieren a la misma unidad.
- Masa isotópica
- La masa realmente medida de un único isótopo expresada en u. Es cercana a, pero no exactamente igual a, el número másico debido a la energía de enlace nuclear y la diferencia de masa protón/neutrón (por ejemplo, ¹¹B tiene una masa isotópica de 11.0093 u).
- Abundancia porcentual
- La fracción de átomos de un elemento que son un isótopo dado, expresada como porcentaje (0–100%). Las abundancias de todos los isótopos de un elemento suman el 100%.
- Abundancia fraccional
- La misma cantidad escrita como fracción decimal (0–1) en lugar de porcentaje, simplemente la abundancia porcentual dividida por 100. El uso de abundancias fraccionales permite tomar la suma ponderada directamente sin dividir por 100.
- Masa atómica promedio (peso atómico)
- La media ponderada por abundancia de las masas isotópicas de un elemento, en u. Este es el valor impreso en la tabla periódica y utilizado como masa molar (g/mol) en cálculos de moles. Se calcula como \(\bar{M} = \sum (\text{masa isotópica} \times \text{abundancia fraccional})\).
Preguntas frecuentes
¿Por qué el promedio no es un número entero? Como se trata de una media ponderada de isótopos con distintas abundancias, el resultado rara vez es un número entero exacto.
¿Las abundancias tienen que sumar 100 %? Sí: las abundancias naturales de todos los isótopos de un elemento deberían sumar el 100 %. Pequeñas diferencias por redondeo no son problema.
¿En qué unidades se expresa el resultado? En unidades de masa atómica (uma), también escritas como u o daltons.
