Química I
Preparatoria
Isótopos
Debido a estos descubrimientos, a los átomos de un mismo elemento que
tienen igual número de protones y electrones (igual número atómico), pero
diferente número de neutrones (difieren en su masa atómica), se les dio el
nombre de isótopos.
La existencia de isótopos de un mismo elemento trajo una complicación,
¿cómo determinar la masa atómica de un elemento que posee isótopos?
Para resolver este problema, los científicos calcularon la masa atómica
promedio a partir de la abundancia natural de sus isótopos. Por ejemplo,
del cloro se conocen dos isótopos, uno con número de masa 35 (cloro 35) y
con una abundancia de 75.4%, y otro con número de masa 37 (cloro 37) y
24.6% de abundancia, por lo que su masa atómica promedio es de 35.492
uma, es decir: la masa atómica de un elemento es “un promedio ponderado
de las masas de todos los isótopos naturales del elemento”.
Generalmente, a la masa atómica se le conoce también como peso atómico
y se calcula como:
Como ya se dijo anteriormente, la masa de un átomo depende de la
cantidad de neutrones y protones que contiene. La suma de protones y
neutrones siempre es un número entero (no puede haber fracciones de
protones ni neutrones).
Por acuerdo internacional, se considera que un átomo del isótopo de
carbono que tiene 6 protones y 6 neutrones (llamado “carbono 12”) presenta
una masa exactamente de 12 unidades de masa atómica.
Este átomo de carbono 12 sirve como patrón, de modo que una unidad de
masa atómica, se define como una masa exactamente igual a 1/12 de la masa
del átomo de carbono 12. 1 uma es aproximadamente la masa de un protón
o de un neutrón. Las masas relativas de todos los demás átomos se
determinaron por comparación con este patrón. Se ha demostrado
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