¿A qué unidad de masa atómica te refieres? Hay / fueron 3:
- unidad de masa atómica de los químicos;
- unidad de masa atómica del físico;
- Unidad unificada de masa atómica.
A principios del siglo XIX, las leyes de proporciones definidas y de múltiples proporciones llevaron a los químicos a darse cuenta de que se podrían establecer relaciones significativas de masas entre elementos químicos para describir cuánta masa de un elemento reaccionaría con cuánta masa de otro elemento. Más comúnmente en la década de 1800, el hidrógeno se usó como base para estas relaciones, definiéndose como 1 (u ocasionalmente 2) para que todas las otras relaciones entre los elementos pudieran convertirse en números ordinarios asociados con elementos individuales. Algunas personas sugirieron que otros elementos serían mejores, siendo el oxígeno la alternativa más comúnmente sugerida por una variedad de razones. La primera reunión del Comité Internacional sobre Pesos Atómicos ocurrió en 1903 y el informe inicial incluyó valores para los elementos químicos conocidos en ese momento utilizando tanto la escala H = 1 fuertemente favorecida por los químicos como la escala O = 16 favorecida por los físicos; después de eso se dejó caer la escala H = 1. Los químicos finalmente cedieron cuando el Comité Internacional de Pesos Atómicos se unió a la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada y rechazó la solicitud de la IUPAC de que ICAW volviera a usar la escala H = 1. (Ese grupo responsable de asignar pesos atómicos y evaluar las abundancias isotópicas ahora se denomina Comisión IUPAC de Abundancias Isotópicas y Pesos Atómicos (CIAAW)).
En 1929, WF Giaugue y HL Johnson informaron sobre el descubrimiento de que el oxígeno tenía isótopos, en particular ¹⁷O y ¹⁸O además del mucho más común ¹⁶O. Debido a que a los químicos les gustaba referirse a elementos que realmente les gustaba usar en experimentos (oxígeno natural en este caso con su mezcla de isótopos) y a los físicos les gustaba asignar valores distintos a entidades distintas con valores diferentes y no depender de la consistencia de una mezcla, los químicos decidieron aplicar el valor exacto de 16 al oxígeno como un elemento con su mezcla natural de isótopos terrestres, mientras que los físicos ya habían anticipado este problema y eligieron los 16 exactos para aplicar específicamente al isótopo OO. Debido a que los químicos utilizaban una mezcla de isótopos, cada uno de los cuales era igual o más pesado que el que usaban los físicos, el amu del químico era más pesado que el del físico; en términos de los mejores valores estimados de hoy, el factor es alrededor de 1.000 28, lo cual es bastante significativo, especialmente con el nivel de precisión que las masas isotópicas se pueden medir hoy.
Tener dos definiciones diferentes para una unidad de medida en dos campos de estudio relacionados, especialmente a medida que se realizaron mejoras en la capacidad de medir estas cantidades, se volvió problemático. Los físicos y los químicos comenzaron a buscar resolución. Los químicos no estaban a punto de adoptar la definición de la comunidad física, en parte debido al gran requisito de 280 partes por millón de impacto en sus valores en las tablas publicadas, etc., sino también a un juego político / psicológico que juega si los químicos tuvieran que hacerlo. hacer ajustes, entonces también lo harían los físicos para obtener un acuerdo. El uso de ¹²C = 12 resolvió todos los problemas satisfactoriamente: se necesitaba hacer algo para tener un sistema común, y esto logró eso; la nueva escala se basó en un isótopo específico, aliviando las preocupaciones de los físicos sobre la consistencia de las mezclas isotópicas; los químicos necesitaban tolerar solo un cambio de aproximadamente 40 partes por millón (lo que significa que los físicos tenían que soportar la peor parte del cambio en 240 partes por millón). El acuerdo se resolvió por completo en 1961 una vez que tanto la IUPAC (comunidad química) como la IUPAP (comunidad física) aprobaron oficialmente la nueva escala.
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Esta nueva escala unificó a los químicos y físicos a una escala común, por lo que la unidad de medida se conoció como la “unidad de masa atómica unificada” con el símbolo u. Debido a que la nueva escala reemplazó completamente tanto la antigua escala química como la antigua escala física, esas escalas, el nombre “unidad de masa atómica” y el símbolo amu estaban en desuso y no deben usarse más para evitar confusiones con la sistemas antiguos La unidad de masa atómica unificada (u) es un valor que se determina experimentalmente en términos de unidades “estándar”, en este caso el kilogramo, pero se permite explícitamente que el uso con unidades SI cumpla con el sistema métrico (BIPM – SI Folleto de la tabla 7). Debido a que el nombre “unidad de masa atómica unificada” es tan largo y un tanto incómodo para aplicar prefijos como kilo y micro, se ha adoptado el nombre alternativo dalton (símbolo Da). Todas las principales organizaciones científicas involucradas con la estandarización han aprobado el uso del dalton por lo menos con la misma aceptación que la unidad de masa atómica unificada y, en algunos casos, incluso se prefiere mucho. El Cuadro 7 del Folleto de SI mencionado anteriormente incluye ambos. En cualquier caso, no se utilizará amu, excepto como una referencia histórica a las escalas anteriores a 1961. Para aquellos que podrían preguntarse por qué no usar unidades SI, digamos yoctogramas, en lugar de los dalton no SI, debido a la incertidumbre experimental en la relación entre el kilogramo y el dalton, la masa de isótopos particulares se puede medir con una precisión relativa más fina en daltons que Es el caso de los kilogramos.
Resulta que los físicos tenían razón al objetar la aplicación de una definición de escala a un elemento en su conjunto, especialmente al oxígeno en particular. Ahora existe la capacidad de medir la composición isotópica y los pesos atómicos de los elementos en los materiales con la suficiente precisión para determinar que algunos elementos realmente tienen una variación significativa en la composición isotópica que depende de la fuente del material. Por ejemplo, hay una menor concentración de O en el agua de mar que en el agua dulce. Como resultado, el CIAAW ahora informa el peso atómico del oxígeno como [15.999 03, 15.999 77] para indicar el rango de lo que se puede encontrar en muestras terrestres, en lugar de asignar un número específico como se solía hacer. Esto, en y por sí mismo, causaría una variación de ± 23 partes por millón en la definición de la escala de química antigua.
Ahora, con respecto a las otras dos respuestas ya enviadas (Arun Iyer y Nishit Kumar), hay errores significativos de sustancias:
Ambas respuestas utilizan el término en desuso “unidad de masa atómica” (sin el adjetivo “unificado”, aunque Nishit, en su opinión, sí indicaba que la unidad está “ahora llamada unidad de masa atómica unificada”) y el símbolo amu (o AMU) ( en lugar de u).
Ambas respuestas se refieren a que la unidad es el promedio de las masas de un protón y un neutrón, luego de decir que se refiere a 1/12 de la masa de un átomo de ²C. Solo hay una definición: no pueden ser ambas, porque, de lo contrario, surgen conflictos a medida que se realizan mejores mediciones experimentales, ese fue el problema entre los químicos y los físicos en primer lugar con respecto a la unidad de masa atómica). Arun se refiere a la expresión que usa el promedio como la que está “en términos precisos” como si esa fuera la que realmente deberíamos estar usando. Nishit primero admite que el concepto basado en el promedio es “aproximadamente” correcto (¿se basa en descuidar la masa de los seis electrones?) Y luego escribe “One amu =” como si fuera exacto; no puede ser ambos, ya que son exactamente iguales o solo son aproximadamente iguales. Nishit continúa diciendo que el valor de la amu [sic] es ligeramente mayor que la masa de un protón y ligeramente menor que la masa de un neutrón. Bueno, verifiquemos los valores más recientes (2014) de CODATA recomendados internacionalmente para las constantes físicas fundamentales:
(1.007 276 466 879 ± 0.000 000 000 091) u para la masa del protón;
(1.008 664 915 88 ± 0.000 000 000 49) u para la masa del neutrón.
Tenga en cuenta que ambos son mayores que 1 u, ni uno mayor ni el otro menor. El promedio no ponderado de estos dos es 1.007 970 691 38 u, que no es exactamente 1 u, por lo que la referencia al promedio es errónea. La masa de un átomo de ²C no es simplemente 6 veces la masa de un protón y 6 veces la masa de un neutrón, ya que el núcleo tiene 6 p y 6 n. La masa de los 6 electrones no es despreciable (cada uno es (0,000 548 579 909 070 ± 0,000 000 000 000 016) u). Sumemos la masa de 6 p, 6 n, y 6 e, y veamos qué sucede:
alrededor de 12.098 939 776 u.
Eso no es exactamente 12 u, que es lo que se supone que es un átomo de ¹²C. ¿Qué salió mal? Nada, excepto olvidar el impacto de la energía de enlace. Un núcleo de 6 p y 6 n unidos está en un estado de energía inferior al de 6 p y 6 n cada uno flotando libremente. Se necesita mucha energía (calor), densidad y presión para lograr que esos nucleones individuales superen la repulsión de Coulomb (carga eléctrica) y formen un solo núcleo, pero al final, se libera más energía de la que se consume inicialmente, por un tiempo. disminución neta en el nivel de energía; De lo contrario, el núcleo se rompería espontáneamente. Además, cuando los electrones negativos se atraen al núcleo positivo, se encuentran en orbitales de menor energía y emiten fotones (emisiones espectrales). ¿De dónde viene esa energía que se emite neta? Parte de la masa de la molécula de carbono en desarrollo se convierte en energía de acuerdo con Einstein E – mc², de modo que la energía se puede emitir. En el caso del átomo de ²²C del estado fundamental, aproximadamente 0.098 939 776 u de masa se convierte en energía y se emite. Ahora la conversión de 1 u de masa en energía es de aproximadamente 1.492 418 × 10⁻¹⁰ J, por lo que estamos hablando de la emisión neta de aproximadamente 15 pJ de energía cada vez que 6 protones, neutrones y electrones libres se fusionan en un estado fundamental. Átomo de ¹²C.
Ahora, porque cada protón y neutrón es un poco más grande que 1 Da (tenga en cuenta que voy de ida y vuelta entre las unidades de masa atómica unificada y los daltons: los datos de CODATA se expresan en u, pero me parece que es más fácil trabajar con los daltons) pero parcialmente compensados por energía de unión, típicamente, la masa en daltons de un átomo está muy cerca del número de nucleones (protones y neutrones) en el núcleo del átomo. El número de nucleones es siempre un número entero, y este valor se conoce comúnmente como el número de masa atómica, cuyo número de daltons es aproximadamente la masa del átomo (la masa real suele ser un poco más alta para números de masa atómica muy bajos y altos). y un poco más abajo en el medio).