Determinación de masas atómicas y masas moleculares

1 vol. de hidrógeno

1 vol. de cloro

2 vol. cloruro de hidrógeno

DETERMINACIÓN DE MASAS ATÓMICAS Y MASAS MOLECULARES RELATIVAS

La interpretación de los datos volumétricos a la luz de la hipótesis de Avogadro permitió obtener fórmulas correctas de muchos elementos y compuestos, evitando la regla de máxima simplicidad. Adicionalmente, la combinación de estos conocimientos con los resultados del análisis químico también sirvió para obtener masas atómicas y masas moleculares relativas.

Síntesis del cloruro de hidrógeno

Veamos, como ejemplo, la reacción de síntesis del cloruro de hidrógeno, representada en el esquema adjunto. Los resultados experimentales sobre esta reacción informan de que cada gramo de hidrógeno reacciona con 35.5 gramos de cloro. Por tanto, como las moléculas de cloro y de hidrógeno son ambas di-atómicas, se deduce que cada átomo de cloro debería tener una masa 35.5 veces mayor que el de hidrógeno.

La realidad es un poco más complicada. En la naturaleza se encuentran dos isótopos estables de cloro: uno 35 veces y el otro 37 veces más masivo que el hidrógeno. Estos isótopos tienen unas proporciones relativas de 3:1 respectivamente, lo que da el resultado de una masa atómica relativa para el cloro de 35.5.

De los datos de la reacción anterior también se deduce la obviedad de que la molécula de hidrógeno gaseoso (H₂) tiene una masa doble que la del átomo de hidrógeno y que la molécula de cloruro de hidrógeno (HCl) debería tener una masa 36.5 (35.5 + 1) veces mayor que la del átomo de hidrógeno.

Cannizzaro (1826-1910)

Dalton (entre 1803 y 1805), y Berzelius (entre 1808 y 1826), fueron los primeros en determinar masas atómicas y masas moleculares relativas de bastantes elementos conocidos. Dichas masas fueron definidas inicialmente en relación al elemento más ligero, el hidrógeno, al que se atribuyó en esta escala de masas relativas el valor 1. Posteriormente Cannizzaro (1826-1910) refinó estos conceptos aplicando la hipótesis de Avogadro. En un Congreso celebrado en Karlsruhe en 1860, formuló la siguiente ley para determinar las masas atómicas de los elementos: las distintas cantidades del mismo elemento contenido en distintas moléculas son todas múltiplos enteros de la masa atómica.

Cannizzaro determinó experimentalmente masas atómicas y masas moleculares comparando la densidad de vapor de un conjunto de gases con moléculas conteniendo uno o más átomos del elemento químico en cuestión.

Sobre la base de estos hallazgos y hasta mediados del siglo XX, los químicos y físicos utilizaron dos escalas de masa atómicas relativas. Los químicos usaban una escala tal que la mezcla natural de isótopos de oxígeno tenía una masa atómica de 16, mientras que los físicos asignaron el mismo número 16 a la masa atómica del isótopo de oxígeno más común (oxígeno-16). Como en el oxígeno natural están presentes el oxígeno-17 y el oxígeno-18, esto conducía a 2 tablas diferentes de masas atómicas relativas.

Entre 1959 y 1960 ambas organizaciones acordaron una escala unificada, basada en el carbono-12 (el carbono-12 es el más abundante de los dos isótopos estables del elemento carbono, representando el 98,89% de todo el carbono terrestre). Esta escala cumplía el requerimiento de los físicos de basar la escala en un isótopo puro y a la vez se hacía numéricamente cercana a la escala de los químicos. Atendiendo a esta escala unificada se define:

Masa atómica relativa: Número que indica cuántas veces mayor es la masa de un átomo con respecto a 1/12 de la masa del isótopo del C-12.

Masa molecular relativa: Número que indica cuántas veces mayor es la masa de una molécula de una sustancia con respecto a 1/12 de la masa del isótopo del C-12. Se puede determinar sumando las masas atómicas relativas de los elementos cuyos átomos constituyen una molécula de dicha sustancia.

La unidad de masa atómica relativa y de masa molecular relativa se llama Dalton o unidad de masa atómica y se abrevia u (antes uma).