Cuestionario

1. ¿Qué diferencia a los isótopos de un mismo elemento y cómo afecta esta diferencia a su número másico?
2. ¿Por qué no es práctico medir la masa de un átomo individual en gramos en una balanza? ¿Qué instrumento se utiliza para realizar determinaciones precisas de estas masas?
3. Explica el concepto de unidad de masa atómica (uma). ¿Qué isótopo se utiliza como patrón de referencia y qué valor se le asignó?
4. Describe la analogía utilizada en el texto para explicar las masas atómicas relativas. ¿Cuál es el propósito de utilizar un patrón de referencia arbitrario?
5. ¿Qué representa el peso atómico de un elemento que posee varios isótopos naturales? ¿Cómo se relaciona esto con las masas de sus isótopos individuales?
6. ¿Por qué las masas atómicas de muchos elementos no son números enteros exactos? Menciona dos razones principales para esta desviación.
7. Según la información proporcionada sobre los isótopos del cobre, ¿cuál de ellos es el más abundante y por qué se puede deducir esto?
8. Describe brevemente cómo se calcula el peso atómico promedio de un elemento que tiene múltiples isótopos.
9. Según el texto, ¿cuál es el peso atómico del cloro y cómo se obtuvo este valor a partir de sus isótopos?
10. ¿Cuál es la diferencia entre los términos "masa atómica" y "peso atómico" según se menciona en el texto? ¿Cuál de los dos términos se considera más apropiado?

Clave de Respuestas

1. Los isótopos de un mismo elemento se diferencian en el número de neutrones en sus núcleos. Esta diferencia en el número de neutrones provoca que sus números másicos (la suma de protones y neutrones) también sean diferentes.
2. La masa de un átomo individual es extremadamente pequeña para ser medida directamente en una balanza convencional. Para realizar determinaciones precisas de las masas individuales de los átomos se utiliza un instrumento llamado espectrómetro de masas.
3. La unidad de masa atómica (uma) es una unidad relativa de masa utilizada para expresar la masa de átomos y moléculas. Se define como exactamente 1/12 de la masa de un átomo del isótopo carbono-12, que fue elegido como el patrón de referencia y se le asignó un valor de 12 uma.
4. La analogía compara la asignación de masas relativas a los átomos con la asignación de "masas relativas" a las personas de un salón de clases basándose en el "peso" de una persona patrón, Julio Ramos, en un día específico. El propósito es ilustrar cómo se establece una escala relativa utilizando un estándar arbitrario.
5. El peso atómico de un elemento con varios isótopos representa la masa relativa promedio de todos los isótopos naturales de ese elemento, teniendo en cuenta sus abundancias relativas. Es un promedio ponderado de las masas atómicas de sus isótopos.
6. Las masas atómicas de muchos elementos no son números enteros exactos principalmente debido a la distribución desigual de los isótopos de ese elemento en la naturaleza. También contribuye la pequeña diferencia entre la masa de protones y neutrones libres y su masa cuando se encuentran unidos en el núcleo.
7. El isótopo más abundante del cobre es el cobre-63. Esto se deduce porque la masa atómica promedio del cobre (63.546 uma) está más cerca de la masa del isótopo cobre-63 (aproximadamente 63 uma) que de la masa del isótopo cobre-65 (aproximadamente 65 uma).
8. El peso atómico promedio se calcula multiplicando la masa isotópica de cada isótopo por su abundancia relativa (expresada como decimal), y luego sumando estos productos para todos los isótopos del elemento.
9. Según el texto, el peso atómico del cloro es 35.46 uma. Este valor se obtuvo mediante cálculos basados en las masas isotópicas y las abundancias relativas de sus dos isótopos principales: cloro-35 y cloro-37.
10. El texto indica que, frecuentemente, se usa el término "peso atómico" en lugar del término más apropiado "masa atómica". Aunque se utilizan indistintamente, "masa atómica" es conceptualmente más correcto ya que se refiere a la masa de un átomo, mientras que "peso" implica la fuerza de la gravedad actuando sobre esa masa.

Preguntas para Ensayo

• Explica en detalle la importancia del isótopo carbono-12 como estándar para la determinación de las masas atómicas relativas. ¿Cuáles fueron las razones para su elección y cómo influyó en el desarrollo de la tabla periódica?
• Describe el funcionamiento básico de un espectrómetro de masas y explica cómo este instrumento permite determinar las masas isotópicas y las abundancias relativas de los isótopos de un elemento.
• Discute las implicaciones del hecho de que la mayoría de los elementos naturales existen como una mezcla de isótopos. ¿Cómo afecta esto a la determinación de las propiedades macroscópicas de un elemento y cómo se tiene en cuenta en los cálculos químicos?
• Analiza la analogía de Julio Ramos utilizada en el texto. ¿Qué aspectos de la determinación de masas atómicas relativas ilustra de manera efectiva? ¿Cuáles son sus limitaciones como modelo explicativo?
• Contrasta y compara los conceptos de masa atómica y peso atómico. ¿Por qué persiste el uso del término "peso atómico" a pesar de que "masa atómica" es considerado más preciso? ¿Existen contextos específicos donde uno de los términos es preferible al otro?

Glosario de Términos Clave

Isótopos

Átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número de protones pero diferente número de neutrones, lo que resulta en diferentes números másicos.

Número Másico

La suma del número de protones y el número de neutrones en el núcleo de un átomo.

Espectrómetro de Masas

Instrumento utilizado para determinar las masas de los átomos y moléculas midiendo la relación masa/carga de los iones. Permite identificar los isótopos y determinar sus abundancias relativas.

Unidad de Masa Atómica (uma)

Unidad de masa definida como exactamente 1/12 de la masa de un átomo del isótopo carbono-12. Se utiliza para expresar las masas de átomos y moléculas a una escala relativa.

Masa Atómica Relativa

La masa de un átomo comparada con la masa del átomo estándar de referencia (carbono-12), expresada en unidades de masa atómica (uma).

Peso Atómico

El promedio ponderado de las masas atómicas de todos los isótopos naturales de un elemento, teniendo en cuenta sus abundancias relativas. Se expresa en unidades de masa atómica (uma).

Abundancia Isotópica

El porcentaje o proporción en la que cada isótopo de un elemento se encuentra de forma natural en una muestra.

Masa Isotópica

La masa de un isótopo específico de un elemento, generalmente expresada en unidades de masa atómica (uma).