¿Por qué se eligió el carbono 12 para la unidad de masa atómica?

Dieblitzen 05/13/2017. 3 answers, 13.143 views
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La unidad de masa atómica se define como 1/12 parte de la masa de un átomo de carbono-12. ¿Había alguna razón física para tal definición? ¿Estaban tratando de incluir electrones en la unidad de masa atómica?

¿Por qué no definir el amu como la masa de un protón o neutrón para que en los cálculos nucleares al menos una de las partículas nucleares (de protones y neutrones) sea un buen número entero?

3 Answers


David Hammen 05/16/2017.

¿Por qué se eligió el carbono 12 para la unidad de masa atómica?

Como es el caso en otras partes de la metrología, la respuesta está ligada a la historia, mensurabilidad, practicidad, repetibilidad, conceptos erróneos del pasado y consistencia (a pesar de los conceptos erróneos del pasado).

La historia de la masa atómica y la mole (las dos están bastante interconectadas) se remonta a principios del siglo XIX a John Dalton, el padre de la teoría atómica [1]. La unidad de masa atómica unificada lleva su nombre. Los científicos de esa época solo estaban aprendiendo sobre los elementos; la tabla periódica tenía 60 años en el futuro de Dalton. Dalton inicialmente propuso usar hidrógeno como base. Los problemas de mensurabilidad y repetibilidad surgieron rápidamente. También lo hicieron los errores. Dalton, por ejemplo, pensó que el agua era HO en lugar de H 2 O [2].

Estos problemas dieron como resultado que los químicos cambiaran a un estándar basado en oxígeno basado en el oxígeno que se encuentra en la Tierra. (Los elementos que pueden venir en múltiples isótopos no se conocían en este momento). Las investigaciones de los físicos a nivel atómico les hicieron desarrollar su propio estándar en el siglo XX, basado en 16 O en lugar de la combinación natural de O 16 O, 17 O, y 18 O (masas atómicas: 15.994915, 16.999131 y 17.999161, respectivamente, con una mezcla nominal de 379.9 ppm para 17 O, 2005.20 ppm para 18 O, y el resto 16 O) utilizado por los químicos.

La mezcla natural de los diversos isótopos de oxígeno no es constante. Varía con el tiempo, el lugar y el clima. Las mediciones mejoradas y el uso más generalizado hicieron que la repetibilidad se convirtiera en un problema importante a mediados del siglo XX. La causa principal son las variaciones naturales en los dos isótopos más comunes de oxígeno, 16 O (el isótopo dominante) y 18 O (aproximadamente 2000 partes por millón, en promedio). El Informe técnico de la IUPAC [4] sobre los pesos atómicos de los elementos enumera el peso atómico del oxígeno presente en la naturaleza, que varía de 15.99903 a 15.99977.

La causa principal de estas variaciones naturales es la evaporación y precipitación preferencial de moléculas de agua basadas en varios isótopos de oxígeno. El agua basada en 16 O se evapora más fácilmente que el agua en base a 18 O, lo que hace que los océanos tropicales estén un poco concentrados en 18 O en comparación con la media. Por otro lado, el agua basada en 18 O precipita ligeramente más fácilmente que el agua en base a 16 O. Esto hace que las precipitaciones en los trópicos tengan concentraciones ligeramente más altas de 18 O en comparación con las nominales, y hace que las precipitaciones en latitudes altas concentraciones en comparación con nominal.

Los físicos tenían una solución: cambiar a su estándar de 16 O isotópicamente puro. Esto habría representado un cambio inaceptablemente grande (275 ppm [3]) en el estándar basado en oxígeno de la química. Habría sido necesario reescribir los libros de texto, los libros de referencia y, quizás lo más importante, las recetas utilizadas en las refinerías y otras fábricas de productos químicos. Los costos comerciales habrían sido inmensos. Es importante mantener en especie que la metrología existe ante todo para apoyar el comercio. Los químicos, por lo tanto, se opusieron a la sugerencia hecha por los físicos.

El estándar basado en el carbono representa un buen compromiso. Por casualidad, definir la masa atómica como 1/16 de la masa de una mole de oxígeno que comprende una mezcla natural de O 16 O, 17 O y 18 O es muy similar a un estándar que define la masa atómica como 1/12 de la masa de una mole de 12 C [3]. Esto representó un cambio de 42 ppm del estándar de oxígeno natural de los químicos en comparación con el cambio de 275 ppm que habría resultado de cambiar a 1/16 de la masa de un mol de 16 O [3]. Este nuevo estándar se basaba en un isótopo puro, lo que mantenía a los físicos contentos, y representaba una partida aceptablemente pequeña del pasado, manteniendo contentos a los químicos y al comercio.


Referencias

  1. Britannica.com en la entrada de John-Dalton / Teoría Atómica
    No me gusta hacer referencia a wikipedia. Britannica sigue siendo un juego justo para los hechos básicos.

  2. Clase 11: Cómo se combinan los átomos
    El error de Dalton al asumir que el agua era diatómica es ampliamente reportado. Este es uno de los muchos sitios que hacen esta afirmación sobre el error de Dalton.

  3. Holden, Norman E. "Atomic weights and the international committee-a historical review". Chemistry International 26.1 (2004): 4-7.
    Lo encontré después del hecho, después de que Emilio Pisanty me pidiera que buscara algunas referencias. Esto dice todo lo que escribí, solo que mejor, con más detalle y con muchas referencias.

  4. Meija, Juris, et al. "Pesos atómicos de los elementos 2013 (Informe técnico IUPAC)". Pure and Applied Chemistry 88.3 (2016): 265-291.
    Ver tabla 1, y también figura 6.


Jirka Hanika 05/16/2017.

La masa de un núcleo particular no es igual a la suma de las masas de las partículas constituyentes. Desde esta perspectiva, cualquier isótopo (o combinación de isótopos) se elegirá como el estándar de definición, ningún otro isótopo (o combinación de isótopos) terminará como un buen entero.

Por ejemplo, si el carbono 12 tiene seis protones y seis neutrones, uno podría esperar que el hidrógeno 2 (deuterio, un protón + un neutrón) tenga su peso atómico exactamente 2, pero el valor real es 2.014. Para darle sentido a esto, considere las reacciones de fusión nuclear que finalmente producen carbono 12 a partir del deuterio. Las reacciones liberan energía y la energía liberada es exactamente igual a la masa "perdida" (a través de $ E = mc ^ 2 $). No es un juego de contar limpio con protones y neutrones.

Los electrones no tienen mucho que ver con esto. Es más bien una cuestión de interacción fuerte entre los nucleones dentro del mismo núcleo. La interacción fuerte determina el "nivel de comodidad" de los nucleones y, por lo tanto, la energía potencial que interviene en la fusión o fisión, y por lo tanto, co-determina la masa del núcleo.

Desde esta perspectiva, podría tener un isótopo con un peso atómico "bueno", pero cualquier otro terminará con pesos atómicos totalmente "extraños". Desde esta perspectiva, no importa mucho qué isótopo use como estándar, siempre y cuando las comunidades estén listas para aceptar su propuesta.


Vera K 07/02/2017.

Ya hay dos buenas respuestas a su pregunta, pero aún me gustaría complementar y responder más específicamente a sus preguntas:

La unidad de masa atómica se define como 1/12 parte de la masa de un átomo de carbono-12.

Esto no es correcto. La unidad de masa atómica unified u se define como 1/12 parte de la masa de un átomo de carbono-12. La unidad de masa atómica (amu) se define como 1/16 de la masa del isótopo del oxígeno-16 (física) o 1/16 de la masa (promedio) de un átomo de oxígeno (químicos).

¿Había alguna razón física para tal definición?

No, pero hay razones químicas. Los químicos quieren que el valor numérico del "peso atómico" en unidades unificadas de masa atómica sea el mismo que el valor numérico de la masa molar. Por ejemplo: el peso molecular (que es el promedio ponderado de la abundancia de las masas isotópicas de un átomo) de C es 12.0107 uy su masa molar es 12.0107 g / mol. Esto permite a los químicos saltar fácilmente entre el macro y el micro mundo.

¿Estaban tratando de incluir electrones en la unidad de masa atómica?

Sí, porque cuando los químicos miden la masa de elementos o sustancias, estos son esencialmente neutros. Piensa en un trozo de carbono, también conocido como diamante.

¿Por qué no definir el amu como la masa de un protón o neutrón para que en los cálculos nucleares al menos una de las partículas nucleares (de protones y neutrones) sea un buen número entero?

Porque los químicos no están interesados ​​en partículas nucleares. Usualmente miden sustancias (moléculas).

Los físicos generalmente usan otras unidades de masa: $ m_e $ = masa de electrón, $ m_P $ = masa de Planck, etc.


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