¿Por qué la definición del topo es como es?

Question

Le he preguntado a mi profesora, mientras nos presentaba el concepto de topo, por qué que en lugar de otro más conveniente. Me dijo que procedía de la definición del mol, es decir, el número de átomos que hay en 12 g de carbono 12. Cuando le pregunté por qué se había elegido esa definición, me contestó que mi pregunta no era realmente una pregunta, y entendí por su mirada que preguntaba ¿Por qué? dos veces seguidas no fue apreciado.

Sin embargo, espero que esta definición no se haya elegido al azar y que haya una razón para ello.

Lo he pensado un poco y he llegado a creer que, después de todo, puede ser por conveniencia. En un átomo de carbono hay 12 nucleones y si decimos que se puede despreciar la masa de los electrones, entonces obtenemos que un mol es el número de nucleones que se necesitan para obtener un gramo de ellos. Sin embargo, ¿podemos realmente despreciar la masa de los electrones, cuando los átomos se hacen más grandes? Y si es así, ¿por qué las masas por mol de los elementos muy raramente acaban siendo números enteros?

Esto me hace pensar que puede haber otra razón, o algunas cosas que no entiendo. Y si no hay ninguna razón, ¡entonces supongo que bien podría estar haciendo estudios religiosos !

Answer 1

¿Por qué la definición de los moles es como es?

Es una definición bastante arbitraria que el mol es el número de átomos en 12g de carbono 12. Ésta no ha sido siempre la definición. Por ejemplo, antes de 1960, la definición se basaba en el oxígeno y no en el carbono-12.

El primer patrón se basaba en 1 gramo de hidrógeno. Más tarde, el estándar se cambió a 16 gramos de oxígeno por mol, por comodidad, ya que el oxígeno formaba compuestos con muchos otros elementos. Con el tiempo se comprendió que los elementos, incluido el oxígeno, tienen diferentes isótopos de distinta masa, y la masa de un isótopo concreto es un estándar más específico y medible que la masa del oxígeno en abundancia natural. 12 gramos de carbono-12 coinciden más con el antiguo estándar de 16 gramos de oxígeno en abundancia natural que elegir 16 gramos de oxígeno 16.

¿podemos realmente despreciar la masa de los electrones, cuando los átomos se hacen más grandes?

La masa de un protón o neutrón es aproximadamente 1836 veces la de un electrón. Por tanto, dependiendo de la proporción entre neutrones y protones, los electrones son como máximo 1/1836 de la masa de un átomo neutro. Si se desea una precisión superior a 1 parte en 1836, es importante tener en cuenta los electrones, independientemente de que los átomos sean grandes o pequeños.

¿por qué la masa por mol del elemento muy raramente acaba siendo un número entero?

Ningún elemento distinto del carbono-12 será exactamente un interger. Esto se debe a que las masas de los átomos dependen del número de protones, neutrones, electrones y energía de enlace .

En otras palabras, considerando que el carbono-12 tiene el mismo número de protones y neutrones (y electrones), otros isótopos con una relación protón/neutrón de 1:1 tendrían masas atómicas esencialmente íntegras excepto por la energía de enlace. Por ejemplo, el cadmio 112 es 111,90 en lugar de exactamente 112 porque la energía de enlace es ligeramente superior a 0,1 amu, en parte debido a un mayor número de neutrones que de protones, ya que la masa neutrónica es ligeramente superior a la masa combinada de un electrón y un protón.

Como señala Matt Black, las masas atómicas de abundancia natural se desvían aún más porque son medias ponderadas de las masas de los isótopos de un elemento dado, ponderadas por su abundancia en la Tierra.

Answer 2

¿Por qué la definición de los moles es como es?

Aquí lo que dicen El Sistema Internacional de Unidades (SI)

"Pesos atómicos" se referían originalmente al peso atómico de oxígeno, que por acuerdo general se tomaba como 16. Pero mientras que los físicos separaban los isótopos en un espectrómetro de masas y atribuían el el valor 16 a uno de los isótopos del oxígeno, los químicos atribuían el mismo valor a la mezcla (ligeramente variable) de los isótopos 16, 17 y 18, que para ellos era el elemento natural oxígeno. Finalmente se llegó a un acuerdo entre la Unión Internacional de Química Pura y Física Pura y Aplicada (IUPAP) y la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). Aplicada (IUPAC) puso fin a esta dualidad en 1959/60. Desde entonces, físicos y químicos han acordado asignar el valor 12, exactamente, al llamado peso atómico del isótopo del carbono con número de masa 12 (carbono 12, 12C), llamado correctamente masa atómica relativa Ar( 12C). masa atómica relativa Ar( 12C). La escala unificada así obtenida da las masas atómicas y moleculares relativas, también llamadas pesos atómicos y pesos moleculares, respectivamente

Peso atómico' - El nombre, su historia, definición y unidades Preparado para su publicación por P. De Bievre' y H. S. Peiser

La unidad puede fijarse arbitrariamente. Por elección, se vinculó al 12C y la unidad de masa macroscópica, el kilogramo del SI. No obstante, hay que observar en la definición que sigue que la magnitud de ese factor de enlace de NA no afecta a la cantidad de sustancia de ninguna entidad.

¿Realmente podemos despreciar la masa de los electrones cuando los átomos se hacen más grandes?

Yo diría que sí, la masa de los neutrones es de 1,00866491588(49) u para un protón es de 1,007276466879(91) u mientras que los electrones en reposo tienen una masa de 0,000548579909 u por lo que incluso si tomamos el átomo más pesado Oganesson que tiene 118 electrones tendremos como peso muy aproximado de los electrones 0,06473242927025999 u.

¿Por qué la masa por mol del elemento muy raramente acaba siendo un número entero?

En la raíz está el hecho de que ni la unidad de masa atómica u es un número entero en realidad es 1,660539040(20)×10-27 kg. El kilogramo se definió mucho antes de los estudios de las partículas subatómicas, por lo que no se diseñó para que fuera un múltiplo perfecto de la unidad de masa atómica. Sin embargo, incluso si decidimos ajustar el kilogramo para que la unidad de masa atómica sea 1,00000000000×10-27 kg acabaremos teniendo masas no enteras, esto se debe principalmente a dos factores:

Energía de enlace nuclear

El "defecto de masa" que está relacionado con el hecho de que: $$E=mc^{2}$$ Así pues, la masa está ligada a la energía, los diferentes elementos tienen diferente energía debido a las diferentes Energía de enlace nuclear ¡y tan diferente masa!

Neutrones más pesados que los protones

Los neutrones pesan 1,00866491588(49) u mientras que los protones 1,007276466879(91) u por lo que los elementos con más protones son más pesados.

¿Abundancia isotópica? En realidad no...

La abundancia natural (NA) no es la raíz del problema, tu observación es válida no sólo para el peso atómico estándar (Ar, estándar,) que tiene en cuenta la abundancia isotópica sino también para el peso de isótopos individuales. La tabla periódica de abajo muestra que también los elementos sin isótopos (fondo azul) tienen masas no enteras. Por supuesto, si se considera el peso atómico estándar de un elemento (que es el resultado de una media ponderada, por lo que ya se puede esperar que no sea entero...) la abundancia isotópica tiene un mayor impacto en el resultado, pero si se considera la masa atómica definida por IUPAC por lo que está analizando un solo isótopo la raíz del problema son las razones descritas anteriormente.

Holden, N., Coplen, T., Böhlke, J., et al. (2018). IUPAC Periodic Tabla periódica de los elementos e isótopos (IPTEI) para la comunidad educativa (Informe técnico de la IUPAC). Química pura y aplicada, 90(12), pp. 1833-2092. Recuperado el 18 de enero de 2019, de doi:10.1515/pac-2015-0703