Química · Unidad 2 — Estructura atómica
Isótopos y masa atómica promedio
El número con decimales que figura en la tabla periódica no es la masa de ningún átomo: es el promedio pesado de una mezcla. Entender eso convierte un número raro en una cuenta de dos renglones.
La explicación
Qué es un isótopo
Isótopos son átomos del mismo elemento con distinto número de neutrones: mismo Z, distinto A. Todos tienen los mismos protones —si no, serían otro elemento— y, si están neutros, los mismos electrones.
3717Cl → 17 protones, 20 neutrones
Como la química de un átomo la hacen los electrones, los isótopos de un elemento reaccionan prácticamente igual. Se diferencian en la masa y, en algunos casos, en la estabilidad del núcleo.
Estables y radiactivos
Un núcleo con una proporción de neutrones que no lo deja quieto es inestable: se reacomoda emitiendo partículas o radiación, y eso se llama desintegración radiactiva. El resultado suele ser un núcleo distinto, a veces de otro elemento.
No es una rareza de laboratorio: el carbono-14 permite fechar restos orgánicos porque se desintegra a ritmo conocido; el yodo-131 se usa para estudiar y tratar la tiroides, que concentra yodo naturalmente; el tecnecio-99m es el radionucleido más usado en imágenes médicas. En todos los casos la gracia es la misma: el cuerpo no distingue isótopos, así que el radiactivo va donde iría el estable y desde ahí avisa dónde está.
La unidad de masa atómica
Las masas atómicas no se dan en gramos porque los números serían absurdamente chicos. Se usa la unidad de masa atómica (u), definida como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12. Por eso el 12C pesa exactamente 12 u, y todos los demás valores se comparan contra él.
La masa atómica promedio
Un elemento natural casi nunca es un solo isótopo: es una mezcla en proporciones bastante constantes. El número que muestra la tabla periódica es el promedio ponderado de esa mezcla, donde cada isótopo pesa según su abundancia.
O, si preferís trabajar con fracciones en vez de porcentajes, dividí cada abundancia por 100 primero y multiplicá sin dividir al final. Es la misma cuenta escrita de dos maneras.
El procedimiento
2. Multiplicá cada masa por su abundancia dividida por 100: ésa es la contribución del isótopo.
3. Sumá todas las contribuciones.
4. Controlá el resultado: tiene que caer entre la masa más chica y la más grande, y más cerca de la del isótopo más abundante.
El paso 4 es el que más errores agarra. Si el promedio te queda afuera del rango de las masas, la cuenta está mal, y eso se ve sin revisar nada.
Nadie pesa 35,45 u
El cloro figura en la tabla con 35,45 u y no existe ningún átomo de cloro con esa masa: existen los de 35 y los de 37. El promedio describe la mezcla, no a un individuo — igual que la altura promedio de un curso no es la altura de nadie en particular.
El problema al revés
Si te dan el promedio y las dos masas y te piden las abundancias, llamá x a la fracción del primero. La del segundo es 1 − x, porque entre las dos tienen que dar el total:
Queda una ecuación con una sola incógnita. Al final multiplicá por 100 para pasar la fracción a porcentaje, y controlá que los dos porcentajes sumen 100.
El cloro natural tiene dos isótopos: ³⁵Cl, de masa 34,97 u y abundancia 75,8 %, y ³⁷Cl, de masa 36,97 u y abundancia 24,2 %. a) Verificá que los datos sean consistentes. b) Calculá la masa atómica promedio. c) Explicá por qué ningún átomo de cloro pesa ese valor.
a) El control previo. Antes de cualquier cuenta, las abundancias tienen que agotar la mezcla:
Si no hubieran sumado 100, faltaría un isótopo o un dato estaría mal copiado, y seguir calculando sería perder el tiempo.
b) El promedio ponderado. Cada isótopo aporta su masa multiplicada por su fracción:
aporte del ³⁷Cl = 36,97 × 0,242 = 8,947
masa atómica = 26,507 + 8,947 = 35,45 u
Control 2. Está más cerca del 34,97, que es el del isótopo mayoritario. ✔
Control 3, por otro camino. Arrancá del isótopo liviano y sumale lo que el pesado agrega: 34,97 + (36,97 − 34,97) × 0,242 = 34,97 + 0,484 = 35,45 u. Da lo mismo, y no repite ninguna de las cuentas anteriores.
Si hubiéramos promediado a mano alzada, (34,97 + 36,97) / 2 = 35,97 u, el número quedaría en el medio en vez de inclinarse hacia el mayoritario. Ese medio punto de diferencia es exactamente lo que aporta la ponderación.
c) Por qué nadie pesa 35,45 u. Porque los núcleos tienen un número entero de nucleones: hay cloros de 35 y cloros de 37, y nada en el medio. El 35,45 es una propiedad de la muestra, no de un átomo. Sirve igual: cuando trabajamos con cloro, trabajamos con billones de átomos a la vez, y ahí la mezcla es lo que cuenta.
Dónde se cae la mayoría
- Promediar las masas a mano alzada, sumando y dividiendo por dos. Eso sólo daría bien si los dos isótopos fueran igual de abundantes, y casi nunca lo son.
- Multiplicar por el porcentaje sin dividirlo por 100. El resultado sale cien veces más grande y ni siquiera queda entre las masas de los isótopos.
- Olvidar que las abundancias suman 100 %: cuando el enunciado da una sola, la otra se deduce, no falta.
- Buscar un átomo real que pese lo que dice la tabla. Ese número describe una mezcla y puede no corresponderle a ningún isótopo.
Hasta acá la explicación. La práctica es la otra mitad: 7 ejercicios de este tema, en cuatro niveles, que no te dicen sólo si está bien al final sino que te corrigen en cada paso y te explican por qué. Además trae una animación que muestra la idea en movimiento.
Practicar Isótopos y masa atómica promedio →Los otros temas de la unidad 2
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