QUÍMICA · MASA ATÓMICA
Consulta 40 elementos, distingue u de g/mol y practica promedios isotópicos y conversiones con doce casos resueltos.
La masa atómica es la masa de un átomo. Se puede expresar en kilogramos, pero resulta más práctico usar la unidad de masa atómica unificada, u, también llamada dalton (Da). No se expresa en g/mol: esa unidad corresponde a la masa molar.
Una u es la duodécima parte de la masa de un átomo libre de carbono-12, en reposo y en su estado fundamental. Un elemento puede tener varios isótopos: mismo número de protones, distinto número de neutrones. Por eso conviene indicar si hablamos de un isótopo concreto o de una media de átomos de una muestra. Estructura e isótopos.
| Magnitud | Qué describe | Ejemplo |
|---|---|---|
| Masa atómica | Masa de un átomo | m(¹²C) = 12 u |
| Masa atómica relativa, Aᵣ | Masa media dividida entre u; sin unidad | Aᵣ(C) ≈ 12.011 |
| Masa molar, M | Masa por cantidad de sustancia | M(C) ≈ 12.011 g/mol |
| Número atómico, Z | Número de protones | C: Z = 6 |
| Número másico, A | Protones + neutrones de un núcleo | ¹³C: A = 13 |
Para el mismo conjunto de átomos, Aᵣ coincide numéricamente con la masa media expresada en u. A la precisión habitual de estos ejercicios también usamos ese número para M en g/mol. Es una equivalencia numérica aproximada entre magnitudes diferentes, no una igualdad de unidades.
La relación rigurosa es M = AᵣMᵤ, con Mᵤ = Nₐmᵤ. En el SI actual, Nₐ es exacta y mᵤ en kg se determina experimentalmente; Mᵤ es muy próxima a 1 g/mol, pero no exactamente ese valor. La diferencia es irrelevante a las cifras usadas aquí. Constantes NIST.
Los valores siguientes son masas atómicas relativas estándar abreviadas de CIAAW (tabla 2024): no llevan unidad. Al añadir u se obtiene una masa media de referencia, no la masa exacta de todos los átomos. Incluimos las incertidumbres tabuladas; estos datos no sustituyen el análisis isotópico de una muestra particular.
Por ejemplo, para C: Aᵣ = 12.011 ± 0.002, masa media de referencia ≈ 12.011 u y masa molar de cálculo ≈ 12.011 g/mol. Los decimales se escriben aquí con punto. Tabla y notas de CIAAW. El radón se explica aparte como caso 40 de la colección.
| Elemento | Z | Aᵣ abreviada | Incertidumbre ± |
|---|---|---|---|
| 1. Hidrógeno (H) | 1 | 1.0080 | 0.0002 |
| 2. Litio (Li) | 3 | 6.94 | 0.06 |
| 3. Sodio (Na) | 11 | 22.990 | 0.001 |
| 4. Potasio (K) | 19 | 39.098 | 0.001 |
| 5. Rubidio (Rb) | 37 | 85.468 | 0.001 |
| 6. Cesio (Cs) | 55 | 132.91 | 0.01 |
| 7. Berilio (Be) | 4 | 9.0122 | 0.0001 |
| 8. Magnesio (Mg) | 12 | 24.305 | 0.002 |
| 9. Calcio (Ca) | 20 | 40.078 | 0.004 |
| 10. Estroncio (Sr) | 38 | 87.62 | 0.01 |
| Elemento | Z | Aᵣ abreviada | Incertidumbre ± |
|---|---|---|---|
| 11. Bario (Ba) | 56 | 137.33 | 0.01 |
| 12. Boro (B) | 5 | 10.81 | 0.02 |
| 13. Aluminio (Al) | 13 | 26.982 | 0.001 |
| 14. Galio (Ga) | 31 | 69.723 | 0.001 |
| 15. Indio (In) | 49 | 114.82 | 0.01 |
| 16. Talio (Tl) | 81 | 204.38 | 0.01 |
| 17. Carbono (C) | 6 | 12.011 | 0.002 |
| 18. Silicio (Si) | 14 | 28.085 | 0.001 |
| 19. Germanio (Ge) | 32 | 72.630 | 0.008 |
| 20. Estaño (Sn) | 50 | 118.71 | 0.01 |
| Elemento | Z | Aᵣ abreviada | Incertidumbre ± |
|---|---|---|---|
| 21. Plomo (Pb) | 82 | 207.2 | 1.1 |
| 22. Nitrógeno (N) | 7 | 14.007 | 0.001 |
| 23. Fósforo (P) | 15 | 30.974 | 0.001 |
| 24. Arsénico (As) | 33 | 74.922 | 0.001 |
| 25. Antimonio (Sb) | 51 | 121.76 | 0.01 |
| 26. Bismuto (Bi) | 83 | 208.98 | 0.01 |
| 27. Oxígeno (O) | 8 | 15.999 | 0.001 |
| 28. Azufre (S) | 16 | 32.06 | 0.02 |
| 29. Selenio (Se) | 34 | 78.971 | 0.008 |
| 30. Telurio (Te) | 52 | 127.60 | 0.03 |
| Elemento | Z | Aᵣ abreviada | Incertidumbre ± |
|---|---|---|---|
| 31. Flúor (F) | 9 | 18.998 | 0.001 |
| 32. Cloro (Cl) | 17 | 35.45 | 0.01 |
| 33. Bromo (Br) | 35 | 79.904 | 0.003 |
| 34. Yodo (I) | 53 | 126.90 | 0.01 |
| 35. Helio (He) | 2 | 4.0026 | 0.0001 |
| 36. Neón (Ne) | 10 | 20.180 | 0.001 |
| 37. Argón (Ar) | 18 | 39.95 | 0.16 |
| 38. Kriptón (Kr) | 36 | 83.798 | 0.002 |
| 39. Xenón (Xe) | 54 | 131.29 | 0.01 |
40. Radón (Rn), Z = 86: sin peso atómico estándar. No se añade 222 a esta columna porque representa otra magnitud: el número másico de ²²²Rn.
En una casilla del carbono, 6 es el número atómico, C es el símbolo y 12.011 es el valor de referencia que usamos para la masa atómica relativa. La posición de los datos depende del diseño de cada tabla.
Masa media = Σ(fracción de átomos × masa isotópica). Convierte cada porcentaje a fracción dividiendo entre 100 y comprueba que las fracciones sumen 1. No uses las fracciones de masa como si fueran fracciones de átomos. La media debe quedar entre la menor y la mayor masa presentes.
Multiplica la contribución de cada elemento por el subíndice y suma. La masa molecular se expresa en u; la masa molecular relativa no tiene unidad. En un sólido iónico se habla de unidad fórmula, no necesariamente de molécula aislada.
m = nM, con m en g, n en mol y M en g/mol. Primero identifica la especie: O y O₂ requieren masas molares distintas. Para hacer la conversión inversa, usa n = m/M. Conserva cifras durante el cálculo y redondea al final.
Los coeficientes de una ecuación balanceada dan proporciones de cantidades de sustancia, no masas iguales. Permiten un balance ideal cuando se especifica el producto y la conversión; no demuestran por sí solos que la reacción ocurra ni fijan su velocidad. Relaciones estequiométricas.
EJEMPLO 1
¹²C: A = 12; masa = 12 u
Un átomo neutro y libre de carbono-12, en reposo y en su estado fundamental, tiene una masa de 12 u por definición. Su núcleo contiene 6 protones y 6 neutrones: A = 6 + 6 = 12.
La coincidencia numérica no convierte A en una masa. En carbono-13, A = 13, pero la masa del átomo es aproximadamente 13.003355 u, no exactamente 13 u.
EJEMPLO 2
Aᵣ(C) ≈ 12.011; masa media ≈ 12.011 u
Una muestra puede contener distintos isótopos de carbono. La media ponderada depende de sus proporciones. El valor abreviado 12.011 es útil para cálculos generales, pero no es la masa de cada átomo de carbono.
Aᵣ es una razón sin unidad. La masa media correspondiente se expresa en u; la masa molar de átomos de C es aproximadamente 12.011 g/mol.
EJEMPLO 3
34.968852682 × 0.7576 + 36.965902602 × 0.2424 ≈ 35.453 u
Usamos masas de ³⁵Cl y ³⁷Cl y fracciones de referencia 0.7576 y 0.2424. Cada masa se multiplica por su fracción de átomos; las fracciones suman 1. La media sin redondear es 35.452937582608 u.
El resultado se aproxima a 35.45 u al redondear a dos decimales. No se promedian 35 y 37 a partes iguales ni se toma 35.45 como número de neutrones. La composición isotópica puede variar entre muestras.
EJEMPLO 4
10 u × 0.20 + 11 u × 0.50 + 12 u × 0.30 = 11.10 u
En este modelo didáctico, 20 % de los átomos tiene masa 10 u, 50 % tiene 11 u y 30 % tiene 12 u. Las contribuciones son 2.00, 5.50 y 3.60 u. Su suma da la media.
Son masas y abundancias ficticias elegidas para practicar. La media queda entre 10 y 12 u; no tiene por qué coincidir con la masa de un átomo individual.
EJEMPLO 5
10x + 12(1 − x) = 11.4; x = 0.30
En un modelo con solo dos isótopos de masas 10 y 12 u y media 11.4 u, x es la fracción del más ligero. Al desarrollar: 12 − 2x = 11.4; entonces x = 0.6/2 = 0.30.
La mezcla tiene 30 % del isótopo ligero y 70 % del pesado. Se comprueba con 10 × 0.30 + 12 × 0.70 = 11.4 u. No es la composición atribuida a un elemento real.
EJEMPLO 6
12 u × 1.66053906892 × 10⁻²⁷ kg/u ≈ 1.99265 × 10⁻²⁶ kg
Para un átomo de carbono-12, multiplicamos 12 por el valor en kilogramos de una unidad u. Las unidades u se cancelan. En gramos, la misma masa es aproximadamente 1.99265 × 10⁻²³ g.
La definición de 12 u es exacta; la conversión a kg usa una constante medida, con incertidumbre. No confundir la masa de un átomo con la de un mol.
EJEMPLO 7
0.2500 mol × 12.011 g/mol = 3.00275 g ≈ 3.003 g
Tomamos M(C) ≈ 12.011 g/mol para la composición representada por el valor tabulado. La fórmula m = nM convierte 0.2500 mol de átomos de carbono en masa.
El resultado se da con cuatro cifras significativas. Un mol contiene exactamente 6.02214076 × 10²³ entidades especificadas; aquí las entidades son átomos de C.
EJEMPLO 8
M(O₂) ≈ 2 × 15.999 = 31.998 g/mol
Un mol de moléculas O₂ contiene dos moles de átomos O. Por eso, 3 mol de O₂ corresponden a 3 × 31.998 = 95.994 g con los valores de cálculo usados.
El factor 2 se aplica una vez al construir M(O₂). No se vuelve a dividir 95.994 g entre dos; la masa de esa cantidad de O₂ sigue siendo 95.994 g.
EJEMPLO 9
M(H₂O) ≈ 2 × 1.0080 + 15.999 = 18.015 g/mol
La fórmula contiene dos H y un O. La masa molecular media correspondiente es aproximadamente 18.015 u, mientras que la masa molar es aproximadamente 18.015 g/mol.
Con estos valores, 0.5000 mol de H₂O tienen masa 9.0075 g, que se expresa como 9.008 g a cuatro cifras significativas. No sumar solo un H.
EJEMPLO 10
4 Fe(s) + 3 O₂(g) → 2 Fe₂O₃(s)
Como relación estequiométrica ideal para formar Fe₂O₃, 4 mol de Fe requieren 3 mol de O₂ y producen 2 mol de Fe₂O₃. Con M(Fe) = 55.845 y M(O) ≈ 15.999 g/mol: hierro, 223.380 g; oxígeno, 95.994 g; producto, 2 × 159.687 = 319.374 g.
Se cumple 223.380 + 95.994 = 319.374 g. Los números son resultados de cálculo, no precisión experimental garantizada. La ecuación no determina velocidad ni condiciones ni asegura que toda oxidación real del hierro dé únicamente Fe₂O₃.
EJEMPLO 11
n = m/M: 11.169 g / 55.845 g/mol = 0.20000 mol
Para una muestra de hierro con la masa molar de cálculo indicada, dividimos la masa entre M. Se cancelan los gramos y quedan moles.
La operación inversa confirma el resultado: 0.20000 mol × 55.845 g/mol = 11.169 g. Multiplicar m por M daría unidades incorrectas.
EJEMPLO 12
Rn no tiene peso atómico estándar; [222] identifica A = 222
En tablas que muestran [222] para el radón, el entero es el número másico del isótopo radón-222, no una masa atómica estándar de 222 u ni una masa molar exacta de 222 g/mol.
Con Z = 86, un núcleo de ²²²Rn tiene 222 − 86 = 136 neutrones. Para un cálculo preciso de masa de ese isótopo se necesita su masa isotópica medida.
1. ¿Qué unidad corresponde a cada magnitud: masa atómica, Aᵣ y masa molar?
u (o kg), sin unidad y g/mol (o kg/mol), respectivamente. El número másico A tampoco tiene unidad.
2. ¿Cuántos neutrones tiene ¹³C si Z = 6?
13 − 6 = 7. El 13 es un número másico, no la masa isotópica exacta en u.
3. Modelo: 25 % de átomos de 20 u y 75 % de 22 u. ¿Cuál es la masa media?
20 × 0.25 + 22 × 0.75 = 21.5 u. Se usan fracciones de átomos, no porcentajes sin dividir por 100.
4. Modelo: masas 20 y 22 u; media 20.6 u. ¿Qué fracción corresponde al más ligero?
20x + 22(1 − x) = 20.6; x = 0.70. Hay 70 % del ligero y 30 % del pesado.
5. Calcula M(CO₂) usando C = 12.011 y O = 15.999.
M(CO₂) ≈ 12.011 + 2 × 15.999 = 44.009 g/mol. La masa molecular media correspondiente es aproximadamente 44.009 u.
6. ¿Qué masa corresponde a 0.1000 mol de O₂?
0.1000 × 31.998 = 3.1998 g ≈ 3.200 g. La entidad es la molécula O₂, no el átomo O.
7. Según 4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃, ¿cuánta masa de Fe₂O₃ corresponde idealmente a 2 mol de Fe con oxígeno suficiente?
1 mol de Fe₂O₃: 159.687 g con las masas de cálculo dadas y conversión completa al producto indicado. Se consumen 1.5 mol de O₂, equivalentes a 47.997 g.
8. ¿[222] del radón y 12.011 del carbono representan lo mismo?
No. [222] es un número másico de un isótopo; 12.011 es un valor abreviado de masa atómica relativa estándar del carbono.
Consultadas el 7 de octubre de 2026. Los modelos hipotéticos, cálculos y ejercicios son desarrollos didácticos de Editorial Ejemplode.