Atomic Mass
Las masas de átomos individuales son muy, muy pequeñas. Usando un dispositivo moderno llamado espectrómetro de masas, es posible medir tales masas minúsculas. Un átomo de oxígeno-16, por ejemplo, tiene una masa de \(2.66 \times 10^{-23} \: \text{g}\). Si bien las comparaciones de masas medidas en gramos tendrían cierta utilidad, es mucho más práctico tener un sistema que nos permita comparar más fácilmente las masas atómicas relativas., Los científicos decidieron usar el nucleido de carbono-12 como el estándar de referencia por el cual se compararían todas las demás masas. Por definición, a un átomo de carbono-12 se le asigna una masa de 12 unidades de masa atómica \(\left( \text{amu} \right)\). Una unidad de masa atómica se define como una masa igual a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12. La masa de cualquier isótopo de cualquier elemento se expresa en relación con el estándar de carbono-12. Por ejemplo, un átomo de helio-4 tiene una masa de \(4.0026 \: \ text{amu}\). Un átomo de azufre-32 tiene una masa de \(31.972\: \ text{amu}\).,
espectrómetro de Masas esquemático.
el átomo de carbono-12 tiene seis protones y seis neutrones en su núcleo para un número de masa de 12. Dado que el núcleo representa casi toda la masa del átomo, un solo protón o un solo neutrón tiene una masa de aproximadamente \(1 \: \ text{amu}\). Sin embargo, como se ve en los ejemplos de helio y azufre, las masas de átomos individuales no son números enteros., Esto se debe a que la masa de un átomo se ve afectada muy ligeramente por las interacciones de las diversas partículas dentro del núcleo, y se tiene en cuenta la pequeña masa del electrón.
