1. The document discusses atomic mass units (u) and how atomic masses are measured. It defines a unified atomic mass unit (u) as 1/12 the mass of one atom of carbon-12. 2. Atoms have very small masses, on the order of 10-22 grams. Atomic masses are measured using mass spectrometry which can distinguish between isotope masses. 3. The average atomic mass of an element is calculated as the weighted average of the masses of its naturally occurring isotopes, weighted by their relative abundances. This provides a value between the masses of the individual isotopes.

1. Ejemplos:
1. El cloro que se encuentra en la naturaleza es 75,78% de 35Cl (masa atómica de 34,969 uma) y
24,22% de 37Cl (masa atómica de 36,966 uma). Calcule la masa atómica del cloro.
A = [(34,969 uma X 0,7578) + (36,966 uma X 0,2422)] = 35,4527 uma
Esta respuesta tiene sentido: la masa atómica, que en realidad es la masa atómica promedio, se ubica
entre las masas de los dos isótopos y está más cerca del valor del 35Cl, que es el isótopo más abundante.
2.El bromo consta de un 50,69% de 79Br, con una masa de 78,91834 Da, y un 49,31% de 81Br, con una
masa de 80,91629 Da.
A = [(78,91834 uma X 0,5069) + (80,91629 uma X 0,4931)] = 79,903529 uma
Por otro lado, la masa atómica de un isótopo como el
cloro-35, puede relacionarse con el átomo de referencia
carbono-12 comparando la masa de ambos isótopos.
Dicha comparación revela que el isotopo de 𝐶𝑙
17
35
tiene
una masa que es 2,91407 veces mayor que la masa del
isotopo de carbono.
La masa atómica del isótopo de cloro es:
Nota: Como un mol de 𝐶
6
12
pesa 12,0000 g, el masa
atómico del 𝐶𝑙
17
35
es de 34,9688 g/mol
Masa atómica de.Cloro-35 = 34,9688 Da
Masa atómica de.Cloro-35 = 12,0000 Da X 2,91407
Ciudad Bolívar, Venezuela Código: InfoAnaIns-EM-02 / Revisión: 00
Espectrometría de Masas: Conceptos Básicos
#MicroClasesDeCastro / Noviembre, 2021 / Por: José Luis Castro Soto
@jlcastros78 Micro Clases de Castro
José Luis Castro Soto @MicroClasesDeCastro
@MClasesDeCastro
Referencias Bibliográficas
Brown, T., LeMay, H., Murphy, C., Bursten, B., & Woodward, P. (2014). Química, la ciencia central (Decimosegunda ed.).
Naucalpan de Juárez, México: Pearson Educación de México, S.A. de C.V.
Chang, R., & Goldsby, K. (2017). Química (Duodécima ed.). México, D. F., México: McGraw-Hill Interamericana Editores.
Skoog, D., James, F., & Nieman, T. (2001). Principios de Análisis Instrumental (Quinta ed.). Madrid, España: McGraw Hill.
Skoog, D., West, D., Holler, F., & Crouch, S. (2015). Fundamentos de química analítica (Novena ed.). México D.F., México:
Cengage Learning Editores, S.A. de C.V.
Whitten, K., Davis, R., Peck, M., & Stanley, G. (2015). Química (Decima ed.). Madrid, España: Cengage Learning Editores.
Hoy día, se pueden determinar las masas de átomos
individuales con un alto grado de exactitud. Por ejemplo, se
sabe que el átomo de 1H tiene una masa de 1,6735X10-24 g
y el átomo de 16O tiene una masa de 2,6560X10-23 g.
La unidad de masa atómica se define asignando una masa
de exactamente 12 uma a un átomo del isótopo de 12C. En
esas unidades, un átomo de 1H tiene una masa de 1,0078
uma, y un átomo de 16O tiene una masa de 15,9949 uma.
En la espectrometría de masas, en comparación con la
mayoría de los tipos de química, generalmente se está
interesado en la masa exacta de isótopos específicos
de un elemento o es de interés la masa exacta de los
compuestos que contienen un conjunto específico de
isótopos.
Por lo tanto, es necesario distinguir entre las masas:
• 12
C 1
H3
2
H1
m = 12,000 X 1 + 1,008 X 3 + 2,0160 X 1
m = 17,0400 Da
• 13
C 1
H4
m = 13,0000 X 1 + 1,008 X 4
m = 17,0320 Da
• 12
C 1
H4
m = 12,000 X 1 + 1,008 X 4
m = 16,03200 Da
Unidad de Masa Atómica (u)
En los siglos XVIII y XIX, muchos químicos investigaron la composición de los compuestos, dejando de manifiesto que los
elemento tenía una masa relativa característica frente a cada elemento diferente. Aunque estos primeros científicos no
contaban con tecnologíapara determinar lamasa de cadatipode átomo,lograron definiruna escalarelativa demasas atómicas.
Masa atómica promedio
Al buscar la masa atómica del carbono (C) en una tabla periódica, encontrará
que su valor no es de 12,00 uma, sino que es alrededor de 12,0107 uma. La
razón de esta diferencia es que la mayor parte de los elementos de origen
natural se encuentran en la naturaleza como mezclas de isótopos. Para
determinar la masa atómica de un elemento que posee dos o más isótopos
naturales, hay que considerar todas las contribuciones a la media ponderada.
La Unidad de Masa Atómica (u), es una unidad de masa definida
como la doceava parte (1/12) de la masa de un átomo, neutro y
no enlazado, del isotopo carbono-12, en su estado fundamental
eléctrico y nuclear, equivale a 1,66054×10−27 kg.​
Los átomos tienen masas extremadamente pequeñas. Por
ejemplo, la masadel átomomás pesadoes alrededorde4X10-22 g.
1 uma = 1,66054X10-27 Kg/átomo 12C
La uma o Da, se define como 1/12 de la masa
de un átomo neutro de 𝐶
6
12
.
1 uma = 1,66054X10-24 g/átomo 12C
12
1 uma =
6,0221X1023 átomos 12C/mol 12C
1
)
(
12 g 12C/mol 12C
Sin embargo, el término “peso atómico” sigue siendo aceptado debido a su uso tradicional, a
pesar que “masa atómica” es técnicamente más apropiada. En química siempre se están
comparando cantidades de sustancias sujetas a la misma fuerza gravitacional, de tal manera
que cualquier proporción de peso es la misma que la proporción de masa.
Peso Atómico
Desde la época de Dalton, las masas atómicas se han llamado pesos atómicos y la mayoría de
los químicos todavía siguen usando este término. Aunque, lo que estamos describiendo aquí es
masa, no peso. Como tal vez ya lo sepa, el peso de un objeto de masa particular es el resultado
de la atracción gravitacional sobre el objeto. Las viejas costumbres tardan en desaparecer.
Esto significa que al medir la
masa atómica de un elemento,
por lo general se debe
establecer la masa promedio
de la mezcla de sus isótopos.
Esto se puede lograr utilizando
las masas de sus isótopos y
sus abundancias.
Por ejemplo: El carbono en la naturaleza se compone de 12C (98,93%) y
13C (1,07%), sus masas son: 12 uma (exacto) y 13,00335 uma,
respectivamente, estos constituye la masa atómica del carbono:
A = [(12 uma X 0,9893) + (13,00335 uma X 0,0107)] =
A = 12,0107 uma
Observaciones:
• En cálculos es necesario convertir los porcentajes a fracciones. Entonces,
98,90% es 0,9890 y 1,07% es 0,0107.
• Debido a que en el carbono natural hay muchos más átomos de 12C que
de 13C, la masa atómica promedio se acerca más a 12 uma que a
13,00335 uma.
• Cuando se dice que la masa atómica del carbono es de 12,0107 uma, se
hace referencia al valor promedio. Si los átomos de carbono se pudieran
examinar en forma individual, se encontrarían átomos con masa atómica
de exactamente 12 uma o bien de 13,00335 uma, pero ninguno con una
masas de 12,0107 uma
• El 14C, utilizado para datar por el método del carbono radiactivo, se
forma en la parte alta de la atmósfera. La cantidad de 14C en la Tierra
es demasiado pequeña para afectar a la masa atómica del carbono.
• Las masas isotópicas en los cálculos se muestran con tres o cuatro cifras
significativas a la derecha de la coma decimal debido a que los
espectrómetros de masas de alta resolución efectúan mediciones a este
nivel de precisión.
[(masa del isótopo) X (abundancia fraccionaria del isótopo)]
Σ
A =
La masa atómico promedio (A) de un elemento en la naturaleza está dada
por la suma de las masas exactas de cada isótopo ponderadas por su
abundancia fraccional :
Masa Atómica
Sabemos que los átomos son pequeños fragmentos de materia, por lo que tienen
masa. Por lo tanto la masa, que es una medida de la cantidad de materia, la masa
atómica depende del tipo y el número de partículas que contiene. Por acuerdo
internacional la masa de un átomo, se expresan en Unidades de Masa Atómica (u)
o Dalton (Da). ElDalton (Da), es una unidad aceptada aun cuando no es una unidad
del SI. Es necesario destacar, que lo espectrómetros de masa pueden llegar a
discriminar entrela masa de los isótopos,mientrasqueotros métodosno lo hacen.
1,0073
Protón
Masa (uma)
Partícula
5,486X10-4
Electrón
1,0087
Neutrón
Tabla 1. Masas de partículas
subatómicas.
Es importante aclarar, que la abreviatura SI para la unidad de
masa atómica es “u”, pero la abreviatura “uma” es de uso
común. El carbono-12 es el isótopo del carbono que tiene seis
(6) protones y seis (6) neutrones. Al fijar la masa del carbono-12
como 12 uma, se tiene el átomo que se utiliza como referencia
para medir la masa atómica de los demás elementos.
Carbono-12
Fuente: Chang, R., & Goldsby, K. (2017).
Figura 4. Abundancias
naturales de los isótopos
del carbono.
Número
atómico
Masa
atómica
Carbono-13
1,07%
Carbono-12
98,93%
Por lo engorroso que es manejar estos números, es útil una unidad
quesimplifiquesusoperacionesalmomentoderealizar cálculos.
Masa Molecular
La masa molecular de una molécula o ion es la suma de
las masas atómicas que aparecen en la tabla periódica.
Masa Nominal
Comúnmente, se utiliza el termino masa nominal, que es la
masa entera del isótopo.
Para el bromoetano C2H5Br, la masa molecular es:
2 X 12,0107
5 X 1,00794
1 X 79,904
24,0214
5,0397
79,904
108,9651
Carbono (C)
Hidrógeno (H)
Bromo (Br)
=
=
=
:
:
:
a)Así las masa nominales de los isómeros: 12
C1
H4,
13
C1
H4 y 12
C1
H3
2
H1 son 16, 17 y 17 Da,
respectivamente.
b)En el caso del carbono, hidrógeno y bromo, los
isótopos más abundantes son 12C, 1H y 79Br. Por
tanto, la masa nominal del C2H5Br es (2 X 12)
+ (5 X 1) + (1 79) = 108.
Así, para:
12C1H4
+, m/z = 16,032/1 = 16,032
13C1H4
2+,m/z = 17,032/2 = 8,516
Si todas las cargas son +1, m/z = m.
Estrictamente hablando, el referirse a la relación masa-carga de
un ion únicamente como su masa solo es correcto para los
iones monovalentes, pero esta terminología se utiliza por lo
común en la bibliografía sobre la espectrometría de masas.
Relación Masa-Carga (m/z)
La relación masa-carga, m/z, es la cantidad de más interés ya que el espectrómetro separa los iones de acuerdo con esta
relación. El término se obtiene dividiendo la masa atómica o molecular “m” por el número de cargas “z” que tiene el ion. Los
iones con diferentes relaciones m/z son dirigidos al transductor de manera secuencial por medio de un barrido o se hace que
golpeen de manera simultánea un transductor que convierte el número de iones (abundancia) a una señal eléctrica.