¿Cuál es la diferencia entre “ masa molecular ”, “ masa atómica promedio ” y “ masa molar ”?

Masa atómica se refiere a la masa promedio de un átomo. Esto tiene dimensiones de masa , por lo que puede expresarlo en términos de daltons, gramos, kilogramos, libras (si realmente lo desea) o cualquier otra unidad de masa. De todos modos, como dijiste, este es un promedio de las masas de los isótopos, ponderado por su abundancia relativa. Por ejemplo, la masa atómica de $ \ ce {O} $ es $ 15.9994 ~ \ mathrm {u} $ . $ \ mathrm {u} $ es la abreviatura de unidad de masa atómica unificada y 1 u es equivalente a $ 1.661 \ times 10 ^ {- 24} ~ \ mathrm {g} $ . Es exactamente igual que el dalton, pero por lo que he visto, el término dalton se usa más cuando se habla de polímeros, biomoléculas o espectros de masas.

Masa molecular se refiere a la masa promedio de una molécula. De nuevo, esto tiene dimensiones de masa . Es solo la suma de las masas atómicas de los átomos en una molécula. Por ejemplo, la masa molecular de $ \ ce {O2} $ es $ 2 (15.9994 ~ \ mathrm {u}) = 31,9988 ~ \ mathrm {u} $ . No es necesario que calcule la abundancia isotópica relativa ni nada para esto porque ya se tiene en cuenta en las masas atómicas que está utilizando.

El término masa molar se refiere a la masa por mol de sustancia; el nombre implica esto. Esta sustancia puede ser cualquier cosa: un elemento como $ \ ce {O} $ , o una molécula como $ \ ce {O2 } $ . La masa molar tiene unidades de $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ , pero numéricamente es equivalente a las dos anteriores. Entonces, la masa molar de $ \ ce {O} $ es $ 15.9994 ~ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1} } $ y la masa molar de $ \ ce {O2} $ es $ 31.9988 ~ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ .

A veces puede encontrar los términos masa atómica relativa ( $ A_ \ mathrm {r} $ ) o masa molecular relativa ( $ M_ \ mathrm {r} $ ). Estos se definen como la relación de la masa promedio de una partícula (un átomo o una molécula) a un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12. Según la definición , el átomo de carbono-12 tiene un peso de exactamente $ 12 ~ \ mathrm {u} $ . Probablemente esto sea más claro con un ejemplo. Hablemos de la masa atómica relativa del hidrógeno, que tiene una masa atómica de $ 1.008 ~ \ mathrm {u} $ : $$ A_ \ mathrm {r} (\ ce {H}) = \ frac {1.008 ~ \ mathrm {u}} {\ frac {1} {12} \ times 12 ~ \ mathrm {u}} = 1.008 $ $

Tenga en cuenta que esta es una proporción de masas y, como tal, no tiene dimensiones (no tiene unidades adjuntas).Pero, por definición, el denominador siempre es igual a $ 1 ~ \ mathrm {u} $ por lo que la masa atómica / molecular relativa siempre es numéricamente igual a la masa atómica / molecular – la única diferencia es la falta de unidades. Por ejemplo, la masa atómica relativa de $ \ ce {O} $ es 15.9994. La masa molecular relativa de $ \ ce {O2} $ es 31.9988.

Entonces, al final, todo es numéricamente igual, si usas las unidades apropiadas: $ \ mathrm {u} $ y $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ . No hay nada que le impida usar unidades de $ \ mathrm {oz ~ mmol ^ {- 1}} $ , simplemente ya no será numéricamente equivalente. La cantidad que use (masa / masa molar / masa relativa) depende de lo que esté tratando de calcular; el análisis dimensional de su ecuación es muy útil aquí.

Resumen:

• Masa atómica / molecular : unidades de masa
• Masa molar : unidades de masa por cantidad
• Masa atómica / molecular relativa : sin unidades

Una pequeña (y no esencial) nota sobre la definición de $ \ text {u} $ . Está definido por el átomo $ \ ce {^ {12} C} $ , que se define para tener una masa de exactamente $ 12 \ text {u} $ . Ahora el mol también está definido por el átomo $ \ ce {^ {12} C} $ : $ 12 \ text {g} $ de $ \ ce {^ {12} C} $ está definido para contener exactamente $ 1 \ text {mol} $ de $ \ ce {^ {12} C} $ . Y sabemos que un mol de $ \ ce {^ {12} C} $ contiene $ 6.022 \ times 10 ^ {23} $ átomos: llamamos a este número la constante de Avogadro. Eso significa que $ 12 \ text {u} $ debe ser exactamente igual a $ (12 \ text {g}) / (6.022 \ times 10 ^ {23}) $ , y por lo tanto,

$$ 1 \ text {u} = \ frac {1 \ text {g}} {6.022 \ times 10 ^ {23}} = 1.661 \ times 10 ^ {- 24 } \ text {g.} $$

El IUPAC Gold Book proporciona la última referencia en materia de terminología química.

masa atómica relativa (peso atómico), $ A_ \ mathrm {r} $
La relación entre la masa promedio del átomo y la unidad de masa atómica unificada.

La masa atómica relativa (masa atómica promedio como usted lo expresa) es la masa promedio ponderada de todos los isótopos de un elemento en una muestra dada, en relación con la unidad de masa atómica unificada, que se define como uno duodécimo de la masa de un átomo de carbono-12 en su estado fundamental.

masa molecular relativa, $ M_ \ mathrm {r} $
Relación entre la masa de una molécula y la unidad de masa atómica unificada. A veces se denomina peso molecular o masa molar relativa.

Esta es la suma total de las masas atómicas relativas de todos los átomos de una molécula. Por ejemplo, $ \ ce {H2O} $ tiene una masa molecular relativa de $ 1.008 + 1.008 + 15.999 = 18.015 $ .

El Gold Book no tiene una entrada para «masa molar», pero es un término de uso común.

La masa molar es la masa de una sustancia dividida por su cantidad de sustancia (comúnmente llamada número de moles). Por lo tanto, tiene unidades de $ \ mathrm {mass ~ (cantidad ~ de ~ sustancia) ^ {- 1}} $ y se expresa comúnmente en $ \ mathrm {g ~ mol ^ {- 1}} $ . La masa atómica o molecular relativa es solo la masa molar de esa sustancia dividida por $ \ mathrm {1 ~ g ~ mol ^ {- 1}} $ para producir un adimensional cantidad.

Tomemos oxígeno ($ \ ce {O2} $) por ejemplo. Los ejemplos harán que sea más fácil de entender.

Usaremos u, kg y g como unidades de masa. La forma completa de u es la unidad de masa atómica unificada. Comúnmente, la gente también usa amu (unidad de masa atómica) o Da (Dalton). kg es kilogramo yg es gramo.

1 u = masa de un nucleón (protón / neutrón; los constituyentes del núcleo atómico). $ \ pu {1 u} = \ pu {1.66 \ times 10 ^ {- 27} kg} $.

Masa atómica:
Una molécula de oxígeno está constituida por dos átomos de oxígeno. $ \ ce {O2} $ es básicamente $ \ ce {O = O} $ La masa atómica es la masa de un átomo.La masa de un átomo de oxígeno es $ \ pu {(15.9994 \ pm 0.0004) u} $ o aproximadamente $ \ pu {16 u} $.

Masa molecular:
Masa de una molécula de oxígeno, es decir, de una molécula $ \ ce {O2} $ (la entidad $ \ ce {O = O} $ completa). Entonces, la masa de una molécula de oxígeno será $ 2 \ times \ pu {16 u} = \ pu {32 u} $.

Masa molar:
La masa de un mol de oxígeno. 1 mol de oxígeno = $ \ mathrm {6.022 \ times 10 ^ {23}} $ número de moléculas de oxígeno.

Intentemos calcular y ver cómo va.

1 molécula de $ \ ce {O2} $ pesa $ \ pu {32 u} = \ pu {32 \ times 1.66 \ times 10 ^ {- 27} kg} $

Un mol de oxígeno $ \ mathrm {= 6.022 \ times 10 ^ {23}} $ de moléculas de oxígeno Entonces 1 mol de oxígeno pesa $ \ pu {32 \ times 1.66 \ times 10 ^ {- 27} \ times 6.022 \ times 10 ^ {23} kg} = \ pu {0.031988864 kg} = \ pu {31.988 g} = \ text {aproximadamente} \ pu {32 g} $.

1 mol de oxígeno consta de una gran cantidad de moléculas, por lo que cambiamos a una unidad más grande (de u a g) para mayor comodidad. Espero que entiendas las diferencias ahora.