Materia

Peso Atómico Estándar
El peso atómico (también llamado Masa Atómica Relativa) (símbolo: A) es una cantidad física definida como la suma de la cantidad de las masas y del número atómico con el símbolo (Z) de un elemento (de un origen dado) expresados en Unidad de masa atómica o U.M.A. (es decir, a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12). El concepto se utiliza generalmente sin mayorcalificación para referirse al peso atómico estándar, que a intervalos regulares publica la International Union of Pure and Applied Chemistry(IUPAC).  Se pretende que sean aplicables a materiales de laboratorios normales.
Los valores de estos pesos atómicos estándar están reimpresos en una amplia variedad de libros de texto, catálogos comerciales, pósters, etcétera. Para describir esta cantidad física sepuede usar también la expresión masa atómica relativa. Desde por lo menos 18605 y hasta el decenio de 1960, el uso continuado de la locución ha atraído una controversia considerable6 (véase más adelante).
A diferencia de las masas atómicas (las masas de los átomos individuales), los pesos atómicos no son constantes físicas. Varían de una muestra a otra. Sin embargo, en muestras normales sonsuficientemente constantes para ser de importancia fundamental en química. No se debe confundir al peso atómico con la masa molecular.















Masa Atómica Relativa
La masa atómica (ma) es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades de masa atómica unificada. La masa atómica puede ser considerada como la masa total de protones y neutrones (pues la masa de los electrones en elátomo es prácticamente despreciable) en un solo átomo (cuando el átomo no tiene movimiento). La masa atómica es algunas veces usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa, masa atómica media y peso atómico; estos últimos difieren sutilmente de la masa atómica. La masa atómica está definida como la masa de un átomo, que sólo puede ser de un isótopo a la vez, y no es un promedioponderado en las abundancias de los isótopos. En el caso de muchos elementos que tienen un isótopo dominante, la similitud/diferencia numérica real entre la masa atómica del isótopo más común y la masa atómica relativa o peso atómico estándar puede ser muy pequeña, tal que no afecta muchos cálculos bastos, pero tal error puede ser crítico cuando se consideran átomos individuales. Para elementos con másde un isótopo común, la diferencia puede llegar a ser de media unidad o más (por ejemplo, cloro). La masa atómica de un isótopo raro puede diferir de la masa atómica relativa o peso atómico estándar en varias unidades de masa.
El peso atómico estándar se refiere a la media de las masas atómicas relativas de un elemento en el medio local de la corteza terrestre y la atmósfera terrestre, como estádeterminado por la Commission on Atomic Weights and Isotopic Abundances (Comisión de Pesos Atómicos y Abundancias Isotópicas) de la IUPAC. Estos valores son los que están incluidos en una tabla periódica estándar, y es lo que es más usado para los cálculos ordinarios. Se incluye una incertidumbre en paréntesis que frecuentemente refleja la variabilidad natural en la distribución isotópica, en vezde la incertidumbre en la medida. Para los elementos sintéticos, el isótopo formado depende de los medios de síntesis, por lo que el concepto de abundancia isotópica natural no tiene sentido. En consecuencia, para elementos sintéticos, el conteo total de nucleones del isótopo más estable (esto es, el isótopo con la vida media más larga) está listado en paréntesis en el lugar del peso atómicoestándar. El litio representa un caso único, donde la abundancia natural de los isótopos ha sido perturbada por las actividades humanas al punto de afectar la incertidumbre en su peso atómico estándar, incluso en muestras obtenidas de fuentes naturales, como los ríos.
La masa atómica relativa es un sinónimo para peso atómico y está cercanamente relacionado a masa atómica promedio (pero no es un...