Unidad de masa atómica
La unidad de masa atómica es, como su nombre lo indica, una unidad para medir masas atómicas y masas atómicas relativas. Recordemos que la masa atómica es la suma de las masas de protones y neutrones de un átomo en particular, y varía en los distintos isótopos, a diferencia del peso atómico, también llamado masa atómica relativa, que es una media ponderada de las masas atómicas de los distintos isótopos de un elemento, teniendo en cuenta la abundancia de los mismos en la naturaleza.
La unidad de masa atómica unificada tiene como símbolo la letra u. Esta unidad también es llamada Dalton, en honor al químico con ese apellido, y simbolizada como Da. Esta última nomenclatura es la elegida por el Sistema Internacional de Magnitudes. La unidad de masa atómica corresponde a la doceava parte de la masa atómica del isótopo más abundante del carbono: el carbono 12. Esta unidad equivale aproximadamente a la masa de un protón.
De esta manera, la masa atómica relativa del hidrógeno es de aproximadamente 1 u.
1 gramo es la masa de un mol de unidades de masa atómica. Dicho de otra manera, 1 gramo es el peso de 6 · 1023 u. Por lo tanto, el átomo de carbono 12 tiene una masa atómica de 12 u y un mol de carbono 12 pesa 12 gramos.
Cuando queremos saber la masa de una molécula, tenemos que sumar la masa atómica relativa de los átomos que la componen. Por ejemplo, la masa molecular del NO2 se calcularía de la siguiente forma:
Masa atómica relativa del átomo de N ≈ 14,00 u
Masa atómica relativa del átomo de O ≈ 16,00 u
Entonces la masa molecular del NO2 será 14 + 16+16= 46 u.
Masa de una molécula de NO2 = 14 + 32 = 46 u.
Por lo tanto un mol de NO2, que contiene el número de Avogadro de moléculas de NO2, pesará 46 gramos. Entonces decimos que la masa molar del NO2 es 46 gramos/mol.
Para saber el valor de 1 u en gramos: si tenemos que 1 gramo es el número de Avogadro de u, entonces un u es 1/6,022 141 99 × 1023 gramos.
Si queremos calcular la masa atómica relativa de un elementos, tenemos que considerar los diferentes isótopos del mismo, y su abundancia en la naturaleza. Por ejemplo, el silicio tiene tres isótopos, como vemos en la siguiente tabla.
| Masa | Abundancia |
| 28Si 27.976 u | 92.2297% |
| 29Si 28.976 u | 4.6832% |
| 30Si 29.973 u | 3.0872% |
Para calcular entonces la masa atómica relativa del silicio, hay que sumar las masas atómicas de cada isótopo, multiplicadas por su porcentaje de abundancia dividido entre cien:
Ar(Si) = (27.97693 × 0.922297) + (28.97649 × 0.046832) + (29.97377 × 0.030872) = 28.0854 u.
