11.1: Características generales de la espectrometría de masas atómica
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En la espectrometría de masas, ya sea de átomos, que se trata en este capítulo, o de moléculas, que se trata en el Capítulo 20, convertimos el analito en iones y luego separamos estos iones en función de la relación de sus masas a sus cargas. En esta sección damos una atención cuidadosa a lo que entendemos por masa, por carga y por relación masa-carga. También damos una breve consideración a cómo generamos y medimos iones, temas tratados con mayor detalle en secciones posteriores.
Pesos atómicos en espectrometría de masas
Trazamos la era moderna de la química hasta el desarrollo de la teoría atómica de John Dalton, que hizo tres hipótesis:
- Los elementos, que son la división más pequeña de la materia con distintas propiedades químicas, están compuestos por átomos. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos, esto no es estrictamente cierto, como veremos en breve, ¡pero no vamos a sostener eso contra Dalton! — y diferente de los átomos de otros elementos. El elemento carbono está hecho de átomos de carbono, los cuales son diferentes de los átomos de oxígeno que componen el oxígeno elemental.
- Los compuestos están compuestos por átomos de dos o más elementos. Debido a que los átomos no se pueden subdividir, los elementos que componen un compuesto siempre están presentes en proporciones de números enteros. Un compuesto que contiene carbono y oxígeno, por ejemplo, puede tener 1 átomo de carbono y 1 átomo de oxígeno (CO) o 1 átomo de carbono y 2 átomos de oxígeno (CO 2), pero no puede tener 1.5 átomos de carbono.
- En una reacción química, los elementos que componen los reactivos se reordenan para hacer nuevos compuestos como productos. Los átomos que componen estos compuestos, sin embargo, no se destruyen, ni se crean nuevos átomos.
La primera hipótesis de Dalton simplemente reconoció al átomo como el bloque básico de construcción de la química. El agua, por ejemplo, está hecha de átomos de hidrógeno y oxígeno. La segunda hipótesis reconoce que para cada compuesto existe una combinación fija de átomos. Independientemente de su fuente (lluvia, lágrimas, o una botella de Evian) una molécula de agua siempre consiste en dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno. La tercera hipótesis de Dalton es una afirmación de que los átomos se conservan en una reacción; esto se conoce más comúnmente como la conservación de la masa.
La estructura del átomo
Aunque Dalton creía que los átomos eran indivisibles, ahora sabemos que están hechos de tres partículas subatómicas más pequeñas: el electrón, el protón y el neutrón. El átomo, sin embargo, sigue siendo la división más pequeña de la materia con distintas propiedades químicas.
Electrones, protones y neutrones. Las propiedades características de los electrones, protones y neutrones, se muestran en la Tabla\(\PageIndex{1}\).
| partícula | masa (g) | carga de la unidad | cargo (en Coulombs, C) |
|---|---|---|---|
| electrón | \(9.10939 \times 10^{-28}\) | \(-1\) | \(-1.6022 \times 10^{-19}\) |
| protón | \(1.67262 \times 10^{-24}\) | \(+1\) | \(+1.6022 \times 10^{-19}\) |
| neutrones | \(1.67493 \times 10^{-24}\) | 0 | 0 |
El protón y el neutrón conforman el núcleo del átomo, que se localiza en el centro del átomo y tiene un radio de aproximadamente\(5 \times 10^{-3} \text{ pm}\). El resto del átomo, que tiene un radio de aproximadamente 100pm, es mayormente espacio vacío en el que los electrones son libres para moverse. De las tres partículas subatómicas, solo el electrón y el protón portan una carga, que podemos expresar como una carga unitaria relativa, tal como\(+1\) o\(-2\), o como una carga absoluta en Coulombs. Debido a que los elementos no tienen carga neta (es decir, son neutros), el número de electrones y protones en un elemento debe ser el mismo.
Números atómicos. ¿Por qué un átomo de carbono es diferente de un átomo de hidrógeno o helio? Una posible explicación es que el carbono y el hidrógeno y el helio tienen diferentes números de electrones, protones o neutrones; La tabla\(\PageIndex{2}\) proporciona los números relevantes.
| elemento | número de protones | número de neutrones 1 | número de electrones |
|---|---|---|---|
| hidrógeno | 1 | 0, 1 o 2 | 2 |
| helio | 2 | 2 | 2 |
| carbono | 6 | 6, 7 u 8 | 6 |
| 1 Aquí solo se muestra el número de neutrones para las formas naturales más importantes de estos elementos. | |||
Obsérvese que aunque la Tabla\(\PageIndex{2}\) muestra que un átomo de helio tiene dos neutrones, un átomo de hidrógeno o carbono tiene tres posibilidades para el número de neutrones. Incluso es posible que un átomo de hidrógeno exista sin neutrones. Claramente, el número de neutrones no es crucial para determinar si un átomo es carbono, hidrógeno o helio. Aunque el hidrógeno, el helio y el carbono tienen diferentes números de electrones, el número no es crítico para la identidad de un elemento. Por ejemplo, es posible separar un electrón del helio para formar un ion helio con una carga de\(+1\) que tenga el mismo número de electrones que el hidrógeno; sin embargo, sigue siendo helio.
Lo que hace que un átomo de carbono es la presencia de seis protones, mientras que cada átomo de hidrógeno tiene un protón y cada átomo de helio tiene dos protones. Al número de protones en un átomo se le llama su número atómico, que representamos como Z.
Masa atómica e isótopos. Los protones y neutrones son de masa similar y mucho más pesados que los electrones (ver Tabla\(\PageIndex{1}\)); así, la mayor parte de la masa de un átomo está en su núcleo. Debido a que no todos los átomos de un elemento necesariamente tienen el mismo número de neutrones, es posible que dos átomos de un elemento difieran en masa. Por esta razón, la suma de los protones y neutrones de un átomo se conoce como su número de masa (A). El carbono, por ejemplo, puede tener un número de masa de 12, 13 o 14 (seis protones y seis, siete u ocho neutrones), y el hidrógeno puede tener un número de masa de 1, 2 o 3 (un protón y cero, uno o dos neutrones).
Los átomos del mismo elemento (misma Z), pero con un número diferente de neutrones (diferente A) se denominan isótopos. El hidrógeno, por ejemplo, tiene tres isótopos (ver Tabla\(\PageIndex{2}\)). El isótopo con 0 neutrones es el más abundante, representando 99.985% de todos los átomos de hidrógeno estables, y es conocido, algo autorreferencialmente, como hidrógeno. El deuterio, que representa 0.015% de todos los átomos de hidrógeno estables, tiene 1 neutrón. El isótopo de hidrógeno con dos neutrones se llama tritio. Debido a que el tritio es radiactivo es inestable y desaparece con el tiempo.
La forma habitual de representar isótopos es con el símbolo\(^A _Z X\) donde X es el símbolo atómico para el elemento. Los tres isótopos de hidrógeno, que tiene un símbolo elemental de H, son\(^1 _1 \text{H}\),\(^2 _1 \text{H}\), y\(^3 _1 \text{H}\). Debido a que el símbolo elemental (X) y el número atómico (Z) proporcionan información redundante, a menudo omitimos el número atómico; así, el deuterio se vuelve\(^2 \text{H}\). A diferencia del hidrógeno, los isótopos de otros elementos no tienen nombres específicos. En cambio, se les nombra tomando el nombre del elemento y agregando la masa atómica. Por ejemplo, los isótopos de carbono se denominan carbono-12, carbono-13 y carbono-14.
Masa atómica
Los átomos individuales pesan muy poco, típicamente\(10^{-24} \text{ g}\) a punto de\(10^{-22} \text{ g}\). Esta cantidad es tan pequeña que no hay manera fácil de medir la masa de un solo átomo. Para asignar masas a átomos es necesario asignar una masa a un átomo y reportar las masas de todos los demás átomos en relación con ese estándar absoluto. Por acuerdo, la masa atómica se expresa en términos de unidades de masa atómica (amu) o Daltons (Da), donde 1 amu y 1 Da se definen como 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12. La masa atómica del carbono-12, por lo tanto, es exactamente de 12 amu. La masa atómica del carbono-13 es 13.00335 amu porque la masa de un átomo de carbono-13 es\(1.0836125 \times\) mayor que la masa de un átomo de carbono-12.
Si calculas las masas de carbono-12 y carbono-13 sumando las masas de electrones, neutrones y protones de cada isótopo de la Tabla\(\PageIndex{1}\) obtendrás una relación de masa de 1.08336, no de 1.0836125. La razón de esto es que las masas en la Tabla\(\PageIndex{1}\) son para electrones, protones y neutrones “libres”; es decir, para electrones, protones y neutrones que no están en un átomo. Cuando se forma un átomo, parte de la masa se pierde. “¿A dónde va? ,” usted pregunta. ¿Recuerdas a Einstein y\(E = mc^2\)? La masa se puede convertir en energía y la masa perdida es la energía nuclear de unión que mantiene unido al núcleo.
Masa Atómica Media. Debido a que el carbono existe en varios isótopos, la masa atómica de un átomo de carbono “promedio” no es exactamente de 12 amu. En cambio se suele reportar en tablas periódicas como 12.01 o 12.011, valores que están más cerca de 12.0 porque 98.90% de todos los átomos de carbono son carbono-12. La Comisión de Abundancias Isotópicas y Pesos Atómicos de la IUPAC actualmente reporta su masa como [12.0096, 12.0116] amu donde los valores entre paréntesis son las estimaciones inferior y superior para la masa promedio en una variedad de materiales naturales. Como se muestra en el siguiente ejemplo, si conoces el porcentaje de abundancia y las masas atómicas de los isótopos de un elemento, entonces puedes calcular su masa atómica promedio.
El elemento magnesio, Mg, tiene tres isótopos estables con las siguientes masas atómicas y abundancias porcentuales:
| isótopo | masa (amu) | porcentaje de abundancia |
| \(^{24} \text{Mg}\) | 23.9924 | 78.70 |
| \(^{25} \text{Mg}\) | 24.9938 | 10.13 |
| \(^{26} \text{Mg}\) | 25.9898 | 11.17 |
Calcular la masa atómica promedio para el magnesio.
Solución
Para encontrar la masa atómica promedio multiplicamos la masa atómica de cada isótopo por su abundancia fraccional (el equivalente decimal de su abundancia porcentual) y sumamos los resultados; así
amu promedio = (0.7870) (23.994 amu) + (0.1013) (24.9938 amu) + (0.1117) (25.9898 amu) amu promedio = 24.32 amu
Como muestra el siguiente ejemplo, también podemos trabajar estos problemas a la inversa, utilizando la masa atómica promedio de un elemento y las masas atómicas de sus isótopos para encontrar el porcentaje de abundancia de cada isótopo.
El elemento galio, Ga, tiene dos isótopos naturales. El isótopo\(^{69} \text{Ga}\) tiene una masa atómica de 68.926 amu y el isótopo\(^{71} \text{Ga}\) tiene una masa atómica de 70.926 amu. La masa atómica promedio para el galio es 69.723. Encuentra el porcentaje de abundancias para los dos isótopos de galio.
Solución
Si dejamos que x sea la abundancia fraccionaria de\(^{69} \text{Ga}\), entonces la abundancia fraccionaria de\(^{71} \text{Ga}\) es 1 — x (es decir, las cantidades totales de\(^{69} \text{Ga}\) y\(^{71} \text{Ga}\) deben sumar hasta uno). Utilizando el mismo enfoque general que Ejemplo\(\PageIndex{1}\), encontramos que
69.723 amu = (x) (68.926 amu) + (1 — x) (70.926 amu)
69.723 amu = 68.926 x amu + 70.926 amu — 70.926 x amu
2.000 x amu = 1.203 amu
x = 0.6015
1 — x = 1 — 0.6015 = 0.3985
Así, 60.15% del galio natural es\(^{69} \text{Ga}\) y 39.85% lo es\(^{71} \text{Ga}\).
Aunque muchas tablas periódicas reportan las masas atómicas a dos lugares decimales, la tabla periódica que consulto con mayor frecuencia, por ejemplo da la masa atómica promedio del carbono como 12.01 amu—el alto poder de resolución de algunos espectrómetros de masas nos permite reportar masas a tres o cuatro decimales.
Relación masa-carga
Como veremos más adelante, un espectrómetro de masas separa los iones en función de su relación masa-carga (m/z), y no en su masa solamente o su carga solamente. Como la mayoría de los iones que se forman durante la espectrometría de masas están cargados individualmente, los espectros a menudo se reportan usando masas (m) en lugar de relaciones de masa a carga; asegúrese de permanecer alerta para esto al observar los espectros de masas.