Número atómico, masa atómica y masa atómica relativa

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Número atómico, masa atómica y masa atómica relativa
La masa atómica relativa es un sinónimo para peso atómico y está cercanamente relacionada con la masa atómica promedio (pero no es un sinónimo de masa atómica), la media ponderada de las masas atómicas de todos los átomos de un elemento químico encontrados en una muestra particular, ponderados por abundancia isotópica.
Para determinar la masa atómica relativa (Ar) del elemento en esta muestra, basta con calcular la media ponderada de los pesos de cada isótopo considerando su abundancia (%), y después dividirlo por el peso unitario del 12C.
Los átomos de cada elemento tienen un número característico de protones. De hecho, este determina qué átomo estamos viendo (por ejemplo, todos los átomos con 6 protones son átomos de carbono); el número de protones de un átomo se denomina número atómico. En cambio, el número de neutrones de un elemento dado puede variar. Las formas del mismo átomo que difieren solo en el número de neutrones se llaman isótopos. En conjunto, el número de protones y de neutrones determinan el número de masa de un elemento (número de masa = protones + neutrones). Si se quiere calcular cuántos neutrones tiene un átomo, solo se tiene que restar el número de protones, o número atómico, del número de masa.
Una propiedad estrechamente relacionada con el número de masa de un átomo es su masa atómica. La masa atómica de un átomo individual es simplemente su masa total y generalmente se expresa en unidades de masa atómica (uma). Por definición, un átomo de carbono con seis neutrones (carbono-12) tiene una masa atómica de 12 uma. La masa atómica de un átomo en general será muy cercana a su número de masa aunque tendrá algunas diferencias en los decimales.
Debido a que los isótopos de un elemento tienen diferentes masas atómicas, los científicos también pueden determinar la masa atómica relativa (denominada algunas veces peso atómico) de un elemento. La masa atómica relativa es un promedio de las masas atómicas de los diferentes isótopos en una muestra y la contribución de cada isótopo al promedio se determina por medio de la cantidad que representa dentro de la muestra. Las masas atómicas relativas que aparecen en la tabla periódica (como la del hidrógeno, que se muestra a continuación) se calculan en todos los isótopos naturales de cada elemento, los cuales se ponderan con base en su abundancia en la Tierra. 
Isótopos y decaimiento radiactivo
Como se mencionó anteriormente, los isótopos son diferentes formas de un elemento que tienen el mismo número de protones pero diferente número de neutrones. Muchos elementos, como el carbono, potasio y uranio, tienen varios isótopos que ocurren de forma natural. Un átomo neutro de carbono-12 contiene seis protones, seis neutrones y seis electrones; por lo tanto, tiene un número de masa de 12 (seis protones y seis neutrones). El carbono-14 neutro contiene seis protones, ocho neutrones y seis electrones, así que su número de masa es 14 (seis protones y ocho neutrones). Estas dos formas alternas de carbono son isótopos.
Algunos isótopos son estables, pero otros pueden emitir, o desprender, partículas subatómicas para lograr una configuración más estable de menor energía. Dichos isótopos se denominan radioisótopos y el proceso en el cual liberan partículas y energía se conoce como decaimiento. El decaimiento radiactivo puede causar un cambio en el número de protones en el núcleo; cuando esto sucede, la identidad del átomo cambia (por ejemplo, el carbono-14 decae a nitrógeno-14).
El decaimiento radiactivo es un proceso aleatorio pero exponencial, y la vida media de un isótopo es el periodo durante el cual la mitad del material decaerá para convertirse en un producto diferente y relativamente más estable. La proporción entre el isótopo original, su producto de decaimiento e isótopos estables varía de manera predecible: esto permite que la abundancia relativa del isótopo sea utilizada como un reloj que mide el tiempo desde la incorporación del isótopo (a un fósil, por ejemplo) hasta el presente.
Dado que las plantas consumen dióxido de carbono del aire para formar azúcares, la cantidad relativa de carbono-14 en sus tejidos será igual a la concentración de carbono-14 en la atmósfera. Como los animales comen plantas (o a otros animales que comen plantas), las concentraciones de carbono-14 en sus cuerpos también coincidirán con la concentración atmosférica. Cuando un organismo muere, deja de consumir carbono-14, así que la proporción entre carbono-14 y carbono-12 en sus restos (como huesos fosilizados) disminuirá gradualmente conforme el carbono-14 decaiga a nitrógeno-14
Después de una vida media de aproximadamente 5730 años, la mitad del carbono-14 que estaba presente inicialmente se habrá convertido en nitrógeno-14. Esta propiedad puede utilizarse para datar objetos que anteriormente eran seres vivos, como huesos o madera viejos. Comparando la proporción de concentraciones entre el carbono-14 y el carbono-12 en un objeto con la misma proporción en la atmósfera (equivalente a la concentración inicial de carbono en el objeto), se puede determinar la fracción de isótopo que todavía no ha decaído. Con base en esta fracción, puede calcularse la edad del material con precisión si no tiene mucho más de 50,000 años. Otros elementos tienen isótopos con diferentes vidas medias y, por lo tanto, pueden utilizarse para medir la edad en diferentes escalas de tiempo