Nomenclatura moderna de masas atómicas

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En 1961, Edward Guggenheim propuso una serie de modificaciones al lenguaje químico heredado desde el siglo XIX, ya que varios conceptos relacionados se habían acumulado de forma confusa y redundante. Entre ellos se encontraban el mol, el átomo-gramo y el molécula-gramo, así como las distinciones entre peso atómico relativo y peso molecular relativo, o entre peso atómico y peso molecular. Esta situación era, en palabras de algunos historiadores de la ciencia, una verdadera “infelicidad” producto del devenir histórico del proceso de investigación científica.

El objetivo de Guggenheim era simplificar esta terminología, pero en lugar de lograr una unificación clara, introdujo una nueva magnitud: la masa molar, con la intención de sustituir los conceptos de átomo-gramo y molécula-gramo. Sin embargo, su propuesta no fue aceptada de forma unánime. Por ejemplo, las tablas periódicas siguen expresando los valores en términos de pesos relativos, lo que refleja la gran dificultad de alcanzar consensos en la comunidad química.

Figura 1. Edward Armand Guggenheim (1901–1970) fue un físico-químico británico fundamental en la estandarización de conceptos clave de la química moderna. Reconocido por sus contribuciones a la termodinámica, Guggenheim definió rigurosamente magnitudes como la cantidad de sustancia y la masa molar, así como sus respectivas unidades: el mol y el gramo sobre mol. Gracias a su labor, estas unidades se integraron en el Sistema Internacional, lo que permitió una mayor precisión en la enseñanza y aplicación de la química. No obstante, incluso hacia 2025, en algunos contextos aún persiste el uso de nomenclaturas antiguas como molécula-gramo, reflejo de una época en la que la existencia de los átomos aún era debatida. Guggenheim dejó una huella duradera en la ciencia y su pedagogía.

Basándonos en los aportes de Guggenheim, podemos establecer los siguientes conceptos clave con respecto a los pesos atómicos.

Número de entidades

Para evitar la proliferación de ecuaciones que surge al utilizar el teorema $N_i=N_A\cdot n_i$, lo que hemos hecho —y seguiremos haciendo— es asumir que la cantidad de sustancia nin_ini​ puede expresarse directamente en entidades unitarias (lo que vuelve innecesaria la presencia explícita del parámetro $N$) o en conjuntos definidos, como pares, docenas, centenas o moles. De este modo, evitamos la creación de un sistema redundante de fórmulas, así como duplicidades en las ecuaciones y definiciones.

De esta manera, el mol se define como un conjunto de $6.022 140 76 \times 10^{23}$ entidades elementales, lo que lo convierte, por definición, en una magnitud adimensional cuando se interpreta como un número puro de elementos. Es decir, aunque el mol pertenece al Sistema Internacional de Unidades, su valor numérico representa simplemente una cantidad de entidades, sin que estas tengan dimensiones físicas por sí mismas. Esta interpretación permite simplificar significativamente los cálculos y evita la introducción innecesaria de parámetros como $N_A$​, siempre que se entienda que estamos trabajando con unidades de conteo análogas a una docena o una pareja, pero de escala atómica o molecular.

Constante de masa atómica

La constante de masa atómica se convierte en la propia unidad de masa molar (g/mol), ya que si se sustituye el mol por su valor adimensional (6,022 140 76 × 10²³), se obtiene el cociente 1 g / (6,022 140 76 × 10²³), lo que da como resultado el valor de la constante de masa atómica en gramos. Esto implica que la masa molar es, en esencia, sinónima de la masa atómica o masa molecular, pero expresada en gramos sobre mol. Esta equivalencia permite evitar duplicidades tanto conceptuales como algebraicas, unificando el tratamiento de la masa en el ámbito atómico y macroscópico.

Asimismo, la unidad dalton (u) pasa a ser sinónima de g/mol o, de forma equivalente, de 1 g / Nₐ. Esto permite realizar conversiones directas de unidades sin necesidad de utilizar distintos símbolos para parámetros como masa molecular, masa atómica o masa molar, ya que todos ellos representan, en el fondo, una misma magnitud expresada en diferentes contextos. Esta unificación conceptual simplifica notablemente el lenguaje químico y reduce la redundancia en definiciones y ecuaciones.

Referencias

Guggenheim, E. A. (1961). The mole and related quantities. Journal of Chemical Education, 38(2), 86.

Guggenheim, E. A. (1966). Molecules versus moles. Journal of Chemical Education, 43(5), 250.

Mainus, D., & Bindel, T. H. (2024). Introducing High School Students to the Amount of Substance, the Mole, and Avogadro’s Number Through a Hands-On Guided Inquiry Activity Using 3-D Geometrically Shaped Samples of Elements and Cubes Made of LEGO Bricks. Journal of Chemical Education, 101(12), 5540-5546.

Pramann, A., Rienitz, O., & Güttler, B. (2022). The Mole and the New System of Units (SI). In Handbook of Metrology and Applications (pp. 1-30). Singapore: Springer Nature Singapore.