1. Masa Atómica

2. MASA ATÓMICA
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 el átomo es
prácticamente despreciable) en un solo
átomo (cuando el átomo no tiene
movimiento).

3. también suelen ser definidas como
peso atómico. Sin embargo, esto no
es del todo acertado debido a que la
masa constituye una propiedad del
cuerpo y el peso varía de acuerdo a la
gravedad.

4. MASA ATÓMICA RELATIVA
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).

5. HISTORIA DE LA MASA ATOMICA
 En la historia de la química, los primeros científicos en
determinar los pesos atómicos fueron John Dalton entre
1803 y 1808, y Jöns Jakob Berzelius entre 1808 y 1826.
Los pesos atómicos fueron definidos originalmente en
relación al elemento hidrógeno, el más ligero,
tomándolo como 1, y en 1820, la hipótesis de Proutn
indicaba que las masas atómicas de todos los
elementos deberían ser un múltiplo entero del peso del
hidrógeno. Sin embargo, Berzelius pronto probó que
esta hipótesis no siempre se sostenía, y en algunos
casos, como el cloro, el peso atómico caía casi
exactamente entre dos múltiplos del peso del
hidrógeno. Posteriormente, se mostró que esto se debía
a un efecto causado por los isótopos, y que la masa
atómica de los isótopos puros, o núclidos, era múltiplo
de la masa del hidrógeno, en un margen de diferencia
del 1 %.

6.  En la década de 1860, Stanislao Cannizzaro refinó los
pesos atómicos aplicando la ley de Avogadro (en el
Congreso de Karlsruhe de 1860). Formuló una ley para
determinar los pesos atómicos de los elementos: las
distintas cantidades del mismo elemento contenido en
distintas moléculas son todas múltiplos enteros del peso
atómico, y determinó los pesos atómicos y pesos
moleculares comparando la densidad de vapor de un
conjunto de gases con moléculas conteniendo uno o más
del elemento químico en cuestión.

7. DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN (1897).
 Al someter a un gas a baja presión a un voltaje
elevado, este emitía unas radiaciones que se
conocieron como rayos catódicos. Se observó que
los rayos catódicos eran partículas negativas (se
desviaban hacia el polo positivo de un campo
eléctrico) con gran energía cinética. La relación
carga/masa de los rayos catódicos es la misma
independientemente del gas del que proceda.Se
supuso que estas partículas deberían estar en
todos los átomos. Thomson las llamó “electrones”.

8. DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN
(1914).
 Se llamó “protón” a la partícula positiva
procedente del gas más ligero (el
hidrógeno), cuya carga coincidía
exactamente con la del electrón. Las cargas
de otros rayos canales eran múltiplos de la
del protón, por lo que supuso que deberían
ser partículas con varios protones unidos.

9. DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN (1932).
 Mediante diversos experimentos se comprobó que
la masa de protones y electrones no coincidía con
la masa total del átomo; por tanto, el físico E.
Rutherford supuso que tenía que haber otro tipo de
partícula subatómica en el interior de los átomos.
Estas partículas se descubrieron en 1932 por el
físico J. Chadwick. Al no tener carga eléctrica
recibieron el nombre de neutrones. El hecho de no
tener carga eléctrica hizo muy difícil su
descubrimiento.

10. EJEMPLO DE MASA ATÓMICA
 El Flúor tiene un número atómico (9) y una
masa atómica de 18.9984 (19), por lo tanto
el número de partículas es : 9 protones, 9
electrones y 10 neutrones.

11. PASOS PARA CALCULAR LA MASA ATÓMICA
1.Consigue el número atómico del elemento o
isótopo.
2.Encuentra el número de neutrones en el núcleo.
3. Suma el total de protones y neutrones.
Elizabeth Iliana Guardado.