Masa Atómica

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).

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.

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).

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 Proutnindicaba 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 %.

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.

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”.

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.

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.

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.

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.