Isaac Newton cimentó sus bases en los estudios realizados por Aristóteles y Galileo enunciando sus leyes que se les conoce como leyes de Newton.
1° Ley de Newton o Ley de la inercia
“ Todo cuerpo continua en su estado de reposo o de velocidad uniforme en línea recta a menos que una fuerza neta que actué sobre el y lo obligue a cambiar ese estado “
Inercia: Es la tendencia que presenta un cuerpo en reposo a permanecer inmóvil o la de un cuerpo en movimiento a tratar de no detener.
En consecuencia la primera ley de Newton se le conoce como ley de la inercia.
Ejemplos:
1.- El movimiento de una llanta de bicicleta a la aplicación del freno
2.- El choque de un carro ocasionado por la velocidad alta.
3.- El contacto de un jugador con el otro al no poder detener por diferentes circunstancias
2° Ley de Newton
“ La relación de un objeto es directamente proporcional a la fuerza neta que actúa sobre el, e inversamente proporcional a su masa. “
La dirección de la aceleración es la misma que la de la fuerza neta aplicada.
La aceleración de un determinado cuerpo es directamente proporcional a la fuerza aplicada. Esto significa que la relación de fuerza de aceleración es siempre constante por lo tanto
f1 = f2 = f3 = fm = K (constante)
a1 a2 a3 am
El valor de la K representa la propiedad del cuerpo que recibe el nombre de la masa, m = f/a
lunes, 2 de junio de 2008
LEYES DE KEPLER
Primera ley de Kepler
“ Todos los planetas se mueven en orbitas elípticas en uno de cuyos focos esta el sol “
formula:
Pf1+ Pf2= cte
La ley elipse es una curva que tiene la propiedad, de que la suma de las distancias de cualquiera de sus puntos a otros llamados focos, es una constante.
Segunda Ley de Kepler
“ La recta que une al sol con el planeta barre arias iguales en intervalos de tiempos iguales. “
Así el planeta pasa por el intervalo de tiempo t1 de pa a pb quedando determinada el área A1, si durante otro intervalo de tiempo t2 = t1 pasa de la posición pc a pd determinando el área A2, la segunda ley nos dice que A1=A2
Tercera ley de Kepler
“ El cociente de los cubos de las distancias del sol a dos planetas cuales quiera es igual al cociente de los cuadrados de sus periodos “
Hay que tomar por distancia al sol el promedio de las distancias a los focos.
R= ½ (Pf1+Pf2)
El promedio T es el tiempo que tarda el planeta en dar una vuelta por la siguiente ecuación
“ Todos los planetas se mueven en orbitas elípticas en uno de cuyos focos esta el sol “
formula:
Pf1+ Pf2= cte
La ley elipse es una curva que tiene la propiedad, de que la suma de las distancias de cualquiera de sus puntos a otros llamados focos, es una constante.
Segunda Ley de Kepler
“ La recta que une al sol con el planeta barre arias iguales en intervalos de tiempos iguales. “
Así el planeta pasa por el intervalo de tiempo t1 de pa a pb quedando determinada el área A1, si durante otro intervalo de tiempo t2 = t1 pasa de la posición pc a pd determinando el área A2, la segunda ley nos dice que A1=A2
Tercera ley de Kepler
“ El cociente de los cubos de las distancias del sol a dos planetas cuales quiera es igual al cociente de los cuadrados de sus periodos “
Hay que tomar por distancia al sol el promedio de las distancias a los focos.
R= ½ (Pf1+Pf2)
El promedio T es el tiempo que tarda el planeta en dar una vuelta por la siguiente ecuación
El protón y el núcleo
Continuando con las investigaciones sobre los efectos causados por el paso de una descarga eléctrica en gases a muy baja presión, pero utilizando un cátodo perforado, se observó detrás del mismo un fino haz de luz al cuál denominaron rayos canales.
El estudio de estos rayos permitió verificar que estaban compuestos por partículas cargadas positivamente y con una masa 1.840 veces mayor que la de los electrones. A estas partículas se las denominó protones.
A principios de la década de 1900, dos hechos relativos a los átomos habían quedado claros: contienen electrones y son eléctricamente neutros. Dado que son neutros, cada átomo deberá tener igual número de cargas positivas y negativas, para mantener la neutralidad eléctrica. A principios del siglo XX el modelo aceptado para los átomos era el propuesto por J. J. Tompson. Según su descripción, un átomo podría considerarse una esfera de materia positiva en la cual se encuentran embebidos los electrones.
En 1910 Ernest Rutherford decidió usar partículas alfa para probar la estructura de los átomos. Junto con su colega Hans Geiger Y un estudiante de licenciatura llamado Ernest Marsden, Rutherford efectuó una serie de experimentos en los cuales se utilizaron hojas delgadas de oro y metales como blancos de partículas alfa emitidas por una fuente radiactiva. Ellos observaron que la mayoría de las partículas penetraban la hoja sin desviarse o con una ligera desviación. También observaron que de vez en cuando una partícula alfa se desviaba sorprendentemente. En algunas ocasiones, la partícula alfa podía incluso regresar por la misma trayectoria hacia la fuente emisora. Este fue el descubrimiento más sorprendente, dado que en el modelo de Thompson la carga positiva del átomo era tan difusa que se esperaría que las partículas alfa pasaran con muy poca desviación.
Posteriormente Rutherford, fue capaz de explicar el resultado del experimento de dispersión de partículas alfa, pero tuvo que dejar a un lado el modelo de Thompson y proponer un nuevo modelo para el átomo. Según Rutherford, la mayor parte de un átomo debe ser espacio vacío. Esto explica porqué la mayoría de las partículas alfa pasaron a través de la hoja de oro con poca o ninguna desviación. Las cargas positivas del átomo, están todas concentradas en un conglomerado central dentro del átomo, al que llamó núcleo. Cuando una partícula alfa se acerca al núcleo en el experimento de dispersión, actúa sobre ella una fuerza de repulsión muy grande y en consecuencia sufre una gran desviación. Si una partícula alfa viaja directamente hacia el núcleo, experimenta una repulsión que podía invertir por completo el sentido de su movimiento.
Las partículas cargadas positivamente presentes en el núcleo se llaman protones y cada uno tiene masa de 1.67152 X 10-24 g. En distintos experimentos se encontró que cada protón tiene la misma cantidad de carga que un electrón y es además una 1840 veces más pesado que la partícula cargada negativamente.
En este punto de la investigación, los científicos percibían el átomo de la siguiente manera: en el núcleo esta concentrada la mayor parte de la masa total del átomo, pero aquél ocupa solo 1/1013 del volumen total del átomo. En el caso de átomos y moléculas, las longitudes se expresarán aquí en términos de la unidad SI llamada psicómetro (pm) donde
1 pm = 1 X 10-12m
Un radio atómico típico es de unos 100 pm, mientras que el radio del núcleo atómico es de apenas 5X10-3.Es posible apreciar los tamaños relativos de un átomo y su núcleo imaginando que si un átomo fuera del tamaño del Astrodomo de Houston, el volumen del núcleo sería comparable con el de una pequeña canica. Mientras que los protones están encerrados en el núcleo del átomo, los electrones se consideran esparcidos alrededor del núcleo y a cierta distancia de él.
El estudio de estos rayos permitió verificar que estaban compuestos por partículas cargadas positivamente y con una masa 1.840 veces mayor que la de los electrones. A estas partículas se las denominó protones.
A principios de la década de 1900, dos hechos relativos a los átomos habían quedado claros: contienen electrones y son eléctricamente neutros. Dado que son neutros, cada átomo deberá tener igual número de cargas positivas y negativas, para mantener la neutralidad eléctrica. A principios del siglo XX el modelo aceptado para los átomos era el propuesto por J. J. Tompson. Según su descripción, un átomo podría considerarse una esfera de materia positiva en la cual se encuentran embebidos los electrones.
En 1910 Ernest Rutherford decidió usar partículas alfa para probar la estructura de los átomos. Junto con su colega Hans Geiger Y un estudiante de licenciatura llamado Ernest Marsden, Rutherford efectuó una serie de experimentos en los cuales se utilizaron hojas delgadas de oro y metales como blancos de partículas alfa emitidas por una fuente radiactiva. Ellos observaron que la mayoría de las partículas penetraban la hoja sin desviarse o con una ligera desviación. También observaron que de vez en cuando una partícula alfa se desviaba sorprendentemente. En algunas ocasiones, la partícula alfa podía incluso regresar por la misma trayectoria hacia la fuente emisora. Este fue el descubrimiento más sorprendente, dado que en el modelo de Thompson la carga positiva del átomo era tan difusa que se esperaría que las partículas alfa pasaran con muy poca desviación.
Posteriormente Rutherford, fue capaz de explicar el resultado del experimento de dispersión de partículas alfa, pero tuvo que dejar a un lado el modelo de Thompson y proponer un nuevo modelo para el átomo. Según Rutherford, la mayor parte de un átomo debe ser espacio vacío. Esto explica porqué la mayoría de las partículas alfa pasaron a través de la hoja de oro con poca o ninguna desviación. Las cargas positivas del átomo, están todas concentradas en un conglomerado central dentro del átomo, al que llamó núcleo. Cuando una partícula alfa se acerca al núcleo en el experimento de dispersión, actúa sobre ella una fuerza de repulsión muy grande y en consecuencia sufre una gran desviación. Si una partícula alfa viaja directamente hacia el núcleo, experimenta una repulsión que podía invertir por completo el sentido de su movimiento.
Las partículas cargadas positivamente presentes en el núcleo se llaman protones y cada uno tiene masa de 1.67152 X 10-24 g. En distintos experimentos se encontró que cada protón tiene la misma cantidad de carga que un electrón y es además una 1840 veces más pesado que la partícula cargada negativamente.
En este punto de la investigación, los científicos percibían el átomo de la siguiente manera: en el núcleo esta concentrada la mayor parte de la masa total del átomo, pero aquél ocupa solo 1/1013 del volumen total del átomo. En el caso de átomos y moléculas, las longitudes se expresarán aquí en términos de la unidad SI llamada psicómetro (pm) donde
1 pm = 1 X 10-12m
Un radio atómico típico es de unos 100 pm, mientras que el radio del núcleo atómico es de apenas 5X10-3.Es posible apreciar los tamaños relativos de un átomo y su núcleo imaginando que si un átomo fuera del tamaño del Astrodomo de Houston, el volumen del núcleo sería comparable con el de una pequeña canica. Mientras que los protones están encerrados en el núcleo del átomo, los electrones se consideran esparcidos alrededor del núcleo y a cierta distancia de él.
El electrón
En la segunda mitad del siglo XIX, diversos investigadores se dedicaron a estudiar los efectos que producía una descarga eléctrica en gases encerrados en un tubo de vidrio a muy baja presión.
Emplearon un tubo de vidrio cuyo interior contaba con dos placas metálicas (Electrodos) conectadas una al polo positivo y otra al polo negativo de una fuente de alta tensión, actuando como ánodo y cátodo respectivamente. Además el tubo presentaba una conexión lateral que permitía conectarlo a una bomba para hacer el vacío al aplicar la alta tensión desde el cátodo salían haces de luz blanca débil que se denominaron rayos catódicos.
Estos rayos viajan hasta incidir en la superficie interna del extremo opuesto del tubo. La superficie está recubierta con un material fluorescente, de manera que se observa una intensa fluorescencia de luz cuando la superficie es bombardeada por los electrones. El análisis de estos rayos permitió comprobar que estaban formadas por partículas de electricidad negativa, dándoles el nombre de electrones.
En algunos experimentos al tubo de rayos catódicos se agregaron dos placas cargadas eléctricamente y un electroimán.
La teoría electromagnética establece que un cuerpo cargado en movimiento se comporta como un imán y puede interactuar con los campos eléctrico y magnético a través de los cuales pasa. Dado que el rayo catódico es atraído por la placa con cargas positivas y repelido por la placa con cargas negativas, es claro que debe estar formado por partículas negativas. En la figura 1 se muestra un tubo de rayos catódicos real y el efecto de un imán de barra en el rayo catódico.
En las postrimetrías del siglo XIX J.J. Thompson, utilizó un tubo de rayos catódicos y su conocimiento acerca de los efectos de las fuerzas eléctrica y magnética en una partícula cargada negativamente para obtener la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón. Thompson encontró que la relación es de -1.76 X 10.8 C/g, donde “C” significa coulomb, que es la unidad de carga eléctrica. Después, en experimentos efectuados entre 1908 y 1917, R.A Millikan encontró que la carga del electrón es de
1.60 X 10.19 C. A partir de estos datos es posible calcular la masa del electrón:
Masa del electrón:
Carga
___________
carga/masa
Emplearon un tubo de vidrio cuyo interior contaba con dos placas metálicas (Electrodos) conectadas una al polo positivo y otra al polo negativo de una fuente de alta tensión, actuando como ánodo y cátodo respectivamente. Además el tubo presentaba una conexión lateral que permitía conectarlo a una bomba para hacer el vacío al aplicar la alta tensión desde el cátodo salían haces de luz blanca débil que se denominaron rayos catódicos.
Estos rayos viajan hasta incidir en la superficie interna del extremo opuesto del tubo. La superficie está recubierta con un material fluorescente, de manera que se observa una intensa fluorescencia de luz cuando la superficie es bombardeada por los electrones. El análisis de estos rayos permitió comprobar que estaban formadas por partículas de electricidad negativa, dándoles el nombre de electrones.
En algunos experimentos al tubo de rayos catódicos se agregaron dos placas cargadas eléctricamente y un electroimán.
La teoría electromagnética establece que un cuerpo cargado en movimiento se comporta como un imán y puede interactuar con los campos eléctrico y magnético a través de los cuales pasa. Dado que el rayo catódico es atraído por la placa con cargas positivas y repelido por la placa con cargas negativas, es claro que debe estar formado por partículas negativas. En la figura 1 se muestra un tubo de rayos catódicos real y el efecto de un imán de barra en el rayo catódico.
En las postrimetrías del siglo XIX J.J. Thompson, utilizó un tubo de rayos catódicos y su conocimiento acerca de los efectos de las fuerzas eléctrica y magnética en una partícula cargada negativamente para obtener la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón. Thompson encontró que la relación es de -1.76 X 10.8 C/g, donde “C” significa coulomb, que es la unidad de carga eléctrica. Después, en experimentos efectuados entre 1908 y 1917, R.A Millikan encontró que la carga del electrón es de
1.60 X 10.19 C. A partir de estos datos es posible calcular la masa del electrón:
Masa del electrón:
Carga
___________
carga/masa
El tamaño del átomo
La curiosidad acerca del tamaño y masa del átomo atrajo a cientos de científicos durante un largo período en el que la falta de instrumentos y técnicas apropiadas impidió lograr respuestas satisfactorias.
Posteriormente se diseñaron numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y peso de los diferentes átomos.
Los átomos son muy pequeños; su diámetro es del orden de una diezmillonésima de milímetro, y todos ellos tienen aproximadamente el mismo tamaño - el mayor no llega a superar en tres veces al más pequeño. Para poder darnos una idea de lo que significa una diezmillonésima de milímetro, basta la consideración de que en el punto que ponemos al final de uno de estos párrafos hay suficiente espacio para unos tres mil millones de átomos.
Por ejemplo: El átomo más ligero, el de hidrógeno, tiene un diámetro de aproximadamente 10,10 m. (0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 x l0,27 Kg (la fracción de un kilogramo representada por 17 precedido de 26 ceros y una coma decimal). Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos.
Posteriormente se diseñaron numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y peso de los diferentes átomos.
Los átomos son muy pequeños; su diámetro es del orden de una diezmillonésima de milímetro, y todos ellos tienen aproximadamente el mismo tamaño - el mayor no llega a superar en tres veces al más pequeño. Para poder darnos una idea de lo que significa una diezmillonésima de milímetro, basta la consideración de que en el punto que ponemos al final de uno de estos párrafos hay suficiente espacio para unos tres mil millones de átomos.
Por ejemplo: El átomo más ligero, el de hidrógeno, tiene un diámetro de aproximadamente 10,10 m. (0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 x l0,27 Kg (la fracción de un kilogramo representada por 17 precedido de 26 ceros y una coma decimal). Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos.
Historia del átomo
Antiguamente, se consideraba al átomo como la partícula más pequeña, indivisible e infinitamente minúscula. No obstante, parece probado que el átomo está formado a su vez, por electrones que giran alrededor de un núcleo constituído por otros corpúsculos menores que giran equidistantes entre sí, y que son los protones, neutrones, positrones y mesones. Se sabía desde comienzos del siglo XX que el átomo poseía una estructura; hoy puede descomponerse ésta en sus partes constitutivas.
Los átomos, o más bien las partes de que están formados, son los elementos básicos de construcción de toda la materia. Constituyen además la fuente principal de la luz, la base del magnetismo, el lugar de emplazamiento normal de los electrones que corporeizan la electricidad y los ingredients fundamentals de toda la química.
Se sabe ya mucho del átomo, la mayor parte de ello con gran presición. Ya no se sigue considerando al átomo como indivisible, pero continúa siendo la parte más pequeña de un elemento que conserva las propiedades químicas del mismo.
Los átomos son divisibles por fisión, que se logra por bombardeo con neutrones, lo que da lugar a la reacción en cadena, característica de las bombas atómicas del tipo A; o por fusión con altas temperaturas, que constituye la reacción termonuclear.
Los átomos, o más bien las partes de que están formados, son los elementos básicos de construcción de toda la materia. Constituyen además la fuente principal de la luz, la base del magnetismo, el lugar de emplazamiento normal de los electrones que corporeizan la electricidad y los ingredients fundamentals de toda la química.
Se sabe ya mucho del átomo, la mayor parte de ello con gran presición. Ya no se sigue considerando al átomo como indivisible, pero continúa siendo la parte más pequeña de un elemento que conserva las propiedades químicas del mismo.
Los átomos son divisibles por fisión, que se logra por bombardeo con neutrones, lo que da lugar a la reacción en cadena, característica de las bombas atómicas del tipo A; o por fusión con altas temperaturas, que constituye la reacción termonuclear.
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