FISICA GENERAL -

FISICA GENERAL
APELLIDOS:ORTIZ CALLE
NOMBRE:DUDSAN
TEMA:FISICA Y MEDICIONES-ESTRUCTURA DE LA MATERIAINTERACCIONES-SUMA Y DIFERENCIA DE VECTORES.
PROFESOR:BALTAZAR FRANCO.
FISICA Y MEDICIONES
¿QUÉ ES LA FISICA?
La palabra viene del termino griego que significa naturaleza y por ello la física debía ser una ciencia
dedicada al estudio de todos los fenómenos naturales.
En verdad hasta principios del siglo 19 se entendía la física en amplio sentido y se denomino filosofía
natural,sin embargo durante el siglo 19 y hasta muy recientemente, la física estuvo restringida al
estudio de un grupo mas limitado de fenómenos designados por el nombre de fenómenos físicos y
definidos sin precisión como procesos en los cuales la naturaleza delas sustancias participantes no
cambia.
Esta definición poco precisa de la física ha sido gradualmente descartada retornándose al concepto mas
amplio y mas fundamental de antes ,por ello,podemos decir que la física es una ciencia cuyo objetivo es
estudiar las componentes de la materia y sus interacciones mutuas.En función de las interacciones el
científico explica las propiedades de la materia en conjunto, así como ,los otros fenómenos que
observamos en la naturaleza.
LAS PARTES CLASICAS DE LA FISICA
El hombre poseedor de una mente investigadora, ha tenido siempre una gran curiosidad acerca de cómo
funciona la naturaleza.Al principio sus únicas fuentes de información fueron sus sentidos y por ello
clasifico los fenómenos observados de acuerdo a la manera en q los percibía.La luz fue relacionada con la
visión y la óptica se desarrollo como una ciencia mas o menos independiente asociada a ella.El sonido fue
relacionado con la audición y la acústica s desarrollo como una ciencia correlativa.
El calor fue relacionado a otra clase de sensación física y por muchos años el estudio del calor denominado
termodinámica fue otra parte autónoma de la física.El movimiento evidentemente es el mas común de
todos los fenómenos observados directamente y la ciencia del movimiento ,la mecánica,se desarrollo mas
temprano q cualquier rama de la física.El movimiento de los planeta causado por la interacción
gravitatoria así como la caída libre de os cuerpos fueron explicados satisfactoriamente por las leyes de la
mecánica.El electromagnetismo,no estando relacionado directamente con ninguna experiencia sensorial a
pesar de ser responsable de la mayoría de ellas-no apareció como una rama organizada de la física sino
hasta el siglo 19.
De esta manera en el siglo 19 la física aparecía dividida en unas pocas ciencias o ramas llamadas
clásicas:mecánica,calor,sonido,óptica y electromagnetismo con muy poca o ninguna conexión entre
ellas,aunque la mecánica fue con toda propiedad el principio guía para todas ellas.Y así la física se enseño
de este modo a los estudiantes hasta hace poco.Últimamente una nueva rama denominada física moderna
q cubre los desarrollos del siglo 20 se ha agregado a estas ramas clásicas.
Las ramas clásicas de la física son y lo seguirán siendo campos muy importantes de especialización y
actividad profesional,sin embrago,no tiene ya sentido estudiar los fundamentos de la física de tal modo.El
mismo conjunto de fenómenos incluidos bajo el electromagnetismo y la física moderna han producido
nueva tendencia en el pensamiento q mira a los fenómenos físicos desde un punto de vista unificado y mas
lógico, y esta es una de las grandes proezas del siglo 20.
Esta presentación unificada de la física requiere una reevaluación de la física clásica desde un punto de
vista moderno y no una división de la física en clásica y moderna.Es claro q habrá siempre una física
moderna en el sentido q habrá una física contemporánea en proceso de desarrollo.Esta física moderna
requerirá a cada momento de una revisión y reevaluación de ideas y principios previos.
Las físicas clásica y moderna deberán integrarse en cada etapa en un solo cuerpo de conocimiento.La
física será siempre un todo que debe considerarse de una manera lógica y consecuente.
MEDICIONES Y UNIDADES
Para la física y la química, en su calidad de ciencias experimentales, la medida constituye una
operación fundamental. Sus descripciones del mundo físico se refieren a magnitudes o propiedades
medibles. Las unidades, como cantidades de referencia a efectos de comparación, forman parte de los
resultados de las medidas. Cada dato experimental se acompaña de su error o, al menos, se escriben
sus cifras de tal modo que reflejen la precisión de la correspondiente medida.
Magnitud, cantidad y unidad
La noción de magnitud está inevitablemente relacionada con la de medida. Se denominan magnitudes
a ciertas propiedades o aspectos observables de un sistema físico que pueden ser expresados en forma
numérica. En otros términos, las magnitudes son propiedades o atributos medibles.
La longitud, la masa, el volumen, la fuerza, la velocidad, la cantidad de sustancia son ejemplos de
magnitudes físicas. La belleza, sin embargo, no es una magnitud, entre otras razones porque no es
posible elaborar una escala y mucho menos un aparato que permita determinar cuántas veces una
persona o un objeto es más bello que otro. La sinceridad o la amabilidad tampoco lo son. Se trata de
aspectos cualitativos porque indican cualidad y no cantidad.
En el lenguaje de la física la noción de cantidad se refiere al valor que toma una magnitud dada en un
cuerpo o sistema concreto; la longitud de esta mesa, la masa de aquella moneda, el volumen de ese
lapicero, son ejemplos de cantidades. Una cantidad de referencia se denomina unidad y el sistema
físico que encarna la cantidad considerada como una unidad se denomina patrón.
SISTEMAS DE UNIDADES
En las ciencias físicas tanto las leyes como las definiciones relacionan matemáticamente entre sí grupos,
por lo general amplios, de magnitudes. Por ello es posible seleccionar un conjunto reducido pero completo
de ellas de tal modo que cualquier otra magnitud pueda ser expresada en función de dicho conjunto. Esas
pocas magnitudes relacionadas se denominan magnitudes fundamentales, mientras que el resto que
pueden expresarse en función de las fundamentales reciben el nombre de magnitudes derivadas.
Unidades fundamentales
Unidad de Longitud: El metro (m) es la longitud recorrida por la luz en el vacío durante un
período de tiempo de 1/299 792 458 s.
Unidad de Masa: El kilogramo (kg) es la masa del prototipo internacional de platino irradiado que
se conserva en la Oficina de Pesas y Medidas de París.
Unidad de Tiempo: El segundo (s) es la duración de 9 192 631 770 períodos de la radiación
correspondiente a la transición entre dos niveles fundamentales del átomo Cesio 133.
Unidad de Corriente Eléctrica: El ampere (A) es la intensidad de corriente, la cual al
mantenerse entre dos conductores paralelos, rectilíneos, longitud infinita, sección transversal circular
despreciable y separados en el vacío por una distancia de un metro, producirá una fuerza entre estos dos
conductores igual a 2 x 10-7 N por cada metro de longitud.
Unidad de Temperatura Termodinámica: El Kelvin (K) es la fracción 1/273,16 de la
temperatura termodinámica del punto triple del agua.
Unidad de Intensidad Luminosa: La candela (cd) es la intensidad luminosa, en una dirección
dada, de una fuente que emite radiación monocromática de frecuencia 540 x 10 12 hertz y que tiene una
intensidad energética en esta dirección de 1/683 W por estereorradián (sr).
Unidad de Cantidad de Sustancia: El mol es la cantidad de materia contenida en un sistema y que tiene
tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 kilogramos de carbono 12. Cuando es utilizado el
mol, deben ser especificadas las entidades elementales y las mismas pueden ser átomos, moléculas, iones,
electrones, otras partículas o grupos de tales partículas.
Las unidades base del Sistema Internacional de Unidades son:
MAGNITUD BASE
NOMBRE
longitud
masa
tiempo
corriente eléctrica
temperatura termodinámica
cantidad de sustancia
intensidad luminosa
metro
kilogramo
segundo
Ampere
Kelvin
mol
candela
SIMBOLO
m
kg
s
A
K
mol
cd
Unidades derivadas
Ciertas unidades derivadas han recibido unos nombres y símbolos especiales. Estas unidades pueden así
mismo ser utilizadas en combinación con otras unidades base o derivadas para expresar unidades de otras
cantidades. Estos nombre y símbolos especiales son una forma de expresar unidades de uso frecuente.
coulomb (C): Cantidad de electricidad transportada en un segundo por una corriente de un amperio.
joule (J): Trabajo producido por una fuerza de un newton cuando su punto de aplicación se desplaza la
distancia de un metro en la dirección de la fuerza.
newton (N): Es la fuerza que, aplicada a un cuerpo que tiene una masa de 1 kilogramo, le comunica
una aceleración de 1 metro por segundo, cada segundo.
pascal (Pa): Unidad de presión. Es la presión uniforme que, actuando sobre una superficie plana de 1
metro cuadrado, ejerce perpendicularmente a esta superficie una fuerza total de 1 newton.
volt (V): Unidad de tensión eléctrica, potencial eléctrico, fuerza electromotriz. Es la diferencia de
potencial eléctrico que existe entre dos puntos de un hilo conductor que transporta una corriente de
intensidad constante de 1 ampere cuando la potencia disipada entre esos puntos es igual a 1 watt.
watt (W): Potencia que da lugar a una producción de energía igual a 1 joule por segundo.
ohm (W): Unidad de resistencia eléctrica. Es la resistencia eléctrica que existe entre dos puntos de un
conductor cuando una diferencia de potencial constante de 1 volt aplicada entre estos dos puntos produce,
en dicho conductor, una corriente de intensidad 1 ampere, cuando no haya fuerza electromotriz en el
conductor.
weber (Wb): Unidad de flujo magnético, flujo de inducción magnética. Es el flujo magnético que, al
atravesar un circuito de una sola espira produce en la misma una fuerza electromotriz de 1 volt si se anula
dicho flujo en 1 segundo por decrecimiento uniforme.
ESTRUCTURA DE LA MATERIA
Toda la materia viva está compuesta por:
Agua (hasta 70-80% del peso celular), bioelementos primarios como C, O, N, H, P y S, imprescindibles
para formar los principales tipos de moléculas biológicas (glúcidos, lípidos, proteínas y ác. nucleicos)
bioelementos secundarios: todos los restantes; algunos son imprescindibles como el Ca, Na, Cl, K, Mg, Fe,
etc., otros sólo son fundamentales para especies determinadas.
Para entender la vida tal como la conocemos, primero debemos entender un poco de química
orgánica. Las moléculas orgánicas contienen carbono e hidrógeno básicamente basicamente.
Mientras que muchos químicos orgánicos también contienen otros elementos, es la unión del carbono
- hidrógeno lo que los define como orgánicos.
ESTRUCTURA ATOMICA
Cada elemento químico está constituido por unidades más pequeñas denominadas átomos. Cada
átomo está formado por un núcleo central y 1 o más capas de electrones. Dentro del núcleo residen
partículas subatómicas: protones (de carga positiva) y neutrones (partículas del mismo peso, pero sin
carga).
El número de protones del núcleo es característico de cada elemento y es llamado número atómico, Ej:
Hidrógeno: 1, Carbono: 6, Fósforo : 15. Sin embargo, diferentes átomos de un mismo elemento
pueden tener distinto número de neutrones en el núcleo, llamándose isótopos.
Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones del espacio denominadas órbitas, los átomos grandes
albergan a varias órbitas o capas de electrones, el orbital más externo se llama la capa de valencia, porque
determina cuantos enlaces puede formar un átomo. Debido a su repulsión mutua, solo un determinado
número de electrones puede ocupar el espacio cercano al núcleo, la capa más cercana solo puede tener dos
electrones, la segunda capa puede tener hasta 8 e- en varios orbitales.
Así como los átomos son las menores partículas de un elemento, una molécula es la menor partícula de un
compuesto; consta de dos o más átomos, iguales o diferentes, que se mantienen unidos mediante las
interacciones o enlaces de los electrones de las capas mas externas. Los principios básicos de la reactividad
atómica son:
-Un átomo es estable (no reaccionará con otros) cuando su capa externa de electrones esté completamente
ocupada o completamente vacía.
-Un átomo es reactivo cuando su capa externa de electrones externa solo está parcialmente llena, y puede
lograr estabilidad al perder electrones, al ganarlos o compartirlos con otro átomo, esto da como resultado
fuerzas llamadas enlaces químicos que mantiene juntos los átomos en la molécula. Los enlaces pueden ser
iónicos o covalentes
INTERACCION O ENLACE IONICO
En este enlace uno de los átomos toma un electrón de la capa de valencia del otro, quedando el primero con
carga negativa por el electrón adicional y el segundo con carga positiva al perderlo; el enlace se debe a una ley
de la física ampliamente conocida: los polos opuestos se atraen. Cuando un átomo o molécula tiene carga
eléctrica se le conoce como ión, de aquí el nombre.
Por ejemplo un átomo de Cloro al aceptar 1 e- del Sodio queda cargado negativamente, forma el ión Cloruro
Cl-, (anión) mientras que el Sodio queda con un electrón menos y forma el catión Na+ (cargado positivamente).
Los iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base
del enlace iónico, en el ejemplo anterior la sustancia resultante es el Cloruro de Sodio ClNa (sal común).
Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro: sodio (en la izquierda) pierde su única valencia
de electrones al cloro(derecha).
resultando en un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente
(derecha).
Características del enlace iónico.
-Se rompe con facilidad obteniéndose los iones que lo forman, generalmente basta disolver la sustancia.
-Las substancias con enlaces iónicos son solubles en solventes polares.
INTERACCION O ENLACE COVALENTE
El segundo tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los
enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre
cuando dos (o más) elementos comparten electrones. Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se
enlazan. Ya que ninguno de los elementos que participan en el enlace querrán ganar electrones, estos
elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia.
La distribución de e- compartidos y no compartidos es lo que determina la estructura tridimensional de las
moléculas
Un buen ejemplo de un enlace covalente es el que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de
hidrógeno (H) tienen un electrón de valencia en su primera capa. Puesto que la capacidad máxima de esta
capa es de dos electrones, cada átomo de hidrógeno "querrá" tomar un segundo electrón. En un esfuerzo por
conseguir un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el
compuesto H2. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia. Lo
mismo ocurre con el oxígeno, solo que tiene un enlace doble, con 2 enlaces covalentes.
ENLACES POLARES Y NO POLARES
En realidad, hay dos sub-tipos de enlaces covalentes. La molécula H2 es un buen ejemplo del primer tipo de
enlace covalente: el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H 2 tienen una igual atracción (o
afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y
se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un
enlace no polar . Los enlaces O-O y C-H son no polares.
Los enlaces covalentes son muy fuertes y su estabilidad poco se afecta por la presencia de solventes. Un
ejemplo típico de enlace covalente es el enlace Carbono-Carbono que se presenta en gran número de
compuestos orgánicos.
En la práctica, los orbitales compartidos no se encuentran repartidos de manera equivalente, ya que los átomos
más electronegativos tienden a mantener a los electrones en su cercanía y, por lo tanto, el orbital molecular de
enlace presenta mayor volumen en la vecindad del átomo electronegativo. Los enlaces covalentes en los que
ambos átomos participantes poseen una electronegatividad semejante (como en los enlaces C-C), no presentan
diferencias en la carga electrónica a lo largo de la molécula, por tanto su carga eléctrica es también uniforme y
se dice que no poseen polaridad.
Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos, o difieren en
su electronegatividad (poder del átomo en una molécula para atraer electrones). Los enlaces covalentes polares
ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como
para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polar los electrones que se enlazan
pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen
ejemplo del enlace polar covalente es el enlace H-O en la molécula de agua.
Sin embargo, en muchos casos el enlace covalente se forma entre átomos de distinta electronegatividad y en
consecuencia los electrones se agrupan más cerca de aquel átomo electronegativo, como consecuencia un lado de
la molécula es electro deficiente (posee carga parcial positiva) y el otro es electrodenso (posee carga parcial
negativa). Este tipo de enlaces se designan como enlaces covalentes polares y las moléculas con este desbalance
de cargas se designan como dipolares.
Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en rojo) enlazados a un átomo de oxígeno
(en azul). El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su
envoltura de valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones
de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus
propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.
H2O: una molécula de agua
Características del enlace covalente.
-Es muy fuerte y se rompe con dificultad. Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es
marcada, tenemos un enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes polares.
Ejemplo: un enlace O-H
-Si la diferencia de electronegatividad es poca, tenemos un enlace no polar y se favorecerá la solubilidad de la
sustancia en solventes no polares. Ejemplo: un enlace C-H o C-C.
PUENTE HIDROGENO
La presencia de cargas parciales sobre los átomos de oxígeno e hidrógeno de la molécula del agua hace posible
que entre ellas mismas se formen enlaces débiles debido a la atracción electrostática, llamados puentes de
hidrógeno. Dada la estructura de la molécula de agua, se pueden formar hasta 4 puentes de H, dos a través del
átomo de Oxígeno y uno por cada átomo de Hidrógeno.
Son interacciones polares y su intensidad es cerca de 5-10% de enlace covalente. En el enlace por puente de
hidrógeno los tipos más importantes de fuerzas de atracción son débiles y estos enlaces son los causantes de
que el agua sea un líquido a temperatura ambiente en lugar de un gas. Donde existe un hidrógeno unido a un
elemento fuertemente electronegativo se establece una unión intermolecular, precisamente entre el H de una
molécula y el elemento fuertemente negativo de la otra.
Este enlace se puede establecer además entre el agua y cualquier otra molécula. Si el puente se establece entre
dos moléculas diferentes ya sea de la misma o de diferente especie se le denomina enlace intermolecular, por
ejemplo la molécula de agua, el ácido fluorhídrico etc.
Si el puente se estable entre dos elementos electronegativos de una misma molécula, el enlace se llama
intramolecular, por ejemplo O- hidroxibenzaldehido, O- clorofenol.
INTERACCIONES ELECTRICAS
En esta parte hablaremos de la electrostática:
La electrostática se encarga del estudio de las cargas eléctricas, las fuerzas que se ejercen
entre ellas y su comportamiento en los materiales
Las fuerzas eléctricas provienen de las partículas que componen los átomos, esto es los
protones (con carga +), los eléctrones (con carga -) y los neutrones (con carga neutra, por lo
que no atrae ni rechaza a los electrones ó a los protones).
La carga permite que exista el comportamiento de atracción y repulsión. La regla
fundamental y básica que subyace a todo fenómeno eléctrico nos dice:
"LAS CARGAS ELÉCTRICAS IGUALES SE REPELEN; LAS CARGAS OPUESTAS SE
ATRAEN".
•Ión: Este nombre lo recibe cualquier átomo con carga, puede ser negativo (si ha ganado
eléctrones), ó positivo (si ha perdido electrones).
Todo objeto cuyo número de electrones sea distinto al de protones tiene carga eléctrica. Si
tiene más electrones que protones, la carga es negativa. Si tiene menos electrones que
protones, la carga es positiva. Los electrones no se crean ni se destruyen, sino simplemente
se transfieren de un material a otro. LA CARGA SE CONSERVA.
Un punto importante, es que un átomo siempre va a perder ó ganar electrones, nunca
protones, ya que son los electrones los que se mueven de un material a otro.
INTERACCIONES GRAVITATORIAS
Como comentamos anteriormente sobre los electrones q interactúan entre ellos,los planetas lo hacen de
la misma manera como si se tratara de electrones gigantes.
EN EL GRAFICO OBSERVAMOS LA INTERACCION ENTRE
EL SOL Y EL PLANETA TIERRA
SUMA DE VECTORES
Un método alternativo equivalente es la REGLA DEL PARALELOGRAMO , dibujamos las
representantes de los vectores y desde el mismo punto (se hacen coincidir los puntos
iniciales de a y b ) y se completa el paralelogramo, la diagonal trazada desde el punto
inicial y final representa la suma de los vectores.
a
a + b
b
DIFERENCIA DE VECTORES
a.
Construimos los vectores a y b de tal manera que sus puntos iniciales coincidan
b.
El vector diferencia a
- b es un vector que tiene por punto inicial al punto terminal del
vector b (vector sustraendo) y por punto terminal al punto terminal del vector a (vector
minuendo).
b
a - b
a