Recursos Palomeras-Vallecas

Acto de entrega de la beca del programa "Científc@s en prácticas"

El 1 de octubre tuvo lugar en el salón de actos de la Fundación Pfizer, en Alcobendas (Madrid), el acto de entrega de becas a las y los estudiantes que en curso 2025/2026 participaron en el programa "Cientifíc@s en prácticas". La Fundación Talgo, la Fundación Pfizer, Fundación Farmalider y la Asociación para el Avance de la Ciencia (AEAC) han otorgado dichas becas, para la adquisición de material escolar.

Estas becas del programa Científic@s en Prácticas, están dirigidas a reconocer el desempeño durante las estancias realizadas en los grupos de investigación de los participantes. Los trabajos presentados para optar a estas becas debían resumir la experiencia, detallar las actividades realizadas y sintetizar lo aprendido en formato de póster y/o vídeo. En el proceso de evaluación, el jurado ha valorado la originalidad de los trabajos y la calidad del contenido, la presentación y la expresión oral y escrita, destacando la alta calidad de los trabajos merecedores de estas becas.

GALERÍA DE IMÁGENES DEL ACTO

En un solemne y emotivo acto inicialmente se otorgaron las becas en Madrid y desde allí se conectó con el resto del equipo de Científic@s en Prácticas en Asturias, Castilla y León, Baleares y Galicia mediante videoconferencias.

La alumna Beatrice IES Palomeras-Vallecas fue merecedora de dicha beca por su excelente participación y aprovechamiento en las estancias del Programa Científic@s en Prácticas.

GALERÍA DE IMÁGENES DEL ACTO

Acto de entrega de las becas de científic@s en prácticas

GALERÍA DE IMÁGENES DEL ACTO

Desde Recursos Palomeras-Vallecas, queremos felicitar y agradecer a Beatrice su esfuerzo y dedicación durante toda la estancia en su centro de investigación el pasado mes de junio.

A los miembros del centro de investigación les agradecemos la excelente oportunidad que han brindado a Beatrice abriéndole sus puertas para desarrollar la instancia y ofreciéndole una oportunidad única de aprendizaje. Beatrice (Vídeo) estuvo en el Centro de Biología Molecular 'Severo Ochoa' (CBM). “Grupo de organización funcional del genoma de mamíferos” y fue reconocida con una beca de la Fundación Pfizer

¡¡Enhorabuena Beatrice eres maravillosa, gran trabajo eres una GENIA!!

Pósteres y vídeos de Científic@s en Prácticas 2026

El objetivo principal de Científic@s en prácticas es proporcionar a jóvenes estudiantes la oportunidad de realizar estancias en grupos y laboratorios de investigación, participando en sus trabajos y conviviendo con sus componentes; además de proporcionarles una oportunidad, a través de la ciencia, de entrar en contacto con un entorno al que de otro modo difícilmente tendrían acceso.

Científic@s en prácticas ha pretendido ayudar a los y las estudiantes a mejorar sus conocimientos y comprender mejor el mundo científico e investigador, así como concienciarles, a ellas y ellos y a su entorno, de la importancia de desarrollar un pensamiento crítico y del papel de la ciencia como un pilar fundamental para nuestra sociedad.

Además el programa tiene como objetivo la búsqueda y promoción del talento entre estudiantes y eventualmente despertar o avivar su interés por la ciencia. A más largo plazo, conseguir dar una continuidad de modo que las eventuales vocaciones científicas puedan llegar a desarrollarse, proporcionándoles oportunidades para llevar a cabo estudios científicos.

Después de la experiencia de nuestr@s 4 estudiantes del IES Palomeras-Vallecas nos han dejado estos excelentes pósteres y vídeos de comunicación de lo aprendido durante sus estancias:

María Lucía en el Centro de Investigaciones Biológicas 'Margarita Salas' (CIB). “Grupo de resonancia magnética nuclear y reconocimiento molecular (RMNRM)”. Vídeo
Ricardo en el Instituto de Ciencia y Tecnología de Alimentos y Nutrición (ICTAN). “Grupo de polifenoles no extraíbles, antioxidantes y fibra dietética en salud (POLIFIBAN)”. Vídeo
Sara en el Instituto de Investigaciones Biomédicas 'Sols-Morreale' (IIBM). “Grupo Función mitocondrial en la salud y la enfermedad”. Vídeo
Beatrice en el Centro de Biología Molecular 'Severo Ochoa' (CBM). “Grupo de organización funcional del genoma de mamíferos”. Vídeo

La materia y los estados de agregación

La materia tiene como propiedades generales la masa y el volumen, todos los cuerpos independientemente del estado de agregación tienen una masa y ocupan un volumen.

ACTIVIDAD I: Relación entre la masa y el volumen

Ver vídeo: Cálculo de masa, volumen y densidad

Los principales estados de agregación de la materia son tres; sólido líquido y gaseoso.
Los sólidos tienen forma y volumen constantes, los líquidos se caracterizan por tener volumen constante y forma variable y los gases tienen forma y volumen variable.

El modelo cinético-molecular de la materia se basa en que la materia es discontinua, sus partículas están en movimiento debido a dos clases de fuerzas: de cohesión y de repulsión.

El modelo cinético-molecular permite describir los tres estados de la materia.

ACTIVIDAD II: Modelos cinético-molecular

ACTIVIDAD III: Repasa el modelo cinético molecular

Mediante este modelo se puede justificar las leyes sobre los gases de Boyle-Mariotte y de Gay-Lussac.

ACTIVIDAD IV: Las Leyes sobre los gases (P, V y T)

Los cambios de estado se denominan: fusión (paso de sólido a líquido), solidificación (de líquido a sólido), vaporización (de líquido a gas), condensación (de gas a líquido), sublimación (de sólido a gas) y sublimación inversa (de gas a sólido).

ACTIVIDAD V: Experimenta con los cambios de estado

Todas las sustancias puras tienen una gráfica de calentamiento o de enfriamiento características.

La temperatura o punto de fusión de una sustancia es la temperatura a la que se produce el cambio de estado de sólido a líquido en toda la masa del sólido.

La temperatura o punto de ebullición de una sutancia es la temperatura a la que se produce el cambio de estado de líquido a gas en toda la masa del líquido.

El calor latente es la energía requerida por una cantidad de sustancia para cambiar del estado sólido al líquido (calor latente de fusión) o de líquido a gaseoso (calor latente de vaporización).

ACTIVIDAD VI: Gráficas de calentamiento y enfriamiento

El triángulo de Van Arkel-Ketelaar

Los triángulos de enlaces o triángulos de Van Arkel-Ketelaar son triángulos que se usan para mostrar compuestos diferentes en grados variables de su enlace iónico, enlace metálico y enlace covalente. El triángulo de enlaces muestra que los enlaces iónico, metálico y covalente no son sólo enlaces particulares de un tipo específico. En vez de eso, los tipos de enlaces están interconectados y compuestos diferentes tienen grados variables de caracteres de enlace diferentes.

Para conocer las diferentes uniones entre elementos visita esta maravillosa simulación de EducaPlus;

Simulación Triángulo de Van Arkel-Ketelaar

Factores de los que depende la energía de red: Ecuación de Born-Lande

La energía reticular o energía de red depende principalmente de la carga de los iones y de la distancia interiónica (el tamaño de los iones) según la ecuación de Born-Landé.

Carga de los iones (z+) (z-): La energía reticular es directamente proporcional al producto de las cargas de los iones. Si las cargas aumentan, la fuerza de atracción electrostática es mayor y la energía reticular también aumenta (se vuelve más negativa).
Distancia interiónica (ro): La energía reticular es inversamente proporcional a la distancia entre los núcleos de los iones contiguos. Si los iones son más pequeños, la distancia es menor y la atracción electrostática es más fuerte, lo que eleva la energía reticular.

Este vídeo te explica los factores de los que depende la energía de red o energía reticular:

Actividad de cálculo de la energía de red

Las fuerzas intermoleculares

Las fuerzas que tienden a unir las moléculas de compuestos covalentes se denominan fuerzas intermoleculares.

ACTIVIDAD I: Simulación de las fuerzas intermoleculares

Como las moléculas covalentes pueden ser polares y apolares a estas fuerzas se las clasifica de la siguiente manera:

Fuerzas dipolo-dipolo (moléculas polares)
Fuerzas de London (moléculas apolares o dipolos instantáneos)
Enlace de hidrógeno (moléculas con atómos de hidrógeno unidos a átomos de flúor, oxígeno o nitrógeno)

ACTIVIDAD II: Vídeo de fuerzas de Van der Waals
ACTIVIDAD III: Vídeo de enlace de hidrógeno
ACTIVIDAD IV: Resumen de las fuerzas intermoleculares I
ACTIVIDAD V: Resumen de las fuerzas intermoleculares II

El enlace metálico

Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí. Existe la unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos núcleo atómicos y forman la nube electrónica En el enlace metálico todos los átomos comparten los electrones del nivel más externo, dando lagar a redes cristalinas metálicas.

ACTIVIDAD I: Simulación enlace metálico I
ACTIVIDAD II: Simulación enlace metálico II

ACTIVIDAD III: Simulación enlace metálico III

Los compuestos metálicos se ordenan redes tridimensionales, ocupando posiciones de equilibrio en los vértices de determinadas formas geométricas. Los metales de uso industrial más frecuente cristalizan en tres redes que son:

Red cúbica centrada en el cuerpo, con una coordinación de 8 como el litio o sodio.
Red cúbica de caras centradas, con una coordinación de 12 como el oro, aluminio o plomo.
Red hexagonal compacta, con una coordinación de 12 como magnesio, cinc o cadmio.

ACTIVIDAD IV: Redes metálicas
ACTIVIDAD V: Construye redes metálicas

Para explicar el enlace metálico se utilizan dos modelos:

Modelo del mar de electrones, en el que se afirma que los electrones de valencia no pertenecen a los átomos del metal, sino que todos ellos forman lo que se conoce como "mar de electrones", estando deslocalizados por toda la red y siendo comunes al conjunto de átomos que la forman.
Modelo de bandas, según el cual se describe la estructura electrónica del metal como una estructura de bandas electrónicas, o simplemente estructura de bandas de energía, debidas al solapamiento de los orbitales atómicos. Existiendo dos bandas una de valencia ocupada por los electrones de valencia de los átomos, es decir, aquellos electrones que se encuentran en la última capa o nivel energético de los átomos y otra banda de conducción que está ocupada por los electrones libres, es decir, aquellos que se han desligado de sus átomos y pueden moverse fácilmente. Estos electrones son los responsables de conducir la corriente eléctrica y en función de la distancia entre las capas de valencia y conducción se pueden clasificar los materiales como conductores, semiconductores o aislantes.

ACTIVIDAD VI: Vídeo del modelo de mar de electrones
ACTIVIDAD VII: Modelo de la teoría de bandas

Los metales son todos, salvo el mercurio, sólidos a temperatura ambiente, tienen alta conductividad térmica y eléctrica, poseen brillo metálico, son dúctiles y maleables y emiten electrones por efecto del calor y la luz.

ACTIVIDAD VIII: Resumen de las propiedades del enlace metálico

Este vídeo y las actividades siguientes te pueden servir para repasar el enlace metálico:

ACTIVIDAD IX: Repasa el enlace metálico
ACTIVIDAD X: Preguntas sobre enlace metálico

Magnitudes proporcionales directas e inversas

Las magnitudes proporcionales directas e inversas son relaciones matemáticas donde dos propiedades varían juntas de manera predecible.

Magnitudes Directamente Proporcionales

Dos magnitudes son directamente proporcionales cuando al aumentar una, la otra también aumenta en la misma proporción; y si una disminuye, la otra disminuye igual. Su cociente (división) es siempre constante (𝑦/𝑥=𝑘).

Ejemplo A : El masa de un cuerpo y el volumen que ocupa dicho cuerpo. La masa y el volumen son magnitudes directamente proporcionales, su constante de proporcionalidad es la densidad.
Ejemplo B: El espacio que recorre un móvil y el tiempo empleado cuando se mueve con movimiento rectilíneo y uniforme: A más tiempo, más espacio recorre el móvil

Magnitudes Inversamente Proporcionales

Dos magnitudes son inversamente proporcionales cuando al aumentar una, la otra disminuye en la misma proporción; y viceversa. Su producto (multiplicación) es siempre constante (𝑥⋅𝑦=𝑘).

Ejemplo A: La velocidad de un vehículo y el tiempo que tarda en llegar a un destino. Si vas al doble de velocidad, tardas la mitad de tiempo.
Ejemplo B: La presión de un gas y el volumen que ocupa a temperatura constante. Más volumen hace que necesariamente exista menos presión.

Para aprender a diferenciar las magnitudes directamente e inversamente proporcionales puedes ver el siguiente vídeo:

EJERCICIOS DE MAGNITUDES DIRECTAS E INVERSAS

El enlace covalente

El enlace covalente se produce entre dos átomos cuando estos átomos se unen, para alcanzar el octeto estable, compartiendo electrones del último nivel (excepto el hidrógeno que alcanza la estabilidad cuando tiene 2 electrones). Para generar un enlace covalente es preciso que la diferencia de electronegatividad entre los átomos sea menor a 1,7.

ACTIVIDAD I: Simulador Enlace Covalente

ACTIVIDAD II: Simulador de moléculas polares y apolares
ACTIVIDAD III: Juega con los enlaces

Denominamos estructura de Lewis al esquema en el que aparecen todos los átomos de la molécula con sus electrones de la última capa y en la que vemos tanto los pares compartidos o enlaces covalentes, como los no compartidos o pares no enlazantes.

Los pasos a seguir son:

Realizar la configuración electrónica de los átomos para conocer cuántos electrones de valencia tienen.
Saber los enlaces que quiere formar cada uno de los átomos, serán los mismos que electrones le falten para completar el octeto.
Dibujar esos pares enlazantes y añadir los pares no enlazantes a cada átomo para que aparezcan todos sus electrones de la última capa.

ACTIVIDAD IV: Vídeo estructura de Lewis Teoría y Ejercicios

ACTIVIDAD V: Construye diagramas de Lewis

Las estructuras resonantes son útiles porque permiten representar moléculas, iones y radicales para los cuales resulta inadecuada una sola estructura de Lewis. Se escriben entonces dos o más de dichas estructuras y se les llama estructuras en resonancia o contribuyentes de resonancia.

ACTIVIDAD VI: La resonancia en química
ACTIVIDAD VII: Resonancia del benceno
ACTIVIDAD VIII: Estructuras resonantes

La teoría de repulsión de pares de electrones de valencia, es un modelo usado en química para predecir la forma de las moléculas o iones poliatómicos. Está basado en el grado de repulsión electrostática de los pares de electrones de valencia alrededor del átomo central.

ACTIVIDAD IX: Comparación de las geometrías de varias moléculas
ACTIVIDAD X: Teoría de repulsiones de la capa de valencia
ACTIVIDAD XI: Vídeo sobre teoría de repulsiones de la capa de valencia
ACTIVIDAD XII: Teoría de repulsiones de la capa de valencia

EJERCICIOS DE TRPEV

EJERCICIOS DE GEOMETRÍA

Para que una molécula sea polar, debe tener átomos con diferente electronegatividad y separación de cargas en la moléculas, con estas dos premisas en la molécula habrá un momento dipolar en la molécula.

ACTIVIDAD XIII: Polaridad de moléculas
ACTIVIDAD XIV: Naturaleza del enlace

La teoría de hibridación de orbitales complementa la teoría de enlace de valencia a la hora de explicar la formación de enlaces covalentes. En concreto, la hibridación es el mecanismo que justifica la distribución espacial de los pares de electrones de valencia. Los tipos de hibridación de orbitales que necesitamos aplicar para justificar la geometría de las moléculas más simples son: sp, sp2 y sp3.
Las ideas básicas del modelo de hibridación son:

Un orbital híbrido es una combinación de orbitales atómicos
El número de orbitales híbridos que se forman es igual al número de orbitales atómicos que se combinan.
Los orbitales híbridos formados tienen la misma forma y una determinada orientación espacial: sp lineal; sp2 triangular plana y sp3 tetraédrica.
Los orbitales híbridos disponen de una zona o lóbulo enlazante y otra zona o lóbulo antienlazante; el enlace se produce por el solapamiento del lóbulo enlazante con el otro orbital del átomo a enlazar.

ACTIVIDAD XV: Orbitales híbridos
ACTIVIDAD XVI: Vídeo sobre hibridación de orbitales atómicos
ACTIVIDAD XVII: Teoría de hibridación: Formación de enlaces

Los compuestos covalentes diferenciaremos entre las propiedades de las moléculas y los cristales.
Los compuestos covalentes moleculares:

Tienen puntos de fusión y ebullición bajos debido a que las fuerzas entre las moléculas son débiles, siendo mayores cuando aumenta la polaridad.
No conducen la electricidad ya que no hay cargas ni electrones libres.
Se disuelven en sustancias con su misma polaridad, es decir, si es apolar en disolventes apolares y en polares cuando sea polar.

ACTIVIDAD XVIII: Propiedades de compuestos covalentes moleculares

Los cristales covalentes :

Tienen altos puntos de fusión y ebullición por estar los átomos unidos por enlaces covalentes bastante fuertes.
Son insolubles en casi todos los disolventes.
No conducen el calor ni la electricidad, a excepción del grafito que dispone de electrones que pueden moverse entre las capas planas.

ACTIVIDAD XIX: Propiedades de los sólidos covalentes

Este vídeo y las actividades siguientes te pueden servir para repasar la formación y las propiedades del enlace covalente:

ACTIVIDAD XX: Repasa el enlace covalente I
ACTIVIDAD XXI: Repasa el enlace covalente II

La química del huevo

El huevo es un sistema químico natural compuesto por la cáscara, la clara y la yema, cuyas interacciones cambian con el tiempo y el calor.

Composición básica

Cáscara: Formada principalmente por carbonato de calcio (94%).
Clara (albúmina): Contiene un 90% de agua y múltiples proteínas, con un pH alcalino que actúa como defensa natural.
Yema: Integrada por agua, lípidos (grasas) y proteínas a partes iguales, además de vitaminas y minerales.

Cambios químicos con el tiempo

Aumento del pH: El interior pierde dióxido de carbono, volviendo la clara más alcalina y fluida.
Debilitamiento: La membrana de la yema pierde resistencia y se estira debido a los cambios de humedad.

Reacciones durante la cocción

Desnaturalización y coagulación: Al calentar el huevo, las proteínas de la clara cambian su estructura a partir de los 63 ºC, mientras que las de la yema lo hacen cerca de los 70 ºC.
El color verdoso: Si se hierve demasiado tiempo, el azufre de la clara reacciona con el hierro de la yema y forma sulfuro ferroso (color gris-verdoso).

Entiende por qué aparece ese tono grisáceo o verdoso en la yema de un huevo cocido y cómo evitarlo:

El enlace iónico: Cristales iónicos

El enlace iónico es el resultado de la fuerzas de atracción electrostática entre iones de distinto signo.

Un enlace se considera iónico cuando la electronegatividad de los elementos que forman el enlace es superior a 1,8.

ACTIVIDAD I: Simulador de Enlaces

ACTIVIDAD II: Juego del enlace iónico

Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por un número enorme de iones de carga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares, como el benceno.

ACTIVIDAD III: Redes iónicas cristalinas
ACTIVIDAD IV: Redes iónicas
ACTIVIDAD V: Resumen de las propiedades del enlace iónico

La energía de red o energía reticular es la energía que se desprende al fomarse un mol de cristal iónico a partir de los iones que lo componen en estado gaseoso. Para calcular la energía reticular se puede usar la ecuación de Born-Landé

ACTIVIDAD VI: Parámetros de los que depende la energía de red

Mediante el ciclo de Born-Haber es posible calcular el valor de la energía reticular utilizando un camino indirecto basado en la ley de Hess, sin más que sumar los cambios de energía que tienen lugar en el proceso de formación del compuesto iónico.

ACTIVIDAD VII: Vídeo del ciclo de Born-Haber
ACTIVIDAD VIII: Ciclo de Born-Haber
ACTIVIDAD IX: Ejemplos del Ciclo de Born-Haber

Este vídeo y las actividades siguientes te pueden servir para repasar la formación y las propiedades del enlace iónico:

ACTIVIDAD X: Repasa el enlace iónico

El enlace químico: Diagramas de Morse

Las fuerzas que mantienen unidos los átomos se denominan enlaces. Un enlace químico se produce cuando los átomos unidos adquieren un estado de menor energía y por tanto de mayor estabilidad, que cuando los átomos estaban por separado.

Cuando dos átomos están lo suficientemente separados, se puede suponer que no existe influencia mutua entre ellos y que la energía del sistema formado es nula. A medida que se van acercando, se ponen de manifiesto una serie de fuerzas de atracción de sus núcleos sobre las nubes electrónicas de los otros átomos (fuerzas de largo alcance), lo que produce una disminución de la energía del sistema.

Cuando los átomos se encuentran uno cerca del otro, empiezan a actuar las fuerzas de repulsión entre las nubes electrónicas, estas fuerzas tienen un efecto mayor a corta distancia, entonces el sistema se desestabiliza.

Ambas situaciones se pueden representar gráficamente mediante curvas de estabilidad, curvas de Morse. Se observa que existe una distancia internuclear en la que el sistema es más estable, siendo máximas las fuerzas de atracción y mínimas las de repulsión, esta distancia se denomina distancia de enlace y corresponde al mínimo de la curva. La energía correspondiente a esta distancia es la que se desprende en la formación del enlace químico.

Los diferentes tipos de enlaces químicos los puedes repasar en el siguiente vídeo y con las siguientes actividades:

ACTIVIDAD I: Repasa Enlace químico

ACTIVIDAD II: Tipos de enlaces

El sistema de medidas del siglo XXI

El actual Sistema Internacional (SI) es el sistema adoptado internacionalmente, utilizado en la práctica científica y el único legal en España, en la Unión Europea y en numerosos otros países. El SI parte de un pequeño número de magnitudes/unidades denominadas básicas definiendo, a partir de ellas, las denominadas derivadas, como producto de potencias de las básicas. Cuando este producto de potencias no incluye ningún factor numérico distinto de la unidad, estas unidades derivadas se denominan coherentes. Así pues, el SI es un sistema coherente de unidades, que permite cuantificar cualquier magnitud medible de interés en la investigación, la industria, el comercio o la sociedad, en campos tan variados como la salud, la seguridad, la protección del medio ambiente, la adquisición de bienes o la facturación de consumos, por ejemplo.

El SI actual consta de siete unidades básicas, más un amplio grupo de unidades derivadas, junto a un conjunto de prefijos adoptados para denominar los valores de aquellas magnitudes que son mucho más grandes o mucho más pequeñas que la unidad básica, y que van desde el prefijo yocto hasta el prefijo yotta.

Desde Recursos Palomeras-Vallecas nos hacemos eco de la información del Centro Español de Metrología, que nos recuerda que en noviembre de 2018 se revisó las definiciones del kilogramo, amperio, kelvin y mol y es probable que esta revisión sea aprobada por la Conferencia General de Pesas y Medidas (CGPM), el organismo internacional responsable de la comparabilidad global de las mediciones. Se espera que las definiciones revisadas entren en vigor el 20 de mayo de 2019

En el SI revisado, el kilogramo, el amperio, el kelvin y el mol se redefinirán en términos de valores numéricos fijos de las siguientes constantes de la naturaleza:

La constante de Planck (h),

La carga elemental (e),

La constante de Boltzmann (k),

La constante de Avogadro (NA), respectivamente.

y heredarán las incertidumbres asociadas a la determinación de dichas constantes.

Todas las definiciones de las unidades, se redactarán de forma distinta a la actual, de manera que las constantes aparezcan en ellas de manera explícita.

El resultado será una definición más coherente y fundamental de todo el SI, prescindiendo de realizaciones prácticas basadas en artefactos materiales, como era el caso hasta ahora del prototipo internacional del kilogramo, con posibilidad de pérdida y fuertes limitaciones de estabilidad a largo plazo, pasando a realizaciones prácticas más exactas, además de reproducibles en cualquier tiempo y lugar.

CARTEL DEL NUEVO SI

UN SI PARA EL SIGLO XXI

SimuFísica

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EducaPlus

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Magnitudes básicas y derivadas

Una magnitud es cualquier propiedad o aspecto de un objeto, cuerpo o fenómeno que se puede medir de forma objetiva y expresar con un número y una unidad.

Las magnitudes básicas o fundamentales son aquellas independientes que se definen por sí mismas y se miden con los aparatos de medida, mientras que las magnitudes derivadas, se calculan, es decir, se forman al combinar matemáticamente dos o más magnitudes fundamentales.

Magnitudes básicas o fundamentales

Existen 7 magnitudes básicas que sirven como base en la física:

Longitud: Distancia entre dos puntos. Su unidad es el metro (m).
Masa: Cantidad de materia de un cuerpo. Su unidad es el kilogramo (kg).
Tiempo: Duración de un evento o fenómeno. Su unidad es el segundo (s).
Temperatura: Energía cinética promedio de las partículas. Su unidad es el kelvin (K).
Intensidad de corriente eléctrica: Flujo de carga eléctrica. Su unidad es el amperio (A).
Intensidad luminosa: Cantidad de flujo luminoso por unidad de ángulo sólido. Su unidad es la candela (cd).
Cantidad de sustancia: Número de partículas elementales. Su unidad es el mol (mol).

Magnitudes Derivadas

Son el resto de magnitudes y se obtienen al multiplicar o dividir las magnitudes fundamentales entre sí. Ejemplos comunes incluyen

Área: Producto de dos longitudes (m²).
Volumen: Producto de tres longitudes (m³).
Velocidad: Longitud dividida por tiempo (𝑚/𝑠).
Aceleración: Variación de velocidad en el tiempo (𝑚/𝑠²).
Fuerza: Masa multiplicada por aceleración. Se mide en Newton (N) o (𝑘𝑔⋅𝑚/𝑠²).
Densidad: Masa dividida por volumen (𝑘𝑔/𝑚³).