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Introducción
El método científico es una forma sistemática de observar, investigar, y explicar los fenómenos naturales. Las magnitudes y unidades SI (Sistema Internacional) son fundamentales para medir y comprender los fenómenos físicos y químicos. Estas unidades garantizan una unidad de medida común en todo el mundo, facilitando la comprensión y la comparación de datos.
Explicación
Las magnitudes y unidades SI se utilizan para medir los atributos físicos y químicos de los objetos. Las unidades SI son precisas, universales y fijas. Por ejemplo, la longitud está medida en metros (m), la temperatura en grados Celsius (°C), y la masa en kilogramos (kg).
Ejemplo
Ejemplo:
En una prueba de electricidad, se miden los valores de tensión y corriente eléctricas en volts (V) y amperes (A), respectivamente.
Ejercicios
Un científico mide una distancia de 3,5 km. ¿Cuántos metros son, expresados en la unidad del Sistema Internacional?
¿Cuál es la unidad de masa en el Sistema Internacional de unidades?
Material adicional
Estructura atómica y configuración electrónica
En 1.º de Bachillerato profundizamos en la estructura del átomo desde la perspectiva del modelo cuántico, estudiando los números cuánticos, los orbitales y las reglas que rigen la distribución electrónica.
Números cuánticos
Cada electrón de un átomo se describe mediante cuatro números cuánticos:
Número cuántico
Símbolo
Valores posibles
Indica
Principal
n
1, 2, 3, 4…
Nivel de energía (capa). A mayor n, mayor energía y mayor distancia al núcleo.
Secundario (azimutal)
l
0, 1, 2, … (n−1)
Subnivel (forma del orbital): s(0), p(1), d(2), f(3).
Magnético
ml
−l, …, 0, …, +l
Orientación del orbital en el espacio.
Espín
ms
+½, −½
Sentido de giro del electrón.
Orbitales atómicos
Un orbital es la región del espacio donde es más probable encontrar un electrón. Cada orbital puede contener un máximo de 2 electrones con espines opuestos (principio de exclusión de Pauli).
Subnivel
l
N.º orbitales
Forma
Máx. electrones
s
0
1
Esférica
2
p
1
3
Bilobulada (eje x, y, z)
6
d
2
5
Cuadrilobulada
10
f
3
7
Compleja
14
Reglas de llenado de orbitales
1. Principio de Aufbau (construcción): los electrones llenan primero los orbitales de menor energía, siguiendo el orden del diagrama de Moeller.
2. Principio de exclusión de Pauli: dos electrones del mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Como máximo 2 electrones por orbital (con espines opuestos).
3. Regla de Hund: dentro de un subnivel, los electrones se colocan primero uno en cada orbital (con espines paralelos) antes de emparejarlos.
📘 Ejemplo resuelto
Configuración electrónica del nitrógeno (Z = 7):
1s² 2s² 2p³
Subnivel 2p: tiene 3 orbitales. Por la regla de Hund, los 3 electrones se distribuyen uno en cada orbital, con espines paralelos: 2p: [↑] [↑] [↑]
Configuración del oxígeno (Z = 8): 1s² 2s² 2p⁴ 2p: [↑↓] [↑] [↑] (Un orbital se empareja porque ya hay más de 3 electrones en 2p.)
Configuraciones anómalas
Algunos elementos de transición tienen configuraciones que no siguen estrictamente el diagrama de Moeller, porque la configuración con el subnivel d semilleno (d⁵) o completo (d¹⁰) es especialmente estable:
Elemento
Esperada
Real
Razón
Cr (Z = 24)
[Ar] 4s² 3d⁴
[Ar] 4s¹ 3d⁵
Mayor estabilidad con d⁵ (semilleno)
Cu (Z = 29)
[Ar] 4s² 3d⁹
[Ar] 4s¹ 3d¹⁰
Mayor estabilidad con d¹⁰ (completo)
Configuración de iones
• Para formar cationes: se eliminan primero los electrones del nivel más externo (mayor n, y dentro de este, el de mayor l). • Para formar aniones: se añaden electrones en el último subnivel incompleto.
📘 Ejemplo resuelto
Fe²⁺ (Z = 26): Fe: [Ar] 4s² 3d⁶ Fe²⁺: se eliminan los 2 electrones del 4s → [Ar] 3d⁶
Fe³⁺: Fe³⁺: se eliminan 2 del 4s y 1 del 3d → [Ar] 3d⁵
🤔 ¿Sabías que…?
El principio de exclusión de Pauli fue formulado por Wolfgang Pauli en 1925. Gracias a este principio, los electrones no colapsan todos en el nivel de menor energía, lo que explica la diversidad química de los elementos.
✏️ Ejercicios
1. ¿Cuáles son los cuatro números cuánticos? ¿Qué indica cada uno?
2. ¿Cuántos orbitales tiene el subnivel 3d? ¿Y el 4f? ¿Cuántos electrones caben en cada uno?
3. Escribe la configuración electrónica completa de: a) S (Z = 16); b) Ti (Z = 22); c) Br (Z = 35).
4. Indica los cuatro números cuánticos del último electrón del fósforo (Z = 15).
5. Explica la regla de Hund con el ejemplo del carbono (Z = 6).
6. ¿Por qué el cromo tiene configuración [Ar] 4s¹ 3d⁵ en lugar de [Ar] 4s² 3d⁴?
7. Escribe la configuración electrónica de: a) Mn²⁺ (Z = 25); b) Cl⁻ (Z = 17); c) Ca²⁺ (Z = 20).
8. ¿Cuántos electrones desapareados tiene el Fe (Z = 26)? ¿Y el Fe³⁺?
9. Justifica por qué no pueden existir los números cuánticos n = 2, l = 2, ml = 0.
10. ¿Cuántos electrones puede haber como máximo en: a) n = 3; b) el subnivel 4p; c) un orbital 3dxy?
📋 Resumen de la lección
Cada electrón se describe con 4 números cuánticos: n, l, m_l y m_s.
Los orbitales s, p, d, f tienen formas y capacidades distintas.
Aufbau: llenar desde menor energía. Pauli: máx. 2 e⁻ por orbital. Hund: máxima multiplicidad.
Algunas configuraciones son anómalas (Cr, Cu) por la estabilidad especial de d⁵ y d¹⁰.
En cationes, se eliminan primero los electrones del nivel más externo.
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