Fuerzas intermoleculares - Contenido educativo
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Fuerzas entre moléculas
Vamos a... ¿Qué tal las vacaciones?
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Espero que bien, eh. Ya con un poco más de ánimo y vamos a seguir con lo que estábamos, ¿vale?
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Estuvimos viendo lo último, la polaridad de las moléculas, ¿vale?
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Y me quedaría por explicaros la teoría del enlace de valencia y la teoría de orbitales híbridos,
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que son dos teorías que explican también la geometría de los enlaces covalentes.
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Entonces es un poco más difícil de explicar así.
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Y entonces había pensado, a ver si la semana que viene podemos quedar un rato
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Y os lo introduzco por lo menos de manera semipresencial, digámoslo así, y así luego ya os enteráis un poquito mejor con la presentación, ¿vale?
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Vamos a seguir entonces con lo que son las fuerzas intermoleculares.
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Bueno, se me quedó aquí por hablar de los tipos de sustancias que podrían ser covalentes, ¿vale?
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Hay dos tipos de sustancias covalentes, unas que son sólidos covalentes, que adquieren una estructura cristalina, y otras que son sustancias moleculares, que son las moléculas.
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¿Qué diferencia hay entre esta y esta? Lo principal es que estas son sólidas.
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Y al ser sólidas adquieren una estructura, eso es lo que he dicho, cristalina.
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Los átomos se ordenan geométricamente en el espacio y las moléculas siempre son gases o líquidos a temperatura ambiente.
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Entonces las dos principales propiedades que tienen.
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Dentro de las sustancias moleculares, bueno aquí tenéis que verlas, os van a decir si es sólido o líquido.
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Si dicen carbón, el carbón es sólido. Casi todo lo que se pueda extraer en estado sólido son sólidos covalentes.
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Entonces, de las sustancias moleculares vamos a ver lo que son las fuerzas intermoleculares o enlaces intermoleculares.
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A ver, las fuerzas intermoleculares son más débiles que los verdaderos enlaces químicos, por eso no se consideran enlaces en sí, no se estudia el enlace intermolecular.
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Se llaman fuerzas intermoleculares, que se producen entre las moléculas.
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Estas fuerzas intermoleculares son más débiles, pero son responsables de distintos estados de agregación que puedan tener las moléculas.
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Hay dos tipos, bueno, dos tipos, no, dos grupos.
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Una está el enlace o puente de hidrógeno y otra están las fuerzas de Van der Waals.
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Dentro de las fuerzas de Van der Waals hay tres grupos, ¿vale?
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El enlace de hidrógeno realmente está metido dentro de una de estas tres fuerzas de Van der Waals.
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Lo que pasa es que como tiene el nombre, se define, tiene una definición, no es un enlace general,
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se produce entre el hidrógeno y un elemento medio electronegativo, pues se le pone en un grupo aparte, ¿vale?
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Pero es un tipo de fuerza Van der Waals de dipolo-dipolo, porque el agua es un dipolo, ¿vale?
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Por ejemplo, dentro de la molécula hay un dipolo.
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Entonces vamos a ir viendo las fuerzas de Van der Waals.
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La primera que vamos a ver es la fuerza de atracción dipolo-dipolo.
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Esta fuerza de Van der Waals más que nada depende de la fórmula que tenga la molécula,
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depende de si la molécula es polar o si la molécula no es polar.
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¿Cómo sabremos que nos están preguntando algo de este tipo?
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Pues sabremos que nos están preguntando de este tipo y nos digan
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¿Por qué, por ejemplo, el agua es líquida a temperatura ambiente y no gas como el H2S,
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que tiene la misma geometría molecular, por ejemplo?
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Pues eso es por los tipos de fuerzas de Van der Waal, un tipo de fuerza intermolecular.
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O alguna diferencia entre el nitrógeno y el flúor, por ejemplo.
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Tenemos que ver qué fuerzas de Van der Waal se pueden dar.
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Entonces, esto se hace por eliminación.
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Si no hay puentes de hidrógeno, hay o dipolo permanente o dipolo instantáneo o London.
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Vale, vamos a empezar por dipolo permanente.
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¿Cuándo en una molécula va a haber una fuerza de Van der Waals por dipolo permanente?
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Pues cuando la molécula sea polar, ¿vale?
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La primera fuerza de Van der Waals que vamos a ver es dipolo permanente.
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¿Dónde se dan esas moléculas?
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Las fuerzas de Van der Waals en esas moléculas se dan,
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la dipolo-dipolo se da solo en moléculas polares.
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¿Dónde puede haber una fuerza de Van der Waals? Por ejemplo, en el cloruro de hidrógeno. ¿Por qué? Porque dentro de la molécula hay dos átomos de muy distinta electronegatividad. Entonces, el átomo más electronegativo tiene tendencia a atraer hacia sí los electrones y provoca tener más densidad de carga negativa sobre sí mismo.
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Eso produce, por ejemplo, que esto, que la carga se deslocalice y este positivo y este negativo tenga como un imán dentro de la molécula.
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Esa molécula provoca, que aquí no sale el dibujito, pero bueno, al lado está, por ejemplo, el ácido clorhídrico o el cloruro de hidrógeno,
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perdón, el ácido clorhídrico es el agua, el cloruro de hidrógeno, si tengo al lado otro cloruro de hidrógeno,
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¿cómo se va a colocar? Positivo-negativo, positivo-negativo, positivo-negativo.
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Eso es un dipolo-dipolo. ¿Y eso qué provoca? Pues provoca que las sustancias tengan un punto de ebullición a lo mejor más elevado.
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Esto lo tenéis también en la página 94 de vuestro libro. Esas son las fuerzas intermoleculares de dipolo-dipolo.
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¿Y cuándo va a ser? Pues cuando la molécula tenga dos átomos de muy distinta electronegatividad.
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Luego la otra fuerza de atracción que hay es la de dipolo-dipolo inducido.
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Esta fuerza de Van der Waal se produce sobre todo en disoluciones de sustancias polares, ¿vale? No es una molécula que vayamos a ver tal cual, esta. Bueno, esto es lo que os he dicho del dipolo-dipolo, ¿vale? Se coloca así la molécula, positivo-negativo, positivo-negativo y provoca esto. Ahora vamos a la fuente de hidrógeno.
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Vale, la de dipolo-dipolo inducido, ¿dónde se produce? Cuando tenemos una molécula no polar que se aproxima a una molécula polar. Por eso os digo que esto no es que sea entre la molécula, es que es en una disolución.
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Por ejemplo, si yo disuelvo yodo en agua, el yodo se disuelve en agua porque el yodo es no polar, porque no hay diferencia de electronegatividad entre los átomos y el agua es polar. Entonces el yodo se disuelve bien. ¿Por qué?
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¿Por qué? Porque la molécula polar provoca que en la apolar se redistribuya su carga. Es decir, como que si yo acerco un imán a una sustancia que no está imantada, provoco que sus cargas se redistribuyan un poco.
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Entonces hace que esta molécula, que era no polar, se convierta en una semipolar.
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Es una fuerza muy débil, ¿vale?
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Por eso no se quedan pegados el yodo y el agua.
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Pero sí hace que el yodo se pueda disolver en agua, ¿vale?
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Esta es la de dipolo-dipolo inducido.
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Y la otra fuerza intermolecular que hay, dentro de las fuerzas de Van der Waals,
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hemos dicho que está la dipolo-dipolo, que solo se producen moléculas que son polares,
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entre la de dipolo, dipolo inducido, que se produce entre una molécula polar y una no polar,
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y luego está la fuerza de dispersión del hondo.
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¿Cuándo son fuerzas de dispersión del hondo?
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Bueno, pues cuando una molécula no tiene puentes de hidrógeno,
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no tiene dipolo, dipolo, y no tiene dipolo, dipolo inducido,
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va a ser fuerza de dispersión del hondo.
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Son las más débiles que hay.
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Se produce entre sustancias no polares.
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¿Y qué nos dice esto?
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Nos dice que la molécula es apolar, pero de vez en cuando se produce una fluctuación de su carga
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y aparece un dipolo instantáneo.
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Un dipolo instantáneo que provoca que la carga se deslocalice y eso hace que la molécula de repente le aparezca un dipolo, ¿vale? Pero una fluctuación del movimiento, es decir, yo estoy equilibrada pero de repente me muevo y parece que me voy a caer, no me caigo, pero eso provoca una descompensación de la carga instantáneamente y eso hace que las sustancias tengan estas propiedades.
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¿Quién las tiene? Por ejemplo, el oxígeno, el nitrógeno, el CO2, el tetracloro de carbono, son moléculas apolares, pero que de vez en cuando producen esta dispersión de la carga y provoca un dipolo instantáneo.
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Y esto les da, por ejemplo, lo que se pone aquí, por este proceso se explica la condensación del hidrógeno y nitrógeno a su estado líquido, que de otra manera sería imposible.
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Entonces, ¿cuándo vamos a tener una fuerza u otra? Pues cuando no tengamos las demás.
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¿Cuál es la última? La última es los puentes de hidrógeno. Los puentes de hidrógeno es un dipolo-dipolo realmente, lo que pasa es que se le pone fuera. ¿Cuándo se forman los puentes de hidrógeno? Los puentes de hidrógeno, importante, se forman con el hidrógeno cuando está unido a átomos muy electronegativos y pequeños.
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y tiene que tener parálisis de electrones libres, ¿vale?
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Por ejemplo, hidrógeno con nitrógeno, oxígeno y flúor, ya está.
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Yo tengo fluoro de hidrógeno y me preguntan qué tipo de fuerzas intermoleculares va a tener,
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va a tener puentes de hidrógeno. ¿Por qué?
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Porque tengo hidrógeno unido al flúor, que es un elemento muy electronegativo y pequeño.
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El hidrógeno con oxígeno, agua. ¿Qué fuerzas intermoleculares tiene?
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Puentes de hidrógeno. ¿Por qué?
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Porque es el hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo y pequeño.
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Y el amoníaco, puentes de hidrógeno. ¿Por qué? Porque es el hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo y pequeño. El sulfuro de hidrógeno no tiene puentes de hidrógeno porque el sulfuro no es pequeño.
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Solamente hay puentes de hidrógeno con hidrógeno unido a nitrógeno, oxígeno y flúor. Entonces, resumiendo, fuerzas intermoleculares, dos grupos, o fuerzas de Van der Waals o puentes de hidrógeno.
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Si la molécula no tiene puentes de hidrógeno, tendrá fuerzas de Van der Waals.
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Y vamos por orden.
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Si no es una molécula polar, no va a ser dipolo-dipolo.
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Si no es una disolución, no va a ser dipolo-dipolo inducido,
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porque la de dipolo-dipolo inducido se produce entre una molécula apolar y una molécula polar, una mezcla.
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Entonces es una disolución. Esa, nada.
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Y entonces, si no tiene ninguna de esas dos, ¿qué va a ser?
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London. London siempre es la última que se os tiene que ocurrir.
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Si no ves que tenga ninguna de las otras, London. ¿Qué pasa con los puentes de hidrógeno? Los puentes de hidrógeno es lo que provoca, por ejemplo, que el agua sea sólida a temperatura ambiente y que cuando se solidifique no sea más densa que el agua líquida.
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Porque al juntarse por puentes de hidrógeno coge esta estructura empanal que provoca que en el hueco pueda entrar el agua.
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Es una sustancia de muy poca densidad.
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Cuando se rompe la estructura sólida del hielo, estas moléculas empiezan a meterse en nuestros huecos y entonces el agua líquida es más densa.
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Estas son las fuerzas intermoleculares.
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Aquí tenéis más ejemplos de la de dipolo, esta es dipolo, dipolo inducido, estas son las del onda. Tengo la molécula polar, de repente fluctúa, me preguntaréis por qué pasa.
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A ver, esta fuerza es porque no encaja en las otras, ¿vale?
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Básicamente y se explica el motivo.
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Ya sabéis que las teorías nacen para explicar lo que pasa.
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Es una manera de explicarlo.
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Esta fluctuación se puede comprobar, es instantánea, experimentalmente, ¿vale?
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Esta fluctuación provoca que la misma molécula apolar que tiene a su lado
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se distribuya la carga y entonces forma eso, ¿vale?
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Y son a estas moléculas a las que le pasa hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, ozono y CO2.
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siempre moléculas apolares
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que no tengan dipolo-dipolo.
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Y ya os he dicho que la de dipolo-dipolo
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inducido, que es que aquí
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lo pone mal el nombre, ¿vale?
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Esta que pone aquí dipolo-dipolo inducido,
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esto es mentira.
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Estas son fuerzas de dispersión de London.
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¿Vale? Esto no...
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Tacharlo de aquí, bueno, si se puede,
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esto nada, esto no, está bien.
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Estos son fuerzas de dispersión de London, ¿vale?
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Porque lo están llamando, como en vuestro libro dice,
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dipolo-dipolo inducido. Las fuerzas de dipolo-dipolo inducido
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se produce entre una molécula que es polar y una molécula que es apolar, ¿vale?
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La molécula apolar se aproxima a la polar y le provoca el dipolo, ¿vale?
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¿Qué es lo que hacen aquí? Es que aquí lo han llamado las dos de la misma manera.
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Lo que pasa es que está muy bien el dibujo, por eso os lo he puesto, ¿vale?
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Pero bueno, dipolo y sanzana, ¿vale?
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Bueno, este sería London, este sería dipolo, dipolo inducido,
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sería esta molécula polar se aproxima a otra no polar.
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Por ejemplo, disolución del yodo en agua sería, por ejemplo.
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Y esta otra, dipolo-dipolo, una molécula polar que se aproxima a otra polar.
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Y luego están los enlaces de hidrógeno.
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Los enlaces de hidrógeno que se producen entre átomos muy electronegativos y pequeños.
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Bueno, ahí lo sería.
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Vamos a ver, dejamos esto.
00:12:14
- Autor/es:
- Ana Castro Baz
- Subido por:
- Ana C.
- Licencia:
- Reconocimiento
- Visualizaciones:
- 4
- Fecha:
- 17 de agosto de 2023 - 23:48
- Visibilidad:
- Clave
- Centro:
- IES SIMONE VEIL
- Duración:
- 12′ 16″
- Relación de aspecto:
- 1.70:1
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