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19 de enero - Contenido educativo

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Subido el 24 de enero de 2021 por M. Dolores G.

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Clase de química

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Vamos a ver la teoría de enlace de valencia. 00:00:00
También se suele escribir abreviado, entonces si veis escrito TEP o vosotros escribís TEP 00:00:15
tenéis que saber que nos referimos a esto, a la teoría de enlace de valencia. 00:00:20
Bueno, la teoría de enlace de valencia nos explica cómo se produce el enlace covalente. 00:00:25
Esta teoría lo que hace es interpretar que los átomos están separados, 00:00:31
tienen sus correspondientes electrones en los orbitales, entonces cuando esos átomos se van acercando 00:00:35
llega un momento que los orbitales que están incompletos, los orbitales que tienen electrones desapareados, se solapan. 00:00:43
Al solaparse, los electrones se pueden mover de un orbital a otro y entonces se produce el enlace. 00:00:52
Vamos a verlo con un ejemplo 00:01:01
Imaginad que tengo un átomo de hidrógeno 00:01:04
El átomo de hidrógeno tiene de configuración electrónica 1s1 00:01:07
Si le pinto debajo, el átomo de hidrógeno tendría un orbital 00:01:13
Este sería un orbital 1s que tiene un electrón 00:01:19
Ese sería un orbital 1s 00:01:22
Si yo aquí tengo otro átomo de hidrógeno 00:01:25
Pues vuelvo a tener la configuración 1s1 00:01:29
tengo otra vez un orbital 1s con dos electrones, perdón, con un electrón incompleto, ¿vale? 00:01:35
Este electrón no está aquí quieto, se está moviendo en todo este espacio, ¿vale? 00:01:42
Y estos son nubes electrónicas, ¿vale? 00:01:46
Bueno, ¿qué es lo que ocurre cuando se acercan? 00:01:49
Lo que ocurre cuando se acercan es que se produce un solapamiento de orbitales, ¿vale? 00:01:52
Y entonces tengo 1s1. 00:01:59
Aquí tengo la molécula de H2, ¿vale? 00:02:01
Estos dos electrones se pueden mover libremente por los dos orbitales. Aquí tendría en el primer caso un único orbital y aquí los orbitales enlazados. 00:02:08
Entonces, esto sería un átomo de hidrógeno, esto sería un átomo de hidrógeno y esto sería la molécula de hidrógeno. 00:02:25
Vamos a ver otro ejemplo. Vamos a ver el ejemplo, voy a poner abajo, de la molécula de oxígeno. 00:02:34
Cuando tengo un átomo de oxígeno, el átomo de oxígeno tiene de configuración electrónica 1s2, 2s2, 2p4. 00:02:42
Al tener de configuración electrónica 2P4, como tenemos tres orbitales P, tendremos 1, 2, 3, 4. 00:02:57
Es decir, dos electrones desapareados en los orbitales P. 00:03:12
Entonces, lo puedo representar de esta manera. 00:03:17
Voy a representar solo los orbitales que están incompletos. 00:03:21
Aquí tengo un orbital P con un electrón y ahí tengo otro orbital P con un electrón. 00:03:26
Si yo tengo aquí otro átomo de oxígeno, pues voy a tener otra vez lo mismo. 00:03:32
Un orbital P que le pongo vertical con un electrón y otro orbital P que le pinto horizontal con un electrón. 00:03:43
Vale, imaginad que acerco estas dos figuras. 00:03:51
Bueno, pues si acerco estas dos figuras, lo que me va a pasar es esto. 00:03:55
lo que va a pasar es que los orbitales que pinta horizontales se pueden solapar como antes 00:04:00
y ahí tendría un enlace, aquí tendría un electrón y otro electrón 00:04:08
pero como están solapados es como si los electrones tuvieran movilidad por todo el conjunto 00:04:12
tuvieran el camino abierto y se pudieran mover a través de los dos orbitales 00:04:17
y aparte tengo el orbital P que me queda aquí con un electrón 00:04:21
y el orbital P que me queda aquí con un electrón 00:04:24
Bueno, pues en este caso, en el que los orbitales están paralelos, este de aquí y este, ¿vale? Pues, ¿qué ocurre? Pues que es más difícil el compartir el electrón, pero como están bastante cerca, se producen saltos electrónicos de un orbital a otro. 00:04:28
A ver, se producen saltos electrónicos de un orbital a otro y también se produce un enlace, lo que ocurre que es un enlace más débil, es un enlace lateral. 00:04:49
Entonces, fijaos, esto es importante porque hay que distinguir entre dos tipos de enlace. 00:05:01
Los dos tipos de enlace son este de aquí, solapamiento frontal, que es lo que se denomina enlace tipo sigma, ¿vale? 00:05:06
Esto sería un enlace tipo sigma. Aquí abajo vuelvo a tener un enlace tipo sigma. Y esto, cuando tengo un solapamiento lateral, tengo lo que se conoce como un enlace tipo pi, ¿vale? 00:05:22
Pi como el pi de 3, 14, 16, la letra arriba. Solapamiento lateral, enlace tipo pi. Volvemos al oxígeno. Fijaos, la molécula de oxígeno, ¿vale? Es O, doble enlace O, ¿vale? Tengo un enlace doble. Bueno, pues este enlace doble está formado por un enlace sigma y un enlace pi, ¿vale? 00:05:45
Tengo dos enlaces, uno aquí y otro aquí. Cuidado, que yo haya puesto dos líneas rojas no significa que haya uno, dos y tres enlaces, no. Aquí tengo dos enlaces, uno el frontal y otro el lateral y ese enlace lateral se produce por arriba y por abajo, pero es un único enlace. 00:06:13
Entonces tengo enlace sencillo y enlace doble. No sé si recordáis, pero cuando hablamos de energía de enlace, decíamos que el enlace doble no era exactamente el doble del enlace sencillo. ¿Por qué? Porque cuando tengo un enlace doble, solo tengo un enlace sigma, el otro es un enlace pi. Y el enlace pi siempre es más débil que el enlace sigma. 00:06:36
Hasta aquí, dejo de compartir y me decís si hay alguna duda, ¿vale? A ver, por favor, si hay alguna pregunta me la ponéis en el chat. 00:07:06
¿Habéis entendido bien la diferencia entre enlace sigma y enlace pi, solapamiento frontal, solapamiento lateral? 00:07:28
Vale, me cuesta bastante dibujar pues esto con la tableta, pero se pueden hacer más ejemplos. Vamos a hacer otro ejemplo. A ver, no me comentáis nada, sigo compartiendo y sigo con la clase. 00:07:34
Vale, vamos a hacer otro ejemplo. Vamos a imaginar que nos dicen representa mediante el enlace que se produce entre los orbitales la molécula de HF. HF es el fluoruro de hidrógeno. 00:07:57
Entonces se enlaza un átomo de hidrógeno y un átomo de fluor. Entonces vamos a ver cómo es el átomo de hidrógeno. 00:08:34
hidrógeno. El átomo de hidrógeno tiene una configuración que es 1s1, entonces tiene 00:08:42
un electrón incompleto en una orbital 1s. ¿Vale? Vamos a ver cómo es el átomo de 00:08:47
flúor. El átomo de flúor tiene una configuración 1s2, 2s2, 2p5. 2p5 significa que tengo tres 00:08:53
orbitales P que tienen 1, 2, 3, 4 y 5 electrones. Entonces tengo un orbital P con un electrón. 00:09:03
Entonces yo hago el dibujo, para no liar demasiado los diagramas, hago el dibujo solo del orbital 00:09:16
que se puede enlazar. Los otros orbitales están completos, entonces no van a interferir, 00:09:22
no van a enlazarse. Entonces voy a pintar un orbital P así, así con un electrón. 00:09:28
¿Qué es lo que va a ocurrir cuando se acerquen? Pues lo que va a ocurrir cuando se acerquen 00:09:34
es que se va a producir el solapamiento de esta manera. Entonces voy a tener aquí un 00:09:39
solapamiento frontal y es un enlace tipo sigma entre el orbital 1s del hidrógeno y el orbital 2p del flúor. 00:09:46
Ese enlace es sigma, ¿vale? Porque se produce solapamiento. Es como si un orbital entrara en 00:10:14
parte dentro de otro, ¿vale? Y entonces, bueno, pues se produce el solapamiento frontal y es el enlace sigma. 00:10:20
Siempre que hay un enlace sencillo, siempre que solo hay un enlace, ese enlace va a ser sigma. 00:10:27
Este enlace de aquí va a ser tipo sigma. ¿Cuándo se produce enlace tipo pi? Pues cuando tengo enlaces dobles. 00:10:32
Entonces, vamos a hacer alguna que sea con enlace 00:10:42
Podríamos hacer el nitrógeno, pero no lo quiero liar 00:10:50
Porque el dibujo es en tres dimensiones y se ve un poquito mal 00:10:54
Bueno, lo voy a hacer, ¿vale? 00:10:57
Para intentar, a ver cómo sale 00:10:59
Para intentar que lo intentéis 00:11:01
Vamos a hacer la molécula de N2 00:11:03
La molécula de N2 es nitrógeno unido mediante un triple enlace con nitrógeno 00:11:05
Bueno, yo os he dicho que cuando tengo enlaces múltiples, uno de ellos es sigma, pero los otros van a ser pi, ¿vale? 00:11:11
Vamos a ver cómo es el átomo de nitrógeno. 00:11:20
El átomo de nitrógeno tiene una configuración 1s2, 2s2, 2p3. 00:11:23
Entonces tengo un electrón desapareado en cada uno de los orbitales p. 00:11:29
Entonces vamos a intentar, a ver cómo hago esto, representarlo. 00:11:39
Voy a pintar tres ejes 00:11:43
Aquí también 00:11:47
Tres ejes 00:11:49
Y voy a ir pintando orbitales 00:11:51
Al que está en el eje horizontal le pinto de azul 00:11:53
Y este con un electrón 00:11:57
Al que está en el eje vertical pinto de rojo 00:11:59
Con un electrón 00:12:04
Y al que está en el eje Z 00:12:06
Aquí vuelvo a tener lo mismo 00:12:09
¿Vale? Entonces tengo, este sería un átomo de nitrógeno y este sería otro átomo de nitrógeno. 00:12:15
¿Vale? Entonces, un electrón, otro electrón, da igual donde ponga el electrón, si adelante o atrás, porque se está moviendo. 00:12:27
Realmente tiene todo ese espacio para moverse y nunca sabemos dónde está. 00:12:47
¿Qué es lo que va a ocurrir cuando estos átomos se acerquen? 00:12:51
Pues lo que va a ocurrir cuando estos átomos se acerquen, si se acercan en la dirección del eje X, cuando estos átomos se acerquen, imagina que tengo uno por aquí y el otro aquí, ¿vale? 00:12:54
Cuando estos átomos se acerquen voy a tener los orbitales que están en el eje horizontal que se van a solapar, ¿vale? 00:13:13
Ahí tengo el enlace sigma. Y ahora tengo los orbitales que he pintado verticales, por arriba y por abajo, con un electrón. 00:13:27
Estos se pueden solapar más débilmente mediante un solapamiento lateral tipo pi. 00:13:43
Y ahora me quedan estos orbitales también con un electrón, ¿vale? 00:13:50
Entonces también puede haber un solapamiento lateral por delante y por detrás, ¿vale? 00:14:03
Entonces tengo un enlace sigma y dos enlaces pi. 00:14:11
Si la molécula de nitrógeno es N, este enlace es sigma, este enlace es pi y este enlace es pi. 00:14:16
Son los tres enlaces que os he pintado. 00:14:40
Entonces, fijaos, la gente se agobia porque esto parece un lío, 00:14:43
es un lío sobre todo por el tema de los dibujitos, pero yo creo que no es difícil, ¿vale? 00:14:45
En resumo, tenemos teoría de enlace de valencia. ¿Cuándo se produce el enlace? Se produce el enlace cuando tengo orbitales de átomos diferentes con electrones desapareados que se solapan, ¿vale? 00:14:51
Entonces, ese sería el típico enlace en el que tengo dos orbitales, se van uniendo, se produce solapamiento, enlace tipo sigma. 00:15:07
si los orbitales están situados de forma paralela como ocurre aquí en esto que os estoy señalando 00:15:28
el enlace no se puede producir por solapamiento frontal se produce por solapamiento lateral 00:15:36
es un enlace más débil ese enlace da origen a enlaces múltiples y se denomina enlace tipo pi 00:15:45
¿Vale? Entonces, si yo tengo una molécula, que ahora la veremos más despacio, como la molécula del eteno, el eteno es así, ¿vale? 00:15:51
Si hago el diagrama de Lewis, sustituido desarrollada, sería de esta forma. 00:16:08
Bueno, pues sin hacer nada, tengo un doble enlace. 00:16:17
Pues si tengo un doble enlace, uno va a ser sigma y el otro forzosamente va a ser pi, ¿vale? 00:16:19
Los enlaces sencillos son siempre sigma, ¿vale? 00:16:25
Un enlace sencillo siempre es sigma. 00:16:29
Cuando tengo un enlace múltiple, uno de ellos es sigma y el resto de los enlaces es pi. 00:16:31
Con todo lo que hemos visto hasta ahora hay una cosa que no cuadra 00:16:36
Lo que no cuadra y hay que explicar es que hay que justificar los ángulos de enlace que hemos visto estos días 00:16:43
Hemos visto que cuando se forma por ejemplo el metano CH4 la estructura es de este tipo 00:16:53
Es una geometría tetraédrica y los ángulos de enlace dijimos que eran de 109,5 grados, ¿vale? 00:17:00
109,5 grados. Esto no encaja con lo que estamos viendo. ¿Por qué? 00:17:14
Porque los orbitales P forman ángulos entre sí de 90 grados. 00:17:19
Los ángulos deberían ser de 90 grados. 00:17:23
¿Cómo se consiguen estos ángulos con los orbitales que tenemos? 00:17:26
bueno pues estos ángulos se consiguen combinando orbitales atómicos 00:17:29
lo que se llama hibridación de orbitales 00:17:36
una hibridación de orbitales es una combinación de orbitales atómicos 00:17:39
que originan orbitales diferentes 00:17:45
de hecho si combino un orbital S con un orbital P del mismo nivel de energía 00:17:47
S, S con un orbital P, ¿vale? Pues dan origen a lo que se conoce como un orbital híbrido, 00:17:57
bueno, no un orbital, combino un orbital con un orbital y consigo dos orbitales híbridos, 00:18:17
este sería uno y aquí, vamos a quitar estas rayas, un orbital híbrido que tiene un lóbulo 00:18:25
grande y un lóbulo pequeño y al otro lado otro orbital híbrido, uno grande y otro pequeño. 00:18:36
Estos serían dos orbitales híbridos y como los llamo S porque se ha combinado un orbital 00:18:43
S, P, P porque se ha combinado un orbital P. Si aquí tengo un electrón y aquí tengo 00:18:53
un electrón, aquí también voy a seguir teniendo dos electrones, uno aquí y otro 00:19:05
aquí, uno en cada uno de los orbitales híbridos. Entonces estos son orbitales que se forman 00:19:12
como resultado de la combinación de orbitales atómicos. Si se mezcla un orbital S, aquí 00:19:20
es 1s con 1p. Si se mezclan un orbital y un orbital generan dos orbitales híbridos. También 00:19:26
se puede combinar un orbital s y dos orbitales p. Imagina que tengo un orbital p aquí y otro 00:19:52
orbital P aquí. La combinación de estos orbitales, ¿vale? Aquí tendría un orbital y aquí tengo dos 00:20:08
orbitales. Vale, pues un orbital y un orbital generan dos orbitales. Un orbital y dos orbitales 00:20:19
generan tres orbitales híbridos. Bueno, en este caso, los tres orbitales híbridos que se forman, 00:20:25
¿vale? Son así. Aquí también uno con un lóbulo grande y un lóbulo pequeño con un electrón y 00:20:32
Y luego en el mismo plano, a 120 grados, tengo aquí otro orbital híbrido y aquí otro orbital híbrido. 00:20:39
Que forman entre sí ángulos de 120 grados. 00:20:48
Esto enlaza con lo que hemos visto de la geometría triangular plana. 00:20:51
Entonces tengo aquí los tres orbitales híbridos SP2. 00:20:55
¿Por qué pongo un 2 aquí? Porque se han combinado dos orbitales. 00:21:05
¿Se puede dar un otro tipo de hibridación? 00:21:10
Sí, hay un tercer tipo de hibridación que vamos a estudiar en este curso, 00:21:13
que consiste en cuando se combinan dentro de un mismo átomo un orbital 1s con tres orbitales p. 00:21:18
Los orbitales p serían uno, otro y otro. 00:21:28
Bueno, pues si se combina un orbital S con tres orbitales P, obtenemos cuatro orbitales híbridos 00:21:45
Entonces, fijaos, ¿cómo son esos orbitales? 00:21:55
Pues voy a pintar un tetraedro, ¿vale? 00:22:00
Y entonces, cada uno de esos orbitales híbridos van dirigidos hacia los vértices de un tetraedro 00:22:05
Este sería un orbital híbrido, este sería otro, este sería otro y este sería otro. 00:22:12
Entonces, fijaos que estos orbitales híbridos, aquí tengo cuatro, uno, tres, cuatro orbitales híbridos que se denominan orbitales SP3. 00:22:19
¿Por qué SP3? Porque se combina un orbital S con tres orbitales P, ¿vale? 00:22:36
Entonces, bueno, ahora ya sí que empiezan a cuadrar las cosas. ¿Cómo se consiguen ángulos de 180 grados? Bueno, pues los ángulos de 180 grados se consiguen con los orbitales híbridos SP. ¿Por qué? Porque aquí este ángulo entre un orbital y otro es de 180 grados. 00:22:41
Entonces, siempre que tengo geometría lineal, siempre que tengo dos pares estructurales, voy a tener orbitales híbridos SP. 00:23:02
Cuando tenga una geometría triangular plana, voy a tener orbitales híbridos SP2. 00:23:11
Y por último, cuando tenga una geometría tetraédrica, tengo que tener orbitales híbridos SP3. 00:23:18
Sé que estaréis pensando que me he vuelto un poco loca, que esto es un lío 00:23:29
Entonces, bueno, vamos a verlo todo mediante un vídeo, ¿vale? 00:23:35
Os voy a poner un vídeo que es este de aquí, ¿vale? 00:23:40
A ver si funciona bien 00:23:47
Vamos a... 00:23:48
Lo tenéis en YouTube 00:23:53
Es un vídeo que está en inglés 00:23:54
entonces lo podéis escuchar en inglés, claro que si se entiende muy bien, está muy bien explicado 00:23:56
pero os lo voy a poner, no sé si pongo pantalla completa, no sé si lo vais a ver bien 00:24:02
vamos a ver, sí, yo creo que sí 00:24:07
bueno, tenemos aquí subtítulos, ¿vale? pero os lo voy contando yo 00:24:11
es forma molecular y hibridación de orbitales, ¿vale? 00:24:16
entonces vamos a empezar y vamos a ver en qué consiste eso de la hibridación 00:24:23
lo vemos mediante el vídeo 00:24:31
Dice, vale, cómo se forman las diferentes moléculas 00:24:32
Vale, vamos a, yo que estoy avanzando 00:24:39
Vale, fijaos, este es un orbital 2s, este es un orbital 2p 00:24:48
Están dentro del mismo átomo, un átomo tiene un orbital 2s y un orbital 2p 00:25:01
Aquí os han pintado el orbital 2p como muy redondito 00:25:06
En realidad se suele pintar más alargado, como los pinto yo, pero bueno, da igual 00:25:11
orbital 2s y orbital 2p. ¿Qué es lo que ocurre cuando se combinan? Pues que se 00:25:14
generan dos orbitales sp, uno con un lóbulo grande y otro con un lóbulo 00:25:20
pequeño, ¿vale? Esa es la forma de los orbitales que si se ponen todos juntos 00:25:27
bueno se suelen representar de esta manera más simplificada que es como yo 00:25:33
lo he representado. Fijaos, aquí tenemos un diagrama energético de los orbitales 00:25:38
de un átomo. Vamos a ver qué átomo es. Esto se supone que es un átomo de berilio. El átomo de 00:25:44
berilio tiene una configuración 2s2, ¿vale? Entonces tiene el orbital 2s completo. ¿Qué ocurre cuando 00:25:50
se hibridan el orbital 2s con uno de los orbitales 2p? Que se forman dos orbitales híbridos, dos 00:25:59
orbitales híbridos sp, que tienen una energía intermedia entre la de los orbitales s y los 00:26:08
orbitales P. Como hay dos orbitales P que no se han enlazado, pues me quedarían aquí. Tengo aquí 00:26:13
otra vez lo mismo. 2S se combina con los dos P y obtenemos, con un nodo 2P, y obtenemos los dos 00:26:18
orbitales híbridos. Estos orbitales híbridos estarían formando, fijaos, este es el átomo, ¿vale? 00:26:24
Normal, 2S completo, los dos P vacíos. Ahora, dentro del mismo átomo, mezclo un orbital 2S con un 00:26:30
orbital 2P y este átomo se va a transformar. Vamos a ver cómo se transforma. A ver si pasa ahora. 00:26:39
Bueno, se transforma cuando se le acercan los átomos de cloro. Los átomos de cloro se quieren 00:26:45
solapar, entonces lo que ocurre es que el átomo central transforma el S y el P en los orbitales 00:26:51
híbridos SP, cada uno con un electrón, y se forma el solapamiento. Este solapamiento es un 00:26:58
solapamiento frontal. Se trataría de un enlace sigma. Ángulos, geometría lineal, ángulo de 180 00:27:03
grados. La molécula de dicloruro de berilio sería una molécula lineal. Vamos a ver ahora qué es lo 00:27:10
que pasa cuando tengo una hibridación sp2. Vamos a ver un átomo de boro. Un átomo de boro tiene el 00:27:17
orbital 2s completo y un electrón en un orbital 2p. Si ahora combino tres orbitales, combino un 00:27:22
orbital 2s con dos orbitales 2p obtengo tres orbitales híbridos. Estos tres orbitales híbridos 00:27:30
se denominan orbitales híbridos sp2. Me sobra un orbital 2p que no he utilizado. Este sería el 00:27:38
átomo de boro hibridado. Este sería el átomo de boro normal. Dos electrones en el orbital s y un 00:27:44
electrón en un orbital p. ¿Qué es lo que ocurre cuando se le acercan otros átomos como los átomos 00:27:50
de flúor. Los átomos de flúor hemos visto antes que tienen un electrón en un orbital 00:27:56
p. Entonces al acercarse se produce la hibridación del átomo de boro, se forman los tres orbitales 00:28:00
que están a 120 grados y se genera la molécula de trifluoruro de boro. ¿Vale? Bueno, geometría 00:28:07
triangular plana. Hibridación sp3, un átomo de carbono. El átomo de carbono tiene completo 00:28:15
el orbital 2s y luego en los orbitales 2p tiene dos electrones. Se produce la hibridación 00:28:22
y al producirse la hibridación obtenemos cuatro orbitales híbridos sp3. Entonces en 00:28:29
esos orbitales híbridos en cada uno de ellos hay un electrón. Este es el átomo de carbono 00:28:36
sin hibridar, carbono orbital 2s y los orbitales 2p. Cuando se acercan cuatro átomos de hidrógeno 00:28:41
el átomo de carbono sufre una transformación, se hibrida. Aparecen los orbitales híbridos sp3 que 00:28:49
se enlazan con los hidrógenos formando una geometría tetraédrica. Vamos a ver el caso 00:28:56
del amoníaco. En el caso del amoníaco tengo el nitrógeno que tiene el orbital 2s con dos 00:29:02
electrones y en los orbitales 2p un electrón cada uno. Si se produce la hibridación se generan 00:29:09
orbitales híbridos sp3 tengo 1 2 3 4 y 5 electrones tengo un híbrido completo y tres híbridos con un 00:29:15
electrón este es el átomo de nitrógeno cuando se acercan los átomos de hidrógeno el átomo de 00:29:24
nitrógeno se hibrida entonces me queda un orbital completo este es el par no enlazante y tres que 00:29:32
se hibridan. Geometría, como este no se enlaza, piramidal triangular. Molecula de agua, 2s completo 00:29:40
y estos electrones en los orbitales 2p. Tengo uno completo y dos vacíos, pero si se mezclan y se 00:29:47
hibridan formando los orbitales sp3, tengo que distribuir 2 y 2, 4, 6 electrones. Me quedan dos 00:29:55
orbitales incompletos que se pueden solapar, átomo de oxígeno normal, se acercan dos átomos de 00:30:03
hidrógeno, ¿qué es lo que hace el átomo de oxígeno? se hibrida, forma orbitales híbridos sp3, dos 00:30:10
completos que no se pueden enlazar, dos que sí se enlazan, geometría angular, vamos a parar aquí, 00:30:18
¿Vale? Dejo de compartir y bueno, a ver, ¿qué me decís? ¿Habéis podido seguir el vídeo más o menos? ¿Habéis podido seguir el vídeo? 00:30:24
Lo voy a volver a repetir, lo voy a volver a explicar, o sea, voy a machacar esto bien. No es difícil, o sea, quien lo haya entendido con la clase de hoy, genial. 00:30:48
pero bueno, no os preocupéis 00:30:57
que volveré sobre ello 00:31:00
¿no hay ninguna pregunta? 00:31:01
vale, pues 00:31:05
nada 00:31:07
voy a detener el vídeo 00:31:08
vale, porque a ver si 00:31:10
a ver si no me queréis 00:31:12
preguntar, por el hecho 00:31:15
ay, perdón 00:31:16
a ver, no, no es este vídeo 00:31:17
el que tengo que parar, perdonad un segundo 00:31:20
porque lo que quiero es 00:31:22
bueno 00:31:30
¿Alguna pregunta? 00:31:33
Idioma/s:
es
Autor/es:
M. Dolores García Azorero
Subido por:
M. Dolores G.
Licencia:
Reconocimiento
Visualizaciones:
73
Fecha:
24 de enero de 2021 - 16:12
Visibilidad:
Clave
Centro:
IES PALAS ATENEA
Duración:
31′ 37″
Relación de aspecto:
3:2 El estándar usado en la televisión NTSC. Sólo lo usan dichas pantallas.
Resolución:
1074x716 píxeles
Tamaño:
235.85 MBytes

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