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Enlace Químico IV - Contenido educativo

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Subido el 20 de marzo de 2026 por Laura B.

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Vale, pues estábamos viendo el enlace este del eteno, entonces teníamos aquí dibujados los carbonos, de aquí, este carbono, este carbono, cada carbono tenía unos enlaces sp2, tres enlaces sp2, estaban unidos en enlace sigma con esto, y decía que nos sobraba un enlace p, ¿vale? 00:00:00
Y este es el enlace que construyen, que parece que está así como, y parece triple, pero no, es todo uno, ¿vale? 00:00:28
El orbital P este, que sería el PZ, es todo esto. 00:00:37
Entonces, esto sería un enlace pi. 00:00:42
Por lo tanto, tenemos un enlace sigma, un enlace pi, lo que tenemos es el enlace doble, ¿vale? 00:00:47
Este, si queremos hacer un triple enlace como en el etino, ¿vale? Pues lo que tengo que es que reservarme dos orbitales P, porque quiero hacer dos enlaces pi, ¿vale? 00:00:54
Si yo tengo el etino, digo, mejor, tengo aquí enlace simple, por aquí, con los hidrógenos, uy, así. 00:01:07
Entonces, este enlace, el primero vamos a decir que es sigma, y este va a ser pi, y este va a ser pi. 00:01:29
Entonces, tengo dos enlaces pis y uno sigma. 00:01:35
Cada carbono, de primeras, sin hacer la hibridación, cada carbono, ya en estado excitado, tengo los electrones repartidos en S y P. 00:01:39
PX, PI, PZ. 00:01:53
Y este carbono también. Su S y su PX, PI y PZ. Vale. Necesito dos pis. Quiere decir que el Z de aquí se va a combinar con el Z de aquí y va a hacer un pi. 00:01:56
Y el I con el I y va a hacer otro pi. ¿Qué es lo que me sobra? SP. Entonces van a hacer cada carbono, ¿vale? Entonces como lo va a hacer igual, pues me fijo ya solo en uno, cada carbono va a tener dos orbitares SP, que son los que van a hacer el enlace sigma. 00:02:13
¿Con qué va a hacer el enlace sigma? Pues uno con el otro carbono y otro con el hidrógeno 00:02:39
Entonces tendría aquí el PI y el PZ, ¿vale? También cada uno 00:02:51
Así, así lo tengo, vale 00:02:55
¿Cómo dibujo esto así la geometría? 00:02:59
Pues pondría que tengo un carbono aquí, otro carbono aquí 00:03:03
Cada uno con dos enlaces SP, ¿vale? Entonces voy a colocar los enlaces SP con el rojo distribuidos, así. 00:03:09
Con un enlace se engancha con el otro carbono, ¿vale? Este sería el enlace sigma y con el otro enlace se engancha con un hidrógeno. 00:03:22
Estos también digo son enlaces sigma porque son frontales, sigma y sigma. 00:03:38
Y luego cada carbono tiene dos orbitales P libres, los orbitales P de verdad de toda la vida. 00:03:43
Entonces, por ejemplo, el I sería a lo largo del eje I, para este y para este, ¿vale? 00:03:50
Este sería el PI, todo este, porque este es todo el eje I, ¿vale? 00:03:57
Todo este es el orbital. 00:04:05
Y luego en verde voy a dibujar el otro P, el PZ, que va en el eje Z. 00:04:06
De tal forma que el PI se va a enganchar con el PI y el PZ se va a enganchar con el PZ. 00:04:13
Lo enganchamos así porque es que como que tiene interacción por todo el P, 00:04:22
pero no quiere decir que estas rayitas son las del enlace, ¿vale? 00:04:27
Que no tiene ahora de repente cinco enlaces, es una por cada color. 00:04:30
Entonces tendría dos enlaces pi y un sigma, por eso es C. 00:04:34
Tres rayitas y luego un simple con el hidrógeno y un simple con el hidrógeno, ¿vale? 00:04:43
Y entonces así tendría la molécula de etilo. 00:04:52
Aquí hay más problemas, pero los haré cuando tengamos más tiempo. 00:04:56
La manera de explicarlo, por ejemplo, que tenemos en física es con orbitales moleculares, 00:05:00
que no os entra como teoría, pero bueno, para que veáis un poco que se hace de forma más abstracta, 00:05:04
No se dibujan las moléculas ni tal, sino que se dice que en la molécula, al juntarse los átomos, no hacemos esto de así las flores que se... 00:05:09
Lo que hacemos es que decimos que hay unos orbitales moleculares, no orbitales atómicos, que tienen menor energía que los de los átomos y por eso se enlazan. 00:05:21
Entonces el hidrógeno, por ejemplo, tendría un orbital sigma 1s donde se juntarían los dos electrones que están compartiendo y como tiene menos energía se mantiene ahí. 00:05:37
Cada vez que se crea un orbital molecular se crea un orbital de baja energía y otro de alta energía. 00:05:49
Este sería el que se llama enlazante y este el antienlazante, porque es de menor energía. 00:05:56
O sea, antienlazante porque no se quiere enlazar, porque es de mayor energía. 00:06:04
Si veis, estos orbitales se dan a una energía determinada. 00:06:09
Volveré a ello con la teoría de bandas. 00:06:14
Bueno, fuerzas moleculares. 00:06:18
Son fuerzas entre moléculas, inter-entre moléculas. 00:06:20
Quiere decir que no se dan, por supuesto, en los iónicos, porque los compuestos iónicos no son moleculares, no se dan en los metálicos, porque los compuestos metálicos no son moleculares, tanto los iónicos como los metálicos son cristalinos, y luego en los covalentes tenemos los que forman moléculas y los que forman cristales. 00:06:24
Por lo que formas cristales no tienen fuerzas intermoleculares, porque evidentemente, según la palabra, solo se dan entre moléculas, ¿vale? 00:06:48
Entonces, son fuerzas atractivas entre moléculas, ¿vale? Que nos quede claro. Fuerzas atractivas entre moléculas. 00:06:58
Y estas fuerzas son las que determinan si la sustancia es gas líquida o sólida. 00:07:06
Sabemos que las sustancias covalentes moleculares pueden ser cualquier cosa, porque pueden ser líquidas como el agua, temperatura ambiente, puede ser gaseosas como el oxígeno o pueden ser sólidas como el yodo. 00:07:11
Entonces, ¿de qué depende de las fuerzas intermoleculares que estén actuando entre esas moléculas? 00:07:24
romper el enlace dentro de la molécula es muy difícil vale por eso fijaos requiere mucha energía 00:07:29
los enlaces covalentes son muy fuertes pero evaporar o sea romper las fuerzas intermoleculares 00:07:41
cuesta poquito vale entonces no es lo mismo o sea no estamos hablando de separar la molécula 00:07:47
no estamos rompiendo, de romper ese enlace, no, estamos diciendo que entre una molécula y otra molécula hay unas fuerzas 00:07:55
y estamos hablando de esas fuerzas, esas son las fuerzas intermoleculares, ¿vale? 00:08:02
O sea, que esto sería romper el enlace, no estamos hablando de eso, estamos hablando de romper las fuerzas entre moléculas distintas, ¿vale? 00:08:07
Aquí otro ejemplo, romper el enlace de los hidrógenos con el oxígeno en el agua es muy fuerte, en cambio romper el puente de hidrógeno que se está dando entre dos moléculas pues es más fácil, ¿vale? 00:08:17
Entonces, a eso estamos hablando, porque hay veces que nos confundimos y parece que del iónico que se separan los iones, pues aquí también separamos los átomos y no se trata de eso, se trata de separar las moléculas, ¿vale? Que es la unidad fundamental de los compuestos covalentes moleculares. 00:08:38
Vale, ¿tipos de fuerzas que tenemos? Pues básicamente dos, las fuerzas de Van der Waals y el enlace de hidrógeno 00:08:56
Son las dos fuerzas intermoleculares que tenemos, así a grandes rasgos, ¿vale? 00:09:06
El enlace de hidrógeno es muy importante porque es muy fuerte, es el más fuerte de las fuerzas intermoleculares 00:09:11
El más fuerte es el enlace de hidrógeno, por eso las sustancias que tienen enlace de hidrógeno 00:09:17
Tienen unas propiedades características que no tienen otras, ¿vale? Entonces, para que esto se dé, tiene que ser una sustancia muy electronegativa como el flúor, oxígeno o nitrógeno y no hay más con el hidrógeno, ¿vale? El amoníaco, el agua y el flúor de hidrógeno, básicamente son las que no tienen. 00:09:24
Y luego, fuerzas de Van der Waals tenemos tres tipos, ¿vale? Fuerzas de dispersión o de London, fuerzas dipolo-dipolo y fuerzas dipolo-dipolo inducido. Las de fuerzas de dispersión o de London las tienen todas las moléculas, sean o no polares. 00:09:45
Es decir, que las que tienen enlace a hidrógeno también van a tener fuerzas de dispersión. 00:09:59
Pero como el enlace a hidrógeno es muchísimo más fuerte, el que le da las características es este. 00:10:11
Solo si no tenemos el enlace a hidrógeno vamos a otro tipo de fuerzas, ¿vale? 00:10:16
Entonces, bueno, las de dispersión se dan en todas las moléculas, 00:10:22
Las de dipolo-dipolo son en las polares y las de dipolo-dipolo inducido, las que son polares con no polares, ¿vale? 00:10:25
Moleculas polares con no polares, bien. 00:10:36
Entonces, vamos a hablar un poquito más de ellas. 00:10:39
Las de dispersión o de London. 00:10:43
Bueno, pues es porque se producen dipolos instantáneos por fluctuaciones de los electrones. 00:10:47
Entonces, lo que tenemos que saber de estas, o sea, bueno, que están presentes en todas las moléculas, sean polares o no, y que aumentan con la masa y el volumen molecular. Entonces, lo que me importa son estas dos cosas. Eso es lo que más me importa. 00:10:52
Y esto es lo que hace que gases nobles como el helio o moléculas como el yodo se puedan condensar, puedan hacerse sólidas, ¿vale? 00:11:04
¿Por qué? Bueno, pues por su volumen y por su masa. 00:11:16
A veces su intensidad es comparable a las fuerzas dipolo-dipolo, ¿vale? 00:11:27
En general, entre estas tres, las más fuertes serían estas, pero si la masa o el volumen de la molécula es suficiente, pues las de dispersión pueden ser igual de fuertes que estas, ¿vale? 00:11:31
Porque como dependen de la masa, pues a mucha masa, pues al final, o mucho volumen, pues son comparables. 00:11:44
Entonces, estas nos acordamos de eso, de que están presentes en todas las moléculas y que aumentan con la masa y el volumen molecular. 00:11:51
y que son las responsables de hacer que el yodo, por ejemplo, sea sólido a temperatura ambiente. 00:11:58
Las fuerzas dipolo-dipolo son interacciones permanentes entre moléculas covalentes polares. 00:12:05
Se dan entre moléculas covalentes polares. ¿Por qué? Porque son las que tienen polos. 00:12:12
Entonces, se suman a las fuerzas de London, claro, porque estas siempre están presentes, entonces estas se añaden. 00:12:18
Son más intensas cuanto más polar sea la molécula y favorecen la formación de estados líquidos y sólidos. 00:12:25
Por ejemplo, es la que se daría entre moléculas de cloruro de hidrógeno. 00:12:32
El cloruro va a ser cierta carga negativa, el hidrógeno cierta carga positiva. 00:12:40
no es que tenga carga de verdad, es como una 00:12:46
más, si son dipolos 00:12:50
pero no es iónico, es una sustancia que tiene 00:12:54
dos polos, y entonces este 00:12:58
si tenemos aquí más moléculas de HCl 00:13:01
pues que pasa, que si da por aquí 00:13:06
cloro con cloro se va a repeler, pero 00:13:10
hidrógeno con cloro se va a atraer 00:13:14
porque el positivo con el negativo se van a atraer 00:13:20
entonces van a crear aquí unas fuerzas de atracción 00:13:22
simplemente por electricidad, por cargas 00:13:24
positivo y negativo se atraen 00:13:31
entonces si está al final terminándose la vuelta 00:13:33
para también atraerse por ahí 00:13:36
entonces va a formar ciertas moléculas 00:13:37
simplemente por la atracción del positivo con el negativo 00:13:40
Va a formar ciertas fuerzas, perdón, ciertas fuerzas. Vale, ¿qué más cosas tenemos? Otra más es las fuerzas dipolo-dipolo inducido, que esta yo es como, bueno, pues si no hay nada más, esta son, por ejemplo, que tengo una molécula de cloro, que es apolar, pero si viene por aquí otra de cloruro de hidrógeno, pues esta carga negativa puede inducir que se repelan los electrones de por aquí, 00:13:42
se vayan lo más lejos que puedan dentro de la molécula y que se vayan por aquí y entonces 00:14:12
que esta molécula de cloro quede por este lado cargado un poquito positivo. Esto es 00:14:19
lo que se llama un dipolo inducido, un dipolo como forzado. Provoca un desvío de la nube 00:14:26
electrónica, o sea, manda la nube electrónica un poquito para otro lado y por eso se queda 00:14:33
cargada positivamente por este lado. Es un dipolo temporal, en cuanto esta molécula 00:14:38
se vaya de aquí, se vuelve a recolocar la nube electrónica y ya no pasa nada. 00:14:44
Entonces, bueno, estas son las fuerzas de Van der Waals, los tres tipos de fuerzas de 00:14:51
Van der Waals. Y luego tenemos el enlace de hidrógeno, que es una interacción muy fuerte 00:14:54
que ocurre, ya digo, cuando el flúor, el oxígeno y el nitrógeno se combina con el 00:14:59
hidrógeno, o sea, amoníaco, agua y flúor de hidrógeno, por ejemplo. 00:15:05
Entonces, ¿qué pasa aquí? 00:15:14
Pues que estamos viendo, por ejemplo, que si vamos en un grupo, 00:15:15
en general, cuando aumenta la masa deberían aumentar las fuerzas, 00:15:19
pero vemos que la fuerza más grande, por ejemplo, en estos grupos, 00:15:26
es la de, la del, o sea, esto, quiero decir, lo que esperamos de la teoría 00:15:29
es que según aumenta la masa en un grupo, aumente la fuerza del enlace 00:15:38
y por lo tanto el punto de ebullición, lo que cuesta que pase a gas. 00:15:43
Pero lo que se ve es que para los halógenos y para los anfígenos 00:15:49
y para los nictógenos, que no están aquí representados, 00:15:54
pero también para ellos, el primer elemento tiene un punto de ebullición mucho más alto que el segundo 00:15:57
y luego sí, de ahí empieza a aumentar, pero este es desproporcionalmente más grande. 00:16:04
¿Y por qué es? Pues porque el hidrógeno en combinación con estos elementos tan electronegativos 00:16:09
hace que unos dipolos muy fuertes, por así decirlo, ¿vale? 00:16:14
Que el hidrógeno se queda cargado positivamente, el otro elemento negativamente 00:16:27
y entonces establece unas fuerzas muy fuertes entre los hidrógenos positivos y el negativo del oxígeno, ¿vale? 00:16:32
Entonces va a ir ahí haciendo sus negativo con positivo y aquí en el HF también, ¿vale? 00:16:43
F, H, H, F y este sería negativo, este sería positivo, ¿vale? 00:16:51
Entonces va creando ahí sus enlaces. 00:16:57
¿Por qué el punto de ebullición del agua es mucho mayor que el punto de ebullición del fluoruro de hidrógeno? 00:17:02
Pues porque el agua, fijaos que al tener dos hidrógenos, hace una estructura mucho más estructurada, con dos enlaces por cada molécula. 00:17:12
En cambio el flúor, al solo tener un hidrógeno, hace menos enlaces. 00:17:22
Entonces es más fácil romper estas fuerzas moleculares, ¿vale? Porque tiene menos fuerzas intermoleculares. 00:17:26
Aquí, para pasarlo a gas, necesitamos romper muchos más enlaces, en cambio aquí, ¿vale? Pues son menos. 00:17:34
Entonces, por eso, aunque es fuerte este enlace, es menos fuerte que el del agua, por la geometría pura de la molécula. 00:17:47
Propiedades de las sustancias covalentes. Tenemos que dividir en dos, ¿vale? Los cristales covalentes y las sustancias moleculares covalentes o covalentes moleculares, ¿vale? 00:17:53
Los cristales, vamos a buscar un ejemplo, el diamante, por ejemplo, y entonces todos nos imaginamos el diamante y vemos las propiedades que tendría el diamante. 00:18:12
Bueno, sabemos que como son cristales, los enlaces se extienden a través de todo el cristal, ¿vale? 00:18:20
Y el diamante, gran dureza, de hecho es el más duro el diamante, ¿vale? 00:18:25
Luego tenemos el cuarzo tal, que también son cristales covalentes, pero todos son de gran dureza, pero claro, el diamante el que más. 00:18:29
Son sólidos con altos puntos de fusión, o sea, tú de un diamante se quema antes de poder, o sea, creo que la temperatura de fusión son 5000 y pico grados, no sé, 00:18:38
Se quema antes de, reacciona con el oxígeno, quiero decir, antes de fundirse, porque es muy alto su punto de fusión. 00:18:46
Son insolubles en todo tipo de disolventes. 00:19:00
Si pensamos echar diamantes en agua, pues por mucho que removamos ahí el diamante no va a conducir. 00:19:02
Y son malos conductores todos, salvo el grafito. 00:19:07
El grafito es este, que es otro compuesto a base de carbono. 00:19:10
es lo que son las puntas de lápices y bueno, tiene una estructura que es diferente 00:19:12
a pesar de estar hecha de los mismos átomos y de ser una estructura cristalina 00:19:18
tiene una estructura diferente y esto hace que tenga algún electrón libre 00:19:22
y por eso conduzca a la electricidad y tenga ese brillo que parece como metálico. 00:19:28
Entonces, sustancias covalentes, pensamos en el diamante y salen todas solitas 00:19:33
al pensar que haríamos con el diamante. 00:19:36
¿Sustancias moleculares? Pues aquí ya tenemos varios ejemplos, ¿vale? 00:19:39
Están formados por moléculas aisladas con fuerzas intermoleculares entre ellas. 00:19:43
Los sólidos que tenemos, porque no todos son sólidos, ¿vale? 00:19:48
Son sólidos líquidos o gases a temperatura ambiente, sólidos como el yodo, líquidos como el bromo o el agua y gases como el oxígeno, por ejemplo. 00:19:52
Entonces, son blandos, el yodo, por ejemplo, el azufre, que son sólidos a temperatura ambiente, son blandos, quiere decir que se rayan con la uña. 00:20:02
Sean lo que sean, sólidos, líquidos o gases, son bajos puntos de fusión. 00:20:15
Incluso los sólidos, el yodo, por ejemplo, en el laboratorio lo podemos pasar a gas, o sea, que es temperaturas bajas de fusión y ebullición. 00:20:19
Y los gases ya ni te digo, que ya directamente son gases a temperatura ambiente. 00:20:26
Este es yodo, por ejemplo. 00:20:30
Las sustancias polares son solubles en disolventes polares y las apolares en apolares semejante, disuelva semejante. 00:20:33
Es decir, el agua puede disolver a los compuestos polares y otros compuestos que sean apolares, pues como la gasolina, disolverán a otros compuestos apolares también. 00:20:41
Y todos, en general, malos conductores de la electricidad, todas las moléculas covalentes. 00:20:52
Si el agua conduce, no es porque el agua conduzca, es porque tiene sales disueltas en ese agua. 00:20:57
Vale, aquí lo voy a dejar, solo me queda por ver, bueno, muchos ejercicios y me queda por ver el enlace metálico. 00:21:04
Bueno, igual lo veo ahora y ya termino este tema. 00:21:12
Entonces, el enlace metálico es lo que llamamos el modelo del gas de electrones. 00:21:14
Entonces sería que los metales son átomos que han soltado sus electrones de valencia a la red, por tanto se han quedado cargados positivamente como cationes y entre medias tenemos todos los electrones moviéndose libremente, ya no están atados a ningún átomo. 00:21:19
Por eso se habla de un mar de electrones, ¿vale? Un mar de electrones. En teoría de bandas, que no se entra para la EBAU, ¿vale? Pero es importante para semiconductores y para la electrónica, pues se habla con esto de los orbitales moleculares, los átomos en un cristal tendríamos tantos átomos juntos que esto que os decía que teníamos dos átomos y su orbital enlazante y su orbital antienlazante, que serían como rayitas de energía, 00:21:37
Que os lo ponía aquí en la energía 00:22:05
Pues si tenemos un montón de átomos 00:22:07
Vamos a tener un montón de rayitas 00:22:08
¿Vale? 00:22:10
Y esas rayitas 00:22:12
Lo podemos decir que son bandas 00:22:13
¿Vale? 00:22:16
Bandas en el 00:22:17
Y esas 00:22:18
Todas esas rayitas 00:22:20
Pues tendríamos la banda de valencia 00:22:22
Que es 00:22:23
La que está formada por los 00:22:23
Orbitales enlazantes 00:22:26
Donde están los electrones de valencia 00:22:27
Y luego la banda de conducción 00:22:29
Porque es la banda de donde están 00:22:31
Los orbitales antienlazantes 00:22:33
que está vacía. En los metales o conductores se solapan, entonces es muy fácil que los 00:22:34
electrones de la banda de valencia pasen a la de conducción y conduzcan muy bien, por 00:22:42
eso conducen muy bien. En un semiconductor hay un ligero hueco entre medias o gap, y 00:22:46
en un aislante es un salto tan grande que el electrón nunca va a pasar arriba. En un 00:22:53
semiconductor sí, con un poquito de ayuda pasa y entonces conduce muy bien, por eso 00:22:59
el silicio de primeras 00:23:03
parece como no metal porque de primeras 00:23:04
no conduce pero a poquito que la hagamos 00:23:06
si empieza a conducir y por eso 00:23:08
se llama semiconductor 00:23:10
y toda la electrónica y todos los 00:23:12
ordenadores estos pues está basado en 00:23:14
en esto 00:23:16
vale, no me voy a entretener mucho porque 00:23:17
no entra 00:23:20
lo que si nos entra es saber las propiedades de los metales 00:23:22
entonces propiedades de los metales 00:23:25
son dúctiles y maleables, quiere decir que 00:23:27
se estiran en hilos 00:23:28
y en láminas 00:23:29
Hilos como el hilo de cobre y láminas como por ejemplo el papel de aluminio, que es aluminio en una lámina muy finita, muy finita. 00:23:33
Todos son buenos conductores de la electricidad y el calor, debido a la movilidad de los otros electrones que tienen en el mar de electrones. 00:23:41
Tienen en general altos puntos de fusión y ebullición, salvo los alcalinos y el mercurio. 00:23:48
El mercurio directamente es que es líquido a temperatura ambiente. 00:23:54
Tienen un brillo característico, ese brillo metálico que vemos en todos, ¿vale? 00:23:57
Es porque tienen, por los electrones libres, podríamos decir, ¿vale? 00:24:03
Que reflejan a los fotones y tal, interaccionan con los fotones, estos electrones. 00:24:09
Y en general son duros y tienen densidades elevadas. 00:24:15
Si pesamos, por ejemplo, si pensamos en un metal y cogemos una botella de agua llena de mercurio, por ejemplo, 00:24:19
va a pesar muchísimo más que una botella de agua porque el mercurio es más denso que el agua 00:24:25
y en general son duros, son difíciles de rayar, no como los covalentes, ¿vale? 00:24:33
Entonces, bueno, pues pequeño resumen de lo que hemos visto, tipos de enlaces, iónico, 00:24:38
las sustancias serían compuesto iónico, partículas, cationes, aniones, ¿vale? 00:24:45
En el metálico son átomos, ¿vale? 00:24:49
Que han perdido sus electrones y al final se quedan como cationes. 00:24:54
Y en el covalente, pues dos tipos, molecular, la unidad mínima son las moléculas. 00:24:57
Digo aquí, la unidad mínima son los cationes y los aniones porque en el agua de verdad se separan, ¿vale? 00:25:02
Aquí son las moléculas y en el cristal covalente serían los átomos, la unidad mínima. 00:25:09
y bueno pues aquí tenemos otra vez 00:25:13
el cuarzo, el grafito 00:25:16
y este no sé cuál es 00:25:18
pero bueno 00:25:20
ya está, aquí lo dejo 00:25:22
por hoy 00:25:24
Materias:
Química
Niveles educativos:
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  • Bachillerato
    • Segundo Curso
Subido por:
Laura B.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Compartir igual
Visualizaciones:
1
Fecha:
20 de marzo de 2026 - 18:51
Visibilidad:
Público
Centro:
IES LOPE DE VEGA
Duración:
25′ 26″
Relación de aspecto:
1.44:1
Resolución:
2360x1640 píxeles
Tamaño:
1.09

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