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hola en este vídeo quiero hablarte un
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poco acerca de este largo viaje que
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hemos hecho a través de la química hasta
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ahora hemos tocado el tema de bueno
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interacciones entre moléculas sobre
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moléculas de metal cómo se atraen entre
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sí por este mar de electrones y bueno
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también hablamos sobre las moléculas del
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agua pero creo que es bueno tener una
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discusión general sobre los diferentes
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tipos de interacciones moleculares y qué
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significan para los puntos de ebullición
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y los puntos de fusión de una substancia
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así que voy a empezar con el más débil y
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para eso
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voy a dibujar aquí un montón de neón
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pero antes déjame ponerte aquí la tabla
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periódica para que veas por qué me estoy
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tomando en león si te das cuenta el neón
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está justo aquí es decir es un gas noble
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y bueno es que los gases nobles son
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bastante felices su órbita el externo
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está lleno por lo tanto un amd si por
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aquí dibujo un neón y déjame tomar este
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color para hablar de neón imagínate que
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por aquí tengo un neón ok y bueno este
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neón tiene ocho
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y aquí tengo todos ok aquí tengo otros
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dos ok
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aquí tengo otros dos y bueno por aquí
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tengo otros dos de lujo aquí tengo un
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neón y es más déjame poner por aquí a
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otro neón este neón está bastante feliz
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porque tiene a todos sus electrones
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tenemos aquí cada uno de estos ocho de
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trones y bueno este neón está bastante
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feliz está completamente satisfecho
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consigo mismo si estos electrones están
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distribuidos uniformemente alrededor de
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estos átomos entonces estos son átomos
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completamente neutros estos átomos no
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quieren unirse entre sí o hacia
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cualquier cosa así que solamente
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deberían flotar alrededor y no hay razón
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alguna para que se sientan o no atraídos
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los unos con nosotros pero resulta que
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el neón tiene un estado líquido si
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consigues enfriarlo lo suficiente y por
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el hecho de que tiene un estado líquido
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significa que debe de haber alguna
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fuerza tarde o temprano que está
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haciendo que estos dos átomos de neón
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de alguna manera bueno pues se sientan
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atraídos am déjame ponerlo así se
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sienten atraídos el uno con el otro
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entonces no hay una gran cantidad de
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fuerza que los atraiga y bueno esto es
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porque va a ser un gas en la mayoría de
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las temperaturas pero si bajas mucho la
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temperatura puedes obtener una fuerza
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muy débil que empieza a conectar o hace
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que las moléculas de neón quieran
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acercarse las unas a las otras y estas
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fuerzas reales de lo que hemos hablado
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antes realmente estos electrones no
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tienen una órbita uniforme o fija
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alrededor de estos átomos todo esto es
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probabilístico si imaginamos que los
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puntos de los electrones de valencia del
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neón son una nube de probabilidad y
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bueno no sólo eso si además recordamos
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que el neón y déjame bajar un poco tiene
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la configuración electrónica de 1s 2 y
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después por acá su órbita exterior de 2
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s 2 y por acá 2 p 6 bueno esto es cierto
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entonces am si subimos ahora la pantalla
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y queremos dibujar de nuevo a nuestro
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neón bueno este el neón se va a ver más
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o menos así tenemos a un átomo de neón
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aquí y después tenemos un caparazón más
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o menos como éste qué es
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son 2 s y eso no está dentro de esto
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verdad y también tenemos los orbitales p
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que pueden o se ven más o menos así
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tendría una cultura a otra como por acá
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otra como por acá sólo estoy dibujando
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la distribución de probabilidad no se
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tratan de dibujar un conejo o jose aquí
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tengo otro neon and bueno pues aquí
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tenemos también su caparazón 12s y los
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orbitales p algo más o menos así este
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saber más o menos así a esta ciudad
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hermanos menos así para que ticas que no
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es un conejo voy a poner esta por acá y
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esta también por acá ok lo importante de
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todo esto lo que quiero que veas es que
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entiendas el punto y bueno si quieres
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ver los vídeos sobre configuración
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electrónica vas a tener más ideas acerca
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de estas distribuciones de probabilidad
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y lo que quiero que entiendas es que los
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electrones podrían estar en cualquier
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lugar puede haber un momento en que
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todos los electrones estén no sé por
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esta parte de aquí o podrían estar por
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esta parte de aquí qué sé yo si piensas
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un poco sobre esto de todas las posibles
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configuraciones vamos a decir que
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tenemos estos dos átomos de neón y en
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red
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hay una probabilidad muy baja de que
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vayan a ser distribuidos de una manera
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uniforme por completo es decir que los
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átomos están distribuidos de una manera
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uniforme
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casi no hay probabilidad de eso hay
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muchos escenarios donde la distribución
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de los electrones es un poco irregular
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en uno u otro átomos de neón por ejemplo
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si aquí tengo un átomo de neón este de
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aquí y digo que sus 8 electrones vamos a
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tener los de la siguiente manera tenemos
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8 electorales de valencia 1 2 3 4 5 6 7
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y por acá el otro entonces aquí se
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parece este átomo de neón este tiene
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temporalmente una ligera carga en esta
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dirección cierto tiene una ligera carga
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negativa por aquí y una ligera carga
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positiva por aquí ok y ahora imagínate
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que del mismo modo tengo otro neón por
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equipo que voy a poner a este neón tiene
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sus 8 electrones pero de esta forma
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tiene uno no sé 2 a 3
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es 45 16 7 y georges por acá y bueno si
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te das cuenta este átomo de neón que
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acabo de poner aquí tiene más carga
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negativa a este lado que de este lado
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así que si ahora quiero cambiar de color
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fíjate que por un cierto momento si este
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átomo tiene una ligera carga positiva de
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este lado y aquí negativa y esté por
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aquí positiva y por aquí negativa puede
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llegar a admitirse una fuerza de
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atracción por un pequeño momento de este
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átomo con este átomo y después de este
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pequeño momento desaparecerá porque los
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electrones se reconfiguran pero lo
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importante es darse cuenta que casi en
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ningún momento los electrones del neón
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van a ser distribuidos por completo esto
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siempre va a ser una distribución
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irregular siempre habrá un poco de carga
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extra en un nuevo otro lado de un átomo
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lo cual nos permitirá traer las cargas
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supuestas de otras moléculas
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similarmente desequilibradas
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esta es una fuerza muy pero muy pero muy
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débil que por cierto se le llama como la
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fuerza de dispersión del london antes de
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ponerlo así aquí esta fuerza se le
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conoce como la fuerza de dispersión
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dispersión ok de london d
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london los dos y de hecho curiosamente
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fritz london no era británico creo que
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era un alemán americano en fin la fuerza
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de dispersión de london es la más débil
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de las fuerzas de van der waals antes de
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ponerlo así
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de valls
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ok que seguramente estoy pronunciando
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mal y bueno las fuerzas de van der vaart
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son las clases de fuerza de todo lo
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inter molecular y en este caso las
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moléculas serían estos átomos de neón es
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una molécula compuesta por un solo átomo
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las fuerzas de van der vaart son una
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clase de todas las fuerzas inter
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moleculares que no son enlaces
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covalentes y que no son enlaces iónicos
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como los que tenemos las sales y
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hablaremos de eso en un momento y de
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hecho la más débil de todas ellas es la
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fuerza de dispersión de london y esto es
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porque el león es un gas noble de hecho
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todos los gases nobles y para eso han
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déjame bajar de nuevo para que los veas
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aquí todos los gases nobles estos que
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tenemos aquí ya es más déjame ponerlos
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con este color todos estos que son mis
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gases nobles experimentan este tipo de
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fuerza de dispersión de london todos
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estos de aquí que por cierto recuerda
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que es la más débil de todas estas
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fuerzas inter moleculares y es por esto
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que se necesita muy poca energía para
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poner
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en un estado gaseoso así que a muy pero
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muy baja temperatura los gases nobles
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todos estos de aquí se convertirán al
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estado gaseoso y de hecho es justo por
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eso que se llaman gases nobles y bueno
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estos gases nobles son los más propensos
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en comportarse como gases ideales porque
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tienen una pequeña pero muy pequeña
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atracción entre ellos ahora que pasan en
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una situación en donde vemos las que
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tienen mayor atracción o que son un poco
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más polares
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imagínate que ahora tengo el cloruro de
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hidrógeno y el hidrógeno y déjeme
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tomarlo con este color aquí tengo al
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hidrógeno esto de aquí y bueno el
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nitrógeno es algo raro porque es un poco
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ambivalente sobre si mantiene o no sus
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electrones el cloro siempre quiere
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mantener sus electrones
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de hecho el cloro el cloro están más o
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menos por aquí aquí tengo el cloro y
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bueno este cloro es bastante electro
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negativo aunque bueno ojo es menos
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electro negativo que estos tres que
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tengo aquí esto es de aquí de hecho son
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mucho más electro negativos que lo que
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digamos que estos son una especie de
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super ultra elementos que acaparan
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electrones es decir el nitrógeno el
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oxígeno y el flúor pero de todos modos
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el cloro es bastante electro negativo
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así que si ahora pensamos en el cloruro
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de hidrógeno y bueno se va a ver más o
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menos así imagínate que yo por aquí a mí
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déjame ponerlo con este color tengo al
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cloro ok y bueno tienes 7am átomos de
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valencia 1 2 3 4 5 6 y este átomo que
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está compartiendo con el hidrógeno que
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lo voy a poner con este color y bueno
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pues aquí tengo el hidrógeno y el
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hidrógeno va a compartir este electrón
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con el cloro y bueno como el cloro es
00:10:03
más electro negativo que el hidrógeno
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entonces estos electrones van a pasar
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mucho más tiempo aquí de lo que van a
00:10:10
terminar pasando de este lado y eso hace
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que en este lado del cloro haya una
00:10:15
carga parcial negativa negativa de este
00:10:19
lado mientras que de este otro lado del
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hidrógeno va a haber una carga parcial
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positiva
00:10:24
positiva son cargas parciales aquí
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tenemos una carga parcial negativa de
00:10:28
este lado del cloro y aquí tenemos una
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carga parcial positiva de este lado del
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hidrógeno de hecho esto es muy análogo
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para los enlaces de hidrógeno los
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enlaces de hidrógeno son una clase de
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bueno de este tipo de enlaces el cual se
00:10:43
llama un enlace de polo o una
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interacción dipolo dipolo así que
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imagínate que ahora todos tomamos a otra
00:10:50
molécula antes de ponerlo con esto ok
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voy a atrapar esta molécula la voy a
00:10:55
copiar y la voy a pegar ok y ahora
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imagínate que tenemos otra molécula de
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cloruro de hidrógeno como por aquí
00:11:01
fíjate que lo que va a pasar es lo
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siguiente vamos a tener una atracción am
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que se va a ver más o menos con este
00:11:07
color no voy a poner voy a consentir una
00:11:09
atracción entre estas dos moléculas del
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cloruro de hidrógeno y esto es porque el
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lado positivo o mejor dicho el polo
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positivo de esta molécula o de este tipo
00:11:20
lo es el lado del hidrógeno porque los
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electrones en cierto modo se han alejado
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y entonces esta parte de aquí se va a
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sentir atraída por el lado del cloro
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en este caso por el lado del cloro de
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esta otra molécula y es por esta razón
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que las fuerzas de van der vaart son una
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interacción dipolo dipolo y es mucho más
00:11:40
fuerte que bueno en esta fuerza que
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teníamos acá arriba la fuerza de
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dispersión del hondo y sólo para ser
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claro la fuerza de dispersión de london
00:11:49
ocurre en todas las interacciones
00:11:51
moleculares eso es lo que es muy débil
00:11:53
cuando las comparas con casi cualquier
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otra cosa como en este caso es decir
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sólo es relevante cuando hablamos de
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cosas como gases nobles incluso aquí
00:12:01
también son fuerzas de dispersión del
00:12:04
london cuando la distribución de
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electrones a esto de aquí sólo pasa para
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ir de una u otra forma y esto solamente
00:12:11
es por un instante pequeño de tiempo
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pero eso sí si nosotros pensamos en la
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interacción dipolo dipolo que es la que
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tenemos justo aquí ésta es mucho más
00:12:20
fuerte debido a que es más fuerte el
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cloruro de hidrógeno va a tomar más
00:12:25
energía lo que va a hacer que esté mucho
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más tiempo en estado líquido o que sea
00:12:30
más difícil entrar en el estado gaseoso
00:12:32
y ahora bien si nos fijamos en uno de
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los átomos mucho
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electro negativos como estos que tenemos
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aquí el nitrógeno el oxígeno o el flúor
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algunos de estos y supongamos que
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queremos ser no sé se me ocurre a déjame
00:12:46
sobre un poco en la pantalla sumamos un
00:12:48
poco de pantalla porque vamos a hablar
00:12:50
acerca de la interacción entre el flúor
00:12:53
y el hidrógeno
00:12:54
imagínate que por aquí tenemos el
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fluoruro de hidrógeno y déjenme ponerlos
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con este color se me ocurre voy a tener
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aquí h y aquí efe ok por aquí a otra h y
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aquí otra efe ok y aquí ya no sé se me
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ocurre poner otra h ok y otra efe ok por
00:13:15
acá am por acá también voy a poner otra
00:13:17
h y otra
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efe fluoruro de hidrógeno tenemos un
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montón de estos alrededor de este lugar
00:13:24
y bueno es que el flúor es ultra electro
00:13:27
negativo es uno de los tres átomos más
00:13:30
electro negativos en la tabla periódica
00:13:32
recuerda son estos de aquí a estos de
00:13:35
aquí el nitrógeno el oxígeno y el flúor
00:13:38
entonces ahora que tenemos este ponche
00:13:41
de moléculas justo aquí lo que va a
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pasar es que se va a dar un caso muy
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fuerte de la interacción dipolo dipolo
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donde aquí todos los electrones y déjame
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ponerlo con este color todos los
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electrones van a ser atraídos por el
00:13:55
lado del flúor por este lado por este
00:13:58
lado por este lado lo que va a hacer que
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tenga una carga parcial negativa
00:14:03
ok una carga parcial negativa una carga
00:14:05
parcial negativa una carga parcial
00:14:07
negativa mientras que del lado del
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hidrógeno vamos a tener una carga
00:14:11
parcial positiva carga parcial positiva
00:14:14
en carga parcial positiva
00:14:16
ok este es un signo de más carga parcial
00:14:18
positiva ok
00:14:20
carga parcial positiva y es que esto me
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va a dar una interacción entre las
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moléculas muy fuertes ahora imagínate
00:14:27
que nosotros nos fijamos en la
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interacción dipolo dipolo pero como es
00:14:31
una interacción dipolo dipolo entonces
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estos dos van a interactuar y no sé se
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me ocurre que este con este también va a
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haber una interacción y es justo esto es
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lo que se conoce como el
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enlace de hidrógeno porque estamos
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tratando con hidrógenos el hidrógeno y
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un átomo muy electro negativo donde el
00:14:50
átomo electro negativo atrae casi todos
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los electrones del hidrógeno y entonces
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el hidrógeno está sentado ahí con un
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solo protón lo que lo hace ser bastante
00:15:00
positivo y esto hace que sea realmente
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atraído por el lado negativo de esta
00:15:05
otra molécula el lado positivo con el
00:15:07
lado negativo pero bueno lo importante
00:15:10
es que todas estas son fuerzas de van
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der vaart en todas estas y de hecho
00:15:15
nosotros sabemos que son estas tres la
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más débil bueno es la fuerza de
00:15:20
dispersión de london ok después nosotros
00:15:23
nos fijamos en la interacción entre una
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molécula con un átomo más electro
00:15:28
negativo y esto empieza a hacer un
00:15:30
dipolo donde tienes un lado donde la
00:15:32
molécula se convierte en polar y
00:15:34
entonces de un lado tenemos carga
00:15:36
positiva del otro lado tenemos carga
00:15:38
negativo y cuando la ponemos con otra
00:15:40
molécula se da la interacción de polo
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dipolo y bueno también tenemos una
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tercera que es esta de aquí arriba esta
00:15:46
de aquí arriba nos da un enlace
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aún más fuerte que es el enlace de
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hidrógeno porque tenemos un átomo super
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electro negativo que está quitando
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esencialmente el electrón del hidrógeno
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o clasificándolo este electrón se sigue
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compartiendo pero está casi todo de este
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lado de la molécula y bueno ya que
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incluso este enlace es el más fuerte de
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los tres tendrá incluso un punto de
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ebullición más alto así que antes de
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nombrarlos por aquí si yo tengo la
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fuerza de dispersión del london déjeme
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ponerlo así london ok después vimos la
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dipolo ok dipolo ok y después vimos el
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enlace de hidrógeno antes de ponerlo así
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y drone que no ok
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estas tres son fuerzas de van der waals
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pero por las fuerzas de los enlaces
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inter moleculares se hacen más fuerte lo
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que me da que el enlace de hidrógeno
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tenga un punto de ebullición más alto
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que los enlaces polares y éstos a su vez
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tengan un punto de ebullición más alto
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que las fuerzas de dispersión de london
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este punto de ebullición sube porque se
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necesita más y más energía para separar
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estas moléculas las unas de las otras
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así que creo que esto es un buen estudio
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de los diferentes tipos de interacciones
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inter moleculares que no son
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necesariamente covalentes o iónicas en
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el siguiente vídeo hablaré sobre algunos
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tipos de estructuras johnny cash y
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covalentes y hablaré sobre cómo se
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pueden formar y cómo esto puede afectar
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a los diferentes puntos de ebullición
