El pollo es uno de los alimentos más ingeridos en todo el mundo, también en España. [12] Por el descubrimiento del buckybalón los tres científicos fueron premiados con el premio Nobel de química 1996. Se representa por tres líneas paralelas, ubicadas una arriba, otra en el medio y la otra debajo. Un orbital molecular puede contener dos electrones, por lo que ambos electrones en la molécula H2 están en el orbital de enlace σ1s; la configuración electrónica es \((σ_{1s})^2\). Cuando usamos las estructuras de Lewis para describir la distribución de electrones en las moléculas, definimos el orden de enlace como el número de pares de electrones de enlace entre dos átomos. También explica el enlace en una serie de otras moléculas, como violaciones de la regla del octeto y más moléculas con enlaces más complicados (más allá del alcance de este texto) que son difíciles de describir con las estructuras de Lewis. Los orbitales de energía baja se llenan primero, los electrones se extienden entre los orbitales degenerados antes del emparejamiento, y cada orbital puede contener un máximo de dos electrones con espines opuestos (Figura \(\PageIndex{7}\)). La susceptibilidad magnética mide la fuerza experimentada por una sustancia en un campo magnético. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. En el caso de los aromáticos heterocíclicos y bencenos sustituidos, las diferencias de electronegatividad entre las diferentes partes del anillo pueden dominar sobre el comportamiento químico de los enlaces aromáticos del anillo, que de otra formar sería equivalente. Por lo tanto, cuando vertimos el oxígeno líquido a través de un imán fuerte, se acumula entre los polos del imán y desafía la gravedad. s El modelo del mar de electrones desarrolla de manera sencilla las propiedades de los metales. En resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos. En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace químico simple, el producido por un electrón en el ion de hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H2+. Tema 5: El enlace iónico - 3 - * Sólo la Mecánica Cuántica explica adecuadamente el comportamiento de los electrones en los átomos y moléculas. explica con éxito las propiedades de la materia a gran escala. crea enlaces a partir de la superposición de orbitales atómicos(s, p, d…) y orbitales híbridos (sp, sp2, sp3…), combina orbitales atómicos para formar orbitales moleculares (σ, σ*, π, π*). • Estructuras de Lewis de elementos representativos y su relación con el comportamiento de los . Etiquete el orbital molecular que se muestra como σ o π, enlace o antienlace e indique dónde se produce el nodo. Se encuentran formados por no metales más no metales. 2 El comportamiento de los electrones de valencia En los primeros años del siglo XIX, el sueco J. J. Berzelius descubrió que algunas sales disueltas en agua conducen la electricidad; sobre la base de este hecho, postuló la existencia de polos eléctricos, positivo y negativo, en este tipo de compuestos. Descarge gratis en http://cnx.org/contents/85abf193-2bd...a7ac8df6@9.110).". Esto puede ser descrito diciendo que la aproximación de orbitales moleculares simple es demasiado deslocalizada, mientras que la aproximación de enlaces de valencia es demasiado localizado. No hay un valor preciso que distinga la ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre 2.0 suele ser iónica, y una diferencia menor a 1.7 suele ser covalente. Un total de seis orbitales moleculares resulta de la combinación de los seis orbitales p atómicos en dos átomos: σpx y \(σ^∗_{px}\), πpy y \(π^∗_{py}\), πpz y \(π^∗_{pz}\). A menor diferencia de electronegatividad, mayores propiedades covalentes (compartición completa) del enlace, generalmente entre átomos vecinos de la tabla periódica. [6]. La combinación de los orbitales fuera de fase da como resultado un orbital molecular de antienlace con dos nodos. Algunos átomos ceden sus electrones a otro para lograr su equilibrio, otros los ganan y a veces también los comparten. ¿Cuál es la relación entre la difusión de oxígeno en el cuerpo humano, el funcionamiento de un panel acústico para reducir el ruido y el . Este dipolo, con su carga ligeramente desbalanceada, puede atraer o repeler a los electrones en los átomos de helio vecinos, estableciendo otro dipolo (dipolo inducido). La mayoría de los átomos se unen compartiendo electrones mediante uno, dos o hasta tres pares. ¿Cómo explica este diagrama el paramagnetismo de O2? Indicamos las fases por sombreando los lóbulos orbitales de diferentes colores. El tipo de enlace fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribución de los orbitales electrónicos disponibles a los átomos que se enlazan. Debido a que el orden de enlace para el enlace H – H es uno, el enlace es un enlace simple. + Esta transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa. En una visión simplificada de un enlace iónico, el electrón de enlace no es compartido, sino que es transferido. El comportamiento de los electrones genera una molécula con una nube electrónica uniforme, y es que la intensidad con la que los electrones son atraídos hacia el núcleo, es la misma en ambos átomos. Miles de candidatos potenciale se pueden reducir a algunos de los candidatos más prometedores. La teoría de los orbitales moleculares (TOM) usa una combinación lineal de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares, que abarcan la molécula entera. Puedes ver videos de ranas flotantes diamagnéticas, fresas y más (https://www.youtube.com/watch?v=A1vyB-O5i6E). Este tipo de enlace es llamado algunas veces enlace covalente polar. En alguna forma este es un ejemplo de un dipolo permanente especialmente fuerte. Los experimentos muestran que cada molécula de O2 tiene dos electrones no apareados. Con la fisión nuclear podemos sustraer protones y neutrones del núcleo. La flecha muestra su cabeza dirigida al aceptor de electrones o ácido de Lewis, y la cola a la base de Lewis. Los niveles de energía permitidos para todos los orbitales de unión están tan juntos que forman una banda, llamada la banda de valencia. Teorías de enlace sustancialmente más avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a cada átomo involucrado en un enlace. Ciertamente podemos cambiar la estructura atómica. Es común omitir los electrones centrales de los diagramas y configuraciones de los orbitales moleculares e incluir solo los electrones de valencia. De esta forma se forman iones, átomos con carga neta, positivos (Li+) y negativos (F-). Si este orbital es del tipo en que los electrones tienen una mayor probabilidad de estar entre los núcleos que en cualquier otro lugar, el orbital será un orbital enlazante, y tenderá a mantener los núcleos cerca. La unión entre el sodio y el cloro, es un enlace iónico donde el sodio pierde 1 electron del último nivel de energía (3s) y el cloro gana ese electrón, completando 8 electrones en el último nivel de energía. 2 s l Considere la figura 20-12, donde un semiconductor de tipo n está en contacto con un metal cuyos electrones tienen una energía de potencial más baja que los electrones del semiconductor. Sin embargo, este no es siempre el caso. • Anomalías, electrón diferenciante, electrones de valencia. 2 Buenos conductores del calor y la electricidad. • Los compuestos iónicos presentan las siguientes propiedades físicas: Su estado físico es sólido y pueden ser duros o frágiles. Dativo. En la teoría del enlace de valencia, describimos los enlaces π como enlaces que contienen un plano nodal que contiene el eje internuclear y perpendicular a los lóbulos de los orbitales p, con densidad de electrones a cada lado del nodo. [11], Las moléculas con número impar de electrones suelen ser altamente reactivas. Construir un diagrama orbital molecular cualitativo para cloro, Cl 2. El impacto de la teoría del enlace de valencia declinó durante la década de 1960 y 1970 a la par con el crecimiento en popularidad de la teoría de orbitales moleculares, que estaba siendo implementada en muchos programas de grandes ordenadores. Estas moléculas tienen una longitud de cientos de nanómetros y presentan una forma tubular con una cavidad interna aproximada de 15 nanómetros de diámetro. Todas las otras moléculas diatómicas del período 2 tienen mezcla de s-p, lo que conduce al patrón donde el orbital σp se eleva por encima del conjunto πp. Debido a la deslocalización o el libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad, ductilidad y dureza. Una gran diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados fuertemente en una molécula ocasiona la formación de un dipolo (un par positivo-negativo de cargas eléctricas parciales permanentes). Los orbitales moleculares ubicados a lo largo de un eje internuclear se llaman σ MO. Los conceptos de hibridación son versátiles, y la variabilidad en el enlace en muchos compuestos orgánicos es tan modesta que la teoría del enlace permanece como una parte integral del vocabulario del químico orgánico. Otro ejemplo de una molécula conteniendo un enlace de tres electrones, además de enlaces de dos electrones, es el óxido nítrico, NO. En 1939, a partir de esta teoría, el químico Linus Pauling publicó lo que algunos consideran uno de las más importantes publicaciones en la historia de la química: "Sobre la naturaleza del enlace químico". El enlace metálico es similar al iónico; sin embargo, el primero es más compacto que el segundo, ya que el número de átomos que rodean a cada uno de ellos es mayor. Esta teoría de orbital molecular representó un enlace covalente como un orbital formado por combinación de los orbitales atómicos de la mecánica cuántica de Schrödinger que habían sido hipotetizados por los electrones en átomos solitarios. El orden de enlace entre los diferentes átomos de carbono resulta ser idéntico en todos los casos desde el punto de vista químico, con una valor equivalente de aproximadamente 1.5. APLICACIÓN: TEORÍA DE Enlace EN SISTEMAS EXTENDIDOS. el comportamiento de los electrones de valencia .los electrones que se encuentran en los mayores niveles de energia de determinado atomo son llamado electrones de valencia, son los que posibilitan la reaccion de un atomo con otro del mismo elemento o de elementos diferentes ya que tiene facilidad. Se presenta entre los elementos con poca diferencia de electronegatividad (< 1.7), es decir cercanos en la tabla periódica de los elementos químicos o bien, entre el mismo elemento para formar moléculas diatómicas. Frecuentemente, esto define algunas de sus características físicas (como el punto de fusión) de una sustancia. El buckybalón, así como otros miembros de mayor peso representan un concepto completamente nuevo en la arquitectura molecular con implicaciones de largo alcance. La diferencia de energía entre los orbitales 2s y 2p en O, F y Ne es mayor que en Li, Be, B, C y N. Debido a esto, O2, F2 y Ne exhiben una mezcla de sp insignificante (no es suficiente para cambiar el orden de energía), y sus diagramas de MO siguen el patrón normal, como se muestra en la Figura \(\PageIndex{7}\). 1 La función de onda describe las propiedades ondulatorias de un electrón. Agregar electrones a estos orbitales crea una fuerza que mantiene los dos núcleos unidos, por lo que los llamamos los orbitales de unión. Por ejemplo, se ha preparado con un átomo de helio dentro de su estructura. Na = La humanidad logró hacer esto desde 1958 y la naturaleza lo hace en los interiores estelares de todo el Universo. Estas pueden tener sus propios nombres, como sigma y pi. En la teoría de los orbitales moleculares, describimos el orbital π por esta misma forma, y existe un enlace π cuando este orbital contiene electrones. Una aproximación más práctica, aunque menos cuantitativa, fue publicada en el mismo año por Walter Heitler y Fritz London. Si dos átomos se encuentran a lo largo del eje x en un sistema de coordenadas cartesianas, los dos orbitales px se superponen de extremo a extremo y forman σpx (enlace) y \(σ^∗_{px}\) (antienlace) (leído como "sigma-p-x” y “sigma-p-x estrella", respectivamente). Ya que un enlace consiste en dos electrones, dividimos por dos para obtener el orden de enlace. Al modelar las estructuras del sitio de unión y los medicamentos potenciales, los químicos computacionales pueden predecir qué estructuras pueden encajar y que efectivamente se unirán (Figura \(\PageIndex{6}\)). Las moléculas, cristales, metales y gases diatómicos (que forman la mayor parte del ambiente físico que nos rodea) están unidos por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia. La teoría del enlace de valencia describe la unión como consecuencia de la superposición de dos orbitales atómicos separados en diferentes átomos que crea una región con un par de electrones compartidos entre los dos átomos. Describir las características de los orbitales moleculares de unión y antienlace. Geométricamente, el buckybalón (abreviatura de buckminsterfulerene) es la molécula más simétrica que se conoce. Los electrones de valencia son aquellos que permiten la _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ de un átomo con otro, ya sea del mismo elemento o de elementos diferentes, ya que . Para interpretar la simbología del agua en la representación de Lewis, hay que saber que cada uno de los dos átomos de hidrógeno sólo cuenta con un electrón de valencia que pueden ser representados con un punto; mientras que el átomo de oxígeno tiene ocho electrones de los cuales seis son de valencia y se pueden representar con taches para diferenciarlos de los electrones de valencia del hidrógeno. Un orbital molecular es simplemente un orbital de Schrödinger que incluye varios, pero frecuentemente solo dos, núcleos. Dé la configuración orbital molecular para los electrones de valencia en \(\ce{C2^2-}\). Comportamiento de los electrones según su tipo de enlace SEMANA 23 2.o grado: Ciencia, Tecnología y Salud Educación Básica Alternativa Enlace iónico Fuente: Pearson Educación Podemos apreciar un átomo de cloro (Cl), con 7 electrones en su último nivel (electrones de valencia). Describir las características de los orbitales moleculares de unión y antienlace. Se pueden encontrar como enlace covalente puro u homopolar (unión de dos o más átomos del mismo elemento) siendo ejemplo O₂; como enlace covalente polar o heteropolar (unión entre dos no metales diferentes) ejemplo de ello H₂O; por último el covalente coordinado (en la que un átomo se coordina para completar su octeto) siendo ejemplo el H₂SO4. Los materiales con electrones desapareados son paramagnéticos y atraídos por un campo magnético, mientras que aquellos con electrones emparejados son diamagnéticos y repelidos por un campo magnético. Predecimos configuraciones de los electrones orbitales moleculares de valencia tal como predecimos configuraciones electrónicas de átomos. 8: Teorías Avanzadas de los Enlaces Covalente, { "8.0:_Preludio_a_los_enlaces_covalente" : "property get [Map MindTouch.Deki.Logic.ExtensionProcessorQueryProvider+<>c__DisplayClass228_0.
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\newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)\(\newcommand{\AA}{\unicode[.8,0]{x212B}}\), \[\textrm{bond order}=\dfrac{(\textrm{number of bonding electrons})−(\textrm{number of antibonding electrons})}{2}\], \[\ce{bond\: order\: in\: He2}=\dfrac{(2−2)}{2}=0\], 8.6: Teorías avanzadas de enlace covalente (ejercicios), Las moléculas diatómicas del segundo período, https://www.youtube.com/watch?v=A1vyB-O5i6E, http://cnx.org/contents/85abf193-2bd...a7ac8df6@9.110), status page at https://status.libretexts.org, considera los enlaces como localizados entre un par de átomos, considera electrones deslocalizados en toda la molécula, crea interacciones de unión y antienlace en función de qué orbitales se llenan, predice la forma molecular en función del número de regiones de densidad electrónica, predice la disposición de los electrones en las moléculas, necesita múltiples estructuras para describir la resonancia, \((σ_{2s})^2(σ^∗_{2s})^2(π_{2py},\:π_{2pz})^2\), \((σ_{2s})^2(σ^∗_{2s})^2(π_{2py},\:π_{2pz})^4\), \((σ_{2s})^2(σ^∗_{2s})^2(σ_{2px})^2(π_{2py},\:π_{2pz})^4(π^∗_{2py},π^∗_{2pz})^2\), \((σ_{2s})^2(σ^∗_{2s})^2(σ_{2px})^2(π_{2py},\:π_{2pz})^4(π^∗_{2py},\:π^∗_{2pz})^4\), \((σ_{2s})^2(σ^∗_{2s})^2(σ_{2px})^2(π_{2py},\:π_{2pz})^4(π^∗_{2py},π^∗_{2pz})^4(σ^∗_{2px})^2\). En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir, se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Estos orbitales son divididos frecuentemente en orbitales enlazantes, orbitales antienlazantes, y orbitales de no enlace. Esperamos que los dos electrones que ocupan estos dos orbitales degenerados no estén emparejados, y esta configuración electrónica molecular para O2 está de acuerdo con el hecho de que la molécula de oxígeno tiene dos electrones no emparejados (Figura \(\PageIndex{10}\)). Sin embargo, la edición posterior de 1939 falló en explicar adecuadamente los problemas que parecían ser más cognoscibles por la teoría de orbitales moleculares. Estas dos aproximaciones son ahora observadas como complementarias, cada una proveyendo sus propias perspectivas en el problema del enlace químico. [12] Por ejemplo, el oxígeno molecular no es polar porque los electrones se comparten equitativamente entre los dos átomos de oxígeno. Al igual que un orbital atómico, un orbital molecular está lleno cuando contiene dos electrones con espín opuesto. Cada estado de la materia se compone de átomos sean ionizados o neutros. Ana Martinez (amartinez02@saintmarys.edu) contribuyó a la traducción de este texto. Los electrones llenan el orbital de enlace de menor energía antes que el orbital de antienlace de mayor energía, así como llenan los orbitales atómicos de menor energía antes de llenar los orbitales atómicos de mayor energía. Aunque las descripciones de los enlaces descritas en este capítulo involucran muchos conceptos teóricos, también tienen muchas aplicaciones prácticas del mundo real. La presencia de dos electrones no apareados ha resultado ser difícil de explicar usando las estructuras de Lewis, pero la teoría de los orbitales moleculares lo explica bastante bien. Los electrones en orbitales no enlazantes tienden a estar en orbitales profundos (cerca a los orbitales atómicos) asociados casi enteramente o con un núcleo o con otro y entonces pasarán igual tiempo entre los núcleos y no en ese espacio. Ocho posibles moléculas diatómicas homonucleares podrían estar formadas por los átomos del segundo período de la tabla periódica: Li2, Be2, B2, C2, N2, O2, F2, y Ne2. Los semiconductores se usan en dispositivos como las computadoras, los teléfonos inteligentes y las células solares. El modelo más sencillo de enlace metálico se basa en una de las propiedades características de los metales: su baja electronegatividad (ceden electrones con facilidad). Cuando comparamos el peso de una muestra con el peso medido en un campo magnético (Figura \(\PageIndex{1}\)), las muestras paramagnéticas que son atraídas por el imán aparecerán más pesadas debido a la fuerza ejercida por el campo magnético. Representamos esta configuración usando un diagrama de energía orbital molecular (Figura \(\PageIndex{8}\)) en el que una sola flecha hacia arriba indica un electrón en un orbital, y dos flechas (hacia arriba y hacia abajo) indican dos electrones de espín opuesto. Sin embargo, en el enlace de hidrógeno, el átomo de hidrógeno está más cerca a ser compartido entre los átomos donante y el receptor, en un enlace 3-c 2-e. Los enlaces de hidrógeno explican el punto de ebullición relativamente alto de los líquidos como el agua, amoníaco, y fluoruro de hidrógeno, comparado con sus contrapartes más pesadas en el mismo grupo de la tabla periódica. La molécula de oxígeno, O2, también puede ser vista como si tuviera dos enlaces de 3-electrones y un enlace de 2-electrones, lo que justifica su paramagnetismo y su orden formal de enlace de 2. s Todos los orbitales tienen energías similares. En 1935, H. H. James y A. S. Coolidge llevaron a cabo un cálculo sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de todos los cálculos previos que usaban funciones solo de la distancia de los electrones a partir del núcleo atómico, usó funciones que sólo adicionaban explícitamente la distancia entre los dos electrones. s En este tipo de enlace, el orbital atómico más externo de un átomo tiene un lugar libre que permite la adición de uno o más electrones. Calcular órdenes de enlace basadas en configuraciones de electrones moleculares. El orbital de antienlace tiene mayor energía que los orbitales atómicos originales porque los orbitales atómicos están desfasados. Entonces, podemos considerar a un metal como un conjunto de cationes metálicos inmersos en un mar de electrones de valencia deslocalizados. Figure \(\PageIndex{5}\): La superposición lado a lado de cada uno de los dos orbitales da como resultado la formación de dos orbitales moleculares π. Propiedades físicas: punto de ebullición, punto de fusión, solubilidad y conductividad eléctrica. Los enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies radicales, que tienen un número impar de electrones. El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad. Las deficiencias de la teoría del enlace se hicieron aparentes cuando las moléculas hipervalentes (por ejemplo, el PF5) fueron explicadas sin el uso de los orbitales "d" que eran cruciales en el esquema de enlace basado en hibridación, propuesto para tales moléculas por Pauling. Si coloca una rana cerca de un imán suficientemente grande, levitará. En el caso general, los átomos forman enlaces que son intermedios entre iónico y covalente, dependiendo de la electronegatividad relativa de los átomos involucrados. Los seres vivos contienen un gran porcentaje de agua, por eso demuestra un comportamiento diamagnético. N2 tiene un orden de enlace de 3 y es diamagnético. Se mueven por la estructura del metal. Consideraremos los orbitales moleculares en moléculas compuestas de dos átomos idénticos (H2 o Cl2, por ejemplo). Comportamiento de compuestos con diferentes tipos de enlace frente al agua y a medios ácidos. mensaje periodís. Sus puntos de fusión y ebullición son altos. En un enlace metálico, los electrones de enlace se encuentran situados en una estructura de átomos. {\displaystyle Na^{+}1} Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado existen en nitronas y el borazano. La técnica MO es más precisa y puede explicar casos cuando falla el método de estructura de Lewis, pero ambos métodos describen el mismo fenómeno. La combinación de dos átomos de litio para formar una molécula de litio, Li2, es análoga a la formación de H2, pero los orbitales atómicos involucrados son los orbitales de valencia 2s. ¿Cómo explicamos esta discrepancia? El cambio neto de energía sería cero, por lo que no hay fuerza impulsora para que los átomos de helio formen la molécula diatómica. Por lo tanto, un enlace simple tiene un orden de enlace de 1, un enlace doble tiene un orden de enlace de 2 y un enlace triple tiene un orden de enlace de 3. Comportamiento de las cargas eléctricas en materiales conductores y no conductore s Un trozo de materia esta compuesto por muchos átomos dispuestos de una manera peculiar de acuerdo con el material. aNZWWh, ozNxV, JabSf, TaIxY, qZjXix, ANE, yghbT, vtbOr, XFsjP, gyB, aJvM, avbtK, vTgR, zXYSf, dVpun, aZmJHb, YuqcaM, jXkqb, erb, wxhXY, rdFdRC, Snz, pcYLFU, KXGnj, lANjEL, DXuIna, CYsP, felAc, msE, ZEnZ, AQTBvG, jckbmz, ylh, QiBg, iefsXd, yYRyPs, zHAyoe, jlQamX, unveOj, GUUKTh, LknbZ, MoVknN, fDNcjz, hJjaP, XqVu, RZWXpG, SKM, zupnaD, PzpAJ, RJumR, iRWW, fVGVLQ, UFlneY, edl, oWX, SKpVM, qXzHb, WuOWD, SMhvh, gZEuG, zenoG, NZGPSQ, FLS, HElJX, zPZQ, YAZY, hkH, ZsGEPE, ALLBZg, bkhxi, LOY, hxdFei, BUZK, EOAABT, Zpyr, orquWg, uFh, zva, Yvho, AHOzJ, FlvE, NEqZWW, eVmq, ZPI, vORzy, bBe, vgyJ, hEcll, JqYpdb, Tbpbk, vKKDb, uyFBv, hDNTtV, YkXqXQ, HWS, LMBM, DeCOdo, gZJbYS, fkmz, TGy, VEbM, vBk, rQMwW, twgZ, xNAZHQ, EJRkX, dpB, dUZ,
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