química II

No de Acuerdo09/0519Clave

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INSTITUTO TECNOLÓGICO DE EDUCACIÓN MODERNA

Guíade

Química II

Av. de los Maestros no. 6 col. Independencia12029912 / 12029913 1


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TEMARIO.

Unidad 1. BALANCEO DE ECUACIONES.

Tema 1. Ecuación química.

Tema 2. Reacción química.

Tema 3. Método de balanceo.

a) Método de Tanteo

b) Método algebraico.

c) Método de óxido-reducción.

Unidad 2. ESTEQUIOMETRÍA.

Tema 1. Definición.

Tema 2. Leyes ponderales.

Ley de Lavoisier.

Ley de Proust.

Ley de Dalton.

Ley de Richter-Wenzel.

Unidad 3. ESTADO GASEOSO.

Tema 1. Teoría cinética-molecular de los gases.

Tema 2. Ley de Boyle.

Tema 3. Ley de Charles.

Tema 4. Ley de Gay-Lussac.

Tema 5. Ley General del Estado Gaseoso.

Tema 6. Ley de Avogadro.

Tema 7. Ley General de los Gases Ideales.

Unidad 4. NOMENCLATURA ORGÁNICA.

Tema 1. Diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos.

Tema 2. Clasificación de cadenas en compuestos orgánicos

Tema 3. Tipos de fórmula utilizadas en química orgánica e isomería.

Tema 4. Nomenclatura hidrocarburos alifáticos



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Tema 5. Hidrocarburos aromáticos o del benceno.

Unidad 1. BALANCEO DE ECUACIONES.

Tema 1. Ecuación Química

Una ecuación química es la representación matemática de una reacción química, donde se representa el número de átomos o moléculas de cada elemento o compuesto que interviene en dicha reacción.

Tema 2. Reacción Química.

Es un proceso en el cual un sistema caracterizado por las propiedades físicas y químicas de las sustancias que lo constituyen experimenta cambios en ellas.

Tema 3 Métodos de Balanceo.

a) Método de tanteo.- Es muy sencillo, se utiliza para balancear ecuaciones simples, para efectuarlo se dan los siguientes pasos:

Ejemplo:

Hg + 02 —————> HgO

1. Se balancean todos los elementos diferentes al oxígeno y al hidrógeno.2. Equilibrar los hidrógenos, al hacer esto, generalmente se equilibra el agua.3. Se balancean los oxígenos y así la ecuación queda también balanceada,4. Se comprueban todos los elementos.5. Se repite el procedimiento en el mismo orden hasta que todos los elementos estén igualados.

2 Hg + 02 ———————> 2HgO

b) Método algebraico.

Ejemplo:

KC103 ————————> KCl+ 02

1. Asigna variables a los reactivos y los productos

KC103 ———————> KCl + 02

a b c2. Establecer cuántas veces se encuentra representado cada uno de los elementos en las

variables.

K --------------- a=bCl -------------- a=bO -------------- 3a=2c



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3. Da el valor 1 a la variable que más se repita.

a=l entonces b=l y por lo tanto 3(l) = 2c 3 = 2c

3/2 = c

4. Si alguno de los resultados es fraccionario, emplear factores para trabajar únicamente con enteros.

a= (l) (2)=2 b= (l) (2)=2 c= (3) (2)=3

2KC103 ———————> 2KCl + 3O2

c) método de oxido-reducción.- O redox. Consiste en un intercambió electrónico entre los elementos participantes en la reacción. Lo primero y fundamental de éste método es determinar el número de oxidación. Para determinar este número se aplican las siguientes reglas:

1. Los elementos en estado puro tienen como número de oxidación "O".2. En los iones compuestos de un sólo átomo, el número de oxidación es igual a la carga del Ion.3. El oxígeno trabaja con -2, excepto en el Peróxido de hidrógeno (H202).

4. El hidrógeno trabaja con +1, excepto cuando esta unido a un metal.5. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos es "O".6. En un Ion poli atómico, la suma de los números de oxidación de todos sus elementos es igual

a la carga neta del Ion.

Oxidación.- Un elemento sufre oxidación cuando pierde electrones.

Reducción.- Un elemento sufre reducción cuando gana electrones.

Actividades de Aprendizaje. Resuelve por el método de tanteo.

1. Fe+H20 ——— > Fe 3O4+ H2

2. Na + H20 ——— > H2 + NaOH

3. CO+ H2 ——— > CH3OH

4. CaH2+ H20 ——— > Ca(OH)2+ H2

5. Ba(C103)2 ———— > BaCl2 + 02

6. KN03 ———— > KN02 + 02

7. Ti(OH)3 ———— > Ti02 + H20 + H2



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Actividades de Aprendizaje. Resuelve por el método algebraico.

1. Fe203+ C ———— > Fe304 + CO

2. Al4C3 + F2 ————> AlF3 + CF4

3. Na2Cr207 + HCl ————> Cr02Cl2 + NaCl + H20

4. AgNO3+ Pb ——— > Pb(N03)2 +Ag

5. Fe203 + CO ——— > Fe +CO2

6. Mn02+ HBr ——— > MnBr2 + Br2 + H20

7. C12 + KOH ————> KCl+ KCLO3 + H20

Actividades de Aprendizaje. Resuelve por el método de Oxido - reducción.

1. CuO+NH3 ————> N2 + Cu+ H20

2. KMn04 + FeS04 + H2S04 ——— > K2S04 + MnS04 + Fe2(S04 ) 3 + H20

3. H2S+Na2Cr207+ H2S04 ——— > Cr2(S04)3 + H20 + S +Na HSO 4

4. Fe(N03)2 + HN03 ——— > Fe(N03)3 + NO+H20

5. Ag+HC103 + HCl ———> AgCl + H20

6. HNO3+ H2S04 + Hg ————> Hg2 S04 + NO+H2 O

EJERCICIOS UNIDAD 1:

1.- ¿Cuál es el número de oxidación de los siguientes compuestos?

a) KCL c) AL(OH) 3 e) PbO2

b) H2SO4 d) Cu(NO3) 2 f)NH3

2.- Define los siguientes conceptos:

a) Agente oxidante

b) Oxidación

c) Reacción química

3.-Contesta lo que se te pide:



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a) ¿Qué número de oxidación tiene un elemento en estado puro?

b) ¿Cuál es el número de oxidación del oxígeno?

c) ¿Cuánto vale el número de oxidación en una molécula neutra?

Unidad 2. ESTEQUIOMETRÍA.

Tema 1. Definición.

Es la parte de la química que estudia las relaciones matemáticas entre pesos y volúmenes de las sustancias participantes en una reacción química, mediante la información expresada en sus fórmulas y las leyes pondérales de la química.

Tema 2. Leyes pondérales.

a) Ley de Lavoisier. En toda reacción química, las cantidades en peso de los reaccionantes son iguales a las de los resultantes.

Mol: Es el peso molecular de una sustancia, expresado en gramos, que equivale a 6.023 x 1023

moléculas, iones o átomos (No. de avogadro).

Es la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como átomos hay en 12 grs de C12 .

Ejemplos:

Relación masa-masa.

1. Calcula los gramos de cloruro de plata (AgCl) que se obtiene a partir de 25 grs de nitrato de plata (AgNO3) según la ecuación: AgNO3 + NaCl ————> AgCl+NaNO3

a) Trabaja el peso fórmula de las sustancias señaladas. AgN03 = 170 gr/mol AgCl = 143 gr/molb) Establece la relación entre ellas por medio de una regla de tres. 170 grs AgNO ———— 143 grs AgCl

25 grs AgNO3 ——— x = 21.029411 gr AgCl

Relación mol-mol.

1. ¿--Cuántos moles de hidrógeno se combinan con .276 moles de oxígeno mediante la siguiente reacción?

2H2 + O2 ———> 2H2O

a) Establece la relación con una regla de tres.2 mol H2 ———— 1 mol 02

x = .552 ———— .276 mol 02

Relación volumen-volumen.1. ¿Cuántos litros de oxígeno a condiciones normales de temperatura y presión se combinarán con 30 L



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de hidrógeno a las mismas condiciones, mediante la siguiente reacción?

2H2+02 ————> 2H20

a) Estableciendo la relación.

Bajo condiciones normales 1 mol = 22.4 L, entonces:

44.8 L H2 ———— 22.4 02

30 L H2 ———— x = 15 L 02

Relación masa-volumen.1. ¿Cuántos litros de oxígeno se necesitan para combinarse, a 25°C y 728 mm Hg, con 8.08 grs de

hidrógeno mediante la siguiente reacción?

2H2 +02 ——— > 2H20

a) Establece la relación basándote en factores.

8.08 gr H2(mol H2) (mol 02) (22.4 l) (298°K) (760 mm Hg)

(2 gr H2) (2 mol H2) (l mol 02) (273°K) (728 mm Hg)

= 10247767.04 = 51.46 L 02 198744

Relación mol-volumen.1. ¿Qué volumen en litros de agua en estado gaseoso se producirán en las mismas condiciones de

temperatura y presión de 5 moles de H2 ? 2H2+02 ————> 2H20

a) Establece la relación.

44.8 L H2 ———— 44.8 L H20

112 L H2 ———— x = 112 L H20

"Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, siempre lo hacen en la misma razón de masas”

Factor gravimétrico.

Ejemplos:

H2+Cl2 ———> 2CL

2 gr +70 gr 72 gr

2 gr/70 gr

Composición porcentual.



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Ejemplos:

1. Encontrar el por ciento de composición del sulfato de aluminio Al2 (SO 4) 3

Al = 27(2) =54 % Al = 54/342 (100) = 15.79 %

S = 32(3) = 96 % S = 96/342 ( 100 ) = 28.07%

O = 16(l2) = 192/342 grs % O = 192/342 (100) = 56.14 %

Fórmula mínima o empírica.

"Se define como la razón de átomos más simple en un compuesto”

Ejemplo:

1. ¿Cuál es la fórmula empírica o mínima de un compuesto que tiene la siguiente composición en por ciento:

C = 40 % , H = 6.7 % , O = 53.3? %

Composición Masa Peso Atómico Masa/P. Atómico Relación Atómica Mínima40 % 40 12 grs 40/12 = 3.33 * 3.33/3.33 =1

6.7 % 6.7 1 grs 6.7/1 = 6.7 6.7 /3.33= 2

53.3 % 53.3 16 grs_____ 53.3/16=3.33 3.33/3.33=1

100% 100%

Fórmula mínima: CH 2O

Fórmula molecular. O verdadera de una sustancia es un múltiplo de número entero de su fórmula empírica

Ejemplo:

1. Un compuesto orgánico utilizado como combustible casero tiene como constituyente menor un compuesto X. El análisis reporta que X contiene 85.69 % de C y 14.31 % de H en peso. El peso molecular es de 56 grs/mol. Calcular la fórmula de X.

Composición Masa Peso Atómico Masa/Atómico Relación AtómicaMínima

85.69 % 85.69 12 gr 85.69/12=7.14 7.14/7.14=1

14.31 % 14.31 1 gr 14.31/1=14.31 14.31/7.14=2

100 % 100

Fórmula mínima: CH2 = 12 2 = 14 gr/mol



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56 grs/mol 14 grs/mol = 4

4 (CH2) = C4H8 *Fórmula molecular


"Cuando dos o más elementos se unen para formar una serie de compuestos, si el peso de uno de ellos permanece constante, el otro varía en una relación de múltiplos enteros pequeños".


“Cuando dos elementos se combinan por separado con un peso fijo de un tercer elemento, estos reaccionan en la misma proporción que se combinan entre sí ".

Peso equivalente: "Es el peso que proporcionará 6.023 x 1023 partículas en una reacción con otras sustancias”.

Equivalente gramo: " La masa de una sustancia que contiene, reacciona o desplaza a 8 gr de oxígeno o a otras masas equivalentes de otros elementos”.

Actividades de Aprendizaje. Se sugiere al profesor que tome algunas de las reacciones trabajadas en la unidad 1 (act. de aprendizaje) y ya balanceadas plantee con ellas ejercicios con las leyes ponderales.

Actividades de Aprendizaje.

1. Encontrar la composición porcentual del carbonato de sodio.

Na2 CO3

2. El análisis de un producto obtenido en el laboratorio dio el siguiente resultado: K=23.1 %, Ti=14.2 % y Cl=62.7 %. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto?


1.- ¿Qué es la estequiometría?

2.- Enuncia la ley de Lavoisier

3.- ¿Qué datos se necesitan para determinar la formula molecular?

4.- En el compuesto Ca3 ( PO4) 2 ¿Cuál es el porciento en peso del fósforo?

5.- Un compuesto esta formado por 20.7% de sodio, 0.91% de hidrógeno, 27.9% de fósforo y 50.5% de oxigeno. Obtener la formula empírica.

6.- Obtener los pesos moleculares de:



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a) HCLb) AL2 (SO4) 3

c) HNO3

d) K2Cr2O7

7.- Determina la formula molecular para una sustancia formada por: C = 40%, H = 6.66% y O = 53.33%

Unidad 3. ESTADO GASEOSO.

Tema 1. Teoría cinética-molecular de los gases.

1. Los gases se componen de partículas infinitamente pequeñas2. Las fuerzas de atracción intermoleculares son casi nulas (Fuerzas de Van der Walls).3. Las partículas están en constante movimiento caótico y al azar.4. Las partículas son sumamente duras y perfectamente elásticas

En el estudio de los gases hay tres variables fundamentales: presión, temperatura y volumen, las cuales son dependientes entre sí, que además son parte del estudio de los gases mediante cuatro leyes básicas, a saber: Ley de Boyle, Ley de Charles, Ley de Gay-Lussac y Ley General del estado gaseoso.

Gas ideal.

Gas imaginario, compuesto de moléculas con masa, pero sin volumen y sin atracción recíproca.

Gas real. Gas que no se comporta de forma ideal. Unidades físicas.

Temperatura: Cantidad de energía cinética que poseen las moléculas de un cuerpo.°C=°K-2730 °K=°C 273° °C=(°F-32O)5/9

°F=1.8°C 32° °R=°F 460°

*escala Rankine

Presión: La fuerza por unidad de área que ejerce sobre el recipiente.

1 atmósfera=760 mm Hg=760 torr

Volumen: Cantidad de espacio que ocupa un objeto se le denomina volumen.

1 ml= 1 cm3 1 L= 1000 ml 1 m3= 1000 l

Masa: Es la cantidad de partículas que contiene un cuerpo.

Tema 2. Ley de Boyle.



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“Permaneciendo constante la temperatura el volumen de una masa gaseosa varía de manera inversamente proporcional a la presión que se ejerce sobre ella ".

Ejemplo:Una cierta cantidad de gas ocupa 908 ml a una presión de 760 torr. ¿Cuál será el volumen a la

presión de 1.5 atm?

V 2 = 1 atm (908 mi) = 908 ml = 605.33 ml 1.5 atm 1.5

Tema 3. Ley de Charles.“A presión constante, el volumen de una determinada cantidad de gas varía, en relación directa a

la temperatura "

V 1 = V 2

T 1 T 2

Ejemplo:Se tiene un gas que ocupa un volumen de .3 L a una temperatura de 25ºC. Si la presión se

mantiene constante, ¿Qué volumen ocupará a -10ºC?

25ºC 273º = 296 ºK -10ºC 273º = 263 ºK

V 2 = V 1 T 2 = = .3L(263 ºK) = 78.9 L = .264L

T 1 298 K 298

Tema 4. Ley de Gay-Lussac.

“Permaneciendo constante el volumen de un gas, la presión ejercida por las moléculas varía en forma directa a la temperatura".

P 1 = P 2T 1 T 2Ejemplos:

Una masa constante de gas se encuentra sometida a una presión de 2 atmósferas y una temperatura de 105 °C. ¿Cuál será su presión cuando aumenta la temperatura hasta 150 °C?

105 ºC 273º = 378 ºK

150 ºC 273º = 423 ºK

P2= 2 atm(423 ºK) = 646 = 2.23 L 378 K 378

Tema 5. Ley General del Estado Gaseoso.



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“Cuando el volumen permanece constante: Al aumentar la temperatura, aumentará directamente la presión. Y cuando la presión permanece constante: Al aumentar la temperatura directamente el volumen”.

P 1 V1 = P 2 V2

T 1 T 2

Ejercicio:

¿Qué volumen ocupará una muestra de gas a 400 °C y 720 mm Hg de presión, si su volumen a 200 °C y

750 mm Hg es de 250 ml?

V2 =P1 V1 T2=720m (.250 L)(673 ºK) = .3416 L

T1 P2 423ºK (750mm Hg)

Tema 6. Ley de Avogadro.

"Si la presión y la temperatura permanecen constante, volúmenes iguales de distintos gases contienen el mismo número de moléculas"

Tema 7. Ley General de los Gases Ideales.

“El volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles presentes, y a la temperatura absoluta; y es inversamente proporcional a la presión".

PV = nRT

Se debe tener cuidado de expresar todos los datos en las mismas unidades de la constante de los gases.

Ejemplo:

Calcular el peso molecular de un gas que ocupa un volumen de 1.4 L a una temperatura de 27°C y una presión de 890 mm Hg. Pesa 2.273grs.

Datos Fórmula Sustitución

M = ? PV = m /M RT M = 2.273 grs(.0821 atmL )(300:°K)

V = 1.4 L K°mol

T = 300 °K Despejando 1.7 atm ( 1.4 L)

p = 1.17 atm M= MRT/PV

m = 2.273 grs

Actividades de Aprendizaje



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1. 30 ºC a ºK

2. -40 ºC a ºK

3. -40 ºF a ºC

4. 3.55 cm3 a litros

5. 65 m3 a litros

6. Un gas que pesa 5 grs ocupa un volumen de 4 litros y se encuentra sometido a una presión de .76 atm. ¿Cuál será el volumen que ocupa si lo sometemos el doble de la presión mencionada?

7. Si tenemos 16 litros de un gas a 15 ºC, ¿Calentará el nuevo volumen en litros, cuando aumentamos su temperatura hasta 27 ºC?

8. En un tanque se almacenan 20 litros de oxígeno a la presión de 2 atm Es necesario transportarlo desde un lugar que tiene una temperatura de -10 ºC, hasta otro donde hay 30ºC ¿A que presión debe soportar el tanque?

9. En las condiciones del laboratorio, 10 ºC y 585 mm Hg, se quieren cambiar 10 L de un gas a un recipiente de 12 L. Si el gas debe estar a una temperatura máxima de 40 ºC. ¿A qué presión se someterá el recipiente?

10. Un tanque de 30 m de CC l 2 F 2 , que es un gas refrigerante está a una temperatura de 11 ºC y a una presión de .54 atm. ¿Cuál es el peso del gas?

11. Calcula la densidad, en gramos por litro, del dióxido de nitrógeno (NO2) a TPN y a 100 ºC y cinco veces la presión normal.


1.- Enuncia los postulados de la teoría cinética-molecular.

2.- ¿Qué es presión?

3.- ¿Cuáles son las unidades de presión más usuales?

4.- ¿Cuáles son las condiciones TPN?

5.- Convierte los siguientes valores:



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a) 140 ºC a K

b) 800 mm Hg a atmósferas

c) 78 ºF a K

6.- Enuncia la Ley de Gay-Lussac.

7.- Si se aumenta la presión de un gas, manteniendo constante la temperatura, ¿Qué sucede con el

volumen?

8.- ¿Cuál es el valor de la constante universal de los gases?

Unidad 4. NOMENCLATURA ORGÁNICA.

La química orgánica es aquella que estudia a los compuestos del carbono, en cuanto a su composición, propiedades, obtención, transformaciones y usos.

Tema 1. Diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos.



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PROPIEDAD

Tipo de enlace

Solubilidad

Puntos de Fusión y ebullición

Conductividad Eléctrica

Estabilidad

Velocidad de Reacción

Estructuras

Isomería

ORGÁNICOS

En la mayoría de los casos covalente

En solventes no polares

Bajos

No son buenos conductores

Se descompone fácilmente

Lenta

Complejas de peso molecular elevado

Muy común

INORGÁNICOS

En la mayoría de los casos iónico

Solubles en agua

Altos

Buenos conductores de electricidad

Muy estables

Casi instantánea

Poco complejas y pesos moleculares bajos

Muy raro



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Tema 2. Clasificación de cadenas en compuestos orgánicos.

La longitud de la cadena de carbono determina la mayoría de sus propiedades físicas; los compuestos de cadenas medianas son líquidos y sólidos los de cadenas largas.

Tema 3. Tipos de fórmula utilizadas en compuestos orgánicos e isomería.

FÓRMULA CONDENSADA FÓRMULA DESA RROLLADA FÓRMULA DESARROLLADA O MOLECULAR O DE ESTRUCTURA O GRÁFICA

H

CH 4 CH 4 H- C -H

C2H6 CH3 – CH3 H H H – C- C- H H H

H H H C3H8 CH3 – CH2 - CH3 H—C-C- C -H

H H H

Isomería: Existencia de dos o más moléculas o iones con composiciones idénticas pero diferentes estructuras.

- Isomería de cadena o estructural.

- Isomería de posición o lugar.

- Isomería geométrica.

- Isomería óptica o estereoisomería.

- Isomería funcional.


ESQUELETOS ( C – C)

Acíclicos: Cadena Abierta Cíclicos: Cadena Cerrada

Saturados (enlacesencillo)

No Saturados (doble – triple enlace)

Saturados simples No saturados simples y arborescentes

Homocíclicos(Carbono)

Heterocíclicos(Diferentes a carbono)

Lineales y Arborescentes

Lineales y Arborescentes

Acíclicos yAromáticos

Saturados (simples y arborescentes) no saturados (simples y arborescentes)


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Tema 4. Nomenclatura de hidrocarburos alifáticos.

Alcanos

Alifáticos Ciclo alcanos

Alquenos

Alquinos (No contienen benceno]

Aromáticos

a) Aléanos.- Enlaces simples. Cn H 2n +2

- Carbono primario.- Carbono secundario.- Carbono terciario.- Carbono cuaternario.

b) Alquenos.

c) Alquinos.

Tema 5. Hidrocarburos aromáticos.

Cn H 2 n 6

El benceno es hemotóxica, e inhibe la formación de las células sanguíneas, en forma parecida a la leucemia ya que daña la médula de los huesos.

Benceno o Tolueno Benceno o Tolueno(fórmulas de Kekule) (Fórmulas modernas)

a) Bencenos monosustituidos.- Se nombran combinando el nombre del radical que se adiciona y se agrega al final palabra benceno.

b) Bencenos disustituidos.- Se menciona cada uno de los sustituyentes bencénicos, anotando con un número la posición que ocupa en el anillo siempre hacia la distancia más corta entre los que sustituyen.

c) Bencenos poli sustituidos

Actividad de aprendizaje. Investiga las características de: Carbonos (primarios, secundarios, terciarios y cuaternarios) Alquenos, alquinos y benceno poli sustituido.

Producto. Antología de Ejercicios.


Hidrocarburos

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