Dilución

¿Diluir o disolver?

Es muy común confundir el significado de los verbos diluir y disolver. Aunque a veces se los usa indistintamente, no son sinónimos. Veamos la diferencia entre estos conceptos con un ejemplo.

Carlitos prepara jugo de pomelo para compartir con unos amigos. Para ello coloca el contenido del sobre en una jarra y agrega agua hasta obtener un litro de jugo.

Carlitos mezcló el contenido del sobre con agua hasta obtener una solución: este proceso se llama disolución.

Disolver es mezclar los componentes para preparar una solución.

En ese momento llegan otros amigos y Carlitos decide agregar más agua para convidar a todos. Este proceso se llama dilución.

Diluir es agregar solvente a una solución para obtener otra solución.

Consideremos que se usó sólo el contenido de un sobre de jugo y por lo tanto en ambas soluciones la cantidad de soluto es la misma. El volumen de solvente ha variado siendo mayor en el segundo caso y por eso el volumen de la solución aumentó.
El sabor y el color son diferentes en ambas soluciones ya que varió la relación entre las cantidades de soluto y solvente.

Se llama concentración de una solución a la relación cuantitativa entre los componentes de una solución.

Cuando Carlitos sirve el jugo a sus amigos, en todos los vasos la concentración es la misma independientemente del volumen de jugo servido a cada uno.

Si los hubiera convidado con el jugo que preparó inicialmente, el sabor y el color serían más intensos porque la primera solución era más concentrada.

Interpretación de una dilución usando el modelo de partículas
Al hacer una dilución, no cambia la cantidad de soluto pero aumenta la cantidad de solvente. Por lo tanto el volumen total de la solución final (diluida) resulta mayor que el de la solución inicial. Para interpretar este hecho con el modelo de partículas debemos considerar que aumenta el número de partículas de solvente y se mantiene el número de partículas de soluto.

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Sistemas materiales

Un sistema es una porción de materia y/o energía que se estudia separándola del resto del universo, de forma real o imaginaria.

Si coloco agua en un vaso de precipitados, caliento, agrego una sal y estudio su solubilidad, tendré un sistema formado por el agua y la sal en ese vaso, aunque existan contactos entre el sistema y su entorno (universo cercano). El límite del sistema es el vaso de precipitados.

Clasificación:

A) por su relación con el entorno o medio ambiente: abiertos, cerrados, aislados

B) por sus propiedades: Homogéneos y Heterogéneos

Sistema Homogéneo y Heterogéneo

Otra forma de clasificación de los sistemas, puede ser según el valor de sus propiedades características: se clasifican en Homogéneo y Heterogéneo.

Los Sistemas Homogéneos Son uniformes y continuos a simple vista, no se puede distinguir sus componentes, y los valores de sus propiedades intensivas no se modifican a lo largo de todos sus puntos. Tienen una sola fase aunque tengan varios componentes. Por ejemplo: un sistema formado por agua, azúcar disuelta y alcohol se nos presenta como una fase líquida continúa y no podemos diferenciar donde está el agua, el azúcar o el alcohol ya que se encuentran uniformemente distribuidos en todo el sistema. Sus propiedades, tal como el sabor y color serán las mismas en cualquier parte del sistema que probemos.

¡¡¡Pero!!! ¿De qué hablamos cuándo decimos fase? Se llama fase de un sistema material, al conjunto de las partes del mismo que tienen iguales valores para sus propiedades intensivas y que se encuentran separadas, unas de otras, por superficies de discontinuidad bien definidas.

Los Sistemas Heterogéneos Son discontinuos y a simple vista se distinguen dos o más fases diferentes, con distintas propiedades cada una de ellas. Si mezclamos agua con arena y aceite vamos a poder decir donde se encuentra cada uno de ellos, vamos a distinguir fácilmente que hay tres fases. Una fase sólida de arena precipitada, y dos fases líquidas claramente diferenciadas (el aceite flotando sobre el agua). El área de contacto entre dos fases se denomina “interfase”.

Fase

Conjunto de puntos de un sistema con igualdad de valores de las propiedades intensivas, limitados por superficies bien definidos (monofásicos: una sola fase, polifásicos o heterogéneos: por dos o más) separados entre sí por superficies de discontinuidad llamadas interfaces.

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¿Qué es una solución?

¿Qué es una solución?

Una solución es una mezcla homogénea de 2 o más componentes.

Se entiende por homogéneo que la mezcla tiene una misma composición, concentración y propiedades físicas y químicas en todos los puntos.

Las soluciones tienen una sola fase.

El componente que está en mayor proporción se denomina solvente y el o los que están en menor proporción solutos.

Una solución puede ser gaseosa, sólida o líquida:

- Soluciones gaseosas: mezclas de gases o vapores

- Soluciones líquidas: sólidos, líquidos o gases disueltos en líquidos.

- Soluciones sólidas: gases disueltos en sólidos, líquidos disueltos en sólidos o sólidos disueltos en sólidos.

La concentración es la medida de la cantidad de soluto en una cantidad dada de solución. Puede expresarse de diferentes formas:

Dos de ellas muy usadas son:

- Cantidad de gramos de soluto que está disuelto en 1 litro de solución (g/L).

- Molaridad (M) que refiere al n° de mol de soluto en el volumen en litros de la solución.

Dado que el agua es el "solvente universal" (quiere decir que muchas sustancias son solubles en ella), estas soluciones son muy comunes y se denominan soluciones acuosas. 

Se pueden preparar muchas soluciones acuosas en la cocina de nuestra propia casa, como por ejemplo agua con azúcar, agua y sal, café, té y muchísimas más.

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Masa Atómica Relativa y Masa Molar Molecular

Masa Atómica Relativa y Masa Molar Molecular by Matías Castillo Corona

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PRÁCTICA LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA

Esta sencilla práctica de laboratorio, subida en el canal de Youtube "07silsan", te ayudará a comprender mejor esta ley másica.

Esperamos tus comentarios una vez termines de verlo.

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Antoine Lavoisier (Los Inventores)

Te invitamos a ver este film sobre la vida de Antoine Lavoisier; forma parte de un capitulo de una serie de 1994 titulada "Los Inventores".

Nos parece interesante compartirlo para que puedas conocer más sobre el padre de la Química,

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Ley de Dalton o Ley de las Proporciones Múltiples

Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de Proust). Dalton en 1808 concluyo que los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entren sí una relación, expresables generalmente por medio de números enteros sencillos.

Ejemplo:
La combinación de una misma cantidad de Carbono (12 gramos) con distintas cantidades de Oxígeno.

Se observa que las cantidades de oxígeno mantienen la relación numérica sencilla (en este caso “el doble”).

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Ley de Conservación de la Masa

En 1774, Antoine Lavoisier (1743-1794) realizó un experimento calentando un recipiente de vidrio cerrado que contenía una muestra de estaño y aire. Encontró que la masa antes del calentamiento (recipiente de vidrio + estaño + aire) y después del calentamiento (recipiente de vidrio + “estaño calentado” + el resto de aire), era la misma.
Mediante experimentos posteriores demostró que el producto de la reacción, estaño calentado (óxido de estaño), consistía en el estaño original junto con parte del aire.
Experimentos como este demostraron a Lavoisier que el oxígeno del aire es esencial para la combustión y le llevaron a formular la ley de conservación de la masa:

La masa total de las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total de las sustancias antes de la reacción.

Es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Postula que la cantidad de materia antes y después de una transformación es siempre la misma.

Es decir: la materia no se crea ni se destruye, se transforma. La materia, en ciencia, es el término general que se aplica a todo lo que ocupa espacio y posee los atributos de gravedad e inercia.

Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. Está detrás de la descripción habitual de las reacciones químicas mediante la ecuación química, y de los métodos gravimétricos de la química analítica.

Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil. En estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía.

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Ley de las proporciones definidas

Enunciada por Louis Joseph Proust, basándose en experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo que también se conoce como Ley de Proust. Plantea que cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación en peso invariable.

Explicación de la Ley

Esta ley puede servirnos como ejemplo de la aplicación del método científico. En el contacto con el aire, el hierro se corroe y que otros metales, como el cinc y el aluminio se transforman a su vez en sustancias distintas.

Como ejemplo, para obtener sulfato de hierro, debemos combinar el hierro y el azufre en la siguiente proporción: 7 partes de hierro, por 4 partes de azufre. Así obtenemos 11 partes de sulfato de hierro.

De acuerdo con la ley tenemos:

7g de hierro + 4g de azufre = 11g de sulfato de hierro

Combinando 9gr. de hierro con 4 gr. de azufre, aún así conseguimos 11 gr. de sulfato de hierro, pero sobran 2 gr. de hierro.

De la misma forma, al combinar 7 gr. de hierro con 5 gr. de azufre, vamos a obtener también 11 gr. de sulfato de hierro, pero ahora nos sobrará 1 gr- de azufre.

En esta combinación, la cantidad de hierro y azufre puede ser diferente de 7 gr. y 4 gr., respectivamente, pero ambas substancias reaccionan siempre en la relación de 7 a 4.

Esta relación puede ser también obtenida por la masa atómica de los elementos. Como la masa atómica del hierro es 56 y la del azufre 32. Tenemos la proporcion 56:32

Para simplificar, se divide cada uno de estos números por el máximo divisor común y llegamos al siguiente resultado: 7:4

Así podemos concluir que en la formación de este compuesto, los elementos con mayor masa atómica participan en mayor proporción.

A través de análisis de innumerables substancias adquiridas por diferentes procesos fue posible verificar que una misma sustancia tiene siempre la misma composición cualitativa y cuantitativa. Por ejemplo, cualquier muestra de agua presenta siempre 88,9% de oxígeno y 11,1% en masa de hidrógeno, combinados en la misma proporción.

La ley de Proust fue estudiada y aprobada y posteriormente extendida a cualquier reacción química.

Las leyes de Lavoisier y Proust consisten en medir la cantidad de una sustancia en laboratorio e industria, es la garantía de que en un proceso químico no ocurre creación ni destrucción de materia, por eso es denominada ley de la conservación de la masa.

La ley de Proust es la garantía de proporcionalidad entre la masa de las sustancias reactivas y de los productos en una reacción química; por esto es denominada ley de las Proporciones Definidas.

Esas leyes, en la industria y en el laboratorio, sirven tanto para calcular la cantidad de reactivos en la preparación de sustancias como la cantidad de productos que deberán ser obtenidos.

Fuentes

• Joseph A. Babor, Jose Ibarz. Química General Moderna. Tomo I. Edit. 1978.

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¿Qué es un MOL?

¿Qué es un MOL?

El término Mol fue introducido por Wilhelm Ostwald en 1886, pero la aplicación que se le dio fue muy diversa hasta la primera mitad del siglo xx. 

Mol significa: pila, montón.

Recién en 1960 se unificaron los criterios y el MOL ingresó en el Sistema Internacional de Medidas, definido de la siguiente manera:

Es la cantidad de cualquier sustancia que contiene un número de partículas elementales igual a la cantidad de átomos que hay en 12 g de carbono 12.

Debe especificarse en cada caso a que partícula elemental se refiere, por ejemplo si es un átomo, una molécula, etc. Se tendrán así, MOL DE ÁTOMOS, MOL DE MOLÉCULAS, etc, según el caso.

En un mol hay 6,022 x 1023 partículas individuales de la entidad de carácter elemental que se haya especificado.    

1 MOL = 6,022 x 1023 átomos de un elemento 

1 MOL = 6,022 x 1023 moléculas de un compuesto 

LA MASA EN GRAMOS DE UN MOL DE ÁTOMOS DE UN ELEMENTO SIEMPRE COINCIDE CON LA MASA ATÓMICA DE DICHO ELEMENTO.

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Sustancia Pura

Teniendo como antecedentes a los filósofos griegos que estudiaban las estructuras básicas de la materia como lo son el agua, el aire, la tierra y el fuego, a Paracelso en el siglo XVI y a Geoffroy en 1718, el concepto de sustancia química se estableció a fines del siglo XVIII con los trabajos del químico Joseoh Proust sobre la composición de algunos compuestos químicos.

Proust dedujo que: “Todas las muestras de un compuesto tienen las la misma composición; esto es que todas las muestras tienen las mismas proporciones, por masa, de los elementos presentes en el compuesto.

Muchas de las sustancias con las que nos encontramos en la vida diaria son mezclas de varias sustancias diferentes, y en muchos casos muy complejas.

El aire que respiramos por ejemplo contiene al menos nueve o diez gases, y en las zonas urbanas está contaminado por partículas invisibles de humo. Otro ejemplo es el agua del mar que contiene numerosas sales.

Pero ahora estamos interesados en el estudio de las sustancias químicas simples que han sido extraídas de sus fuentes naturales, como lo es la sal.

No es fácil determinar la pureza de una sustancia para eso necesitamos un sistema para probar la pureza de una sustancia. Pueden, muy bien contener impurezas las extracciones de la sustancia pura lo que es muy común en pequeñas cantidades.

Una sustancia pura  se caracteriza por una composición definida y constante, o sea tiene propiedades definidas y constantes bajo una serie de condiciones determinadas. Una de ellas es que cumple con la definición de materia homogénea, sabiendo que la materia homogénea es aquella que presenta una composición uniforme. Cada sustancia pura posee un punto de fusión exacto y una densidad especifica.

Los ejemplos de sustancias puras incluyen al agua, la sal (cloruro de sodio), el azúcar (sacarosa), el óxido mercúrico o de mercurio II, el oro, el hierro y el aluminio.

Un ejemplo es la sal de mesa como mencione anteriormente, también la conocemos como cloruro de sodio, aunque no sea cloruro de sodio puro, la sal de mesa contiene pequeñas cantidades de otras sustancias químicas como por ejemplo el carbonato de magnesio. Las diferentes marcas de sal contienen diferentes impurezas y las cantidades de estas dependen de los procesos y fuentes de extracción. Por eso, estas variedades diferentes de la sal de mesa son todas ejemplos de cloruro de sodio impuro y tienen diferentes propiedades.

El cloruro de sodio puro tiene una composición fija es decir siempre se va a fundir a 800ºC y su densidad va a ser de 2,20g/cm³.

Debemos saber que la sustancia pura se divide en dos: compuestos y sustancias simples.

 Un compuesto es una sustancia que se puede descomponer mediante diferentes métodos químicos en dos o más sustancias simples.

Partiendo de la base que una sustancia simple es cuando su molécula está formada por un único tipo de elemento como por ejemplo el oxígeno.

Una sustancia simple es una sustancia que no puede ser descompuesta en sustancias más sencillas utilizando los medios químicos ordinarios. El oro, el aluminio, el dihidrógeno, el dioxígeno, el sodio, el cloro, el carbono y el mercurio son sustancias simples.

Aplicación práctica:

Coloquemos un poco de azúcar en un recipiente, luego agreguemos ácido sulfúrico en cantidades pequeñas. Así se descomponera el azúcar en carbono y agua.

Resumiendo entonces:

Una sustancia pura es aquella que tiene unas propiedades específicas que la caracterizan y que sirven para diferenciarla de otras sustancias. Las sustancias puras pueden ser sustancias simples o compuestas.

Compuestos químicos. Son sustancias puras que se pueden descomponer en otras más simples por métodos químicos.

Las sustancias simples son sustancias puras que no se pueden descomponer.

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John Dalton

John Dalton 
(06/09/1766 - 27/07/1844)

 

Químico y físico británico

Nació el 6 de septiembre de 1766, en Eaglesfield, Cumberland (hoy Cumbria).

Hijo de un humilde tejedor, tuvo cinco hermanos.

Autodidacta, comenzó a enseñar a la edad de doce años en una escuela de su ciudad natal. En 1781 se radica en Kendal, donde dirige una escuela junto a su primo y su hermano mayor. Se traslada a Manchester en 1793 y allí pasa el resto de su vida como profesor, primero en el New College y más tarde como tutor privado.

En 1787 inicia una serie de estudios meteorológicos que continuó durante 57 años, acumulando unas 200.000 observaciones y medidas sobre el clima en el área de Manchester. Fue el primero en probar la teoría de que la lluvia se produce por una disminución de la temperatura, y no por un cambio de presión atmosférica. Su primera obra fue, Observaciones y ensayos meteorológicos (1793). Un año después presenta en la Sociedad Filosófica y Literaria de Manchester un ensayo sobre el daltonismo, tanto él como su hermano padecían de una forma genética de ceguera para los colores (acromatopsia), que no permite al paciente distinguir entre el rojo y el verde; el ensayo fue la primera descripción de este fenómeno.

Su contribución más importante a la ciencia fue su teoría de que la materia está compuesta por átomos de diferentes masas que se combinan en proporciones sencillas para formar compuestos. Esta teoría, que formuló por primera vez en 1803, es la piedra angular de la ciencia física moderna.

En 1808 se editó su obra Nuevo sistema de filosofía química, que incluía las masas atómicas de varios elementos conocidos en relación con la masa del hidrógeno. Llegó a su teoría atómica a través del estudio de las propiedades físicas del aire atmosférico y de otros gases. También, abarcó la lingüística y compuso una gramática inglesa.

Es elegido miembro de la Sociedad Real de Londres en 1822. En 1826 recibió la medalla de oro de la Royal Society de Londres. Fue miembro de la Academia Francesa de las Ciencias y también uno de los fundadores de la Asociación Británica para el Avance de la Ciencia.

Entre sus obras destacan "Extraordinary facts relatin to the vision of colours" (donde describe el daltonismo), y "New system of chemical philosophy" (1808-10).

El 27 de julio de 1844 falleció de un ataque al corazón. Según su deseo, tras su muerte se le practicó la autopsia para determinar la causa de lo que luego se llamaría daltonismo. La misma demostró que el daltonismo no es un problema del ojo, sino que estaba causado por alguna deficiencia del poder sensorial. Fue enterrado con honores de monarca, en un funeral seguido por más de cuatrocientas mil personas, contraviniendo los principios de los cuáqueros conforme a los que había vivido.

Fuente: www.buscobiografias.com

            www.biografiasyvidas.com

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Joseph Louis Proust

Joseph Louis Proust

(Angers, 26 de setiembre de 1754- id., 5 de julio de 1826)

Químico francés. Emigrado a España, fue profesor en Segovia y en Salamanca y dirigió en Madrid un laboratorio que le hizo construir Carlos IV. Miembro de la Academia de Ciencias francesa, llevó a cabo numerosos trabajos de análisis de cuerpos compuestos y estableció la ley de las proporciones definidas.

Joseph Louis Proust comenzó a estudiar en el laboratorio de su padre, a la sazón farmacéutico, y al mismo tiempo en el colegio de los oratorianos de su ciudad natal. Continuó sus estudios en París, donde trabó amistad con Lavoisier y ganó en 1776, tras un brillante concurso, el puesto de farmacéutico jefe en el hospital de la Salpêtrière. Por aquella época publicó sus primeros trabajos e inició su labor docente en el museo de su amigo Pilâire de Rozier, en cuyas experiencias aerostáticas participó. Esta vocación por la enseñanza le haría abandonar París a fines de 1778 y establecerse en Vergara (Guipúzcoa) para desempeñar la cátedra de química en el Real Seminario Patriótico, fundado poco antes por la Real Sociedad Económica Vascongada de Amigos del País.

Las reiteradas negativas del gobierno español de Fernando VII ante la petición por parte de Proust de una pensión o al menos de algunas compensaciones, así como algunos problemas familiares, aumentaron aún más la natural introversión del sabio francés, que vivió aislado en su casa de Craon hasta finales de 1817. Poco antes, en 1816, había tenido lugar el primer reconocimiento oficial de sus méritos científicos al ser nombrado académico de número de la Academia de Ciencias de París. Sin embargo, la muerte de su esposa, ocurrida al año siguiente, hizo que Proust se retirara de forma definitiva a su ciudad natal y viviera el resto de sus días en total aislamiento, ni siquiera perturbado por sus nombramientos como caballero de la Legión de Honor (1819), miembro de la Real Academia de Ciencias de Nápoles (1819) y miembro asociado no residente de la Real Academia de Medicina de París (1820).

Joseph Louis Proust fue uno de los más relevantes químicos de su época. Entre sus aportaciones a la química sobresale, además del descubrimiento de la glucosa, el establecimiento de la ley de las proporciones definidas que lleva su nombre y que le supuso una famosa y larga controversia (1801-1807) con su compatriota Claude Berthollet. La ley de las proporciones definidas establece que, cuando varios elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen en una relación de masa fija. Así, por ejemplo, 1,11 gramos de hidrógeno siempre se combinan con 8,89 gramos de oxígeno para formar 10 gramos de agua. Si aumentamos la cantidad de oxígeno y no la de hidrógeno, se obtiene la misma cantidad de agua: el exceso de oxígeno queda sin reaccionar.

Falleció en Angers el 5 de julio de 1826.

Fuente: www.biografiasyvidas.com

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Antoine Lavoisier

Antoine Lavoisier 
(26/08/1743 - 08/05/1794)

Químico francés

Nació el 26 de agosto de 1743 en París en el seno de una familia acomodada.

Estudió en el Instituto Mazarino y cursó estudios de Derecho licenciándose como abogado en 1764. Se orientó a la investigación científica.

Se le considera como el creador de la Química como ciencia. Demostró que en una reacción química, la cantidad de materia es la misma al final y al comienzo de la reacción. Estos experimentos proporcionaron pruebas para la ley de la conservación de la materia. Además investigó la composición del agua y denominó a sus componentes oxígeno e hidrógeno.

Algunos de sus experimentos examinaron la naturaleza de la combustión, demostrando que es un proceso en el que se produce la combinación de una sustancia con oxígeno. También reveló el papel del oxígeno en la respiración de los animales y las plantas. Junto al químico francés Claude Louis Berthollet y otros, concibió una nomenclatura química, o sistema de nombres, que sirve de base al sistema moderno. La describió en Método de nomenclatura química (1787).

En Tratado elemental de química (1789), aclaró el concepto de elemento como una sustancia simple que no se puede dividir mediante ningún método de análisis químico conocido. Escribió Sobre la combustión (1777) y Consideraciones sobre la naturaleza de los ácidos (1778). En la Academia de Ciencias se publicaron más de 60 comunicaciones suyas.

Miembro de la Academia de Ciencias desde 1768. Ocupó diversos cargos públicos, como los de director estatal de los trabajos para la fabricación de la pólvora en 1776, miembro de una comisión para establecer un sistema uniforme de pesas y medidas en 1790 y comisario del tesoro en 1791.

Dirigente de los campesinos, se encargó del cobro de las contribuciones. Por este motivo, fue arrestado en 1793. Es juzgado por el Tribunal Revolucionario y guillotinado el 8 de mayo de 1794 en la Plaza de la Concordia, París.

Parece que Halle expuso al tribunal todos los trabajos que había realizado Lavoisier, y se dice que, a continuación, el presidente del tribunal pronunció una famosa frase: «La República no necesita sabios».

Fuente: www.buscabiografias.com

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