Equilibrio quimico 1702.pdf de la vida :v

EQUILIBRIO QUÍMICO
 Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que
intervienen (reactivos o productos) se estabiliza se llega al
EQUILIBRIO QUÍMICO
 Cuando reacciones opuestas avanzan a velocidades iguales,es decir,la
velocidad de formación de productos a partir de los reactivos es igual
a la velocidad de formación de reactivos a partir de productos
(Brown, LeMay, Bursten, & Burdge, 2004)

Reacciones reversibles
 Es aquella que puede llevarse a cabo en uno u otro sentido.
 Reacción directa A ------ B
 Reacción inversa A -----B
 En una sola A ===B

Variación de la concentración con el
tiempo (H2 + I2 ⇋ 2 HI)
5
Equilibrio químico
Concentraciones
(mol/l)
Tiempo (s)
[HI]
[I2]
[H2]

Reacción: H2 + I2 ==== 2 HI
6

Constante de equilibrio Keq, Kc o Kp
7
 En una reacción cualquiera, el valor de Keq = Kc = Kp
aA + b B === c C + d D
 para concentraciones en el equilibrio
 Kp = Solo para gases
 Kc=Solo para soluciones expresadas como Molaridad
en las soluciones
𝑘𝑒𝑞 =
(𝑃𝑐 )𝑐
(𝑃𝐷)𝑑
(𝑃𝐴)𝑎(𝑃𝐵 )𝑏 𝑘𝑒𝑞 = 𝐾𝑐 =
[𝐶 ]𝑐[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏

Ejercicio 1. Escribir las expresiones de Kc para los
equilibrios químicos siguientes
8
a.- 2O3 (g) ⇋ 3O2 (g)
b.- 2NO (g) + Cl2 ⇋ 2NOCl(g)
c.- Ag+
(ac) + 2 NH3(ac) ⇋ Ag (NH3)2
+
(ac)

Resultados ejercicio 1
 a. 𝐾𝑒𝑞 =
(𝑃𝑂2 )3
(𝑃𝑂3)2
 b. 𝐾𝑒𝑞 =
(𝑃 𝑁𝑂𝐶𝐿)2
(𝑃𝑁𝑂)2 𝑃𝐶𝑙2
 c. 𝑘𝑒𝑞 =
[𝐴𝑔(𝑁𝐻3)2+]
𝐴𝑔+ [𝑁𝐻3]2

Ej.
Se tiene en el equilibrio:
2 SO2(g) + O2(g) == 2 SO3(g).
Se hacen cinco experimentos en los que se introducen
diferentes concentraciones iniciales de ambos
reactivos (SO2 y O2).
Se produce la reacción y una vez alcanzado el
equilibrio se miden las concentraciones tanto de
reactivos como de productos observándose los
siguientes datos:

 En la reacción anterior:
2 SO2(g) + O2(g) = 2 SO3(g)
 KC se obtiene aplicando la expresión:
 y como se ve, Kc es prácticamente constante.
Concentr. iniciales
(mol/l)
Concentr. equilibrio
(mol/l)
[SO2] [O2] [SO3] [SO2] [O2] [SO3] Kc
Exp 1 0,200 0,200 — 0,030 0,115 0,170 279,2
Exp 2 0,150 0,400 — 0,014 0,332 0,135 280,1
Exp 3 — — 0,200 0,053 0,026 0,143 280,0
Exp 4 — — 0,700 0,132 0,066 0,568 280,5
Exp 5 0,150 0,400 0,250 0,037 0,343 0,363 280,6
2
3
2
2 2
[ ]
[ ] [ ]
C
SO
K
SO O



Magnitud de Kc y Kp.
12
 El valor de ambas constantes puede variar entre límites bastante
grandes:
 H2(g) + Cl2(g) == 2 HCl(g)
Kc (298 K) = 2,5 ·1033
 La reacción está muy desplazada a la derecha.
 H2(g) + I2(g) == 2 HI(g)
Kc (698 K) = 55,0
 Se trata de un verdadero equilibrio.
 N2(g) + O2(g) = 2 NO (g)
Kc (298 K) = 5,3 ·10–31
 La reacción está muy desplazada a la izquierda,es decir,apenas se forman
productos.

Sentido de Ec química y Keq
𝐾𝑒𝑞 =
(𝑃 𝑁𝑂𝐶𝐿)2
(𝑃𝑁𝑂)2 𝑃𝐶𝑙2

Ej. La reacción entre N2 y O2 que forma NO podría considerarse como un
medio para “fijar” nitrógeno.
N2(g) + O2(g) ↔ 2 NO(g)
El valor de la constante de equilibrio de esta reacción a 25oC es
Keq = 1 *10-30. Describa la factibilidad de usar esta reacción para fijar
nitrógeno.
Análisis y Solución.
𝐾𝑒𝑞 =
𝑁𝑂 2
[𝑁2] [𝑂2]
: Por ser tan pequeña Keq, se formará muy poco NO a 25oC. El equilibrio
está desplazado a la izquierda, en favor de los reactivos. En consecuencia,
esta reacción es una opción muy pobre para fijar nitrógeno, al menos a 25oC.

Equilibrio heterogéneo
• Participan substancias en diferentes fases
• Se incluye la concentración de los gases y soluciones.
En resumen:
1.- Las presiones parciales de los gases se sustituyen en
la expresión de la constante de equilibrio.
2.- Las concentraciones molares de las especies disueltas
se sustituyen en la expresión de la constante de
equilibrio.
3.- Los sólidos puros, los líquidos puros y los disolvente
no se incluyen en la expresión de la cte de equilibrio
(Keq).

Ej.
CaCO3(s) <=======>CaO(s) + CO2(g)
La ctte de equilibrio Keq es:
Keq = PCO2
Aplicando la guía a un equilibrio en el que el agua
interviene como disolvente.
H2O(l) + CO3
2-
(ac) <- ==== OH-
(ac) + HCO3
-
(ac)
La ctte de equilibrio se tiene:
𝑘𝑒𝑞 =
𝑂𝐻ˉ [𝐻𝐶𝑂3ˉ]
[𝐶𝑂32ˉ]

Ej. Se permite que una mezcla de hidrógeno y nitrógeno en
un recipiente de reacción alcance el equilibrio a 472oC. Se
analiza la mezcla de gases en equilibrio y se encuentra que
contiene 7.38atm de H2, 2.46 atm de N2 y 0.166 atm de NH3.
A partir de estos datos calcule la constante de equilibrio Keq
de:
N2 (g) + 3H2(g) <= => 2NH3(g)
Keq = (PNH3)2
PN2(PH2)3
𝑘𝑒𝑞 =
0.166
2
2.46 (7.38)3
Keq = 2.79 x 10-5

Ej. Se disuelve suficiente amoníaco en 5 litros de agua a 25oC
para preparar una disolución de amoníaco de 0,0124 M.
Después se permite que la disolución alcance el equilibrio. El
análisis de la mezcla de equilibrio muestra que la concentración
de OH es 4,64 *10 exp -4M. <calcule la Keq a 25oC de la
reacción.
NH3(ac) + H2O(l)  NH4
+
(ac) + OH- (ac)
Inicial 0,0124 M 0M 0 M
Equilibrio 0,0124 M
- 4,64 *10 exp -4M
4,64 *10 exp -4M 4,64 *10 exp -4M
Equilibrio 0,0119 M 4,64 *10 exp -4M 4,64 *10 exp -4M
NH4 [OH] 4,64*10exp-4)2 M2
Kc = ————— = ——————— = 1,81 · 10–5
NH3 0,0119

Ej. El trióxido de s (SO3) se descompone
en un recipiente cerrado:
2 SO3 (g) = 2 SO2(g) + O2(g)
El recipiente se carga inicialmente a
1000oK con SO3(g) a una presión parcial
de 0,5 atm. En el equilibrio la presión es
de 0,2 atm.
Calcular el valor de Keq a 1000 oK.

Ej. El trióxido de s (SO3) se descompone en un recipiente cerrado:
2 SO3 (g) = 2 SO2(g) + O2(g)
El recipiente se carga inicialmente a 1000oK con SO3(g) a una presión
parcial de 0,5 atm. En el equilibrio la presión es de 0,2 atm.
Calcular el valor de Keq a 1000 oK
Inicial 0,500 atm 0 0
Cambio - 0,3 + 0,3 + 0,3
Equilibrio 0,2 0,3 0,15
2 SO3 (g) = 2 SO2(g) + O2(g)
SO2² [O2] [0,3]²[0,15]
Kc = ————— = ——————— = 0,3375
SO3 ² [0,2]²

Ej. En un recipiente de 10 litros se
introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12 moles de
H2(g); a) escribir la reacción de equilibrio; b) si establecido
éste se observa que hay 0,92 moles de NH3(g), determinar
las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la
constante Kc.
a) Equilibrio: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Moles inic.: 4 12 0
Moles equil. 4 – 0,46 12 – 1,38 0,92
b) 3,54 10,62 0,92
conc. eq(mol/l) 0,354 1,062 0,092
NH32 0,0922 M2
Kc = ————— = ——————— = 1,996 · 10–2 M–2
H23 · N2 1,0623 · 0,354 M4

Ej.En un recipiente de 250 ml se introducen 3 g de PCl5,
estableciéndose el equilibrio: PCl5(g) PCl3 (g) + Cl2(g).
Sabiendo que la KC a la temperatura del experimento es 0,48,
determinar la composición molar del equilibrio..
23
Equilibrio: PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)
Moles inic.: 3/208,2 0 0
Moles equil. 0,0144 – x x x
0,0144
conc. eq(mol/l)
0,25 0,25 0,25
 x x x
3 2
5
[ ] [ ] 0,25 0,25
0,48
0,0144
[ ]
0,25
C
x x
PCl Cl
K
x
PCl

  
 0,0130
x
 
Moles equil. 0,0014 0,013 0,013

Constante de equilibrio (Kp)
24
 En las reacciones en que intervengan gases es mas
sencillo medir presiones parciales que concentraciones:
a A + b B = c C + d D
y se observa la constancia de Kp viene definida por:
c d
C D
P a d
A D
p p
K
p p




25
En la reacción vista anteriormente:
2 SO2(g) + O2(g) == 2 SO3(g)
p(SO3)2
Kp = ———————
p(SO2)2 · p(O2)
De la ecuación general de los gases:
p ·V = n ·R·T se obtiene:
n
p =  ·R ·T = M · R ·T
V
SO32 (RT)2
Kp = —————————— = Kc · (RT)–1
SO22 (RT)2 · O2 (RT)

(continuación)
26
 KP puede depender de la temperatura siempre que haya
un cambio en el nº de moles de gases
pc
c · pD
d Cc (RT)c · Dd (RT)d
Kp = ———— = —————————— =
pA
a · pB
b Aa (RT)a ·Bb (RT)b
en donde n = incremento en nº de moles de gases
(nproductos – nreactivos)

 ( ) n
P C
K K RT

Calcular la constante Kp a 1000 K en la reacción de
formación del amoniaco vista anteriormente. (KC =
1,996 ·10–2 M–2)
27
N2(g) + 3 H2(g) = 2 NH3(g)
n = nproductos – nreactivos = 2 – (1 + 3) = –2
KP = Kc · (RT)n =
L2 atm·L –2
1,996 ·10–2 —— · 0,082 ——— · 1000K =
mol2· mol · K
Kp = 2,97 · 10–6 atm–2

Ejercicio: La constante de equilibrio de la reacción:
N2O4 = 2 NO2 vale 0,671 a 45ºC . Calcule la presión
total en el equilibrio en un recipiente que se ha llenado
con N2O4 a 10 atmósferas y a dicha temperatura. Datos: R
= 0,082 atm·l·mol-1·K-1.
28
De la ecuación de los gases podemos deducir:
p 10 atm · mol ·K
[N2O4]inic. = ——— = ————————— = 0, 38 M
R ·T 0,082 atm·L · 318 K
Equilibrio: N2O4 = 2 NO2
conc. Inic. (M) 0,38 0
conc. Equil. (M) 0,38 – x 2x
NO22 4x2
Kc = ——— = ———— = 0,671  x = 0,18
N2O4 0,38 – x

Sigue…..Calcule la presión total en el equilibrio en un
recipiente que se ha llenado con N2O4 a 10 atmósferas
y a dicha temperatura.
Datos: R = 0,082 atm·l·mol-1·K-1.
29
Equilibrio: N2O4 = 2 NO2
conc. Inic. (M) 0,38 0
conc. Equil. (M) 0,20 0,36
pTOTAL = (N2O4eq + NO2eq)·R·T =
0,082 atm·L
(0,20 M + 0,36 M) · ————— · 318 K = 14,6 atm
mol ·K

Cociente de reacción (Q)
30
 En una reacción cualquiera:
a A + b B == c C + d D
se llama cociente de reacción a:
 Tiene la misma fórmula que la Kc pero a diferencia que las
concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio.
[ ] [ ]
[ ] [ ]



c d
a b
C D
Q
A B

Cociente de reacción (Q) (cont)
31
 Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.
 Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir,
aumentarán las concentraciones de los productos y
disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con Kc.
 Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir,
aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán
las de los productos hasta que Q se iguale con Kc

Ejemplo: En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de
HI, 0,3 moles de H2 y 0,3 moles de I2 a 490ºC.
Si Kc = 0,022 a 490ºC para
2 HI(g) = H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra en equilibrio?;
b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H2 e I2
habrá en el equilibrio?
32
a)
[H2] · [I2] 0,3/3 · 0,3/3
Q = —————— = —————— = 0,25
[HI]2 (0,6/3)2
Como Q > Kc el sistema no se encuentra en equilibrio y la
reacción se desplazará hacia la izquierda.

Ejemplo (cont): En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6
moles de HI, 0,3 moles de H2 y 0,3 moles de I2 a 490ºC. Si
Kc = 0,022 a 490ºC para
2 HI(g)  H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra en equilibrio?;
b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H2 e I2
habrá en el equilibrio?
33
b)
Equilibrio: 2 HI(g) = I2(g) + H2(g)
Moles inic.: 0,6 0,3 0,3
Moles equil. 0,6 + 2 x 0,3 – x 0,3 – x
0,6 + 2 x 0,3 – x 0,3 – x
conc. eq(mol/l) ———— ———— ————
3 3 3

Ejemplo (cont): b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de
HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio?
34
0,3 – x 0,3 – x
——— · ———
3 3
Kc = ————————— = 0,022
0,6 + 2 x 2
————
3
Resolviendo se obtiene que: x= 0,163 moles
Equil: 2 HI(g)  I2(g) + H2(g)
Mol eq: 0,6+2·0,163 0,3–0,163 0,3–0,163
n(HI) = 0,93 mol
n(I2) = 0,14 mol
n(H2) = 0,14 mol

FACTORES QUE ALTERAN EL
EQUILIBRIO QUÍMICO
El eq representan una balance entre las reacciones directa
e inversa.
Los cambios en las condiciones experimentales pueden
alterar el balance y desplazar la posición del equilibrio para
que se forme mayor o menor cantidad de producto
deseado.
Cuando se dice que la posicón de equilibrio se desplaza a
la derecha, significa que la reacción neta ahora va de
izquierda a derecha.
Las variables que se pueden controlar en forma
experimental son: [], presión, volumen y temperatura.

Cambio en la concentración de alguno de
los reactivos o productos.
36
 Si una vez establecido un equilibrio se varía la
concentración algún reactivo o producto el equilibrio
desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio.
 Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son
las del equilibrio anterior con las variaciones que se hayan
introducido.
 Lógicamente, la constante del nuevo equilibrio es la misma,
por lo que si aumenta [ reactivos], Q y la manera de volver
a igualarse a KC sería que [ reactivos]  (en cantidades
estequiométricas) y, en consecuencia, que [productos] .

Ejemplo: En el equilibrio anterior:
PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g) ya sabemos que partiendo de 2
moles de PCl5(g) en un volumen de 5 litros, el equilibrio se
conseguía con 1,45 moles de PCl5, 0,55 moles de PCl3 y
0,55 moles de Cl2 ¿cuántos moles habrá en el nuevo
equilibrio si una vez alcanzado el primero añadimos 1 mol de
Cl2 al matraz? (Kc = 0,042)
37
Equilibrio: PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)
Moles inic.: 1,45 0,55 1,55
Moles equil. 1,45 + x 0,55 – x 1,55– x
1,45 + x 0,55 – x 1,55– x
conc. eq(mol/l) ———— ———— ————
5 5 5

38
0,55 – x 1,55– x
———— · ———
5 5
Kc = ————————— = 0,042
1,45 + x
————
5
Resolviendo: x = 0,268
Equilibrio: PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g)
neq (mol) 1,45+0,268 0,55–0,268 1,55–0,268
1,718 0,282 1,282
conc (mol/l) 0,3436 0,0564 0,2564
El equilibrio se ha desplazado a la izquierda.
Se puede comprobar como:
0,0564 M · 0,2564 M
————————— = 0,042
0,3436 M

Cambio en la presión (o volumen)
39
 Los cambios en la presión en un equilibrio químico, sólo afectarán las reacciones en
equilibrio en fase gaseosa, y donde el número de moles de los reactivos sea diferente del
número de moles de los productos.
Suponga que el sistema en equilibrio N2O4  2 NO2 está dentro de una jeringa
Que pasaría si se aumenta la presión de los gases?
La [NO2] está elevada al cuadrado en la expresión de
Keq, el incremento de la presión aumenta el numerador
más que el denominador. El sistema ya no está en
equilibrio
Por tanto, Qc> Kc y la reacción se desplazará hacia la izquierda hasta que Qc = Kc.
Una disminución en la presión (aumento de volumen)hará que Qc <K y la reación neta se desplazará
hacia la derecha hasta que Qc = Kc.
Un incremento de la presión provoca un desplazamiento hacia el menor número de moles
La adición de un gas inerte no altera el equilibrio.

Cambio en la presión
(o volumen) (continuación)
40
 Este desplazamiento del equilibrio hacia donde menos moles
haya al aumentar la presión es válido y generalizable para
cualquier equilibrio en el que intervengan gases .
 Lógicamente, si la presión disminuye, el efecto es el contrario.
 Si el número de moles total de reactivos es igual al de productos
(a+b =c+d) se pueden eliminar todos los volúmenes en la
expresión de Kc,con lo que éste no afecta al equilibrio (y por
tanto, tampoco la presión).

Ejemplo: Una mezcla gaseosa constituida inicial-mente por 3,5
moles de hidrógeno y 2,5 de yodo, se calienta a 400ºC con lo que al
alcanzar el equilibrio se obtienen 4.5 moles de HI, siendo el volumen
del recipiente de reacción de 10 litros. Calcule: a) El valor de las
constantes de equilibrio Kc y Kp; b) La concentración de los
compuestos si el volumen se reduce a la mitad manteniendo
constante la temperatura a 400ºC.
41
a) Equilibrio: H2 (g) + I2 (g) == 2 HI (g)
Moles inic.: 3,5 2,5 0
Cambio : -2,25 -2,25 + (4,5)
Moles equil. 1,25 0,25 4,5
conc. eq(mol/l) 0,125 0,025 0,45
HI2 0,452 M2
Kc = ———— = ————————— = 64,8
H2 · I2 0,125 M · 0,025 M
KP = Kc · (RT)0 = 64,8

Ejemplo (cont): b) La concentración de los compuestos si el
volumen se reduce a la mitad manteniendo constante la
temperatura a 400ºC.
42
b) En este caso el volumen no influye en el equilibrio, pues al haber el
mismo nº de moles de reactivos y productos, se eliminan todas las “V” en
la expresión de KC.
Por tanto, las concentraciones de reactivos y productos, simplemente se
duplican:
H2 = 1,25 mol/5 L = 0,250 M
I2 = 0,25 mol/5 L = 0, 050 M
HI =4,5 mol/ 5 L = 0,90 M
Se puede comprobar que:
HI2 (0,90 M)2
Kc = ———— = ———————— = 64,8
H2 · I2 0,250 M · 0,050 M

Cambio en la temperatura.
43
 Se observa que, al aumentar T el sistema se desplaza
hacia donde se consuma calor, es decir, hacia la izquierda
en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las
endotérmicas.
 Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se
desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda
en las endotérmicas).

Ejemplo: ¿Hacia dónde se desplazará
el equilibrio al: a) disminuir la presión?
b) aumentar la temperatura?
H2O(g) + C(s)  CO(g) + H2(g) (H > 0)
44
Hay que tener en cuenta que las concentraciones de los sólidos ya
están incluidas en la Kc por ser constantes.
CO· H2
Kc = ——————
H2O
a) Al p el equilibrio  (donde más moles de gases hay: 1 de CO +
1 de H2 frente a 1 sólo de H2O)
b)AlT el equilibrio también se desplaza hacia  donde se
consume calor por ser la reacción endotérmica.

Principio de Le Chatelier
45
 “Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que
determinan el estado de equilibrio químico produce un
desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o
minimizar el efecto causado por la perturbación”.

Variaciones en el equilibrio
46
  [reactivos] > 0 
  [reactivos] < 0 
  [productos] > 0 
  [productos] < 0 
 T > 0 (exotérmicas) 
 T > 0 (endotérmicas) 
 T < 0 (exotérmicas) 
 T < 0 (endotérmicas) 
  p > 0 Hacia donde menos nº moles de
gases
  p < 0 Hacia donde más nº moles de gases

EJERCICIOS
1.- Las concentraciones de equilibrio de la reacción monóxido de carbono y cloro molecular
para formar COCl2(g) a una temperatura de 74oC son: [CO]= 0,012M, [Cl2] = 0,054 M y
[COCl2] = 0.14M. Calcular las constantes de equilibrio KC y Kp.
2.- Considérese el siguiente equilibrio:
N2O4 (g) = 2NO2(g) ∆H = 58KJ
En que sentido se desplazará el equilibrio al efectuar los cambios siguientes? Indique con una
flecha:
3.- Para la reacción H2(g) + CO2(g)  H2O(g) + CO(g) la constante de equilibrio
es 4,2 a 1650 oC. Inicialmente se inyectan 0,80 moles de H2 y 0,80 moles de CO2 en un
matraz de 1L. Determine la concentración de cada especie en el equilibrio.
# Condición Sentido o
dirección
A Agregar N2O4
B Extraer NO2
C Aumentar el volumen
D Reducir la temperatura
E Añadir un catalizador

4 Cuando 1 mol de monóxido de carbono y 1 mol de agua llegan al
equilibrio a 1000°C en un vaso de 10 L, la mezcla en equilibrio contiene 0,57 mol
de CO; 0,57 mol de agua; 0,43 mol de CO2 y 0,43 mol de H2.
a) Escriba la ecuación química para el equilibrio
b) ¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio
5.- A 448 oC l Keq de la reacción H2(g) + I2(g) = 2HI(g) es 51. Prediga la
dirección en el que avanzará la reacción para alcanzar el equilibrio a 448oC si se
parte de 2,0 *10 exp -2 mol HI; 1.0 * 10 exp -2 mol de H2 y 3.0 * 10 exp -2 mol
de I2 en un recipiente de 2 L.
6.- Se coloca una muestra de 0,831 g de SO3 en un recipiente de 1 L y se
calienta a 1100 oK. El SO3 se descompone en SO2 y O2.
2SO3 (g) = 2 SO2(g) + O2(g). En el equilibrio la presión total es 1.300
atm. Calcular la constante de equilibrio Kp y Kc.

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