1-ley-termoquimca (1)

8/16/2019 1-ley-termoquimca (1)

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Termoquímica

Clase 4Gabriela valenzuela


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•Estudia la energía, el calor, el trabajo y los cambios

que ellos producen en los estados de los sistemas.

•Esta área de estudio se inició durante la Revolución

Industrial cuando se intentó maximiar el rendimiento

de las máquinas de vapor.

•!e examinarán las relaciones entre las reacciones

químicas y los cambios de energía.


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EnergíaEnergía

Capacidad para realizar trabajo o

suministrar calor.

"nidades de energía#

"nidades !I$ %oule &%'

( cal ) *,(+* %

aloría nutricional &al' ) (--- cal ) ( cal


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Energía potencial, mgh

Energía potencial, 0

Masa, m

A l t u r a , h

Tipos de energía$

•Energía cin/tica

•Energía solar

•Energía t/rmica

•Energía química

•Energía potencial


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Abierto Cerrado Aislado

Tipos de sistemas


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Defnición de Termoquímica.Es la parte de la Química que se encarga del

estudio del intercambio energético de un sistemaquímico con el exterior.Hay sistemas químicos que evolucionan de

reactivos a productos desprendiendo energía. onlas reacciones exotérmicas.!tros sistemas químicos evolucionan de reactivos

a productos precisando energía. on lasreacciones endotérmicas.


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"ariablestermodin#micas$agnitudes que pueden variar a lo largo

de un proceso %por e&emplo' en el

transcurso de una reacción química( .E&emplos)*resión. + ,alor. Temperatura. + Traba&o."olumen. + ,oncentración


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-unciones o variables deestado Tienen un valor único para cada estado

del sistema.

u variación solo depende del estadoinicial y fnal y no del camino desarrollado. son) *resión' temperatura' energía

interna' entalpía./! son) calor' traba&o


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Energía internaEnergía interna

•La energía total de un sistema es la suma de

todas las energías de sus partes componentes

y se denomina energía interna.

•Se representa con la letra " .

•No se puede determinar la energía exacta deun sistema, pero si se puede medir el cambio

de energía interna que acompaña un proceso.

" ) " 0inal 1 " inicial


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E/E0123 2/TE0/3E/E013 2/TE0/3 %4() es la energía total del

sistema.Es imposible medir de 5orma absoluta.u variación sí se mide.El sistema modifca su energía a través de

intercambio de calor y de traba&o

U = Q + W4 es 5unción de estado.


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*rimera 6ey de la*r mera 6ey e a Termodin#mica Termodin#mica

e refere a la conservación de la energía' es decir' a quela energía total en el universo permanece constante' yestablece que el cambio en la energía interna de unsistema cerrado' es igual al calor neto Q agregado

al sistema' menos el traba&o neto e5ectuado por elsistema sobre los alrededores.

En donde Q es positivo para el calor agregado o cedido al

sistema y W es positivo para el traba&o reali7ado por elsistema. *or otra parte' si se reali7a traba&o sobre elsistema' W ser# negativo' y si el calor sale del sistema Q'ser# negativo.

U ∆

U Q W ∆ = −


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*rimer principio de la Termodin#micaE/E013 2/TE0/3 %4(

es la energía totaldel sistema.

Es imposible medir.u variación sí se mide.

U = Q + W Q y 8 9 : si se reali7an a 5avor del sistema.

4 es 5unción de estado.

CALOR CALOR

! " ! "

CALOR CALOR

# " # "$RA%A&O$RA%A&O

' # "' # "

$RA%A&O$RA%A&O

' ! "' ! "


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Sistema

2 q

1 q

2 3

1 3

onvención de signos


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,riterio de signos ,riterio egoísta

CALOR CALOR ! " ! "

CALOR CALOR

# " # "$RA%A&O$RA%A&O

' # "' # "

$RA%A&O$RA%A&O

' ! "' ! "


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,alor a volumenconstante %Qv(Es el intercambio de energía en un recipiente

cerrado que no cambia de volumen.i "; constante' es decir' ∆" ; :⇒ 8 ; : ⇒

Qv = U


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Sistema

U > 0

$raba(o > 0

Calor > 0

Entorno


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4rocesos endot/rmicos y exot/rmicos

5 6l&s' 2 7e5 8 9&s' 6l 5 8 9&s' 25 7e&l'

:urante un

proceso

exot/rmico 0luyecalor desde el

sistema ;acia el

entorno.


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,alor a presión constante%Qp(6a mayoría de los procesos químicos ocurren a

presión constante' normalmente laatmos5érica.i p ; cte ⇒ 8 ; < p = ∆ "∆ 4 ; Qp < p = ∆ "4> < 4? ; Qp < p = %"> < "?(

Qp @ 4? @ p = "? ; 4> @ p = ">

H? H> %entalpía(


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4roceso exot/rmico

Entalpía

Calor


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4roceso endot/rmico

Entalpía

Calor

ó


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,alor a presión constante%Q

p

(H?; 4? @ p = "?A

H>; 4> @ p = ">

Qp @ H ? ; H >

⇒ Qp = H2 – H1 = H

H es una 5unción de estado.

Reactivos

E n t a l p i a ) * +

roductos

* ! "

Reac- endot.rmica

E n t a l p

i a ) * +

Reactivos

roductos

* # "

Reac- e/ot.rmica

í #


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Entalpía est#ndar de lareacciónEs el incremento ent#lpico de una reacción en

la cual' tanto reactivos como productos est#nen condiciones est#ndar %p ; ? atmA T ; >BC ; > F,A conc. ; ? $(.e expresa como H0 y como se mide en G o G

depende de cómo se a&uste la reacción.3sí' ∆H: de la reacción I> H> @ !> → > H>!J es

el doble del de IH> @ K !> → H>!J.

H0 = H0productos – H0reactivos


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EcuacionestermoquímicasExpresan tanto los reactivos como los productosindicando entre paréntesis su estado 5ísico' y acontinuación la variación energética expresada

como ∆H %Labitualmente como ∆H:(.Ejemplos

,HM%g( @ > !>%g( → ,!>%g( @ > H>!%l(A ∆H: ; <CB: G

H>%g( @ K !>%g( → H>!%g(A ∆H: ; M?NM G


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Ecuaciones

termoquímicas!"U#$%$&' ∆H depende del nOmero de

moles que se 5orman o producen. *or tanto' sise a&usta poniendo coefcientes dobles' Labr#que multiplicar ∆H: por >)

> H>%g( @ !>%g( → > H>!%g( A ∆H: ; >= %<>M?NM G(

,on 5recuencia' suelen usarse coefcientes5raccionarios para a&ustar las ecuaciones)

H>%g( @ K !>%g( → H>!%g( A ∆H: ; M?NM G

í #


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Entalpía est#ndar de5ormación %calor de

5ormación(.

Es el incremento ent#lpico %∆

H( que se produce en lareacción de 5ormación de un mol de un determinadocompuesto a partir de los elementos en estado 5ísiconormal %en condiciones est#ndar(.e expresa como ∆H5 :. e trata de un Icalor molarJ'

es decir' el cociente entre ∆H: y el nOmero de moles5ormados de producto.*or tanto' se mide en GPmol.Ejemplos

,%s( @ !>%g( →

,!>%g(∆

H5 :

; < BN? GPmolH>%g( @ K !>%g( → H>!%l( ∆H5 : ; < >CNC GPmol


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Ejemplo ,onocidas las entalpías est#ndar de5ormación del butano %,

M

H?:

(' agua líquida y ,!>

' cuyos valoresson respectivamente MNR' CNC y


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6ey de Hess H en una reacci/n umica es constantecon independencia de ue la reacci/n seproduca en una o m3s etapas.0ecuerda que H es 5unción de estado.*or tanto' si una ecuación química se puede

expresar como combinación lineal de otras'

podremos igualmente calcular ∆H de lareacción global combinando los ∆H de cadauna de las reacciones.

M ! " M # $ R % & N % '

M ! " M # $ R % & N % '


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Ejemplo Dadas las reacciones

%?( H>%g( @ K !>%g( → H>!%g( ∆H?: ; < >M?NC G %>( H>%g( @ K !>%g( → H>!%l( ∆H>: ; < >CNC Gcalcular la entalpía de vapori7ación del agua en

condiciones est#ndar. 6a reacción de vapori7ación es...

%( H>!%l( → H>!%g( ∆H:Q ; S%( puede expresarse como %?( < %>(' luego∆H:Q ; ∆H:? < ∆H:> ;

< >M?NC G < %CNC G( ; MM G∆H:vapori7ación ; 44 ,- .mol


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Ejercicio 5 ,onocidas las entalpías est#ndar de5ormación del butano %,MH?:(' agua líquida y ,!>'cuyos valores son respectivamente MNR' CNC y <BN GPmol' calcular la entalpía est#ndar decombustión del butano.i utili7amos la ley de Hess' la reacción)%M( ,MH?:%g( @?P>!>%g( → M ,!>%g( @ H>!%l( ∆H:comb;S*uede obtenerse a partir de)%?( H>%g( @ K !>%g( → H>!%l( ∆H?: ; < >CNC G

%>( ,%s( @ !>%g( → ,!>%g( ∆H>: ; < BN G%( M ,%s( @ H>%g( → ,MH?:%g( ∆H: ; < ?>MNR G %M( ; M = %>( @ = %?( < %(M ,%s( @ M !>%g( @ H>%g( @ P> !>%g( @ ,MH?:%g( →

M ,!>%g( @ H>!%l( @ M ,%s( @ H>%g(∆ H:M ; M mol%MNR GPmol( ; – 2()(* ,-


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Ejercicio " Determinar ∆H5 : del eteno %,>HM( apartir de los calores de reacción de las siguientes

reacciones químicas)%?( H>%g( @ K !>%g( → H>!%l( ∆H?: ; < >CNC G %>( ,%s( @ !>%g( → ,!>%g( ∆H>: ; < BN? G%( ,>HM%g( @ !>%g( → >,!>%g( @ > H>!%l( ∆H: ; < ?M>> G

%M( > ,%s( @ > H>%g( → ,>HM%g(%M( ; >=%>( @ >=%?( < %(luego ∆HM: ; >=∆H>: @ >=∆H?: < ∆H: ;; > = % = %< >CNC G( < %< ?M>> G( ;

; MN?M Ges decir H6 0 7eteno8 = 94*14 ,-.mol e trata' pues' de una reacción endotérmica.


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Ejercicio $ 6as entalpías de combustión de laglucosa %,H?>!( y del etanol %,>H!H( son <

>C? GPmol y


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Energía de enlace.IEs la ener;a necesaria para romper un

enlace de un mol de sustancia en estado;aseosoJEn el caso de moléculas diatómicas es igual que

la energía de disociación)

3VW%g( → 3%g( @ W%g( ∆Hdis ; Eenlace; EeE&emplo) H>%g( → > H%g( ∆H ; M GEs positiva %es necesario aportar energía al

sistema(Es di5ícil de medir.e suele calcular aplicando la ley de Hess.


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Ejemplo ,alcular la energía del enlace HV,l en el cloruro de Lidrógeno conociendo ∆H5 :%H,l(

cuyo valor es ' GPmol y las entalpías dedisociación del H> y del ,l> que son M': GPmol y>M'M GPmol' respectivamente.6a reacción de disociación del H,l ser#)

%M( H,l%g( → H%g( @ ,l%g( ∆H:M; S

%?( KH>%g( @ K,l>%g( → H,l%g( ∆H:? ; ' G%>( H>%g( → >H%g( ∆H:> ; M': G%( ,l>%g( → >,l%g( ∆H: ; >M'M G%M( ; ( @ K%(∆H:M ; ' G ( @ K%M': G( @ K%>M'M G( ;

; M>': G Ee7H"l8 = 42


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,#lculo de ∆H: a partir de

las Energía de enlace %disociación(.3plicando la ley de Hess en cualquier caso seobtiene la siguiente 5órmula)

∆H: ; Σ ni = Ee%enl. rotos(


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combustión de propano a partir de


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combustión de propano a partir delos datos de energía de enlace de latabla.

,HC @ !> → ,!> @ M H>!Enlaces rotos)

C ,


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Entropía %(Es una medida del desorden del sistema que

sí puede medirse y tabularse. ∆ ; fnal


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Ejemplo ,alcula ∆: para las siguientes reaccionesquímicas) a8 />%g( @ !>%g( → > /!%g(A

>8 H>%g( @ />%g( → > /H%g(.$atos : %G=mol


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egundo principio de la

Termodin#mica.IEn cualquier proceso espont#neo la entropíatotal del universo tiende a aumentarsiempreJ.

∆universo ; ∆sistema @ ∆entorno ≥ :

3 veces el sistema pierde entropía %se ordena(espont#neamente. En dicLos casos el entornose desordena.


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Tercer principio de la

Termodin#micaI6a entropía de cualquier sustancia a : esigual a :J %m#ximo orden(.Equivale a decir que no se puede ba&ar de

dicLa temperatura.!"U#$%$&' 6as de los elementos en

condiciones est#ndar no son : sino que es

positiva.

En procesos reversi>les y a temperatura


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En procesos reversi>les y a temperaturaconstante se puede calcular ∆ de un sistema como)

Q ∆ ; V T

y si el proceso químico se produce a presi/nconstante)

∆Hsistema < ∆Hsistema ∆sistema ; VVV A ∆entorno; VVVV T T

:

%entropía molar est#ndar( se mide en G=mol


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Energía libre de 1ibbs %1(

%energía libre o entalpíalibre(. En procesos a T constante se defne como)

1 ; H < T = ∆1 ; ∆ H < T = ∆En condiciones est#ndar) ∆1: ; ∆H: < T= ∆:

∆universo ; ∆sistema @ ∆entorno 9 : %p. espont#neos($ultiplicando por I


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2ncremento de energía libre

de una reacción %∆1(1 es una 5unción de estado.3l igual que el incremento ent#lpico el

incremento de energía libre de una reacciónpuede obtenerse a partir de ∆15 : de reactivosy productos)

∆1: ; Σ np∆15 :%productos(< Σ nr∆15 :%reactivos(

í


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Energía libre yEspontaneidadde las reacciones químicas

Reactivos

E n e r g í a l i b r e ) G +

roductos

G ! " E n e r g í a l i b r e ) G

+

Reactivos

roductos

G # "

Reac- espont3nea

$, p 1 ctes- $, p 1 ctes-

Beac: no espont3nea


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Espontaneidad

en las reacciones químicas./o siempre las reacciones exotérmicas sonespont#neas.Hay reacciones endotérmicas espont#neas)Evaporación de líquidos.Disolución de sales...

E&emplos de reacciones endotérmicasespont#neas)/HM,l%s( → /HM@%aq( @ ,l!%l( → H>!%g( ∆H: ; MMN: G

Espontaneidad de las


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Espontaneidad de lasreacciones químicas

%cont(.

4na reacción es espont#nea cuando ∆G ( ∆H – T x ∆S) es negativo.egOn sean positivos o negativos los valores de

∆H y ∆S %T siempre es positiva( se cumplir# que)

∆ H Z : y ∆ 9 : ⇒ ∆1 Z : Espont#nea∆ H 9 : y ∆ Z : ⇒ ∆1 9 : /o espont#nea∆ H Z : y ∆ Z : ⇒ ∆1 Z : a T ba&as

⇒ ∆1 9 : a T altas∆ H 9 : y ∆ 9 : ⇒ ∆1 Z : a T altas

⇒ ∆1 9 : a T ba&as

M

M !


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* ! " S ! "

Espont3nea atemperaturas altas

* # "

S ! "

Espont3nea a todaslas temperaturas

* # "

S # "

Espont3nea atemperaturas ba(as

* ! "

S # "

o Espont3nea acual5uier temperaturas

*

S

M ! " M # $ R % & N % '

M ! " M # $ R % & N % '

Ejemplo Uer# o no espont#nea la siguiente


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Ejemplo Uer# o no espont#nea la siguientereacción >H>!>%l( → >H>! %l( @ !>%g( encondiciones est#ndarS Datos) ∆H:5 %GPmol( H>!%l( ; <>C'CA H>!>%l( ;


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Energía, entalpía y trabajo 41@

V

Cambio enel volumen

resi6ne/terna

7reatransversal

3 ) 14 @

" ) q 2 3 ) q 1 4 @

" ) q 4 1 4 @

q 4 ) " 2 4 @

= ) " 2 4 @


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•alor en procesos a presión constante

q p ) =

= ) " 1 4 @

•alor en procesos a volumen constante

q v ) "


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Entalpías de reacción

-ado que

= ) = 0inal ? = inicial

= ) = &productos' ? = &reactivos'

!e denomina entalpía de reacción o calor de reacción.

!e simbolia como = r


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5 = 5 &g' 2 8 5 &g' 5 = 5 8 &g'

= ) 1 *+* %

8 *8)g+ 9O8)g+

E n t a l p í a , H

8 *8O)g+

H < 0

(exotérmico)


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(. Aa entalpía es una propiedad extensiva.

= * &g' 2 5 8 5 &g' 8 5 &g' 2 5 = 5 8 &g'

= ) 1 +B- %


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5. El cambio de entalpía para una reacción

depende del estado de los reactivos y los

productos.

5 = 5 8 &l' 5 = 5 8 &g'

= ) 2 ++ %


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Estado estándar

- -ebe especi/icarse el estado de todos los

reactivos y los productos.

0 'l estado est1ndar se de/ine como #resión est1ndar (#2 343,56 )#a (3atm

#ara gases, estado de gas ideal

0 N$ se especi/ica la temperatura.


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-Aas entalpías de los compuestos químicos en

sus estados más estables a 4C ) (-(,95 4a y

una temperatura especi0icada &en general, T )

5B+ D' se denomina estado de re0erencia.

1Este es el estado de re0erencia para las

distintas 0unciones termodinámicas.

1:istintas condiciones para sólidos, líquidos,

gases y soluciones.


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Aey de Aavoiser y AaplaceAey de Aavoiser y Aaplace

"na reacción que es exot/rmica en una

dirección es endot/rmica en la dirección

opuestaF

= * &g' 2 5 8 5 &g' 8 5 &g' 2 5 = 5 8 &g'

= ) 1 +B- %

8 5 &g' 2 5 = 5 8 &g' = * &g' 2 5 8 5 &g'

= ) 2 +B- %


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C*4)g+ 9 8 O8)g+

E n t a l p í a

H 1 =

-890 kJ

H 2 =

890 kJ

CO8)g+ 9 8 *8O )l+


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= * &g' 2 5 8 5 &g' 8 5 &g' 2 5 = 5 8 &g' = ) 1 +-5 %

5 = 5 8 &g' 5 = 5 8 &l' = ) 1 ++ %

= * &g' 2 5 8 5 &g' 2 5 = 5 8 &g' 8 5 &g' 2 5 = 5 8 &g' 2 5 = 5 8 &l' = ) 1 +B- %

Aa ecuación neta es$

= * &g' 2 5 8 5 &g' 8 5 &g' 2 5 = 5 8 &l' = ) 1 +B- %


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E n t

a l p í a


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E n t a l p í a

C a m b i o d e e n t a l p í a t o t a l

Reactivos

roductos

Caminoalternativo

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