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“Ciências Exatas Contemporâneas”, de autoria de Superdotado Álaze Gabriel.
Disponível
em http://www.cienciasexatascontemporaneas.blogspot.com.br/
Estrutura
atômica
Cronologia
450 a.C. - Leucipo
A matéria pode se dividir em partículas cada vez
menores.
400 a.C. - Demócrito
Denominação átomo para a menor partícula de
matéria. Considerado o pai do atomismo grego.
60 a.C. - Lucrécio
Autor do poema De Rerum Natura, através do qual foi
consolidado o atomismo de Demócrito.
1661 - Boyle
Autor do livro Sceptical chemist, no qual defendeu
o atomismo e deu o primeiro conceito de elemento com base experimental.
1808 - Dalton
Primeiro modelo atômico com base experimental. O
átomo é uma partícula maciça e indivisível. O modelo vingou até 1897.
1834 - Faraday
Estudo quantitativo de eletrólise, através do qual
surgiu a idéia da eletricidade associada aos átomos.
1859
Primeiras experiências de descargas elétricas em
gases a pressão reduzida (ao redor de 10 mmHg). Descoberta dos
"raios" posteriormente chamados catódicos.
1874 - Stoney
Admitiu que a eletricidade estava associada aos
átomos em quantidades discretas. Primeira idéia de quantização da carga
elétrica.
1879 - Crookes
Primeiras experiências de descarga elétrica a alto
vácuo.
1886 - Goldstein
Descargas elétricas em gases a pressão reduzida com
cátodo perfurado. Descoberta dos raios canais ou positivos.
1891 - Stoney
Deu o nome de elétron para a unidade de carga
elétrica negativa.
1895 - Röentgen
Descoberta dos raios X.
1896 - Becquerel
Descoberta da radioatividade.
1897 - Thomson
Descargas elétricas em alto vácuo (tubos de
Crookes) levaram à descoberta do elétron. O átomo seria uma partícula maciça,
mas não indivisível. Seria formado por uma geléia com carga positiva, na qual
estariam incrustados os elétrons (modelo do pudim de passas). Determinação da
relação carga/massa (e/m) do elétron.
1898 - Casal Curie
Descoberta do polônio e do rádio.
1900 - Max Planck
Teoria dos quanta.
1905 - Einstein
Teoria da relatividade. Relação entre massa e
energia (e = mc2). Esclarecimento do efeito fotoelétrico.
Denominação fóton para o quantum de energia radiante.
1909 - Millikan
Determinação da carga do elétron.
1911 - Rutherford
O átomo não é maciço nem indivisível. O átomo seria
formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria
concentrada praticamente toda a sua massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons,
neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi
comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam
os elétrons.
1913 - Bohr
Modelo atômico fundamentado na teoria dos quanta e
sustentado experimentalmente com base na espectroscopia. Distribuição
eletrônica em níveis de energia. Quando um elétron do átomo recebe energia, ele
salta para outro nível de maior energia, portanto mais distante do núcleo.
Quando o elétron volta para o seu nível de energia primitivo (mais próximo do
núcleo), ele cede a energia anteriormente recebida sob forma de uma onda
eletromagnética (luz).
1916 - Sommerfeld
Modelo das órbitas elípticas para o elétron.
Introdução dos subníveis de energia.
1920 - Rutherford
Caracterização do próton como sendo o núcleo do
átomo de hidrogênio e a unidade de carga positiva. Previsão de existência do
nêutron.
1924 - De Broglie
Modelo da partícula-onda para o elétron.
1926 - Heisenberg
Princípio da incerteza.
1927 - Schrödinger
Equação de função de onda para o elétron.
1932 - Chadwick
Descoberta do nêutron.
Carga elétrica
Natureza
|
Valor relativo
|
Massa relativa
|
|
Próton
|
Positiva
|
+1
|
1
|
Nêutron
|
Não
existe
|
0
|
1
|
Elétron
|
Negativa
|
-1
|
1/1836
|
Camadas eletrônicas
Os elétrons estão distribuídos em camadas ou níveis
de energia:
núcleo
|
camada
|
||||||
K
|
L
|
M
|
N
|
O
|
P
|
Q
|
|
1
|
2
|
3
|
4
|
5
|
6
|
7
|
|
nível
|
Número máximo de elétrons nas camadas ou níveis de
energia:
K
|
L
|
M
|
N
|
O
|
P
|
Q
|
2
|
8
|
18
|
32
|
32
|
18
|
2
|
Subníveis de energia
As camadas ou níveis de energia são formados de
subcamadas ou subníveis de energia, designados pelas letras s, p,
d, f.
Subnível
|
s
|
p
|
d
|
f
|
Número máximo de elétrons
|
2
|
6
|
10
|
14
|
Subníveis conhecidos em cada
nível de energia:
Subnível
|
1s
|
2s 2p
|
3s 3p 3d
|
4s 4p 4d 4f
|
5s 5p 5d 5f
|
6s 6p 6d
|
7s
|
Nível
|
1
|
2
|
3
|
4
|
5
|
6
|
7
|
K
|
L
|
M
|
N
|
O
|
P
|
Q
|
Subníveis
em ordem crescente de energia:
1s
|
2s
|
2p
|
3s
|
3p
|
4s
|
3d
|
4p
|
5s
|
4d
|
5p
|
6s
|
4f
|
5d
|
6p
|
7s
|
5f
|
6d
|
Preenchimento dos subníveis
Os subníveis são preenchidos sucessivamente, na
ordem crescente de energia, com o número máximo de elétrons possível em cada
subnível. (Regra de aufbau)
Os números quânticos indicam a energia do elétron no átomo e a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron.
Os números quânticos indicam a energia do elétron no átomo e a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron.
O número quântico principal
(n) indica o nível de energia. Varia de n = 1 a n = ¥, respectivamente, no
1º, 2º, 3º, ... nível de energia.
O número máximo de elétrons em cada nível é dado
por 2n2. Entre os átomos conhecidos, no estado fundamental, o
número máximo de elétrons num mesmo nível é 32.
O número quântico secundário
ou azimutal (l) indica a energia do elétron no subnível. Nos átomos
conhecidos, no estado fundamental, há quatro subníveis, representados por s, p,
d, f, em ordem crescente de energia.
Subnível
|
s
|
p
|
d
|
f
|
Número quântico azimutal
|
l = 0
|
l = 1
|
l = 2
|
l = 3
|
Orbitais
Os subníveis são formados de orbitais. Orbital é a
região da eletrosfera onde há maior probabilidade de estar localizado o elétron
do átomo. O número máximo de elétrons em cada orbital é 2.
A cada orbital foi atribuído um número quântico
magnético (m) cujo valor varia de -l a +l, passando por zero.
subnível s
|
um só orbital s
|
(0)
|
subnível p
|
três orbitais p
|
(-1) (0) (+1)
|
subnível d
|
cinco orbitais d
|
(-2) (-1) (0) (+1) (+2)
|
subnível f
|
sete orbitais f
|
(-3) (-2) (-1) (0) (+1) (+2)
(+3)
|
O orbital s tem forma esférica. Os orbitais p
têm forma de duplo ovóide e são perpendiculares entre si (estão dirigidos
segundo três eixos ortogonais x, y e z.
Spin
Spin é o movimento de rotação do elétron em torno de
seu eixo. Pode ser paralelo ou antiparalelo. A cada um deles foi atribuído um
número quântico: + 1/2 e -1/2.
Princípio da exclusão de Pauli
Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com
quatro números quânticos iguais. Como conseqüência desse princípio, dois
elétrons de um mesmo orbital têm spins opostos. Um orbital semicheio contém um
elétron desemparelhado; um orbital cheio contém dois elétrons emparelhados (de
spins opostos).
Regra de Hund
Ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse
subnível recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o último
orbital desse subnível ter recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento
de cada orbital semicheio com o segundo elétron.
Elétron de maior energia ou elétron de
diferenciação é o último elétron distribuído no preenchimento da eletrosfera,
de acordo com as regras estudadas.
Periodicidade
química
Cronologia
1829
Lei das
Tríades de Döbereiner
1863
Parafuso
telúrico de Chancourtois
1864
Lei das
oitavas de Newlands
1869
Lei
periódica de Mendeleev e Lothar Meyer. Classificação periódica com os elementos
em ordem crescente de massas atômicas.
1913
Lei de
Moseley: conceito atual de número atômico. Classificação periódica com os
elementos em ordem crescente de números atômicos.
Períodos e famílias
Períodos são as sete filas horizontais da Tabela Periódica;
1o, 2o, 3o, 4o,
5o, 6o, 7o. Reúnem
elementos com configurações eletrônicas diferentes, portanto, com propriedades
diferentes.
Famílias ou grupos são as dezoito colunas verticais
da Tabela Periódica. Reúnem elementos com configurações eletrônicas
semelhantes, portanto, com propriedades semelhantes.
Elementos representativos são aqueles cujo subnível de
maior energia de seus átomos é s (bloco s) ou p (bloco p).
Bloco s
|
Grupos IA e IIA
|
Bloco p
|
Grupos IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA
e 0
|
Elementos de transição são aqueles cujo subnível de
maior energia de seus átomos é d. Constituem o bloco d, os Grupos IB, IIB,
IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB E VIIIB.
Elementos de transição interna são aqueles cujo subnível de
maior energia de seus átomos é f. Constituem o bloco f, os
lantanídios (Z = 59 e Z = 71) e os actinídeos (Z = 89 a Z = 103).
O átomo de um elemento localizado no enésimo (nº)
período tem seus elétrons distribuídos em n níveis de energia. Exemplo:
elementos do 5º período têm os elétrons de seus átomos distribuídos em 5 níveis
de energia.
Principais famílias
IA
|
|
||||||||
IIA
|
|
||||||||
IVA
|
|
||||||||
VA
|
|
||||||||
VIA
|
|
||||||||
VIIA
|
|
||||||||
0
|
|
Para os elementos representativos e dos Grupos IB e
IIB, o número do grupo é o número de elétrons no último nível de energia do
átomo (camada de valência).
IA
|
IIA
|
IB
|
IIB
|
IIIA
|
IVA
|
VA
|
VIA
|
VIIA
|
0
|
|
Número de elétrons na camada de valência
|
1
|
2
|
1
|
2
|
3
|
4
|
5
|
6
|
7
|
8
|
s1
|
s2
|
s1
|
s2
|
s2p1
|
s2p2
|
s2p3
|
s2p4
|
s2p5
|
s2p6
|
Propriedades periódicas
Propriedades periódicas - Os valores crescem e decrescem
sucessivamente à medida que aumenta o número atômico. A maioria das
propriedades dos elementos são periódicas.
Propriedades aperiódicas - Os valores somente crescem ou
decrescem à medida que aumenta o número atômico. Exemplos:massa atômica e calor
específico.
Eletroafinidade ou afinidade eletrônica é a energia envolvida na
entrada de um elétron num átomo no estado gasoso.
Ligações
químicas pelo modelo do octeto
Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a
maior estabilidade possível. Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a
sua estabilidade. Os gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos
isolados. Conclusão: os átomos dos gases nobres são os únicos
estáveis.
Os átomos dos gases nobres são os únicos que
possuem a camada da valência completa, isto é, com oito elétrons (ou dois, no
caso da camada K). Conclusão: a saturação da camada da valência
com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K) aumenta a estabilidade do
átomo.
A configuração eletrônica com a camada da valência
completa é chamada configuração estável. Os átomos dos gases nobres são os
únicos que já têm a camada da valência completa.
Teoria do octeto - Os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros
na tentativa de completar a camada da valência de seus átomos. Isso pode ser
conseguido de diversas maneiras, dando origem a diversos tipos de ligações
químicas.
Ligações químicas
Ligação iônica ou eletrovalente é a atração eletrostática
entre íons de cargas opostas num retículo cristalino. Esses íons formam-se pela
transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outro
elemento.
Para se formar uma ligação iônica, é necessário que
os átomos de um dos elementos tenham tendência a ceder elétrons e os átomos do
outro elemento tenham tendência a receber elétrons.
Quando os átomos de dois elementos A e B têm ambos
tendência a ceder ou a receber elétrons, não pode se formar uma ligação iônica
entre eles. Os átomos com tendência a ceder elétrons apresentam um, dois
ou três elétrons na camada da valência; são todos átomos de metais, com exceção
dos átomos de H e He. Os átomos com tendência a receber elétrons
apresentam quatro, cinco, seis e sete elétrons na camada da valência; são os
átomos dos não-metais e do H.
Uma ligação iônica forma-se entre um metal e um
não-metal ou entre um metal e o H. Os elétrons são transferidos dos átomos dos
metais para os dos não-metais ou do H. Os átomos dos metais, cedendo elétrons,
transformam-se em íons positivos ou cátions, e os átomos dos não-metais ou do
H, recebendo elétrons, transformam-se em íons negativos ou ânions.
Todo ânion monoatômico tem configuração estável,
semelhante à de um gás nobre, porque, na formação do ânion, o átomo recebe
exatamente o número de elétrons que falta para ser atingida a configuração
estável.
Nem todo cátion monoatômico tem configuração
estável. O átomo, ao ceder os elétrons de sua camada da valência , nem sempre
fica com configuração estável.
Os cátions dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, bem como o cátion de alumínio, têm configurações estáveis. Os cátions dos metais de transição não têm, em sua maioria, configuração estável.
Os cátions dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, bem como o cátion de alumínio, têm configurações estáveis. Os cátions dos metais de transição não têm, em sua maioria, configuração estável.
Valência é o poder de combinação dos elementos. O conceito
de valência foi criado por Berzelius, em 1820.
Ligação covalente é um par de elétrons compartilhado por dois
átomos, sendo um elétron de cada átomo participante da ligação.
Ligação dativa ou coordenada é um par de elétrons
compartilhado por dois átomos, no qual os dois elétrons são fornecidos apenas
por um dos átomos participantes da ligação. Forma-se quando um dos átomos já
tem o seu octeto completo e o outro ainda não.
Ligação metálica é constituída pelos elétrons livres que
ficam entre os cátions dos metais (modelo do gás eletrônico ou do mar
de elétrons). Os metais são constituídos por seus cátions mergulhados em um
mar de elétrons.
A ligação metálica explica a condutividade elétrica, a maleabilidade, a ductilidade e outras propriedades dos metais.
A ligação metálica explica a condutividade elétrica, a maleabilidade, a ductilidade e outras propriedades dos metais.
Eletronegatividade de um elemento é uma medida da
sua capacidade de atrair os elétrons das ligações covalentes das quais ele
participa.
Quanto maior for a capacidade de um átomo de atrair os elétrons das ligações covalentes das quais ele participa, maior será a sua eletronegatividade.
Quanto maior for a capacidade de um átomo de atrair os elétrons das ligações covalentes das quais ele participa, maior será a sua eletronegatividade.
Ligação covalente polar é aquela que constitui um dipolo
elétrico. Forma-se quando as eletronegatividades dos elementos ligados são
diferentes.
Ligação covalente apolar é aquela que não constitui
dipolo elétrico. Neste caso, as eletronegatividades dos átomos ligados são
iguais.
Tipos de substâncias
Substância iônica ou eletrovalente é toda substância que
apresenta pelo menos uma ligação iônica. Mesmo as substâncias que apresentam
ligações iônicas e covalentes são classificadas como iônicas.
Substância covalente apresenta somente ligações
covalentes e é formada por macromoléculas.
Propriedade das substâncias
iônicas
|
Alto ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição
(PE).
|
Sólidas à temperatura ambiente.
|
Conduzem a corrente elétrica no estado fundido e
não no estado sólido.
|
Cristais duros e quebradiços.
|
As substâncias moleculares não apresentam as
propriedades acima. As substâncias covalentes, ao contrário das moleculares,
têm PF e PE altíssimos (analogia com as iônicas).
Fórmulas eletrônicas e
estruturais
Estruturas de Lewis ou fórmulas eletrônicas
são representações dos pares de elétrons das ligações covalentes entre todos os
átomos da molécula, bem como dos elétrons das camadas da valência que não
participam das ligações covalentes.
Estruturas de Couper ou fórmulas estruturais
planas são representações, por traços de união, de todas as ligações
covalentes entre todos os átomos da molécula.
Simples ligação é uma ligação covalente entre dois átomos (A - B).
Ligação dupla são duas ligações covalentes entre dois átomos (A = B).
Ligação tripla são três ligações covalentes entre dois átomos (A º B).
Ligação dupla são duas ligações covalentes entre dois átomos (A = B).
Ligação tripla são três ligações covalentes entre dois átomos (A º B).
Número de oxidação
Número de oxidação (nox) é um número associado à carga de
um elemento numa molécula ou num íon. O nox de um elemento sob forma de um íon
monoatômico é igual à carga desse íon, portanto é igual à eletrovalência do
elemento nesse íon.
O nox de um elemento numa molécula e num íon
composto é a carga que teria o átomo desse elemento supondo que os elétrons das
ligações covalentes e dativas se transferissem totalmente do átomo menos
eletronegativo para o mais eletronegativo, como se fosse uma ligação iônica.
Elementos com nox fixo em seus
compostos
|
metais alcalinos (+1)
|
metais alcalino-terroso (+2)
|
alumínio (+3)
|
prata (+1)
|
zinco (+2)
|
O oxigênio é o mais eletronegativo de todos os
elementos, exceto o flúor. O oxigênio tem nox negativo em todos os seus
compostos, exceto quando ligado ao flúor.
Na grande maioria de seus compostos, o oxigênio tem nox = -2. Nos peróxidos (grupo -O-O-) o oxigênio tem nox = -1.
Na grande maioria de seus compostos, o oxigênio tem nox = -2. Nos peróxidos (grupo -O-O-) o oxigênio tem nox = -1.
O hidrogênio é menos eletronegativo que todos os
não-metais e semimetais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox
positivo e sempre igual a +1.
O hidrogênio é mais eletronegativo que os metais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox negativo e sempre igual a -1.
O hidrogênio é mais eletronegativo que os metais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox negativo e sempre igual a -1.
A soma dos nox de todos os átomos de:
·
uma
molécula é igual a zero.
·
um íon
composto é igual à carga do íon.
O nox de qualquer elemento sob forma de substância
simples é igual a zero.
O nox máximo de um elemento é igual ao número do
grupo onde está o elemento na Tabela Periódica, com exceção dos elementos do
Grupo VIIIB. O nox mínimo é igual a (número do grupo - 8),no caso de o elemento
ser um não-metal ou um semimetal.
Nox e valência - O nox de um elemento na forma de um íon
monoatômico é igual à sua eletrovalência. O nox de um elemento na forma de
molécula ou de íon composto não é obrigatoriamente igual à sua valência. A
valência, nesses casos, é dada pelo número de ligações covalentes e dativas.
Cada ligação covalente conta como uma unidade de valência, e cada ligação
dativa, como duas unidades de valência.
Ligação
covalente pelo modelo do orbital molecular
Orbital molecular
Orbital molecular é a região de máxima probabilidade de se encontrar
o par de elétrons compartilhado da ligação covalente.
Orbital molecular sigma ou ligação sigma resulta
da interpenetração, num mesmo eixo, de dois orbitais atômicos semicheios, um de
cada átomo de ligação, com elétrons de spins opostos.
Orbital molecular pi ou ligação pi resulta da
interpenetração em paralelo de dois orbitais atômicos semicheios, um de cada
átomo da ligação, com elétrons de spins opostos.
Uma ligação simples (A - B) é sempre sigma.
Uma ligação dupla (A = B) é sempre uma ligação sigma e outra pi.
Uma ligação tripla (A º B) é sempre uma ligação sigma e duas ligações pi.
Uma ligação dupla (A = B) é sempre uma ligação sigma e outra pi.
Uma ligação tripla (A º B) é sempre uma ligação sigma e duas ligações pi.
Polaridade
das moléculas - ligações intermoleculares
Ligação covalente apolar - Os átomos ligados têm igual
eletronegatividade.
Ligação covalente polar - Os átomos ligados têm
diferente eletronegatividade. A toda ligação covalente polar está associado um
vetor polarização, orientado da carga positiva para a negativa.
Ligação covalente polar - Ligação intermediária entre a
ligação covalente apolar e a ligação iônica.
Molécula apolar - A soma vetorial dos vetores polarização
associados a todas as ligações covalentes polares da molécula é nula.
Molécula polar - A soma vetorial dos vetores polarização
associados a todas as ligações covalentes polares na molécula é diferente de
zero.
Polaridade e solubilidade: "O semelhante dissolve o
semelhante."
·
Substância
polar dissolve substância polar e não dissolve ou dissolve pouca quantidade de
substância apolar.
·
Substância
apolar dissolve substância apolar e não dissolve ou dissolve pouca quantidade
de substância polar.
Ligações intermoleculares ou ligações de van der Waals,
ou forças de van der Waals :
I - atração dipolo induzido: dipolo induzido ou
forças de dispersão de London;
II - atração dipolo permanente: dipolo permanente;
III - ponte de hidrogênio ou ligação de hidrogênio
Substâncias apolares estabelecem somente ligações intermoleculares I; substâncias polares sem ligações H - F, O - H e N - H estabelecem ligações intermoleculares I e II.
Substâncias polares com ligações H - F, O - H e N - H estabelecem ligações intermoleculares I e III.
Substâncias apolares estabelecem somente ligações intermoleculares I; substâncias polares sem ligações H - F, O - H e N - H estabelecem ligações intermoleculares I e II.
Substâncias polares com ligações H - F, O - H e N - H estabelecem ligações intermoleculares I e III.
Quanto maior for o tamanho da molécula, mais fortes
serão as forças de dispersão de London. Quanto mais fortes forem as ligações
intermoleculares, mais elevada será a temperatura de ebulição.
Radioatividade
Radioatividade é a emissão espontânea de partículas e/ou
radiações de núcleos instáveis.
Emissões radioativas naturais
|
Natureza
|
Velocidade relativa à da luz (c)
|
Poder de penetração relativo
|
Poder de ionização relativo
|
a
|
2 prótons +
2 nêutrons |
5 a 10%
|
1
|
10 000
|
b
|
elétron
|
40 a 95%
|
100
|
100
|
g
|
onda eletromagnética
|
100%
|
10 000
|
1
|
Elementos radioativos naturais - Todos com Z £ 84; parte dos
que têm Z entre 81 e 83. São exceções os isótopos radioativos naturais com Z
< 81.
Séries radioativas naturais
·
Série do
urânio 238U ® 206Pb (4n + 2)
·
Série do
tório 232Th ® 208Pb (4n)
·
Série do
actínio 235U ® 207Pb (4n + 3)
Contador Geiger-Muller é o aparelho usado para detectar
radioatividade. As emissões radioativas ionizam os gases, tornando-os
condutores de eletricidade; este é o princípio de funcionamento do aparelho.
v = k·N
v = velocidade de desintegração ou atividade
radioativa
k = constante radioativa
N = número de átomos do elemento radioativo
Meia-vida (t1/2) é o tempo depois do qual metade
dos átomos da amostra se desintegra.
k·t1/2 = 0,693
Vida média = 1/k
A velocidade de desintegração ou atividade
radioativa não depende de fatores externos como pressão e temperatura, nem da
substância sob a qual se apresenta o elemento radioativo. Só depende do número
de átomos N do elemento radioativo presentes na amostra.
Transmutação artificial (Rutherford, 1919)
14N + 4a ® 17O
+ 1p
A partir dessa, muitas outras transmutações foram
conseguidas.
Fissão atômica - Transmutação com divisão do núcleo, dando dois
núcleos menores. É a transmutação da bomba atômica.
Fusão nuclear - Transmutação com união de dois núcleos, dando um
único núcleo. É a transmutação da bomba de hidrogênio.
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