10 - ENEM - Química - Propriedades Periódicas - Prime Cursos

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26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
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ESTUDANDO: ENEM - QUÍMICA
10. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
 
Nos dois capítulos anteriores fomos apresentados ao que hoje entendemos ser a estrutura de um átomo. A questão
é: por que isto é tão importante para os químicos?
Na verdade o que de fato nos  interessa é a estrutura da eletrosfera, perceba, é  interessante saber a respeito do
núcleo,  conhecer  os  prótons  e  neutros,  mas  numa  reação  química  quem  de  fato  determina  o  rumo  dos
acontecimentos são os elétrons. Especificamente os elétrons mais externos.
A razão para isto é simples. A química se interessa pelos mecanismos que transformam uma substância em outra,
como  vimos  na  primeira  parte  deste  módulo.  A  esta  altura  dos  acontecimentos  já  podemos  prever  que  esta
transformação  se  deve  ao  rearranjo  dos  átomos  que  formam  cada  tipo  de  matéria.  Logicamente  estes  átomos
devem estabelecer interações atrativas, que logo estudaremos com o nome de ligações químicas, e a região mais
provável dessas interações acontecerem é na parte externa dos átomos, ou na camada mais externa da eletrosfera.
Agora surge outra pergunta: o que impulsiona uma transformação química e como os químicos conseguem prever
algumas destas transformações?
O que podemos afirmar com relação a estas observações é que os elementos químicos formam em geral grupos
com características semelhantes, por exemplo, lítio, sódio e potássio formas sais solúveis e reagem explosivamente
com a água formando bases fortes.
Se observarmos com um pouco mais de cuidado as suas estruturas eletrônicas veremos que, na última camada,
eles  são  idênticos.  Seguindo  o  raciocínio  das  linhas  anteriores  podemos  concluir  que  estruturas  eletrônicas
semelhantes determinam um comportamento químico igualmente parecido.
Neste capítulo vamos estudar a relação entre a estrutura eletrônica na camada de valência (a camada mais externa
do átomo) e as propriedades químicas. Perceberemos  também a  importância de se organizar estas  informações
numa tabela e  como usá­la para resolver diversos problemas envolvendo aspropriedades químicas dos elementos.
A Tabela Periódica
Antes mesmo que Bohr anunciasse os postulados que descreviam a estrutura eletrônica do átomo de hidrogênio a
química  já  tinha aprendido a reconhecer comportamentos semelhantes em certos grupos de elementos químicos.
Obviamente  descrever  estas  semelhanças  em  imensos  livros  não  era  nada  prático  quando  se  precisa  de
informações básicas com alguma agilidade.
A solução mais óbvia era organizar estas  informações em uma  tabela simples e  fácil de ser  interpretada. Muitos
foram  os  que  se  aventuraram  nesta  tarefa,  no  entanto  a  primeira  que merece  destaque  neste  texto  é  a  tabela
desenvolvida por Dimitri Mendeleev em 1869.
Dmitri Ivanovich Mendeleev (1834­1907)
Neste  ano  o  russo  Mendeleev  e  o  alemão  Lothar  Meyer  publicaram  trabalhos  nos  quais  a  periodicidade  das
propriedades  dos  elementos  químicos  seguia  o  contínuo  aumento  de  suas  massas  atômicas.  O  arranjo  de
Mendeleev  é  sem  dúvida  o  precursor  da  tabela  periódica  moderna,  e  por  isso  ele  levou  o  crédito  pelo
desenvolvimento  da  primeira  lei  periódica:  “As  propriedades  dos  elementos  químicos  variam  de  acordo  com  a
ordem crescente de suas massas atômicas”.
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Classificação periódica de Mendeleev
CURIOSIDADES
Na tabela de Mendeleev havia imperfeições; O cientista russo as atribuía, com muita firmeza, a erros no cálculo das
massas  atômicas.  Por  causa  destas  imperfeições  deixou  alguns  espaços  vagos  na  sua  tabela,  justificando  que
esses  locais  eram  reservados  para  o  eventual  ordenamento  de  elementos,  na  época,  ainda  desconhecidos,
denominando­os de:
⇒ Eka­boro (abaixo do boro);
⇒ Eka­aluminio (abaixo do alumínio);
⇒ Eka­silício (abaixo do silício).
Demonstrando  grande  sagacidade  científica,  Mendeleev  definiu  as  propriedades  desses  elementos  ainda
desconhecidos. Para melhor compreensão, observe os quadros colocados abaixo:
Deve­se  ressaltar que  foi o próprio que demonstrou que o Gálio era o Eka  ­ alumínio Como a  figura mostra, os
elementos eram agrupados em colunas, cada uma delas contendo os elementos com propriedades semelhantes,
igual  à  tabela  moderna.  Nas  linhas  horizontais,  ou  períodos,  as  propriedades  dos  elementos  vizinhos  são
ligeiramente deferentes de modo que nas extremidades as propriedades são praticamente opostas.
Infelizmente a massa atômica não é o parâmetro mais adequado para indicar a identidade de um elemento, como
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sabemos  hoje  dois  átomos  de  elementos  diferentes  podem  ter  a mesma massa  (isobaria)  enquanto  átomos  do
mesmo elemento podem se apresentar com massas diferentes (isotopia).
É claro que Mendeleev não tinha outro parâmetro melhor, já que na sua época estes conceitos ainda não existiam e
o núcleo,  com seus prótons e nêutrons,  se quer havia  sido proposto. Não é por  isto que a genialidade do  físico
russo deve ser questionada, muito pelo contrário, sem o apoio de uma teoria atômica adequada ele  foi capaz de
prever com uma precisão admirável as propriedades de elementos que ainda não haviam sido descobertos .
Henry Gwinh Albericosdete­Jeffreys Moseley (1887­1915)
A lei periódica moderna só foi enunciada em 1913 quando Henry Moseley, estudando os espectros de raios X dos
elementos conhecidos, observou que a identidade do elemento estava associada ao seu número de prótons e não à
sua massa. Hoje parece ser óbvio, mas naquela época provocou uma pequena revolução na química. Até então o
número atômico de um elemento (a posição que ocupa na tabela periódica) era definido pela sua massa atômica,
como determinava a  lei Periódica de Mendeleev, a partir da descoberta de Moseley o próprio número de prótons
definia a sua posição na tabela. Esta modificação alterou as posições de diversos elementos e corrigiu uma série de
imperfeições  da  tabela  de  Mendeleev,  além  de  consolidar  a  aceitação  do  modelo  de  Bohr  pela  comunidade
cientifica.
Hoje  está  claro  que  o  número  de  prótons  define  o  número  de  elétrons  que  um  átomo  deve  ter  no  estado
fundamental (considerando que cada elétron negativo compensa a carga de um próton positivo mantendo o átomo
eletricamente neutro),  determinando  conseqüentemente o número de elétrons que este  terá em sua  camada de
valência e suas propriedades químicas.
Estrutura da Tabela Periódica Moderna
Atualmente  a  tabela  periódica  está  organizada  em  períodos  (linhas  horizontais)  e  grupos,  ou  famílias  (linhas
verticais).  O  termo  período  tem  como  objetivo  evidenciar  que  nesta  dimensão  as  propriedades  estão  sendo
gradativamente alteradas de modo que nas extremidades as propriedades  são antagônicas,  por  exemplo,  se do
lado  esquerdo  do  terceiro  período  (linha  horizontal)  existe  um metal  fácil  de  ser  oxidado,  na  outra  extremidade
existe um não­metal fortemente oxidante. A idéia se conclui quando, encerrado o período, as propriedades voltam a
se repetir. Cada período também corresponde ao número de camadas dos átomos que o compõem, isto é, se um
elemento  está  no  quarto  período  ele  tem  quatro  camadas  eletrônicas,  se  está  no  sétimo  período  a  sua  última
camada é justamente a sétima.
A  conseqüência  disto  é  que  os  elementos  que  estão  posicionados  na  mesma  linha  vertical  terão  propriedades
semelhantes e são considerados uma família ou são simplesmentechamados de grupos.
Ao todo são 18 grupos numerados da esquerda para direita em ordem crescente. Uma classificação mais antiga da
  IUPAC dividia  a  tabela  em  dois  grupos  principais,  08  grupos A  e  08  grupos B,  sendo  que  a  família  VIII  B  era
composta por três linhas verticais vizinhas (ver tabela a seguir).
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Organização dos grupos e períodos na tabela periódica
As colunas da tabela periódica reúnem as famílias dos elementos químicos, sendo que algumas possuem nomes
específicos
Alguns grupos da tabela periódica e seus nomes especiais
CURIOSIDADES
O símbolo de um elemento deve ser formado por uma letra maiúscula, preferencialmente a letra inicial do seu nome
em latim. Caso exista mais de um elemento com a mesma  letra  inicial um deles deve  ter o seu símbolo  formado
pela inicial maiúscula seguida de outra letra minúscula.
Em geral as tabelas mostram uma série de informações sobre as propriedades físicas dos elementos. Abaixo você
pode ver um exemplo:
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Representação do elemento na tabela periódica
A seguir você pode ver o nome latino de alguns elementos e seus respectivos símbolos.
Além  dos  grupos  e  períodos  existem  outras  formas  de  classificar  os  elementos.  Eles  podem  ser  considerados
representativos ou de transição ou podem ser classificados também de acordo com o subnível mais energético. Por
exemplo, os elementos dos grupos 1 e 2 terminam a sua distribuição eletrônica em um subnível “s” enquanto que os
elementos  dos  grupos  13  ao  18  terminam  num  subnível  “p”,  estes  elementos  são  considerados  representativos
sendo os primeiros chamados de elementos do bloco “s” e os últimos de elementos do bloco “p”. Os elementos de
transição  por  sua  vez  terminam  em  subníveis  “d”,  transição  externa,  e  “f”,  transição  interna  (lantanídeos  e
actinídeos,  também  conhecidos  como  terras  raras).  Esta  informação  é  extremamente  útil  quando  se  pretende
distribuir os elétrons dos elementos sem a ajuda do diagrama de Linus Pauling e principalmente quando o objetivo é
tão somente definir a estrutura eletrônica da camada de valência.
  IMPORTANTE
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A CONVENÇÃO CERNE DO GÁS NOBRE
Uma simplificação é freqüentemente usada na representação de configurações eletrônicas. É a convenção cerne do
gás nobre. Os gases nobres compreendem os elementos hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio, cujos
números atômicos são 2, 10, 18, 36, 54 e 86, respectivamente. Cada um destes elementos é um gás a temperatura
e  pressão  ambiente,  e  é  nobre,  significando  que  estes  elementos  têm  pouca  tendência  a  reagir  quimicamente.
Excetuando­se  o  hélio,  as  configurações  eletrônicas  dos  demais  gases  nobres  são  semelhantes  para  a  última
camada: dois elétrons no orbital s e seis nos três orbitais do subnível p desta camada. Esta configuração geral é
representada por ns2 np6,onde n é o número quântico principal da camada mais externa. A exceção, hélio, tem a
configuração ns2. Seguindo o procedimento de Aufbau, periodicamente encontramos um átomo de um gás nobre.
Para um átomo posterior ao do gás nobre, na seqüência, a parte da configuração eletrônica do gás nobre pode ser
abreviada,  colocando­se  o  símbolo  do  gás  nobre  entre  colchetes  e  findando  a  configuração.  Por  exemplo,  a
configuração eletrônica do átomo de silício é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 Como a primeira parte desta seqüência (1s2 2s2
2p6) é a configuração eletrônica do neônio (Ne), abreviamos a configuração do neônio por [Ne] e expressamos a
configuração do silício como [Ne] 3s2 3p2.
Desse  modo,  podemos  representar  a  configuração  eletrônica  de  um  átomo  de  potássio  de  uma  forma  mais
simplificada de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 para [Ar] 4s1 (Fonte: RUSSEL, 1994)
Os elementos ainda podem ser classificados como metais  (posicionados à esquerda da  tabela,  formam a grande
maioria dos elementos) e não­metais, além se dividirem também em elementos naturais (encontrados na natureza)
ou artificiais (sintetizados em laboratório).
Organização dos elementos na tabela periódica
Estrutura Eletrônica e Periodicidade Química: uma vez que conhecemos a estrutura básica da tabela e algumas das
informações que podemos obter dela devemos investigar com cuidado a relação da estrutura eletrônica da camada
de  valência  com  as  propriedades  dos  elementos  químicos.  Como  já  vimos  estruturas  semelhantes  significam
características semelhantes, especialmente se estamos falando de elementos representativos.
Raio  Atômico  e  Iônico:  não  é  fácil  definir  exatamente  em  que  ponto  o  átomo  termina.  Como  vimos  no  capítulo
anterior o orbital atômico é uma região de probabilidade de se encontrar o elétron. À medida que se distancia do
núcleo  esta  probabilidade  diminui, mas  nunca  se  torna  realmente  nula.  Como  aparentemente  o  átomo  não  tem
limites mensuráreis precisamos achar um modo de comparar o seus raios.
A solução é ligar dois átomos iguais, medir a distância entre os dois núcleos e dividir o resultado por dois:
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Raio atômico
A resposta é o valor do raio que você vai encontrar em tabelas de dados, incluindo algumas tabelas periódicas mais
sofisticadas.  Embora  seja  uma  informação  importante  (serve  como  parâmetro  para  um  série  de  outras
propriedades),  infelizmente  este  dado  não  é  absoluto,  isto  é,  se  o  elemento  A  tem  um  raio  tabelado  de  1,5
Angstrom e o elemento B de 1,0 Angstrom não é garantido que a distância entre eles,  quando unidos por uma
ligação  química,  seja  de  2,5 Angstrom,  as  forças  de  atração  entre  o  núcleo  e  os  elétrons  de  ligação  tem  papel
predominante no resultado desta equação.
Com base nisto podemos afirmar que inicialmente duas coisas influenciam no tamanho de um átomo. Uma é a força
com que o núcleo atrai os elétrons de valência, outra é o número de camadas que o átomo apresenta.
Quanto maior  a  força  de  atração  do  núcleo  pelos  elétrons mais  externos mais  estes  elétrons  se  aproximam  do
próprio núcleo, reduzindo o tamanho do átomo. Esta força normalmente aumenta à medida que mais prótons vão
sendo acrescidos ao núcleo, desde que o número de camadas permaneça constante.
No  período,  portanto,  quando  todos  os  elementos  têm  o mesmo  número  de  camadas,  à medida  que  o  número
atômico  vai  aumentando  o  raio  diminui  como  conseqüência  do  aumento  da  atração  entre  núcleo  e  elétrons  de
valência. Já na família, o aumento do número atômico vem acompanhado por um aumento no número de camadas.
Os elétrons das camadas anteriores bloqueiam a atração dos prótons que foram acrescentados ao núcleo e fazem
a atração deste pelos elétrons mais externos diminuir provocando o aumento do raio.
Tendências do aumento dos raios atômicos dos elementos
O  raio  iônico  segue  a mesma  linha  de  raciocínio  desenvolvida  até  aqui.  Se  o  átomo  perde  elétrons  a  força  de
atração  na  camada  de  valência  aumenta.  Isto  porque  um mesmo  número  de  prótons  está  atraindo  um  número
menor elétrons. Se o átomo ganha elétrons o seu raio aumenta uma vez que o número de elétrons que o núcleo
tem que atrair é maior, diminuindo a força de atração. Conclui­se portanto, que o cátion sempre será menor que o
átomo neutro e que o ânion sempre será maior que o átomo neutro.
Energia de  Ionização: a energia de  ionização(EI) é a energia necessária para que um átomo  isolado, no estado
gasoso libere um de seus elétrons.
Esta  propriedade  é,  portanto  uma  grandeza  absoluta,  passível  de  ser medida  experimentalmente. Muitas  vezes
confundimos a EI com a tendência que um átomo tem de perder elétrons e isto é muito perigoso. Observe que a
tendência de perder elétrons é uma característica de apenas alguns elementos, notadamente os metais, enquanto
que a EI é uma propriedade de todos os elementos químicos. A confusão vem justamente do fato de que quem tem
baixa  energia  de  ionização  perde  elétrons  com  facilidade,  por  razões  óbvias.  O  fato  da  EI  ser  baixa  significa
necessariamente que uma quantidade  relativamente pequena de energia é suficiente para  retirar o elétron deste
átomo. A correlação correta, portanto, deve ser elementos de baixa EI têm tendência perder elétrons. Para prever a
variação desta propriedade na tabela periódica vamos aplicar um raciocínio semelhante ao que usamos para o raio
atômico. Se a atração do núcleo pelo elétron é alta será necessária uma quantidade de energia  igualmente alta
para fazer este elétron sair da influência do núcleo, logo, no período, a EI aumenta da esquerda para a direita, ao
contrário da variação do raio atômico.
Semelhantemente,  na  família,  a  EI  aumenta  de  baixo  para  cima  acompanhando  a  diminuição  do  número  de
camadas, isto é, quanto mais próximo do núcleo maior a força de atração e mais energia será demandada para a
ejeção do elétron. Desde que haja energia suficiente todos os elétrons de um átomo podem ser “arrancados”, no
entanto a segunda EI será maior que a primeira e assim sucessivamente.
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Afinidade Eletrônica: ao contrário da EI a Energia de Afinidade Eletrônica (AE) é “a energia que um átomo isolado,
no estado gasoso precisa liberar para conseguir estabilizar um elétron extra na sua eletrosfera”.
Lembre­se dos postulados de Bohr  “se um elétron  se desloca para uma camada mais distante do núcleo a  sua
energia aumenta e para que ele retorne a uma camada mais interna é necessário que o excesso de energia seja
liberado”. Ganhar um elétron significa que esta partícula se desloca de uma região extremamente distante do átomo
até ficar presa em sua eletrosfera atraída pelo núcleo. Este movimento equivale a um elétron que deixa um nível de
energia  superior  e  desce  para  uma  camada mais  interna  e  isto  implica  em  liberar  o  excesso  de  energia  para  a
vizinhança.
Do mesmo modo que ocorre com a EI a AE é confundida com a tendência de ganhar elétrons. Na verdade somente
quem  apresenta  alta  AE,  ou  seja,  aqueles  elementos  que  são  capazes  de  liberar  uma  quantidade  de  energia
significativa quando recebem um elétron extra, têm tendência de ganhar elétrons. Apesar de aparentemente a AE
ser o oposto da EI estas propriedades tem um comportamento complementar. Na verdade só quem segura os seus
próprios elétrons  com muita  força  tem condições de  segurar na  sua camada de valência um elétron extra,  logo,
terão alta AE os mesmos elementos que possuem alta EI, os que estão na parte superior dos grupos e à direita dos
períodos.
Tendência geral da afinidade eletrônica dos elementos
As  exceções  mais  importantes  são  os  gases  nobres.  Estes  elementos  têm  uma  atração  por  seus  elétrons  de
valência muito alta o que assegura uma alta EI, no entanto para ganhar um elétron extra eles precisam ocupar uma
camada eletrônica mais externa. Isto significa que a atração por este novo elétron é substancialmente mais fraca.
Como conseqüência os gases nobres, ao contrário dos outros elementos, apresentam altas EI e baixas AE.
Estas duas propriedades também explicam o comportamento de metais e não­metais. Se observar com atenção os
metais  estão  localizados  do  lado  esquerdo  da  tabela  periódica,  região  em  que  a  energia  de  ionização  é  baixa,
enquanto  que  os  não­metais  estão  do  lado  oposto  numa  região  de  alta  Afinidade  Eletrônica.  O  que  podemos
concluir é que de um lado estão elementos que perdem elétrons com certa facilidade (por apresentarem baixa EI) e
esta é uma característica dos metais, enquanto do outro lado estão elementos com facilidade para ganhar elétrons
(por apresentarem alta AE) e esta por sua vez é marca dos não­metais.
No  próximo  capítulo  discutiremos  como estas  propriedades  influenciam no  tipo  de  ligação  química  que metais  e
não­metais  estão  habilitados  a  realizar  e  começaremos  de  fato  a  compreender  o  mecanismo  que  gerencia  os
processos químicos.
Outras Propriedades Periódicas
⇒ CARÁTER METÁLICO ou ELETROPOSITIVIDADE: É a capacidade que um átomo possui de doar elétrons. Nas
famílias e nos períodos, a eletropositividade aumenta conforme aumenta o raio atômico, pois, quanto maior o raio,
menor a atração do núcleo pela eletrosfera, mais fácil de doar elétrons. Também não está definida para os gases
nobres.
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102347/ 9/11
Tendência do aumento da eletropositividade dos elementos
⇒ REATIVIDADE:  A  reatividade  de  um  elemento  químico  está  associada  à  sua maior  ou menor  facilidade  em
ganhar ou perder elétrons. Assim, os elementos mais  reativos  serão  tantos os metais que perdem elétrons  com
maior facilidade, quanto os ametais  que ganham elétrons com maior facilidade. Pela figura podemos observar que,
entre os metais, o mais reativo é o frâncio (Fr) e entre os ametais, o mais reativo é o flúor (F).
Tendência do aumento da reatividade dos elementos
⇒ PROPRIEDADES FÍSICAS DOS ELEMENTOS: As propriedades físicas são determinadas experimentalmente,
mas,  em  função  dos  dados  obtidos,  podemos  estabelecer  regras  genéricas  para  sua  variação,  considerando  a
posição do elemento na tabela periódica.
a) Densidade (d) de um elemento é a razão entre sua massa (m) e seu volume (V).
Nas famílias, a densidade aumenta de cima para baixo, pois, nesse sentido, a massa cresce mais que o volume.
Nos  períodos,  a  densidade  aumenta  das  extremidades  para  o  centro,  pois,  quanto  menor  o  volume,  maior  a
densidade,  já que a variação de massa nos períodos é muito pequena. Assim, os elementos de maior densidade
estão situados na parte central e inferior da tabela, sendo o Ósmio (Os) é o elemento mais denso (22,5 g/ cm3). A
tabela apresenta densidade obtida a 0°C e 1 atm. Esquematicamente, podemos representar por:
Tendência do aumento da densidade dos elementos
b)  Ponto  de  Fusão  (PF)  e  Ponto  de  Ebulição  (PE):  Os  pontos  de  fusão  e  ebulição  são,  respectivamente,  as
temperaturas nas quais o elemento passa do estado sólido para o  líquido e do estado  líquido para o gasoso. Na
família IA (alcalinos) e na família IIA (alcalinos terrosos), IIB, 3A, 4A, os elementos de maior ponto de fusão (PF) e
ponto  de  ebulição  (PE)  estão  situados  na  parte  superior  da  tabela.  De  modo  inverso,  nas  demais  famílias,  os
elementos  com maiores PF e PE estão  situados na parte  inferior. Nos períodos,  de maneira geral,  os PF e PE
crescem das extremidades para o centro da tabela. Entre os metais o tungstênio (W) é o que apresenta o maior PF:
5900°C.  Uma  anomalia  importante  ocorre  com  o  elemento  químico  carbono  (C),um  ametal:  Ele  tem  uma
propriedade de originar estruturas formadas por um grande número de átomos, o que faz com que esse elemento
apresente elevados pontos de fusão (PF = 3550°C).
Esquematicamente podemos representar por:
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Tendência do aumento dos pontos de fusão e ebulição dos elementos
 Nota sobrea eletronegatividade:
Por conveniência a eletronegatividade não foi tratada como propriedade periódica neste momento. Não obstante o
fato desta ter um comportamento evidentemente periódico ela será melhor compreendida quando combinada com
os conceitos relacionados às ligações químicas que serão discutidos no próximo capítulo.
 
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