Fundamentos Química e Água

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BIOQUÍMICA
JUAZEIRO, BA
2017
Prof. MSc. Suzana Vieira Rabêlo
FACULDADE SÃO FRANCISCO DE JUAZEIRO
Prof. MSc. Suzana Vieira Rabêlo
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• A matéria é composta
principalmente pelos
elementos mais leves: os
4 elementos mais
abundantes são H, O, N e
C (99% da massa da
maioria das células).
• Outros elementos 
importantes:
K, Na, Cl, Mg / Fe / I
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• A matéria é composta
principalmente pelos
elementos mais leves: os
4 elementos mais
abundantes são H, O, N e
C (99% da massa da
maioria das células).
• Outros elementos 
importantes:
K, Na, Cl, Mg / Fe / I
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ÍONS
Ânions
Cátions X
3 elétrons
+
5 elétrons
-Átomo Neutro
Metais
Não-metais
Ânions
Cátions X
3 elétrons
+
5 elétrons
-
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• Três tipos de ligações são resultantes de três formas de combinação entre três
diferentes tipos de átomos:
• Metal + não-metal Ligação Iônica
• Metal + metal Ligação metálica
• Não-metal + não-metal Ligação covalente
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• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um
não-metal.
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CALCITA
Os íons empilham-se em estruturas cristalinas regulares. Os sólidos iônicos tem, 
tipicamente, altos pontos de fusão e de ebulição e são quebradiços. A interação 
coulômbica entre os íons em um sólido é grande quando os íons são pequenos e 
tem carga alta.
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• Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um
não-metal.
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• Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre
dois átomos. Normalmente encontrada entre elementos não-
metálicos.
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• Ligações C-C: mais importantes para a bioquímica, pois são mais estáveis.
• Os átomos de carbono unidos covalentemente podem formar cadeias lineares, ramificadas,
cíclicas, etc.
• Grupos funcionais: adicionados aos esqueletos carbônicos, conferem propriedades químicas
específicas às moléculas formadas.
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• Grupos Funcionais importantes:
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• Grupos Funcionais importantes:
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Muitas moléculas são polifuncionais:
• Estrutura 3D: o arranjo espacial 3D dos átomos de uma
biomolécula é também muito importante.
• Mudança de conformação Mudança de função/
atividade
• Os compostos de C podem ter várias estruturas 3D,
mas apenas uma delas é biologicamente ativa. Toda a
bioquímica é 3D.
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Muitas moléculas são polifuncionais:
• Estrutura 3D: o arranjo espacial 3D dos átomos de uma
biomolécula é também muito importante.
• Mudança de conformação Mudança de função/
atividade
• Os compostos de C podem ter várias estruturas 3D,
mas apenas uma delas é biologicamente ativa. Toda a
bioquímica é 3D.
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• A forma 3D das biomoléculas é importante para suas interações.
•
• Ex: ligações de um substrato ao sítio catalítico da enzima; ligação hormônio-receptor; ligação antígeno-
anticorpo, etc.
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• A forma 3D das biomoléculas é importante para suas interações.
•
• Ex: ligações de um substrato ao sítio catalítico da enzima; ligação hormônio-receptor; ligação antígeno-
anticorpo, etc.
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Sistema RS
As diferentes atividades biológicas dos estereoisômeros está relacionada com a quiralidade, ou seja, com os 
diferentes arranjos espaciais das moléculas.
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Moléculas quirais: 
presentes no organismo apenas em uma de suas formas quirais. 
Ex: Os aa só existem como isômeros L, a glicose na forma D.
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Efeitos da Eletronegatividade:
• Ligação apolar. Ex: C-C
• Ligação polar. Ex: C-O
• Ligação iônica. Ex: NaCl
• Pontes de hidrogênio
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Polaridade
• A polaridade como um todo de uma molécula depende de sua geometria 
molecular.
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Polaridade
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FORÇAS INTERMOLECULARES
Comparação
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FORÇAS INTERMOLECULARES
Íon-Dipolo
• A interação entre um íon e um dipolo (por exemplo, água) – soluções;
• A hidratação é o resultado da interação entre o íon e as cargas parciais da
molécula polar da água.
• Quanto maior a carga do íon ou a magnitude do momento dipolo maior será a
intensidade da força;
• A mais forte de todas as forças intermoleculares.
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FORÇAS INTERMOLECULARES
Íon-Dipolo
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FORÇAS INTERMOLECULARES
Dipolo - Dipolo
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FORÇAS INTERMOLECULARES
Forças de Dispersão de London
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FORÇAS INTERMOLECULARES
Forças de Dispersão de London
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FORÇAS INTERMOLECULARES
Ligação de Hidrogênio
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FORÇAS INTERMOLECULARES
Intensidade das Forças
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Quando um fato parecido acontece, as
células são transformadas em
microscópicos cristais de gelo, e então as
células são completamente destruídas.
Depois que as mãos e os pés iniciam os
estados de congelamento, a temperatura
central do corpo cai e o coração, os
pulmões, os órgãos internos do abdômen,
o cérebro, começam a esfriar e fica muito
difícil desempenhar suas funções. Nesse
período, o mais provável é que o paciente
não resista e morra.
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Capacidade Calorífica
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A água forma pontes de hidrogênio com
solutos polares
Aceptor de hidrogênio
Doador de hidrogênio
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O aceptor de hidrogênio é, geralmente, um oxigênio ou nitrogênio
O hidrogênio doador está sempre ligado a um átomo eletronegativo (O, N, S)
A ligação C—H não é suficientemente polar para formar pontes de hidrogênio
Alcoóis, aldeídos, cetonas e compostosque contenham o grupamento N—H e
tendem a ser solúveis
Molécula Ponto de
ebulição (oC)
Butanol 117
Butano -0,5
A água forma pontes de hidrogênio com
solutos polares
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Pontes de Hidrogênio comuns em sistemas 
biológicos
Entre grupamentos
peptídicos em
polipeptídeos
Entre hidroxila 
de um álcool e a 
água
Entre a carbonila
de uma cetona e 
a água
adenina
Entre bases 
complementares 
do DNA
timina
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Alguns exemplos de moléculas polares, 
apolares e anfipáticas (pH: 7,0)
Glicose
(açúcar de 
6 carbonos)
Glicina 
(aminoácido)
Aspartato
(aminoácido)
Lactato
Glicerol
Uma cêra 
típica
Fenilalanina
(aminoácido)
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Alguns exemplos de moléculas polares, 
apolares e anfipáticas (pH: 7,0)
Fosfatidil 
colina
(fosfolipídio 
de 
membrana)
Grupamentos 
polares
Grupamentos 
apolares
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Compostos Anfipáticos em Solução Aquosa
Cauda 
Hidrofóbica
(alquila)
Moléculas de água à volta 
da cauda hidrofóbica
Agregados de 
moléculas de 
água na “bulk 
phase”
“Cabeça”
hidrofílica
As moléculas de água em contato
com a cauda apolar de
(hidrocarboneto) ficam com sua
capacidade de formar pontes de H
sub-otimizada.
Isso leva a um aumento da
quantidade de pontes de H água—
água na região circundante a cauda
apolar
Ou seja, nessa região a água se
torna mais organizada, mais
parecida com o gelo.
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Comportamento dos Lipídios em meio aquoso
Lipídeos dispersos 
em água
Agregados de 
moléculas lipídicas
(monocamada)
Micela
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Soluções 
Iônicas
Soluções 
Moleculares
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Os solutos alteram as propriedades coligativas da água
Formação
de gelo
evaporação evaporação
Na água pura todas as
moléculas na superfície
contribuem para a
pressão d vapor, e todas
as moléculas da fase
líquida contribuem para
a formação de gelo
Nessa solução a concentração
efetiva de água é reduzida. O
soluto (de alto ponto d e
ebulição ex.: Na+) segura as
moléculas de água de sua
camada de solvatação,
dificultando tanto a
evaporação quanto a
formação de gelo
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Osmose e Pressão osmótica
Osmose é o movimento de água através
de uma membrana semipermeável
causado por diferença na pressão
osmótica entre os lados da membrana
Água 
pura
Soluto não permeante 
dissolvido em água
Membrana 
semipermeável
Embolo
Estado 
inicial
Estado 
final
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Efeito da osmolaridade do 
meio no movimento da água 
através da membrana de 
uma célula
Solutos extracelulares Solutos intracelulares
Meio hipertônico –
a água sai, a célula 
crena
Meio isotônico - a 
quantidade de água que 
entra é igual a que sai
Meio hipotônico –
a água entra, a 
célula incha até 
arrebentar
A membrana celular é mais permeável a
água do que aos seus solutos
Plantas usam pressão osmótica para
conseguir rigidez mecânica
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Sódio no organismo
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HIDRATAÇÃO
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Equilíbrio Hidroeletrolítico
LER: Págs 250 à 267
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Soluções
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O Próton H+
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Teorias ácido-base
1- Teoria de Arrhenius
O que é um ácido segundo Arrhenius?
Segundo Arrhenius, um ácido em água ioniza formando H3O
+
como único íon positivo.
Exemplo:
Ionização: é a formação de íons partindo de composto
covalente (ácido). É sempre fenômeno químico.
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Teorias ácido-base
1- Teoria de Arrhenius
O que é uma base segundo Arrhenius?
Segundo Arrhenius, uma base em água, dissocia, liberando OH-
como único íon negativo.
Exemplo:
Dissocioação: é a separação de íons de um composto iônico.
É sempre fenômeno físico. Ácidos e bases são eletrólitos,
isto é, capazes de conduzir eletricidade em condições
adequadas.
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Teorias ácido-base
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Teorias ácido-base
Os conceitos de Arrhenius referem-se a um 
solvente em particular: a água.
Porém, em solventes como a amônia líquida, por exemplo, 
ácidos e bases apresentavam o mesmo comportamento mas não 
podiam ser enquadrados na definição.
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Teorias ácido-base
2- Teoria de Brönsted/Lowry
O que é um ácido e uma base segundo de Brönsted/Lowry? 
Ácido: substância que doa próton (H+)
Base: substância que recebe próton (H+)
Exemplos:
Quais são os pares ácido-base
conjugados?
Os conceitos de Brönsted/Lowry limitam-se às substâncias 
que doam e recebem apenas prótons (H+).
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Teorias ácido-base
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Auto-ionização da água
H20
K = ________
[H20]
[H+] [OH-] = 1,8 x 10-16
H+ + OH-D
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Conceito de Kw
Massa molar
da água 
(g/mol)
H – 1
O – 16
H2O – 18
[H20] = ? mol/L
(mols por litro)
18 g – 1 mol
1000 g (1 L) – x mol
X = 1000 / 18 
X = 55,5 mol / L
[H20] = 55,5 mol/L
Densidade 
da água
(g/mL)
1 g/mL
1000 g/L
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Conceito de Kw
1,8 x 10-16 = ________
[H20]
[H+] [OH-]
1,8 x 10-16 = ________
55,5
[H+] [OH-]
A [H20] é sempre 
= 55,5 mol/ L
Reorganizando a 
equação, temos:
1,8 x 10-16 x 55,5 = [H+] [OH-]
Kw = 1,0 x 10
-14 = [H+] [OH-]
Kw = 10
-14 = [H+] [OH-]
Calculando o 
produto no 
primeiro membro 
da equação:
O produto entre as 
concentrações de H+
e OH- é sempre igual 
a 10-14
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Conceito de Kw
Constante de dissociação da água
Kw = 10
-14 = [H+] [OH-]
O produto entre as 
concentrações de H+
e OH- é sempre igual 
a 10-14
cC
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Escala de pH
Para evitar a utilização de números muito pequenos e 
de notação exponencial estabeleceu-se o uso do termo 
p
Que significa “menos logaritmo de... ”
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Escala de pH
Ex.:
[H+] = 0,0000001 M = 1,0 x 10-7
log [H+] = -7
pH = -log[H+] = 7
pH, então, significa 
“logaritmo negativo” da concentração de H+
OBS - É mais correto dizer “o simétrico do logaritmo da concentração de H+”
C
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Definição de pH
pH é o “logaritmo negativo” da 
concentração de H+C c
pH = -log[H+]
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Relações entre [H+], [OH-], pH e pOH
[H+] mol/L pH [OH-] mol/L pOH
1 (1 x 100) 0 1 x 10-14 14
1 x 10-1 1 1 x 10-13 13
1 x 10-2 2 1 x 10-12 12
1 x 10-3 3 1 x 10-11 11
1 x 10-4 4 1 x 10-10 10
1 x 10-5 5 1 x 10-9 9
1 x 10-6 6 1 x 10-8 8
1 x 10-7 7 1 x 10-7 7
1 x 10-8 8 1 x 10-6 6
1 x 10-9 9 1 x 10-5 5
1 x 10-10 10 1 x 10-4 4
1 x 10-11 11 1 x 10-3 3
1 x 10-12 12 1 x 10-2 2
1 x 10-13 13 1 x 10-1 1
1 x 10-14 14 1 (1 x 100) 0
ácido
neutro
básico
(ou alcalino)
[H+] x [OH-] é sempre igual a 10-14
pH + pOH é sempre igual a 14
Em pH 7 a [H+] é igual a [OH-] 
por isso esse valor é considerado 
neutro
Em pH < 7 a [H+] é maior que a 
[OH-] por isso esses valores é 
considerados ácidos
Em pH > 7 a [OH-] é maior que a 
[H+] por isso esses valores é 
considerados ácidos
OBSERVAÇÕES
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Força dos Ácidos
Ácido forte se dissocia totalmente
quando dissolvido em água. 
Ex.: Ácido clorídrico
HCl g H+(aq) + Cl-(aq)
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Força dos Ácidos
Na dissociação de um ácido fraco o ácido e sua
base conjugada coexistem em equilíbrio dinâmico
Ácido:
Ácido acético
Base conjugada:
Íon (ânion) acetato
C
Ácido fraco se dissocia parcialmente 
quando dissolvido em água. 
Ex.: Ácido acético
HAc D Ac- (aq) + H+(aq)
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Ka e pKa Como a [H2O] é
praticamente constante e
igual a 55,5 mol/L.
Podemos “embutir” na
constante K
transformando-a em Ka
[CH3—COO
-] [H+]
[CH3—COOH] [H2O]
__________________K =
pKa = -logKa
Para o ácido acético:
Ka = 1,74 x 10
-5
pKa = -log (Ka)
pKa = -log (1,74 x 10-5)
[CH3—COO
-] [H+]
[CH3—COOH]
_______________Ka =
Constante de dissociação 
Constante de 
dissociação 
com a 
concentração 
de água 
“embutida”
-log da 
constante de 
dissociação
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Constantes de dissociação de alguns ácidos fracos 
importantes em bioquímica
Ácido Ka pKa
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Experimento 1
Observar explicar as mudanças ocorridas
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Tampões
• Tampões contra mudanças de pH em sistemas biológicos
 O comportamento bioquímico de muitos compostos depende das suas propriedades ácido-básicas
 O íon hidrogênio (H+) é o íon mais importante nos sistemas biológicos, quase todos os processos são
dependentes do pH
 A [H+] nas células e líquidos biológicos influencia a velocidade das reações químicas, a forma e
função das enzimas assim como de outras proteínas celulares e a integridade das células.
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Tampões
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Tampões
• Água: controle da acidez dentro da célula por meio de tampões
• Uma solução-tampão consiste de uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada
• Tendem a resistir a mudanças de pH após adição de pequenas quantidades de ácido ou de base forte
• Muitas reações biológicas ocorrerão somente se o pH estiver dentro de limites bastante estreitos
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Auto-ionização da água
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Tampões
 As propriedades ácido-básicas da água exercem um importante papel nos processos biológicos
devido à função da água como solvente
 Macromoléculas biológicas importantes perdem sua atividade em extremos de pH
 Equação de Henderson-Hasselbalch: expressão que relaciona pH, pKa e concentração do
tampão
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 Os líquidos biológicos são soluções tamponadas, pois não suportam soluções muito ácidas ou 
básicas, a não ser em casos especiais como o suco gástrico e a bílis.
 Por quê ao se adicionar pequenas quantidades de ácido ou de base ao sistema tampão, o pH 
varia pouco?
 O sistema tampão é utilizado para manter o pH fisiológico constante, em torno de 7,2 a 7,4.
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O pH do sangue tem caráter básico, variando de 7,35 a 7,45, sendo o sangue venoso
mais ácido que o arterial por conta da maior concentração de CO2. A redução do pH
sanguíneo para abaixo de 7,35 é chamada de acidose, enquanto que a elevação para
acima de 7,45 é uma alcalose, ambos processos anormais e com mais de uma causa
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pH e CO2
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CORRELAÇÕES CLÍNICAS
 A água constitui um importante produto final do metabolismo oxidativo dos alimentos
 Homeostase: distribuição da água no corpo, manutenção do pH, concentração de eletrólitos
 Regulação do balanço hídrico
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CORRELAÇÕES CLÍNICAS
 Diabetes insipidus
• Sede intensa
• Grande ingestão de água
• Incapacidade de concentrar urina ou 
responder a variações na osmolaridade
do fluido extracelular
• Tratamento
 Distúrbios do equilíbrio ácido-base: diagnóstico
• Medida do pH do sangue arterial
• Conteúdo de CO2 no sangue venoso
 Acidose: cetoacidose diabética e acidose lática
 Alcalose: vômito de conteúdos gástricos acídicos
ou tratamento com diuréticos
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Equilíbrio Hidroeletrolítico
LER: Págs 250 à 267
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