化学选修三纯知识总结归纳适用于新高考.docx
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化学选修三纯知识总结归纳适用于新高考
原子结构和性质
一、原子发现
知识点1 人类探索物质结构的历史
(1)原子结构模型的演变过程:
古代原子学说→道尔顿原子模型→汤姆生原子模型→卢瑟福原子模型→玻尔原子模型→电子云模型。
①德谟克利的古代原子学说:
物质由原子构成,且原子是不可分的微粒;原子的结合和分离是万物变化的根本。
②道尔顿原子模型:
物质由原子组成,且原子为实心球体,不能用物理方法分割;同种原子的质量和性质相同。
③汤姆生原子模型:
原子是一个平均分布着正电荷的粒子,电子镶嵌其中并中和正电荷,使原子呈电中性;原子是可以再分的。
④卢瑟福原子模型:
原子由原子核和核外电子组成。
原子核带正电荷,位于原子的中心并几乎集中了原子的全部质量,电子带负电荷,在原子核周围空间做高速运动。
⑤玻尔原子模型:
电子在原子核外一定轨道上绕核做高速运动。
⑥电子云模型(现代原子结构学说):
现代科学家用量子力学的方法描述核外电子运动,即运用电子云模型描述核外电子的运动。
(2)原子的诞生(现代大爆炸宇宙学理论)
①原子的诞生②宇宙的组成与各元素的含量
二、原子结构
1、
原子结构(初中)
①原子的大部分质量集中在原子核。
②原子核的体积很小,约为整个原子体积的1/1015。
③原子内原子核的密度非常大,约为金属铀的密度(18.07g·cm-3)的5×1012倍。
原子:
核电荷数(Z)=核内质子数(Z)=原子核外电子数
阳离子:
核电荷数(Z)=核内质子数(Z)=核外电子数+n
阴离子:
核电荷数(Z)=核内质子数(Z)=核外电子数-n
质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
2、概念
能层:
原子核外的电子是分层排布的。
根据电子的能量差异,可将核外电子分成不同的能层。
每一能层最多能容纳的电子数不同:
最多容纳的电子数为2n2个。
离核越近的能层具有的能量越低。
第一能层到第七能层分别用K、L、M、N、O、P、Q来表示。
能级:
在多电子的原子中,同一能层的电子,能量也可以不同。
不同能量的电子分成不同的能级。
分别是s、p、d、f等。
在第n层中,能级能量的大小顺序是:
Ens 任一能层的能级总是先从s能级开始,且该能层的能级数等于该能层序数。 如第一层只有一个能级(1s),第二层有两个能级(2s和2p),依此类推。 电子云: 将亿万张电子的位置图像描述在一个空间里所形成的形状。 电子云图中的黑点不代表一个电子,每个黑点表示电子出现过一次。 黑点疏密的程度表示了电子在原子核外出现的概率的大小。 点疏的地方表示电子在那里出现的概率小,点密集的地方表示电子在那里出现的概率大。 离核越近,电子出现的概率越大,电子云越密集。 原子轨道: 电子云的轮廓图称为原子轨道。 原子轨道的形状: s能级原于轨道是球状,认为有一个伸展方向,p能级原子轨道3个相互垂直的纺锤形(哑铃状),有三个伸展方向。 d能级的原子轨道有5个伸展方向,f能级有7个伸展方向。 能层序数n越大,原子轨道的半径越大。 不同能层的同种能级的原子轨道形状相似,只是半径不同。 ns能级各有1个轨道,np能级有3个轨道,nd能级有5个轨道,nf能级有7个轨道。 np能级中的3个原子轨道互相垂直,分别以px、py、pz表示,它们具有相同的能量。 能层、能级和最多容纳电子数之间的关系 原子轨道的形状及能量关系 价电子: 原子核外电子中能够与其他原子的核外电子相互作用形成化学键的电子。 主族元素的价电子就是最外层电子。 副族元素的价电子就是副族原子排布式中最后的两个能级上的电子。 3.基态原子的核外电子排布 (1)核外电子排布式,书写需要遵循能量最低原理: 即电子尽可能地先占有能量低的轨道,然后进入能量高的轨道,使整个原子的能量处于最低状态。 如左图为构造原理示意图,即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图: 例Fe: 1s22s22p63s23p63d64s2Fe2+: 1s22s22p63s23p63d6 Fe3+: 1s22s22p63s23p63d5 可用惰性气体符号代替一部分排布式 例Fe: [Ar]3d64s2Fe2+: [Ar]3d6Fe3+: [Ar]3d5 当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时,体系的能量最低,结构稳定。 为了达到全满(d10、f14)、半满(d5、f7)状态,可以向最近的能量轨道借一个电子。 例如: 24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。 按照能量最低规则应该是1s22s22p63s23p63d44s2,为了达到d5结构,向4s能级接了一个电子,形成的排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。 (2)核外电子排布图,同一个能级上的电子排布情况我们用排布图形式描述: 一个 代表一个原子轨道,↓或↑代表一个电子。 排布情况遵循以下规则: 泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子,且自旋状态相反。 如2s轨道上的电子排布为 ,不能表示为 。 洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时,基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道,且自旋状态相同。 如2p3的电子排布为 ,不能表示为 或 。 4.基态、激发态及光谱示意图 核外电子排布的表示方法 二、原子结构与性质 1.原子结构与周期表的关系 每族元素的电子排布特点 1 主族(1-2列,13-17列) 20族: He: 1s2;其他ns2np6。 3过渡元素(副族和第Ⅷ族,3-12列): (n-1)d1~10ns1~2。 元素周期表的分区根据核外电子排布分区 2.元素周期律 (1)原子半径 ①影响因素 ②变化规律 元素周期表中的同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小;同主族元素从上到下,原子半径逐渐增大。 (2)金属性、非金属性(详见元素周期律) (3)电离能 ①含义 电离能: 气态电中性基态原子失去电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量,符号I,单位kJ·mol-1。 第一电离能: 气态电中性基态原子失去第一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。 I1 第二电离能: 气态电中性基态原子失去第二个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。 I2 ②规律 a.同周期: 第一种元素的第一电离能最小,最后一种元素的第一电离能最大,同周期元素从左向右,元素的第一电离能并不是逐渐增大的,当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时,第一电离能就会反常的大。 一般排布顺序: A< A< A< A< A< A< A<0族。 b.同族元素: 从上至下第一电离能逐渐减小。 c.同种原子: 逐级电离能越来越大(即I1 ③应用 a.判断元素金属性的强弱: 电离能越小,金属原子越容易失去电子,金属性越强;反之越弱。 b.判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能);如果某元素的In+1≫In(In+1/In≥5),则该元素的常见化合价为+n。 如钠元素I2≫I1,所以钠原子的最外层电子数为1,其化合价为+1。 (4)电负性 ①含义: 不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。 元素的电负性越大,表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。 ②标准: 以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准,计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。 ③变化规律 a.金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大于1.8,而位于金属与非金属交界处的元素的电负性则在1.8左右。 b.在元素周期表中,同周期从左至右,元素的电负性逐渐增大,同主族从上至下,元素的电负性逐渐减小。 c.共价化合物中,两种元素电负性差值越大,它们形成共价键的极性就越强。 相差大于1.7形成离子键,相差小于1.7形成共价键。 氢与金属元素都形成离子键。 常见元素的电负性 氢-2.0碳-2.5氮-3.0氧-3.5氟-4.0硅-1.8磷-2.1硫-2.5氯-3.0 (4)对角线规则 在元素周期表中,某些主族元素与的主右下方族元素的有些化学性质是相似的。 例如第二周期和第三周期的非金属元素,电负性第二周期大于第三周期,例如C>P。 分子结构和性质 一、共价键 1.共价键的本质与特征 本质: 共价键的本质是在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。 特征: 具有饱和性和方向性。 2.共价键的分类 (1)σ键与π键的判断 ①由轨道重叠方式判断 “头碰头”重叠为σ键,σ键的特征: 电子云为轴对称,即是以形成化学键的两个原子核的连线为轴作旋转操作,σ键电子云的图形不变。 例如利用电子云描述σ键的形成过程 “肩并肩”重叠为π键。 π键的特征: a.π键电子云为镜像对称,即每个π键的电子云由两块组成,分别位于由两个原子核构成的平面的两侧。 b.π键重叠程度较小,不稳定,容易断裂。 若原子半径大,原子间形成的σ键较长,p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠,难以形成π键 ②由物质的结构式判断 通过物质的结构式可以快速有效地判断共价键的种类及数目。 共价单键全为σ键,双键中有一个σ键和一个π键,三键中有一个σ键和两个π键。 ③由成键轨道类型判断 s轨道形成的共价键全部是σ键;杂化轨道形成的共价键全部为σ键。 数目计算(一般考查有机物) σ键数目=微粒(离子或分子)中原子数减去1 π键数目=共价键数目减去σ键数目 原子形成化学键的数目,一般分子中化合价的绝对值就是化学键数目,有时考虑非极性键的存在。 分子中的共价键数: 共价键数目计算公式=(碳数*4+氢数+氧数*2+氮数*3+卤原子数)/2 (2)极性键与非极性键的判断 看形成共价键的两原子,不同种元素的原子之间形成的是极性共价键,同种元素的原子之间形成的是非极性共价键。 3.键参数 (1)概念 CO2分子中的键角为180°,为直线形分子;SO3分子中的键角为120°,为直线形分子;CH4分子中键角为109°28′,为正四面体形分子,NH3分子中的键角为107°,为三角锥(四面体)分子;H2O分子中键角为105°,为V形分子。 结构相似的物质键角会相似,但是因为半径问题会有所减小。 (2)键参数对分子性质的影响 键能越大,键长越短,分子越稳定。 3.配位键和配合物 (1)配位键由一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共用电子对。 属于共价键,多数属于σ键。 (2)配位键的表示方法用A→B表示,其中A表示提供孤对电子的原子,B表示接受共用电子对的原子。 (3)配位化合物 ①定义: 金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。 ②形成条件: ③组成: [Cu(OH)4]2-的结构可用示意图表示为 中心原子: 配合物的中心原子一般都是带正电的阳离子,过渡金属离子最常见。 b配位体: 配位体可以是阴离子,如X-(卤素离子)、OH-、SCN-、CN-、RCOO-(羧酸根离子)、C2O42-、PO43-等;也可以是中性分子,如H2O、NH3、CO、醇、胺、醚等。 配位体中直接同中心原子配合的原子叫做配位原子。 配位原子必须是含有孤对电子的原子,如NH3中的N原子,H2O分子中的O原子,配位原子常是ⅤA、ⅥA、ⅦA主族的元素的原子。 c配位数: 直接同中心原子配位的原子数目叫中心原子的配位数。 如[Fe(CN)6]4+中Fe2+的配位数为6。 一般配位数等于配体数,但有些配体有两个配位原子,配位数就不等于配体数 判断存在某个原子的价电子数小于形成共价键数目,该原子存在共价键 (4)配合物的性质 ①配合物中,中心原子在配位体的影响下,其价层轨道进行杂化,配位原子的孤对电子进入中心原子的空轨道产生强的作用,因而配合物有较强的稳定性。 配位键越强,配合物越稳定。 一般情况下,中心原子的半径越大,中心原子所带电荷越多,配位原子半径越大,配位键越强。 ②配合物溶于水后难电离,即内界的离子和分子不容易电离出来,但是内界离子或分子会因为某些性质参与反应,从而破坏了配合化合物。 例[Ag(NH3)2]++2H+===Ag++2NH4+(表示NH3更容易与H+结合生成NH4+) 三、分子的立体结构 1、分子立体结构的测定: 分子中原子不是固定不动的,而是不断地振动着的。 所谓分子立体结构其实只是分子中的原子处于平衡位置时的模型。 当一束红外线透过分子时,分子会吸收跟它的某些化学键的振动频率相同的红外线,再记录到图谱上呈现吸收峰。 通过计算机模拟,可以得知各吸收峰是由哪一个化学键、哪种振动方式引起的,结合这些信息,可分析出分子的立体结构。 分子的立体结构与其稳定性有关。 如C6H12有船式和椅式两种空间构型,其中椅式结构更稳定。 2、价层电子对互斥理论(VSEPR) (1)理论要点 ①价层电子对在空间上彼此相距最远时,排斥力最小,体系的能量最低。 ②价层电子对排斥力度比较: 孤电子对间>孤电子对与成键电子>成键电子间。 孤电子对越多,对成键电子对排斥力越强,键角越小。 (2)判断分子或离子立体构型“三步曲”--------针对ABn型分子或离子 第一步: 确定中心原子的σ键数目,一般一个中心原子周围原子的数目就是σ键数目 第二步: 确定中心原子上的孤电子对数ABn型中A是中心原子,B是周围原子。 a为中心原子的价电子数减去离子所带正电荷数或加上所带负电荷,b为周围原子达到8电子或2电子稳定结构时需要的电子数,x为周围原子个数。 如NH 的中心原子为N,a=5-1,b=1,x=4,所以中心原子孤电子对数= (a-xb)= ×(4-4×1)=0。 第三步: 确定价层电子对的立体构型 价层电子对数=孤电子对数+σ键 由于价层电子对之间的相互排斥作用,它们趋向于尽可能的相互远离,这样已知价层电子对的数目,依照表格就可以确定VSEPR构型的立体构型(电子对立体构型)。 根据成键电子对数和孤电子对数,依照表格可以确定相应的较稳定的分子立体 构型。 如NH4+的成键电子+孤电子对为4+0,所以分子构型为正四面体形,VSEPR构型为正四面体形。 试题中有时候会说几何构型、立体构型,跟分子构型一个意思。 (3)孤电子对对键角影响的理论解释 中心原子上有孤电子对(价电子中未参加形成共价键的电子对),会占据中心原子周围空间,与成键电子互相排斥,使分子的空间结构发生变化,键角也相应变化如: H2O的VSEPR构型为正四面体形,俩价层电子和中心原子构成的夹角是109°28′,但氧原子上的两对孤电子对,且孤电子对对成键电子对排除力度大,会使两个成键电子相互靠拢,所以化学键键角会变小从而小于109°28′,变成105°。 NH3分子中氮原子上有一对孤电子对,且孤电子对对成键电子对排除力度大,会使成键电子相互靠拢,所以化学键键角会变小,NH3化学键键角会小于109°28′,变成107°。 H2O和H2S的VSEPR构型为正四面体形,两个成键电子对和孤电子对。 氧的半径比硫要小,氧的孤电子对对成键电子排斥力力度更大,所以H2O的键角会比H2S要大。 2.杂化轨道理论 (1)杂化轨道概念: 在外界条件的影响下,原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化,组合后形成的一组新的原子轨道,叫杂化原子轨道,简称杂化轨道。 每个轨道都是有1/2s轨道和1/2p轨道构成 每个轨道都是有1/3s轨道和2/3p轨道构成 每个轨道都是有1/4s轨道和3/4p轨道构成 (2)形成甲烷分子时碳原子中sp3杂化轨道的形成过程: 在形成CH4分子时,由于碳原子的一个2s电子可被激发到2p空轨道,一个2s轨道和三个2p轨道杂化形成四个能量相等的sp3杂化轨道。 四个sp3杂化轨道分别与四个H原子的1s轨道重叠成键形成CH4分子,所以四个C—H是等同的。 可表示为: (3)杂化轨道判断方法(一般情况下,二原子分子不用,二原子离子可以用) 无机物: 中心原子的价成电子对数为2就是sp,为3就是sp2,为4就是sp3; 有机物: 碳元素: σ键数目为2就是sp,为3就是sp2,为4就是sp3; 氧元素: 形成2个单键就是sp3,形成1个双键就是sp2; 氮元素: σ键数目为1就是sp,为2就是sp2,为3就是sp3; (4)乙烯和苯环的结构 ①乙烯的结构: 乙烯分子中的碳原子的原子轨道采用sp2杂化。 其中两个碳原子间各用一个sp2杂化轨道形成一个σ键,用两个sp2杂化轨道与氢原子形成σ键,两个碳原子各用一个未参加杂化的2p原子轨道形成π键。 ②苯环结构中的大π键: 苯环分子中的碳原子的原子轨道采用了sp2杂化。 每个碳原子上的三个sp2杂化轨道分别与两个相邻的碳原子和一个氢原子形成三个σ键并形成六碳环,每个碳原子上的未杂化2p轨道采用“肩并肩”的方式重叠形成大π键。 大π键的形成使苯环的所用原子处于同一平面,且结构稳。 三、分子性质 1、等电子体 ①等电子体: 原子总数相同、价电子总数相同的粒子互称为等电子体。 如N2和CO、O3与SO2是等电子体,但N2与C2H2不是等电子体。 ②等电子原理: 等电子体具有相似的化学键特征,它们的许多性质相近,此原理称为等电子原理,例如CO和N2的熔沸点、溶解性等都非常相近。 根据已知的一些分子的结构推测另一些与它等电子的微粒的立体结构,并推测其物理性质。 ③常见的等电子体: 微粒 通式 价电子总数 立体构型 CO2、CNS-、NO 、N AX2 16e- 直线形 CO 、NO 、SO3 AX3 24e- 平面三角形 SO2、O3、NO AX2 18e- V形 SO 、PO AX4 32e- 正四面体形 PO 、SO 、ClO AX3 26e- 三角锥形 CO、N2 AX 10e- 直线形 CH4、NH AX4 8e- 正四面体形 书写方法 选择其中一个或多个原子进行在元素周期表上的位置移动左移转换元素符号,并在加上移动格数的负电荷,右移转换元素符号,并在加上移动格数的正电荷;上下移动只是转换元素符号,没有电荷的加减。 尽量写常见的物质。 例如: CO等电子体,可以是N2,就是C、O分别向右和向左移动一格整体不加电荷。 O3的等电子体,可以是SO2,就是将其中一个O向下移动一格。 例: 写出下列结构的等电子体,每个写三个。 (1)CO32-: →SiO32-→AlO33-→AlCl3→NO3-→SiO32- (2)CO2: →BO2-→AlO2-→OCN-→SCN-→CS2 (3)SO42-: →SCl42+→SiCl4→CCl4→ClO4-→S2O32- 2、分子间作用力 (1)概念物质分子之间普遍存在的相互作用力,称为分子间作用力。 (2)分类分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。 (3)强弱范德华力<氢键<化学键。 (4)范德华力 范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。 范德华力越强,物质的熔点、沸点越高,硬度越大。 一般来说,组成和结构相似的物质,随着相对分子质量的增加,范德华力逐渐增大。 分子的极性越强,范德华力越大。 (5)氢键 ①形成: 已经与N或O或F原子形成共价键的氢原子与另一个分子中的N或O或F原子之间的作用力,称为氢键。 即含有-NH-、-NH2、-OH结构的分子和HF分子,这些分子可以形成氢键 ②表示方法A—H…B ③特征具有一定的方向性和饱和性。 ④分类氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。 4氢键对物质性质的影响 主要表现为使物质的熔、沸点升高,对电离和溶解度等产生影响。 氢键的存在使分子间因氢键而发生“缔合”,形成“缔合分子”。 如相当多的H2O分子、HF分子“缔合”而形成(H2O)n分子、(HF)n分子(“缔合分子”)。 b氢键的存在引起密度的变化。 水结冰时体积膨胀、密度减小也是水的反常性质,这一性质也可用氢键解释: 在水蒸气中水以单个的水分子形式存在;在液态水中,通常是几个水分子通过氢键结合,形成(H2O)n分子;在固态水(冰)中,水分子大范围地以氢键互相联结,成为疏松的晶体,因在冰的结构中有许多空隙,造成体积膨胀,密度减小,所以冰会浮在水面上(水的这种性质对水生动物生存有重要的意义)。 c氢键的存在大大增强了分子间作用力,引起物质的熔、沸点反常。 分子内氢键的形成减弱了分子间的相互作用,而分子间氢键则增大了分子间的相互作用。 d氢键影响物质的溶解性。 如果溶质与溶剂之间能形成氢键,则溶解度增大,且氢键作用力越大,溶解性越好。 3.分子的极性 类型 非极性分子 极性分子 形成原因 正电几何中心和负电几何中心重合的分子 正电几何中心和负电几何中心不重合的分子 存在的共价键 非极性键或极性键 非极性键或极性键 分子内原子排列 对称 不对称 分子的共价键的极性与分子极性的关系可总结如下: 4、分子的溶解性 ①“相似相溶”的规律: 非极性溶质一般能溶于非极性溶剂,极性溶质一般能溶于极性溶剂。 若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键,则溶质的溶解度增大。 ②随着溶质分子中憎水基个数的增大,溶质在水中的溶解度减小。 如甲醇、乙醇和水以任意比互溶,而戊醇在水中的溶解度明显减小。 5、分子的手性 ①手性异构: 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子,如同左手和右手一样互为镜像,在三维空间里不能重叠的现象。 ②手性分子: 具有手性异构体的分子。 ③手性碳原子: 在有机物分子中,连有四个不同基团或原子的碳原子。 含有手性碳原子的分子是手性分子,如 6、无机含氧酸分子的酸性: 比较: 无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn,如果成酸元素R相同,则n值越大,酸性越强,如酸性: HClO 解释原因: 无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn,如果成酸元素R相同,R的正电性(化合价)越高,使R—O—H中O的电子向R偏移,在水分子的作用下-OH越易电离出H+,酸性越强。 晶体 一、晶体的基本知识及常见四种晶体 1、晶体 (1)晶体与非晶体的比较 注: 自范性就是形成封闭的、有规则的多面体外形 (2)常见的晶体和非晶体: ①晶体: 食盐(离子化合物的固态一般为晶体)、冰、金属、宝石、水晶、大部分矿石。 ②非晶体: 玻璃及玻璃态物质、橡胶、石蜡。 (3)得到晶体的三条途径 ①熔融态物质凝固。 ②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。 ③溶质从溶液中析出。 (3)晶体的基本常识 ①晶胞: 描述晶体结构的基本单元,但不是最小单元,考试多采用平行四棱柱。 ②晶体中晶胞的排列——无隙并置 a.无隙: 相邻晶胞之间没有任何间隙。 晶胞和晶胞之间会公用一个面和几个点。 b.并置: 所有晶胞平行排列、取向相同。 晶体还具备: 均一性、对称性、最小内能、稳定性。 2、四种晶体类型的比较表 3、晶体熔沸点的比较方法 (1)不同类型晶体熔、沸点的比较 ①不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律: 原子晶体>离子晶体>分子晶体。 ②金属晶体的熔、沸点差别很大,如钨、铂等熔、沸点很高,汞、铯等熔、沸点很低。 (2)离子晶体: 一般熔沸点在700℃~1200℃ ①一般地说,阴、阳离子的电荷数越多,离子半径越小,则离子间的作用力就越强,其离子晶体的熔、沸点就越高,如熔点: MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。 ②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。 晶格能越大,形成的离子晶体越稳定,熔点越高,硬度越大。 (3)分子晶体: 一般熔沸点在500℃以下 ①分子间作用力越大,物质的熔、沸点
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