Dossier 2

Profesorado de Educación Secundaria en la modalidad Técnico Profesional
QUÍMICA
UNIDAD 3
Elementos Químicos
En la actualidad se conocen cerca de tres millones de sustancias químicas
diferentes. De ellas, sólo un centenar son sustancias simples; las restantes, son
compuestas. Tanto las sustancias compuestas como las simples se forman a
partir de unidades químicas fundamentales que se denominan elementos
químicos.
Así, el agua está formada por los elementos hidrógeno y oxígeno, el
óxido de hierro por oxígeno y hierro, la sal común por cloro y sodio, el oxígeno
por oxígeno, el hidrógeno por hidrógeno, etcétera. Como podemos observar,
las sustancias simples se designan generalmente con el mismo nombre del
elemento que las origina.
Los elementos químicos conocidos son 105, de los cuales son naturales y
los restantes artificiales, es decir, obtenidos por el hombre en el laboratorio.
Los nombres con que se designan los distintos elementos se deben a
diversas razones, tales como:
a) alguna propiedad importante del elemento, como en los casos del bromo
(mal olor), bario (pesado), cloro (verde claro), cromo (colorado), hidrógeno
(engendra agua), fósforo (lleva luz), oxígeno (forma óxidos), etcétera.
b) el nombre del país del cual es originario o donde ha sido descubierto:
germanio por Germania-Alemania; galio por las Galias-Francia; magnesio
por Magnesia (región del Asia Menor); hafnio por Hafnia- Copenhague.
c)
el astro al que han sido dedicados. Así, se nombran teluro por la Tierra;
uranio por Urano; helio por el Sol, etcétera.
d) en homenaje a destacados investigadores, como sucede con Curio por
Curie; einstenio por Einstein; mendelevio por Mendeleiev; fermio por
Fermi.
¿Como se representan los elementos químicos?
Los elementos químicos se representan por medio de abreviaturas
convencionales, llamadas símbolos. Estas abreviaturas se forman con la inicial
en mayúscula del nombre griego o latino, seguida por una minúscula cuando es
necesario diferenciarlo de otro con la misma inicial. Así, el símbolo del carbono
es C; del cobre, Cu; del cobalto, Co; del calcio, Ca; del cesio, Cs; del nitrógeno, N;
del sodio, Na; del níquel, Ni, etc.
En el caso de elementos cuyo nombre comienza con la letra A, se ha
establecido que el símbolo esté formado por dos letras para diferenciarlos de
símbolos usados con otros fines (Argón, Ar; Astato, At; Aluminio, Al; americio,
Am; plata, Ag; oro, Au; arsénico, As). También en la actualidad se ha convenido
que todo nuevo elemento que se obtenga esté formado por dos letras
(Laurencio, Lw); kurchatovio, Ku; hafnio, Hí).
Clasificación de los Elementos Químicos
Al examinar las propiedades de los distintos elementos químicos, se ha
observado que pueden clasificarse en tres grandes grupos, a saber: metales, no
metales y gases inertes.
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
Entre los metales se pueden mencionar: sodio (Na), potasio (K), calcio (Ca),
hierro (Fe), aluminio (Al), oro (Au), plata (Ag), cinc (Zn), cobalto (Co)* cromo
(Cr), níquel (Ni), mercurio (Hg), magnesio (Mg), manganeso (Mn), platino
(Pt), plomo (Pb), estaño (Sn), litio (Li), etc.

Los principales no metales son: carbono (C), nitrógeno (N), oxígeno (O),
hidrógeno (H), flúor (F), silicio (Si)^fósforo (P), azufre (S), cloro (Cl), arsénico
(As), bromo (Br), yodo (I), etc.

Los gases inertes son: helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón
(Xe) y radón (Rn). También se los denomina gases raros o gases nobles.-
Las principales propiedades físicas y químicas de cada grupo se resumen en el
siguiente cuadro:
QUÍMICAS
FÍSICAS
PROP.
METALES
NO METALES
GASES INERTES
Son buenos
Son malos
Son malos
conductores del calor conductores del calor conductores del calor
y la electricidad
y la electricidad.
y la electricidad.
Son sólidos a
temperatura
ambiente (20 ºC), a
excepción del
mercurio que es
líquido.
Algunos son sólidos a
20 ºC, como C, S, I,
Son gases a
etc.; el bromo es
temperatura
líquido y otros son
ambiente.
gases como O., H, N,
F, y Cl.
Poseen brillo
característico.
No presentan brillo.
Moléculas
monoatómicas.
Moléculas bi o
poliatómicas.
Son dúctiles y
maleables.
Son quebradizos en
estado sólido.
Forman iones
positivos (cationes)
Se combinan
fácilmente con el
oxígeno para formar
óxidos básicos.
Forman iones
negativos (aniones).
Se combinan
dificultosamente con
el hidrógeno
formando hidruros
metálicos.
Se combinan
fácilmente con el
hidrógeno para
formar hidruros no
metálicos.
Se Combinan con el
oxígeno para formar
óxidos ácidos.
Moléculas
monoatómicas.
No se ionizan.
Se caracterizan por
su
casi
total
inactividad química.
Prácticamente no se
combinan con otros
elementos.
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¿Cómo se distribuyen los elementos en la Naturaleza?
Al estudiar la distribución de los elementos químicos en nuestro planeta
Tierra se debe considerar por separado la parte sólida o geosfera, la porción
líquida o hidrosfera y la fase gaseosa o atmósfera.

Con respecto a la geosfera o litosfera, sólo se conoce la composición de la
corteza terrestre hasta una profundidad de 32 km. La masa correspondiente
a cada uno de los elementos muestra un marcado predominio del oxígeno
(49,2%), luego le siguen el silicio (25,7%), aluminio (7,5%), hierro (4,7%),
calcio (3,4%), sodio (2,8%), potasio (2,6%), magnesio (1,7%), hidrógeno
(0,9%), quedando para el resto de los elementos naturales sólo el 1,5%.

En cuanto a la hidrosfera, constituida por el agua de mar y las sales
disueltas en ella, la masa que ocupa cada elemento evidencia el predominio
casi absoluto del oxígeno (90,53%), siguiendo luego el hidrógeno (5,69%),
cloro (2,44%), sodio (1,06%) y magnesio (0,28%).

Con relación a la atmósfera, interesa la capa más próxima a la corteza
terrestre, llamada troposfera, pues en ella se desarrolla la vida humana. La
masa de aire que compone la troposfera está constituida principalmente
por nitrógeno (75,7%), siguiendo el oxígeno (23,29%) y se completa con una
pequeña cantidad de otros gases (1,01%), tales como dióxido de carbono,
argón, helio, neón, vapor de agua, etc.
En estas consideraciones es importante tener en cuenta que los datos
proporcionados corresponden al porcentaje de la masa de los elementos
químicos y no a otras magnitudes como volumen, número de átomos, etc.
Número Atómico y Másico
Como ya sabemos un elemento químico tiene un nombre propio y un
símbolo que lo representa, pero además tiene dos números que permiten su
identificación.
El número atómico, que se representa con Z, indica la cantidad de
protones que tiene un átomo. Todos los átomos de un elemento químico
tienen igual Z. Además como todo átomo es eléctricamente neutro Z también
indica en número de electrones que debe ser igual al de protones.
Por ejemplo: cloro; símbolo: Cl; Z=17. Es decir que todos los átomos de
cloro estén donde estén tiene 17 protones en el núcleo, por lo tanto 17
electrones girando a su alrededor.
Ahora bien, si consideramos la suma del número de protones y
neutrones que un átomo tiene en su núcleo obtenemos el número másico,
que se representa con A.
Por ejemplo: cloro; símbolo: Cl; Z=17; A=35. Es decir que todos los
átomos de cloro en el núcleo tienen 17 protones (según Z) y 18 neutrones (A –
Z = Nº de neutrones; 35 – 17 = 18). El número de neutrones de un átomo
puede variar originando así los denominados isótopos.
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Tabla Periódica
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los
distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su
función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.
Desde sus inicios hasta la actualidad, la tabla periódica ha estado en constante
cambio y evolución. A mediados del siglo XIX ya se conocían 55 elementos sin
ninguna relación aparente; Johann Döbereiner (1789 - 1849) fue el primer
científico que comenzó a ordenarlos y logró agruparlos en tríadas (3
elementos), en las que el peso atómico del elemento central era casi el
promedio de los otros dos.
Posteriormente, Alexander Newlands (1838 - 1889) ordenó los elementos
conocidos por sus masas atómicas crecientes y observó que después de cada
siete elementos el octavo repetía las propiedades químicas del primero, lo que
llamó Ley de las Octavas.
En 1871 el químico ruso Dimitri Ivanovich
Mendeleiev (1834 - 1907) diseño una tabla para
ordenar los elementos químicos que aún hoy se
mantiene vigente con algunas modificaciones. La
tabla periódica se basa en que las propiedades
de los elementos químicos no son arbitrarias,
sino que dependen de la estructura del átomo
y varían en función del número atómico.
Por esta razón, los elementos se
organizan según el orden creciente de sus
números atómicos.
Así, basados en los antecedentes de
Döbereiner y Newlands:
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
Las filas horizontales reciben el nombre de períodos. Los elementos de un
mismo período poseen el mismo número de capas de electrones, es decir,
el mismo número de niveles de energía. Por ejemplo: el fósforo, el azufre y
el cloro pertenecen al mismo período. La tabla periódica de los elementos
actual presenta siete períodos.

Las columnas verticales se denominan grupos o familias. Reúnen elementos
que tienen en su último nivel de energía la misma cantidad de electrones y
este número generalmente coincide con el número romano de
identificación que se le asigna al grupo. Por ejemplo: El cloro, el bromo y el
yodo pertenecen al mismo grupo. La tabla periódica actual presenta 18
grupos.

En la tabla periódica se pueden distinguir tres grandes regiones:
Elementos o gases inertes, raros o nobles: aquellos que tienen sus
orbitales completos. Se ubican en el grupo VIII A ó 18.

Elementos representativos: el último nivel de energía presenta orbitales
incompletos y se los identifica en la tabla periódica con la letra A a
continuación del número del grupo. Entre ellos se encuentran los elementos
metálicos o dadores de electrones en los grupos IA y IIA y los no metálicos
o aceptores de electrones en los grupos IIIA a VIIA.

Elementos de transición: sus átomos muestran configuraciones complejas,
ya que encuentran orbitales incompletos que pueden pertenecer a distintos
niveles de energía. Son todos metales y los grupos en los que se encuentran
se identifican con B. También existe en subgrupo de los mismos
denominados elementos de transición interna que se indican separados en
la parte inferior de la tabla.
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Los Metaloides
Junto con los metales y los no metales, los semimetales (también
conocidos como metaloides) comprenden una de las tres categorías de
elementos químicos siguiendo una clasificación de acuerdo con las propiedades
de enlace e ionización. Sus propiedades son intermedias entre los metales y los
no metales. Se caracterizan por presentar un comportamiento intermedio entre
los metales y los no metales. Pueden ser tanto brillantes como opacos, y su
forma puede cambiar fácilmente.
Propiedades Periódicas
Son todas aquellas propiedades físicas que poseen los elementos
químicos que muestran variaciones periódicas. Entre ellas se encuentra: el radio
atómico, el radio iónico, el potencial de ionización y la afinidad electrónica
(átomos aislados) ó electronegatividad (átomos combinados).
La electronegatividad es la medida de la capacidad de un átomo para
atraer hacia él los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula.
La electronegatividad de un átomo determinado, esta afectada
fundamentalmente por dos magnitudes: su masa atómica y la distancia
promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. Esta
propiedad se ha podido correlacionar con otras propiedades atómicas y
moleculares. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta magnitud por
primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace de
valencia.
El flúor es el elemento con más electronegatividad, el francio es el elemento
con menos electronegatividad.
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Uniones entre Átomos
Cuando el último nivel está incompleto, el átomo es inestable y tiende a
completarlo. Para ello puede ceder, ganar o compartir electrones con otros
átomos. Así se unen y forman agrupaciones de dos o más átomos que se
denominan uniones químicas o enlace químico.
Símbolos de Lewis
Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan
electrones de valencia los que residen en la capa exterior incompleta de los
átomos.
El químico estadounidense G.
N. Lewis (1875-1946) sugirió una
forma sencilla de representar los
electrones de valencia de los átomos
y de seguirles la pista durante la
formación de enlaces, utilizando lo
que ahora se conoce como símbolos
de Lewis. El símbolo de Lewis para
un elemento consiste en el símbolo
químico del elemento más un punto
por cada electrón de valencia. Los
puntos se colocan en los cuatro
lados del símbolo atómico: arriba,
abajo, a la izquierda y a la derecha.
Regla del Octeto
Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones
tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más
cercanos a ellos en la tabla periódica.
Los gases nobles tienen acomodos de electrones muy estables, como
revelan sus altas energías de ionización, su baja afinidad por electrones
adicionales y su falta general de reactividad química.
Puesto que todos los gases nobles (con excepción del He) tienen ocho
electrones de valencia, muchos átomos que sufren reacciones, también
terminan con ocho electrones de valencia.
Esta observación ha dado lugar a una pauta conocida como regla del
octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta
alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano.
Enlace Iónico
Un átomo cede a otro uno o varios electrones, ambos adquieren carga
eléctrica y pierden su electroneutralidad formando iones.
- El que gana electrones queda cargado negativamente y se denomina anión.
- El que pierde electrones queda con carga positiva y recibe el nombre de
catión.
- Como las cargas eléctricas se atraen el catión se une al anión y forma un
compuesto iónico.
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-
-
Este tipo de enlace suele darse entre elementos que están a un extremo y
otro de la tabla periódica. O sea, el enlace se produce entre elementos muy
electronegativos (no metales) y elementos poco electronegativos (metales).
A temperatura ambiente los compuestos iónicos son sólidos y forman redes
cristalinas de millones de aniones y cationes.
Na
11p
12n

Cl
17p
18n
El átomo de sodio cede un
El átomo de cloro acepta
electrón.
un electrón.
+
Catión sodio (Na )
Anión cloruro (Cl-)
Cloruro de sodio
(sal de mesa)
Enlace covalente
Cuando el átomo no cede ni gana electrones, sino que los comparte con
otro u otros átomos el tipo de unión que se produce se denomina covalente.
La estructura resultante es una molécula.
Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades altas y
muy parecidas.
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Cl
Cl
17p
18n
17p
18n
Los átomos de cloro comparten un electrón.
Formación de una molécula de cloro
Cl
Cl
Cl2
Enlace metálico
Este tipo de enlace se produce entre elementos poco electronegativos
(metales).
Los electrones que se comparten se encuentran deslocalizados entre los
átomos que los comparten.
Es el enlace que se da entre
elementos de electronegatividades bajas y
muy parecidas, en estos casos ninguno de
los átomos tiene más posibilidades que el
otro de perder o ganar los electrones. La
forma de cumplir la regla de octeto es
mediante la compartición de electrones
entre muchos átomos. Se crea una nube de
electrones que es compartida por todos los
núcleos de los átomos que ceden
electrones al conjunto.
Este tipo de enlace se produce entre elementos poco electronegativos
(metales).
Los electrones que se comparten se encuentran deslocalizados entre los
átomos que los comparten.
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Las Ecuaciones Químicas
En las reacciones químicas la(s) sustancia(s) que interviene(n) se
convierte(n) en otra(s). En todas ellas existen dos tipos de sustancias:
 Los reactivos, sustancia(s) con que se inicia una reacción química.
 Los productos, sustancia(s) que se obtienen luego de la reación.
Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas
donde los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha de la
flecha que representa la reacción. En caso de haber más de un reactivo o
producto se indica con un signo “+” la presencia de éstos.
Las reacciones químicas
El signo “+” entre los reactivos
significa “se combina con”
La flecha significa
“para dar” o “produce”
Na2O + H2CO3  Na2CO3 + H2O
óxido de sodio y ácido
carbónico son los reactivos
carbonato de sodio y agua son
los productos
La oxidación del hierro, la caramelización del azúcar, el hervido de
verduras, la cocción de una torta, la fermentación de desechos orgánicos, la
combustión de la madera, etcétera, son algunas de las diversas reacciones
químicas que a diario ocurren en nuestro ambiente. En todas ellas, una o varias
sustancias sufren cambios, originando nuevas sustancias, en tanto que las
propiedades iniciales se modifican en forma permanente y definitiva.
Por eso podemos afirmar que:
Las reacciones químicas son transformaciones o cambios que
experimentan las sustancias, de los cuales resultan sustancias diferentes.
La observación de esos cambios muestra que, generalmente, se
producen por la acción del calor, la luz, la corriente eléctrica o, simplemente,
por el contacto entre las distintas sustancias.
En toda reacción química los átomos que constituyen las moléculas se
reagrupan formando nuevas moléculas. Así, en el caso de la combustión del
carbono:
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O
O
C
+
1 molécula
de carbono
+
C

+
O
1 molécula
de oxígeno

O
1 molécula de
dióxido de carbono
Como se observa, los átomos de carbono y de oxígeno se unen de
manera diferente formando una molécula de dióxido de carbono.
En las reacciones químicas se distinguen dos estados:
a)
Un estado inicial, constituido por las sustancias que intervienen en la
reacción, denominadas sustancias reaccionantes (en el caso anterior,
carbono y oxígeno).
b)
Un estado final, representado por las sustancias que se producen en la
reacción, llamadas productos de la reacción (en el ejemplo mencionado,
el dióxido de carbono).
Clases de reacciones químicas
Entre los diversos cambios químicos se pueden diferenciar:
a) Aquellos casos en que dos sustancias se unen para formar una nueva
sustancia, como sucede en la formación del agua a partir del hidrógeno y del
oxígeno:
H
H
O
H
H
+
H
O

O
H
H
O
H
2 moléculas de
hidrógeno
+ 1 molécula de
oxígeno

2 moléculas de
agua
Transformaciones similares se observan en la combustión del carbón antes
mencionada, la oxidación de los metales, la reacción de la "cal viva" (óxido de
calcio) con el agua, formando "cal apagada" (hidróxido de calcio), la unión del
azufre con el hierro, originando sulfuro de hierro, etcétera. Todas estas
reacciones se denominan combinaciones químicas.
Entonces:
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Combinación química es aquella reacción en que dos sustancias se unen
para formar una nueva sustancia.
b) Las reacciones químicas en que a partir de una sustancia se obtienen
otras diferentes, como ocurre en la descomposición del agua:
H
O
H

O
H
H
H
H
+
O
H
O
H
2 moléculas de
agua
 1 molécula de
oxígeno
+
2 moléculas de
hidrógeno
Dentro de esta clase de reacciones se puede mencionar la fermentación
de la glucosa que origina alcohol y dióxido de carbono; la descomposición del
clorato de potasio, para formar cloruro de potasio y oxígeno, y muchos casos
más.
En consecuencia:
Descomposición química es aquella reacción en que a partir de una
sustancia se obtienen dos o más sustancias diferentes.
Los Compuestos Químicos
En la naturaleza la materia se encuentra en forma de compuestos cuyas
moléculas o iones están formados por átomos diferentes. Estos resultan de la
combinación de dos o más elementos y sus átomos, que no pueden separarse
por ningún método físico pero si a través de reacciones químicas.
Los compuestos se nombran teniendo en cuenta los elementos que
intervienen en su composición. Para simplificar la tarea se utilizan las fórmulas
químicas. Las fórmulas consisten de letras y números subíndices.


Las letras son los símbolos de los elementos que intervienen en el
compuesto.
Los subíndices son los números escritos junto a los símbolos de los
elementos. Indican el número de átomos de cada elemento que intervienen
en el compuesto. Cuando no hay ningún subíndice, el número de átomos es
uno.
Por ejemplo para el carbonato de sodio:
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La C indica que el compuesto
tiene carbono.
Al no tener subíndice tiene
un solo átomo de éste.
Na2CO3
La O indica que el
compuesto tiene
oxígeno.
El 3 indica que hay
tres átomos de
oxígeno.
Na indica que el
compuesto tiene
sodio.
El 2 indica que hay
dos átomos de
sodio.
Valencia, estado o número de oxidación
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Tabla de valencia química de los elementos
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Clasificación de los compuestos químicos
La primera y gran clasificación consiste en distinguir compuestos
inorgánicos de los orgánicos.
A su vez, los inorgánicos en binarios, los formados por dos elementos,
ternarios, formados por tres elementos y cuaternarios, aquellos que tienen
cuatro átomos en su estructura.
Según su formación, se clasifican en:
¿Cómo se nombran los compuestos químicos inorgánicos?
Desde comienzos de la química moderna se establecieron diferentes
sistemas para nombrar los compuestos, denominados sistemas de nomenclatura:
 el tradicional con los sufijos “uro”, “hidríco”, “oso”, “ico”, “ito” y “ato” y
algunos prefijos. Por ejemplo: FeCl3 cloruro férrico.
 el numeral de stock, indica el número de oxidación del elemento principal
entre paréntesis, a continuación del nombre del compuesto. Por ejemplo:
cloruro de hierro (III).
 IUPAC, sistemática o por atomicidad: establecida por la Unión
Internacional para la Química Pura y Aplicada (de allí sus siglas en inglés)
que unificó los criterios en un sistema de prefijos griegos “mono”, “di”, “tri”,
“tetra”, basado en las fórmulas de los compuestos. Por ejemplo: tricloruro de
monohierro.
Este último si bien resulta conveniente y práctico para el trabajo de los
químicos perdió uso al complejizarse para compuestos ternarios o cuaternarios,
por lo que, y a los fines de este curso, utilizaremos el sistema de nomenclatura
tradicional.
Algunas consideraciones importantes
 Se escribe primero los elementos menos electronegativos seguidos de los
más electronegativos cada uno con su subíndice que indica el número de
átomos que cada uno aporta para formar el compuesto.
 Primero se nombra el anión y luego el catión.
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

El principio de electroneutralidad establece que todo compuesto (molécula
o estructura cristalina) es eléctricamente neutro.
El sistema de nomenclatura tradicional utiliza los siguientes prefijos y sufijos:
Nros. Valencia
1
2
3
4
Valencia
1, 2 ó 3
Menor
Mayor
Menor de menor
Menor
Mayor
Menor de menor
Menor
Mayor
Mayor de mayor
1
1
1
1
Prefijo
-----
Sufijo
-oso
ico
--
hipo
--per
oso
oso
ico
ico
Ejemplo
… de calcio
… ferroso
… férrico
… de manganeso
… manganoso
… mangánico
… hipocloroso
… cloroso
… clórico
… perclórico
raíz del nombre del elemento + “uro”
Por ejemplo: cloruro de …
raíz del nombre del elemento + “hídrico”
Por ejemplo: … clorhídrico
Tabla Nº 1
Compuestos Binarios
a) Óxidos: se forman por combinación de un elemento con el oxígeno
I. Óxidos Básicos: Metal + oxígeno
Formación: M + O2 → M2Ox / 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3
Formulación:
- Colocar primero el elemento metálico y luego el oxígeno.
- Colocar como subíndice del metal la valencia del oxígeno (2).
- Colocar como subíndice del oxígeno la valencia del metal.
- Simplificar los subíndices entre sí en caso de corresponder y salvo
excepciones.
Ejemplo: a) K2O
b) Fe2O3
c) FeO (Fe2O2)
Nomenclatura: colocar la palabra “óxido” seguido del nombre del metal
con el orden de prefijos y sufijos de la Tabla Nº 1, según corresponda.
a) óxido de potasio, b) óxido férrico, c) óxido ferroso
II. Óxidos Ácidos: No Metal + oxígeno
Formación: nN + O2 → nM2Ox / 2Br2 + O2 → 2Br2O
Formulación:
- Colocar primero el elemento no metálico y luego el oxígeno.
- Colocar como subíndice del no metal la valencia del oxígeno (2).
- Colocar como subíndice del oxígeno la valencia del no metal.
- Simplificar los subíndices entre sí en caso de corresponder y salvo
excepciones.
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Ejemplo: a) Br2O
b) Br2O3
c) Br2O7
d) Br2O7
Nomenclatura: colocar la palabra “óxido” seguido del nombre del no
metal con el orden de prefijos y sufijos de la Tabla Nº 1, según
corresponda.
a) óxido hipobromoso, b) óxido bromoso, c) óxido brómico, d) óxido
perbrómico
b) Hidruros: se forman por combinación del hidrógeno con otro elemento.
I. Hidruros Metálicos: Metal + hidrógeno
Formación: M + H2 → M2Ox / Ca + H2 → CaH2
Formulación:
- Colocar primero el elemento metálico y luego el hidrógeno.
- Considerar como subíndice del metal la valencia del hidrógeno (1).
- Colocar como subíndice del hidrógeno la valencia del metal.
- Simplificar los subíndices entre sí en caso de corresponder y salvo
excepciones.
Ejemplo: a) NaH
b) CaH2
c) FeH3
Nomenclatura: colocar la palabra “hidruro” seguido del nombre del
metal con el orden de prefijos y sufijos de la Tabla Nº 1, según
corresponda.
a) hidruro de sodio, b) hidruro de calcio, c) hidruro férrico
II. Hidruros No Metálicos: Hidrógeno + No Metal
Formación: H2 + nM → HxnM / H2 + Cl2 → 2HCl
Formulación:
- Colocar primero el hidrógeno y luego el elemento no metálico.
- Considerar como subíndice del no metal la valencia del hidrógeno (1).
- Colocar como subíndice del hidrógeno la valencia del no metal.
- Simplificar los subíndices entre sí en caso de corresponder y salvo
excepciones.
Ejemplo: a) HCl
b) HBr
c) H2S
Nomenclatura: colocar la raíz del nombre del no metal con la
terminación “uro” seguido del término “de hidrógeno” según la Tabla Nº
1.
a) cloruro de hidrógeno, b) bromuro de hidrógeno, c) sulfuro de
hidrógeno.
Cuando estos compuestos se encuentran en solución acuosa presentan
un comportamiento ácido, por lo que se denominan hidrácidos.
Formación: H2 + nM → HxnM / H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(ac)
Formulación: respetar las reglas para los hidruros no metálicos.
Ejemplo: a) HCl
b) HBr
c) H2S
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Nomenclatura: colocar la palabra ácido seguido de la raíz del nombre
del no metal con la terminación “hídrico” según la Tabla Nº 1.
a) ácido clorhídrico, b) ácido bromhídrico, c) ácido sulfhídrico.
c) Sales de hidrácidos ó sales binarias: se forman por la combinación de un
no metal de los grupos IA, IIA, IB, IIB con un no metal de los grupos VIA o
VIIA.
Son compuestos donde se sustituyen los hidrógenos de los “hidrácidos” por
un no metal. Esto sucede debido q que los hidrácidos pierden uno o más
protones (H+) generándose aniones capaces de combinarse con otros
cationes.
HCl → H+ + ClH2S → 2H+ + S-2
H2S → H+ + HSFormación: HnM + M → MnM + H2 / 2HCl + 2Na → 2NaCl + H2
Formulación:
- Colocar primero el metal y luego el elemento no metálico.
- Considerar como subíndice del metal la valencia del no metal y
viceversa.
- Simplificar los subíndices entre sí en caso de corresponder y salvo
excepciones.
Ejemplo: a) NaCl
b) FeBr2
c) CaS
Nomenclatura: colocar la raíz del nombre del no metal con la
terminación “uro” seguido del nombre del metal.
a) cloruro de sodio, b) bromuro ferroso, c) sulfuro de calcio.
Compuestos Ternarios
a) Hidróxidos: se forman por combinación de un metal con un ión oxhidrilo
(OH-). Se obtienen a partir de la reacción de óxidos básicos con agua.
Formación: M2Ox + H2O → M(OH)x / CaO + H2O → Ca(OH)2
Formulación:
- Colocar primero el elemento metálico y luego el oxhidrilo.
- Intercambiar las valencias.
- Considerar que el oxhidrilo tiene valencia 1.
- Simplificar los subíndices entre sí en caso de corresponder y salvo
excepciones.
Ejemplo: a) NaOH
b) Ca(OH)2
c) Fe(OH)3
Nomenclatura: colocar la palabra “hidróxido” seguido del nombre del
metal con el orden de prefijos y sufijos de la Tabla Nº 1, según
corresponda.
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QUÍMICA
a) hidróxido de sodio, b) hidróxido de calcio, c) hidróxido férrico
b) Hidrácidos u oxoácidos: se forman por combinación de un no metal con
hidrógeno y oxígeno. Se obtienen a partir de la reacción de óxidos ácidos
con agua.
Formación: nM2Ox + H2O → HanMbOc / N2O3 + H2O → 2HNO2
Formulación:
HanMbOc
 a depende de la valencia de nM:
- cuando la valencia es impar, a=1
- cuando la valencia es par, a=2
 b generalmente es 1 salvo excepciones (piroácidos, diácidos, etc.)
 c depende se sumar la valencia de nM al valor de a y se divide por
la valencia del oxígeno (2): c= (valencia de nM + a)/2
Ejemplo: a) H2SO3
b) H2SO4
c) HNO3
Nomenclatura: colocar la palabra “ácido” seguida de la raíz del nombre
no metal con la terminación según las reglas de la Tabla Nº 1, según
corresponda.
a) ácido sulfuroso, b) ácido sulfúrico, c) ácido nítrico
Hay elementos que para valencia poseen tres oxoácidos distintos, los
cuales se diferencia por su grado de hidratación. Éstos oxoácidos reciben
el nombre de meta, orto y piroácidos. Los elementos centrales que
forman estos compuestos son P, As, Sb y B (sólo meta y orto). A
continuación la regla para su formulación:
Valencia 3
El ácido metafosforoso se obtiene aplicando la regla descripta para la
formulación de los oxoácidos:
HPO2 ácido metafosforoso
Para obtener el ácido ortofosforoso, se suma una molécula de agua al
ácido metafosforoso:
HPO2
+ H2O v
H3PO3 ácido ortofosforoso - ácido fosforoso
Para obtener el ácido pirofosforoso, se suman
metafosforoso y ortofosforoso:
HPO2
+ H3 PO3 v
H4P2O5
ácido pirofosforoso
los
ácidos
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QUÍMICA
Valencia 5
+
HPO3 ácido metafosfórico
H2O v
H3PO4 ácido ortofosfórico - ácido fosfórico
Para obtener el ácido pirofosfórico, se suman los ácidos metafosfórico
y ortofosfórico:
HPO2
+ H3 PO4 3
H4P2O7
ácido pirofosfórico
Formación:
P2O3 + H2O → H2P2O4 (HPO2)
ácido metafosforoso
P2O3 + 2H2O → H4P2O5
ácido pirofosforoso
P2O3 + 3H2O → 2H6P2O6 (H3PO3)
ácido ortofosforoso
P2O5 + H2O → 2HPO3
ácido metafosfórico
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
ácido pirofosfórico
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
ácido (orto)fosfórico.
c) Sales de oxoácidos: también llamadas sales oxigenadas u oxisales se
forman por reacción de un hidróxido con un oxácido. Es una reacción de
neutralización en la que también se forma agua. Como en toda
neutralización el ácido pierde H+ y la base OH- con los que se forma
agua. Al perder los H+ el ácido se transforma en un anión.
HClO3 → H+ + ClO3
H2SO4 → 2H+ + SO4-2
H3PO4 → 2H+ + PO4-2
Al plantear y balancear la ecuación debe tenerse en cuenta que la
cantidad de H+ y OH- debe ser la misma para formar un número entero
de moléculas de agua.
Formación:
H2SO4 + Ca(OH)2
→ CaSO4 + 2H2O
3HNO3 + Al(OH)3 → Al(NO3)3 + 3H2O
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QUÍMICA
Formulación:
- Colocar primero el catión proveniente del hidróxido y luego el anión
poliatómico proveniente del ácido.
- Intercambiar las valencias.
- Simplificar los subíndices entre sí en caso de corresponder y salvo
excepciones.
Ejemplo: a) CaSO4
b) Fe(ClO)3
c) Al(NO3)3
Nomenclatura: Colocar la raíz del nombre del ácido, cambiar los sufijos
“oso” e “ico” por “ito” y “ato” respectivamente, manteniendo los prefijos.
Colocar “de” y el nombre del metal o el nombre del metal manteniendo
las terminaciones establecidas en la Tabla Nº 1.
a) sulfato de calcio, b) hipoclorito férrico, c) nitrato de aluminio
Compuestos Cuaternarios
Sales ácidas: se forman por la reacción de un hidróxido y un ácido, pero
a diferencia de en las sales neutras solo se produce una neutralización
parcial de los protones (H+) del ácido. Es necesario que los ácidos tengan
más de un hidrógeno para formar estas sales (polipróticos).
Formación:
H2CO3 + NaOH → NaHCO3 + 2H2O
H3PO4 +2LiOH → Li2HPO4 + 2H2O
H3PO4 + KOH → KH2PO4 + H2O
Formulación:
- Colocar primero el catión proveniente del hidróxido y luego el anión
poliatómico proveniente del ácido.
- Intercambiar las valencias.
- Simplificar los subíndices entre sí en caso de corresponder y salvo
excepciones.
Ejemplo: a) NaHCO3
b) Li2HPO4
c) KH2PO4
Nomenclatura: Sobre la nomenclatura de sales, se utilizan los prefijos
“bi” o se intercala la palabra “ácido” (para un hidrógeno) y “diácido” para
dos hidrógenos.
a) carbonato ácido de sodio o bicarbonato de sodio, b) fosfato ácido de
litio, c) fosfato diácido de potasio.
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Las Soluciones
MATERIA
SISTEMAS
HETEROGÉNEOS
CAMBIOS FÍSICOS
SUSTANCIAS
PURAS
COMPUESTOS
CAMBIOS FÍSICOS
CAMBIOS QUÍMICOS
SISTEMAS
HOMOGÉNEOS
SOLUCIONES
ELEMENTOS
En una mezcla homogénea –o aparentemente homogénea– por lo
general existe una sustancia que se presenta en mayor cantidad y otra en menor
proporción que se encuentra dispersa en la primera. Hablamos así de una fase
dispersora y una fase dispersa.
Se acostumbra clasificar las dispersiones en soluciones, coloides y
suspensiones, en función del tamaño de las partículas de la fase dispersa, siendo
las soluciones mezclas completamente homogéneas; los coloides, dispersiones
que se encuentran en el límite entre las mezclas homogéneas y las heterogéneas
y las suspensiones, mezclas completamente heterogéneas.
Las Suspensiones
Si el tamaño promedio de las partículas de la
mezcla es mayor que en el caso de los coloides y
son perfectamente distinguibles a simple vista,
hablamos de suspensiones.
La fuerza de la gravedad domina sobre las
interacciones entre partículas, así que las
suspensiones acaban por sedimentar y presentar
dos fases en forma de mezcla heterogénea.
Muchos medicamentos se presentan forma
de suspensiones, por eso tiene sentido el letrero
que dice: “agítese antes de usar”.
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Coloides
Cuando las partículas de una mezcla homogénea tienen aproximadamente
un tamaño de 10 a 10.000 veces mayor a los átomos y moléculas, tenemos un
sistema coloidal.
Se acostumbra emplear los términos fase dispersa y fase dispersora.
Con excepción de los gases, que siempre forman disoluciones, pues se
mezclan íntimamente en todas proporciones, podemos tener sistemas coloidales
con sustancias en los diversos estados de agregación.
Medio
Dispersor
Gas
Líquido
Sólido
Fase Dispersa
Líquido
Sólido
Gas
Líquido
Sólido
Gas
Líquido
Sólido
Nombre Común
Aerosol líquido
Aerosol sólido
Espuma
Emulsión
Sol
Espuma sólida
Emulsión sólida
Sol sólido
Ejemplo
Nubes, spray
Humo
Merengue
Leche, mayonesa
Gelatinas, pinturas
Piedra pómez
Queso, manteca
Perlas
El efecto Tyndall es una característica de las
dispersiones coloidales. Es un fenómeno físico que
hace que las partículas coloidales en una dispersión
sean visibles al dispersar la luz. Por el contrario, las
disoluciones verdaderas y los gases sin partículas
en
suspensión
son
transparentes,
pues
prácticamente no dispersan la luz. Esta diferencia
permite distinguir a aquellas mezclas heterogéneas
o coloidales de las soluciones.
El efecto Tyndall se observa claramente cuando
se usan los faros de un automóvil en la niebla o
cuando entra luz solar en una habitación con polvo, y también es el responsable
de la turbidez que presenta una emulsión de dos líquidos transparentes como
son el agua y el aceite de oliva. El científico irlandés John Tyndall estudió el
efecto que lleva su apellido en 1869
Otro comportamiento que permite identificar y
distinguir las dispersiones coloidales de las soluciones
verdaderas es el llamado movimiento browniano de sus
partículas. El movimiento browniano es el movimiento
aleatorio que se observa en algunas partículas
microscópicas que se hallan en un medio fluido (por
ejemplo, polen en una gota de agua). Recibe su nombre
en honor al escocés Robert Brown, biólogo y botánico
que descubrió este fenómeno en 1827 y observó que
pequeñas partículas de polen se desplazaban en
movimientos aleatorios sin razón aparente.
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QUÍMICA
Soluciones
Cuando en una mezcla homogénea las partículas de la fase dispersa tienen
el tamaño de átomos o moléculas se habla de una disolución.
El componente que está en exceso se denomina solvente o disolvente.
El (los) componente(s) que está(n) en menor proporción se llama soluto.
De acuerdo a su estado de agregación las disoluciones pueden ser sólidas,
líquidas o gaseosas.
Fase
Gaseosa
Líquida
Sólida
Fase original
del soluto
Gaseosa
Líquida
Sólida
Gaseosa
Líquida
Sólida
Gaseosa
Líquida
Sólida
Ejemplo
Aire
Aire húmedo
Algunos humos finos
Soda
Vinagre
Agua de mar
Hidrógeno absorbido en metales
Amalgama de mercurio
Aleaciones
Solubilidad y concentración en términos cualitativos
La solubilidad es la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en un
volumen de solvente a determinada temperatura. En general la solubilidad
aumenta a medida que se produce un incremento de la temperatura de la
solución.
La concentración de una disolución se refiere al peso, volumen o número de
partículas de soluto presentes en una determinada cantidad de solución.
Cuando los términos de concentración no son empíricos, sino cualitativos,
tendremos:
a. Dependiendo de la proporción de soluto con respecto al disolvente, una
disolución puede estar diluida o concentrada:
 Disolución diluida: Es aquella en donde la cantidad de soluto está en
una pequeña proporción en un volumen determinado.
 Disolución concentrada: Es la que tiene una cantidad considerable de
soluto en un volumen determinado. Las soluciones saturadas y
sobresaturadas son altamente concentradas.
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b. En términos de la solubilidad, dependiendo de si el soluto está disuelto en el
disolvente en la máxima cantidad posible, o menor, o mayor a esta cantidad,
para una temperatura y presión dados:
 Disolución insaturada: Es la disolución que tiene una menor cantidad
de soluto que el máximo que pudiera contener a una temperatura y
presión determinadas. Por ejemplo: una pizca de azúcar en una taza de
matecocido.

Disolución saturada: Es la que tiene la máxima cantidad de soluto que
puede contener a una temperatura y presión determinadas. Una vez que
la disolución está saturada ésta no disuelve más soluto. En ellas existe un
equilibrio entre el soluto y el disolvente. Por ejemplo: dos cucharadas de
azúcar en una taza de matecocido.

Disolución sobresaturada: Es la que contiene un exceso de soluto a una
temperatura y presión determinadas, tiene más soluto que el máximo
permitido en una disolución saturada. Por ejemplo: diez cucharadas de
azúcar en una taza de matecocido, note que pese a revolver y disolver
continuamente queda depositada en el fondo azúcar sin disolver.
Unidades de concentración
Son expresiones cuantitativas de una solución. Hay varias maneras de
expresar la concentración cuantitativamente, basándose en la masa, el volumen,
o ambos. Según cómo se exprese, puede no ser trivial convertir de una medida
a la otra, pudiendo ser necesario conocer la densidad.
Por tanto, la concentración de la disolución puede expresarse mediante
unidades físicas:
 Porcentaje masa-masa (% m/m)
 Porcentaje volumen-volumen (% V/V)
 Porcentaje masa-volumen (% m/V)
 En concentraciones muy pequeñas: Partes por millón (PPM)
O bien mediante unidades químicas de concentración:
 Molaridad ( la única que estudiaremos a los fines de este curso)
 Molalidad
 Formalidad
 Normalidad
 Fracción molar
Porcentaje masa-masa (% m/m)
Se define como la masa de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100
unidades de masa de la disolución:
Por ejemplo, si se disuelven 20 g de azúcar en 80 g de agua, el porcentaje en
masa será: [20/(80+20)]x 100=20% m/m.
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Porcentaje volumen-volumen (% v/v)
Expresa el volumen de soluto por cada cien unidades de volumen de la
disolución. Se suele usar para mezclas líquidas o gaseosas, en las que el
volumen es un parámetro importante a tener en cuenta. Es decir, el porcentaje
que representa el soluto en el volumen total de la disolución. Suele expresarse
simplificadamente como “% v/v”.
Por ejemplo, si se tiene una disolución del 20% en volumen (20% v/v) de
alcohol en agua quiere decir que hay 20 mL de alcohol por cada 100 mL de
disolución.
La graduación alcohólica de las bebidas se expresa precisamente así: un vino de
12 grados (12°) tiene un 12% (v/v) de alcohol.
Concentración en masa-volumen (% m/V)
Es la masa de soluto presente en 100 mL de disolución. Se suelen usar
gramos por mililitro (g/mL) y a veces se expresa como “% m/V”.
Por ejemplo, si se disuelven 20 g de azúcar en 80 mL de agua, el porcentaje en
masa será: [20/(80+20)] x 100=20% m/V.
Molaridad
La molaridad (M), o concentración molar, es la cantidad de sustancia (n) de
soluto por cada litro de disolución.
Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 1000 mL de disolución, se
tiene una concentración de ese soluto de 0,5 M (0,5 molar). Para preparar una
disolución de esta concentración habitualmente se disuelve primero el soluto
en un volumen menor, por ejemplo 300 mL, y se traslada esa disolución a un
matraz aforado, para después enrasarlo con más disolvente hasta los 1000 mL.
Se representa también como: M = n / V, en donde "n" es la cantidad de
sustancia (n=gr soluto/PM) y "V" es el volumen de la disolución expresado en
litros.
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Teorías Ácido – Base
 Teoría de Arrhenius:
Las sustancias que en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica
se llaman electrólitos.
Svante August Arrhenius (1859-1927) fue el primero que estableció la
hipótesis de la disociación iónica, dando solución teórica al enigma de la
conducción eléctrica de las disoluciones acuosas de sustancias como los
ácidos, las bases y las sales, frente al comportamiento de las demás
sustancias (no electrólitos) en disolución acuosa.
Según su teoría, en medio acuoso los ácidos se disocian en iones
positivos (H+, protones) y iones negativos (aniones). La disociación en
iones de los ácidos puede expresarse mediante ecuaciones químicas:
HCl → H+ + ClEn realidad, los iones H+ nunca se encuentran libres en disolución
acuosa, sino unidos a varias moléculas de H2O. A partir de ahora
representaremos un protón en disolución acuosa por la especie H3O+, que
denominaremos ión hidronio.
H2SO4 + 2H2O → 2H3O+ + SO4-2
Las bases se disocian en iones positivos (cationes) y iones negativos
(OH- , oxhidrilo) según ecuaciones como:
NaOH → Na+ + OHPor lo tanto, ácidos son las sustancias que en disolución acuosa se
disocian produciendo iones H3O+. Y bases son las sustancias que en
disolución acuosa se disocian produciendo iones OH-.

Teoría de Brönsted y Lowry
Para encontrar una salida a las dificultades de la teoría de Arrhenius, el
químico danés Brönsted y el inglés Lowry propusieron en 1923 una nueva
teoría de ácidos y bases. Esta engloba todos los aspectos de la teoría de
Arrhenius, elimina la necesidad de una solución acuosa y amplía las
sustancias que pueden considerarse ácidas y básicas.
Según Brönsted y Lowry: ácidos son las sustancias (moleculares o
iónicas) que pueden ceder iones H+:
H3O+ → H+ + H2O
Bases son las sustancias (moleculares o iónicas) que pueden tomar iones
H+:
NH3 + H+ → NH4+

Teoría de Lewis
Al estudiar Lewis la distribución de los electrones en las moléculas de
los ácidos y de las bases se dio cuenta de que la reacción de neutralización
requería la formación de un enlace covalente coordinado (enlace en el que
los dos electrones del enlace son aportados por el mismo átomo).
H+ + OH-  H2O
El OH- posee pares de electrones sin compartir que son susceptibles de
ser donados a átomos con orbitales vacíos de baja energía, como el H+.
De este modo, de acuerdo con la teoría de Lewis, un ácido es toda
sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es toda
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sustancia que puede ceder un par de electrones para formar un enlace
covalente coordinado.
Esta definición incluye a los ácidos y bases de las teorías de Arrhenius y
Brönsted-Lowry, además de otras reacciones que tienen lugar en medio no
acuoso y sin transferencia protónica.
Cuadro comparativo de las teorías ácido-base
Arrhenius
Brönsted-Lowry
Lewis
(teoría iones en agua)
(teoría protónica)
(teoría electrónica)
Definición
de ácido
Da iones H+ en agua.
Dador de protones.
Aceptor par de
electrones.
Definición
de base
Da iones OH− en agua.
Aceptor de protones.
Dador par de
electrones.
Reacciones
ácido base
Formación de agua.
Transferencia protónica.
Formación de enlace
covalente coordinado.
Ecuación
H+ + OH-  H2O
HA + B  A- + BH+
A + :B  A:B
Limitaciones
Aplicable únicamente a
disoluciones acuosas.
Aplicable únicamente a
reacciones de transferencia protónica.
Teoría general.
TEORÍA
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