LAS PROPORCIONES EN LAS REACCIONES QUIMICAS Las reacciones químicas son transformaciones que consisten en un reordenamiento reordenamiento de los átomos que forman parte de los reactivos; éstos se separan y vuelven a unirse de otra manera, constituyendo así, los productos. Cada producto obtenido es una nueva sustancia que posee propiedades diferentes de las de los reactivos.El químico francés Antoine francés Antoine Lavoisier (1743-1794), estudió las transformaciones químicas y comprobó que las masas de los reactivos eran igual a la suma de las masas de los productos que se obtienen. Tomando como evidencia éstos datos experimentales enunció la ley de la conservación de la masa en la que expresó que en todo sistema cerrado la masa total no varía, cualquiera sea la transformación química que se produzca. LA MASA DE LOS ÁTOMOS Los átomos están formados por cantidades enteras de protones , neutrones y electrones. Al protón y al neutrón se les asigna una masa relativa relativa de 1, mientras que la masa del electrón electrón es muy inferior inferior a ésta. En consecuenci consecuencia, a, la masa relativa de los átomos podemos pensarla como la suma de las masas relativas de protones y neutrones. Como los átomos son muy pequeños, las unidades que usamos habitualmente para la masa (g, kg, etc.) son demasiado grandes para definir la masa de un átomo. Por eso los químicos definieron una unidad mucho menor, la unidad de masa atómica (u) , que es igual a la masa de la doceava parte de un átomo de carbono-12. De tal manera 1 u = 1,66.10 -24 g que: Se llama masa atómica relativa de un elemento X (Mr X) a la razón entre la masa promedio de un átomo de dicho elemento X y la doceava parte de la masa de un átomo del isótopo 12 del carbono. De acuerdo con ésta definición, la masa atómica relativa de un elemento es un número sin expresión de unidad, ya que es el cociente entre dos masas. Por ejemplo: Mr O= 15,994 y Mr H= 1,0080. Con esto indicamos que la masa relativa del elemento oxígeno es aproximadamente unas 16 veces mayor que la masa del hidrógeno. Para las sustancias podemos definir en forma análoga el concepto de masa relativa de una sustancia : como la suma de las masas relativas de cada uno de los átomos que lo forman. Por ejemplo: ejemplo: la masa relativa relativa del del agua (H2O) se puede calcular sumando las masas relativas del átomo de oxígeno y de los dos átomos de hidrógeno:
Mr H2O H2O = 1 . Mr O + 2 . Mr H = 1. 15,994 + 2. 1,0080 = 18,010
Es decir la masa de una molécula de agua es 18 veces más más grande que la de un átomo de hidrógeno CANTIDAD DE SUSTANCIA En forma experimental se determinó el número de átomos presentes en 12g de carbono-12. Éste número extremadamente grande, se lo conoce como número de Avogadro (NA)1. En 1865 el físico V. Loschmidt determinó éste número, y el valor actualmente aceptado es 6,022 . 1023 . En 1896 Ostwald sugirió el nombre de mol, que se definió como la cantidad cantidad de materia materia correspondiente correspondiente a un número de Avogadro de partículas. Al introducirse la cantidad de sustancia como una nueva magnitud física fundamental fundamenta l2 éste valor dejó de ser un número para convertirse en una constante. La llamada constante de Avogadro que resulta ser igual a 6,02.1023. Muchas veces utilizamos unidades tales como docena(12), centena (100), millar (1000), etc, pero en el caso de las partículas elementales que constituyen la materia, es necesario recurrir a una unidad que exprese una cantidad muy grande. Así surgió el concepto de mol, que puede definirse como: mol es la cantidad de sustancia que contiene exactamente un número igual a la constante de Avogadro Avogadro de partículas
Además, la cantidad de sustancia es una magnitud proporcional al número de partículas elementales que la constituyen. Por lo que llamamos mol a la unidad de cantidad de sustancia, su símbolo es mol , mol , y se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas elementales como átomos hay en 12g de carbono-12. La expresión partículas expresión partículas elementales puede referirse tanto a moléculas, átomos, iones, electrones,etc.
1) Completa la siguiente tabla con las masas atómicas relativas de los elementos consignados con la precisión pedida: 1
Amadeo Avogadro Avogadro (1776-1856) Físico y abogado italiano. En 1811 sugirió que en volúmenes iguales de diferentes gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas
1
Elemento
3 decimales
2 decimales
1 decimales
número entero
HELIO FOSFORO CALCIO COBALTO YODO ORO
2)
3)
Calcula la masa relativa de los los siguientes compuestos: compuestos: a) amoniaco e) dióxido de nitrógeno f) glucosa (C6H12O6) b) ácido difosfórico c) bromuro cobaltoso g) nitrato férrico d) metafosfito de bario h) sulfato cúprico Calcula la masa de: a) 2,5 mol de azufre b) 6 mol de amoníaco c) 3,6 3,6 mo moll de cati cation ones es hidr hidróg ógen enoo d) 2 mol de aniones hidroxilo
R = 80 g R = 102 g R = 3,6 3,6 g R = 34 g
4)
Calcula a cuántos moles de cada una de las sustancias que se indican corresponden las siguientes masas: a) 10,8 g de ácido sulfhídrico R = 0,32 mol b) 980 kg de ácido fosfórico R = 10000 mol c) 3 mg de hidróxido de calcio R = 4,0.10-5 mol
5)
Calcula a cuántas moléculas de cada una de las sustancias que se indican, corresponden las cantidades siguientes: a) 800 g de nitrógeno (gas) R = 1,72.1025 moléculas b) 300 kg de dióxido de carbono R = 4,10.1027 moléculas R = 2,71.1020 moléculas c) 9 mg de fluoruro de hidrógeno
6)
Calcula a cuántos moles de las sustancias que se indican corresponden las cantidades siguientes: a) 31,8 g de carbonato de sodio R = 0,3 mol b) 17,1 kg de sulfuro de aluminio R = 114 mol c) 500 500 g de difos difosfa fato to férr férric icoo R = 0,67 0,67 mo moll
7)
Calcula cuántos átomos de hidrógeno hay en: a) 1 mol de ácido sulfúrico b) 1 mol de hidróxido de bario c) 0,2 mol de amoníaco
8)
R = 1,204.1024 átomos R = 3,612.1024 átomos R = 3,612.1023 átomos
Calcula la masa de una molécula de cada una de las siguientes sustancias: a) cloro (gas) b) ácido perbrómico
9)
R = 1,18.10-22 g R = 2,41.10-22 g
Sabiendo que 1 mol de cualquier gas ocupa un volumen igual a 22,4 dm 3 en condiciones normales (CNPT = 0° C de temperatura y 1 atm de presión), calcula:
a) El volumen que ocuparán 76 mol de helio, 419g de cloruro de hidrógeno y 3,01.1023 moléculas de dióxido de carbono b) La masa de 1m3 de amoníaco,100 cm3 de neón y 1 L de sulfuro de hidrógeno c) Las moléculas presentes en 0,5 dm 3 de oxígeno molecular molecular y de monóxido de carbono 2
Tal como aparece en el SI y en el SIMELA
2
CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS Se llama estequiometría al estudio de las cantidades de sustancias consumidas o producidas en una reacción química. Los cálculos estequiométricos se refieren a las relaciones cuantitativas que se establecen a partir de la información que brinda una ecuación química balanceada; estas relaciones vinculan el número de moles de reactivos y de productos a través de los coeficientes de la ecuación ( relaciones estequiométricas ).
PROBLEMA TIPO
ENUNCIADO:
Calcula la masa de sal que se obtiene cuando 100 g de ácido sulfúrico reaccionan totalmente con cantidad suficiente de hidróxido férrico .
Paso 0:
Lee atentamente el enunciado y repite la lectura tantas veces como co mo sea necesario hasta comprender prácticamente el fenómeno químico que se describe en él.
Paso 1:
Escribe el/los datos y la/las incógnitas que se plantean en el problema.
Incógnita: masa de sal Datos:
Paso 2:
Explícitos: 100 g de ácido sulfúrico Implícitos: ácido sulfúrico que reacciona con de hidróxido férrico.
Representa (mediante las fórmulas moleculares) la ecuación química que representa la reacción química que se describe en el problema. 3 H2SO4 + 2 Fe (OH)3
Paso 3:
6 H2O + Fe2 (SO4)3
Escribe debajo de cada sustancia presente en la ecuación las relaciones molares correspondientes. 3 H2SO4 + 2 Fe (OH)3 3 mol
2 mol
6 H2O + Fe2 (SO4)3 6 mol
1 mol
Paso 4: Ubica donde corresponda el dato y la incógnita.
3 H2SO4 + 2 Fe (OH)3 3 mol 2 mol
6 H2O + Fe2 (SO4)3 6 mol 1 mol
100 g
Paso 5:
X g (masa)
Comprueba si las unidades entre la estequiometría de la reacción y los datos y la incógnita son coincidentes. En caso contrario, realiza los cálculos correspondientes.
En este caso el dato del ácido está en masa (gramos) y no en moles:
Mr H2SO4 = 2 x 1 + 32,1 + 4 x16 = 98,1 ------- 1 mol de H2SO4 3 mol
----- 98,1 g ----- x = 294,3 g
de H2SO4
Además, como se pregunta la masa de sal, debemos calcular la masa de 1 mol de la misma:
Mr Fe2 (SO4)3 = 2 x 55,9 + 3 x 32,1 + 12 x 16 = 400,1 ------
3
1 mol de Fe2 (SO4)3 = 400,1 g
4
Paso 6:
Ahora se puede realizar el cálculo. 294,1 de H2SO4 --------- 400,1 g de Fe2 (SO4)3 100 g
---------
X
=
136,04 g de Fe 2 (SO4)3
Respuesta: Se ha obtenido obtenido 136,04 g de sulfato férrico.
10) Se desea neutralizar totalmente 1 kg de hidróxido férrico con ácido nítrico. a) Representa Representa la ecuaci ecuación ón de de neutrali neutralizació zaciónn y nombra la sal sal obtenid obtenida, a, b) calcula los moles de ácido necesarios,
mol c) calcula el número de moléculas de agua que se obtienen.
R = 28,4
R = 1,69.1025 moléculas
11) Se desea neutralizar totalmente 1 kg de ácido difosforoso con hidróxido de aluminio. a) Representa Representa la ecuació ecuaciónn de neutralizac neutralización ión y nombrar nombrar la sal obtenida, obtenida, b) calcula los moles de hidróxido necesarios. R = 9,13 mol b) calcula el número de moléculas de agua que se obtienen. R = 1,65.10 25 moléculas 12) 5 moles de cobre reaccionan totalmente con ácido sulfúrico, de acuerdo con la siguiente ecuación:
Cu + 2 H 2SO4
SO2 + CuSO4 + 2 H2O
a) Nombra los reactivos y los productos de la reacción, b) calcula la masa de ácido que reaccionó. c) calcula los moles de sal producidas.
R = 980 g R = 5 mo l
13) A 260 g de sulfuro ferroso se agrega ácido clorhídrico en exceso, obteniéndose cloruro ferroso y sulfuro de hidrógeno. La ecuación correspondiente es: FeS + 2 HCl FeCl2 + H2S Calcula: a) el volumen en CNPT de sulfuro de hidrógeno que se obtiene. R = 66,25 dm3 moles de ácido clorhídrico que reaccionaron. R = 5,9 mol b) los mo 14) Se efectúa la descomposición térmica de una tonelada de bicarbonato de sodio. Dicha descomposición se NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O produce de acuerdo con la ecuación: a) ajusta la ecuación, b) nombra los productos de la reacción, b) calcula la masa de sal obtenida. R = 630,95 kg c) calcula el número de moléculas de agua originadas. R = 3,58.1027 moléculas 15) El cobre metálico puede obtenerse con un alto grado de pureza por medio de la electrólisis de soluciones acuosas de sulfato cúprico en presencia pr esencia de un electrodo de cinc. La reacción correspondiente puede expresarse Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu mediante la siguiente ecuación: ¿Qué masa (en kg) de sulfato cúprico será necesaria para fabricar 1000 monedas de cobre con una masa de 20 g cada una? R = 50,236 kg 16) Al calentar 20 g de carbonato de calcio a 800 °C, se produjo la descomposición del mismo en óxido de calcio y dióxido de carbono. ¿Qué masa masa de cada producto se obtiene? obtiene? (Representa la ecuación correspondiente) correspondiente) R = 11,2 g y 8,8 g respectivamente. 17) Suponiendo que cierto día una estufa consumió 10 m3 de gas natural (metano: CH4) calcula qué volumen de oxígeno se necesitó para su combustión completa. CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O La ecuación correspondiente es:
5
REACTIVO LIMITANTE LIMITANTE Si una reacción química es completa siempre se produce de acuerdo con las proporciones estequiométricas de la ecuación. Pero a menudo alguno de los reactivos se encuentra en exceso respecto de dichas proporciones; y cuando la reacción concluye, además de los productos formados, queda parte del reactivo en exceso sin reaccionar. Se denomina reactivo limitante (R.L.) al reactivo que se consume primero y en forma total, y es el que limita la cantidad de producto que se formará. formará.3
PROBLEMA TIPO
ENUNCIADO:
Reaccionan 120 g de ácido nítrico con 79 g de hidróxido de cinc, obteniéndose los productos correspondientes. Escribe la ecuación correspondiente correspondiente y nombra los productos obtenidos. y señala el reactivo limitante. Calcula la masa del reactivo en exceso que no reaccionó.
Paso 0 al 3: Paso 4:
Según lo visto anteriormente.
Ubica donde corresponda los datos. 2 HNO3 + Zn(OH)2 2 mol 1 mol 79 g 120 g
Paso 5:
agua
nitrato de cinc
2 H2O + Zn (NO3)2 6 mol 1 mol
Para determinar el reactivo limitante debes seleccionar al azar uno de los dos datos informados y luego calcular la cantidad del otro reactivo necesaria necesaria para que éste reaccione totalmente.
En este caso elegimos el dato del ácido y por lo tanto nuestra incógnita será la masa del hidróxido.
2 HNO3 + Zn(OH)2 2 mol 1 mol xg 120 g
2 H2O + Zn (NO3)2 6 mol 1 mol
Paso 6: Calcula la incógnita de la forma habitual. Debemos calcular la masa de cada reactivo para poder hacer el cálculo.
Mr HNO3 = 1 x 1 + 1 x 14 + 3 x 16 = 63 ------- 1 mol de HNO3 2 mol Mr Zn(OH)2 = 1 x 65,4 + 2 x 16 + 2 x 1 = 99,4 -------
----- 63 g ----- x =
126 g de HNO3
1 mol de Zn(OH)2 = 99,4 g
126 g de HNO3 --------- 99,4 g Zn(OH) Zn (OH)2 120 g X = 94.67 g de Zn(OH)2 ---------
Paso 7: La masa calculada de hidróxido de cinc es mayor a la que se da como dato en el problema. Esto significa que el ácido nítrico está en exceso, es decir, decir, el hidróxido de cinc es el reactivo limitante. 3
Es el opuesto al reactivo en exceso .
6
Ahora debes proceder a rehacer los cálculos pero considerando como dato al del R.L: 2 HNO3 + Zn(OH)2 2 mol 1 mol xg
2 H2O + Zn (NO3)2 6 mol 1 mol
79 g
99,4 g Zn (OH)2 --------- 126 g de HNO3 79 g X --------Paso 8:
=
100,14 g de HNO3
Por último último debes calcular calcular la masa del del reactivo en exceso exceso que no reaccionó reaccionó.. masa total de HNO3 ---------------- 126 g masa total de HNO3 ---------------- 100,14 g no reaccionaron ---------------------- 25, 9 g
Respuesta: El reactivo limitante es el hidróxido de cinc y no reaccionaron reaccionaron 25,9 g de ácido nítrico.
18) Dada la reacción: Ca(OH)2 + NH4Cl
NH3 + CaCl2 + H2O
Se hacen reaccionar 100 g de hidróxido hidróxido de calcio con 150 g de cloruro de amonio. a) Ajusta la ecuación b) ¿Cual es el reactivo limitante y cuál está en exceso? c) Calcula la masa de cloruro de calcio que se forma d) Calcula el volumen de amoniaco (en CNPT) que se obtiene.
19) Se hacen reaccionar 30 g de oxígeno con 150 g de sulfuro de cinc, según la reacción: ZnS + O2
ZnO + SO2
i. Ajus Ajusta ta la ecua ecuaci ción ón ii. ¿Cuál reactivo es el limitante y cuál está en exceso?. iii. Calcula la masa de óxido de cinc que se forma iv. iv. Calcula el volumen de dióxido de azufre (en CNPT) que se obtiene. 20) Se hacen reaccionar 6,19 mol de ácido ácido ortofosfórico con 3,2 mol de hidróxido plúmbico. i. Representa la ecuación y nombra la sal obtenida. ii ii.. Seña eñala el R.L R.L.. iii iii.. Calcul Calculaa la masa masa de agua agua forma formada. da.
PUREZA DE LOS REACTIVOS En el laboratorio y en la industria química muchas veces se trabaja con reactivos que no son sustancias puras sino que contienen impurezas que no intervienen en la reacción química. La relación porcentual entre la masa del reactivo y la masa real de sustancia pura que contiene se conoce como pureza del reactivo.
PROBLEMA TIPO
ENUNCIADO:
Se calienta 1 kg nitrato de amonio de 95 % de pureza descomponiéndose según la siguiente ecuación: NH4NO3
N2O + 2 H2O
Calcula el volumen de monóxido de mononitrógeno que se obtiene en CNPT.
7
Paso 0 al 3: Paso 4:
Según lo visto anteriormente.
Ubica donde corresponda los datos y la incógnita. NH4 NO NO3
N2O + 2 H2O
1 mol
1 mol
1 kg (95%)
3
x dm
2 mol
Paso 5: Antes de comprobar si las unidades son coincidentes, debes calcular la masa real de
nitrato de amonio. En este caso al decir que es al 95 % significa que por cada 100 g de producto sólo 95 g son de nitrato de amonio:
100 % --------------- 1 000 g 95 % --------------- x = 95 x 1000 = 950 g 100 Paso 6: Ahora puedes hacer los cálculos. Debemos tomar como dato la masa real de nitrato de amonio, es decir 950 g.
Mr NH4 NO NO3 = 1 x 14 + 4 x 1 + 1 x 14 + 3 x 16 = 80 ------- 1 mol de NH4 NO NO3
----- 80 g
Volumen molar normal = 22,4 dm3 80 g NH4 NO NO3 --------- 22,4 dm3 N2O 950 g ------------------------ ------------- x = 950 g x 22,4 dm3 = 266 dm3 de N2O 80 g Respuesta: Se obtendrán obtendrán 266 dm 3 de N2O medidos en condiciones normales.
21) Se hacen reaccionar 25 g de dióxido de manganeso de 90 % de pureza con cantidad suficiente de MnCl2 + Cl2 ácido clorhídrico, según la reacción representada por: HCl + MnO2 a) Ajust justaa la ecuac cuació iónn b) Calcula la masa de agua formada c) Calcula el número de moléculas de cloro gaseoso formado. 22) En el laboratorio de una refinería de petróleo se hidrogena una muestra de 250 g de nafta que contiene un C4H10 + H2S 0,42 % de tiofeno (C4H4S), según la siguiente ecuación: C4H4S + 4 H2 Calcula el número de moles de moléculas de butano que se obtuvieron. 23) Se hacen reaccionar 15 g de cobre de 95 % de pureza con cantidad suficiente de nitrato de plata según la siguiente ecuación: Cu + AgNO3 Ag + Cu(NO3)2 a) Ajusta la ecuación y nombra los productos. b) b) Calc Calcul ulaa la masa masa de de plat plataa que que se form formaa c) Calcular los moles de sal que se forman. 24) El fosfato trisódico, junto con otros fosfatos, tiene una gran variedad de aplicaciones: se lo utiliza en la preparación de pinturas, detergentes, quesos y fertilizantes. En la industria se lo obtiene según la siguiente Na2O + P2O5 Na3PO4 ecuación: a) Ajusta la ecuación. b) Calcula la masa de sal que se obtiene a partir de 1 tonelada de óxido de sodio de 80 % de `pureza.
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c) Calcula la masa de pentóxido de difósforo necesaria para que reaccione totalmente con esa masa de óxido.
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RENDIMIENTO DE UNA REACCION Si una reacción ocurre en forma completa, todos los reactivos se transforman en productos de acuerdo a las proporciones estequiométricas y se dice que el rendimiento de la misma fue del 100 %. Pero en la industria esto ocurre en pocas ocasiones; ocasiones; en general, la cantidad de producto obtenido es menor al calculado por la estequiometría de la reacción.4 Para calcular el rendimiento de una reacción debemos conocer la cantidad de producto que realmente se obtuvo y compararlo con lo esperado teóricamete. El rendimiento porcentual o porcentaje del rendimiento describe la relación del rendimiento real y el rendimiento teórico: rendimiento real porcentaje de rendimiento
=
x 100 % rendimiento teórico
PROBLEMA TIPO
ENUNCIADO:
En la industria, el vanadio metálico, que se utiliza en aleaciones con acero, se puede obtener por la reacción del óxido de vanadio(V) con calcio, a temperatura elevada: 5 Ca + V2O5 5 CaO + 2 V Durante un proceso determinado 154 g de V 2O5 reaccionan con Ca en exceso. Calcula el porcentaje del rendimiento si se obtienen 803 g de V. V.
Paso 0 al 3: Paso 4:
Según lo visto anteriormente.
Ubica donde corresponda los datos y la incógnita. 5 Ca + V2O5
5 mol
1 mol
5 CaO + 2 V
5 mol
2 mol
154 g
80 g rendimiento real
Paso 5: Debes proceder a realizar el cálculo de la masa de vanadio que teóricamente t eóricamente se obtendría con el dato de la masa de pentóxido de vanadio.
Mr V2O5 = 2 x 50,9 + 5 x 16 = 181,8 ------- 1 mol de V2O5 ----- 181,8 g Mr V = 50,9
------- 1 mol de V ----- 50,9 g 2 mol ------------ 101,8 g 181,8 g V2O5 --------- 101,8 g V 154 g ------------------------ ------------- x = 154 g x 101,8 g = 86,23 g V rendimiento teórico 181,8 g
Paso 6:
Calcula ahora el porcentaje de rendimiento.
porcentaje de rendimiento
=
80 g 86,23 g
x 100 % = 92,8 %
Respuesta: La reacción tiene un rendimiento del 92,8 92,8 %. 4
Esto puede suceder por diferentes factores: impureza de los reactivos, pasivación de alguno de ellos, o la reacción es reversible.
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25) Se hacen reaccionar 6,35 g de cobre puro con ácido sulfúrico, obteniéndose sulfato cúprico, dióxido de azufre y agua. Si el rendimiento de la reacción es 90,0 %, ¿cuál es la masa de sulfato cúprico que se obtendrá? 26) Se hacen reaccionar 50 g de solución solución de cloruro de hidrógeno con cantidad suficiente de magnesio y exceso exceso de arseniato (III) de sodio, según la ecuación siguiente:
2 Na3AsO3 + 12 HCl + 3 Mg
2 AsH3 + 3 MgCl 2 + 6 NaCl + 6 H 2O
Si la reacción se produce con un rendimiento del 70,0 %, calcular el volumen de AsH3 que se obtiene en condiciones normales
27) Al hacer reaccionar totalmente 90,0 g de aluminio con ácido clorhídrico se obtienen 20 dm3 de hidrógeno (medidos en CNPT). Cuál es el rendimiento si la reacción producida fue:
2 Al + 6 HCl
2 AlCl3 + 3 H2
Si se obtienen 1,15.10-2 moles de butano, calcular el rendimiento de la reacción.
28) Se desean obtener 300 g de ácido acetilsalicílico (aspirina) a partir de ácido salicílico y anhídrido acético. La reacción de síntesis es la siguiente: si guiente:
C7H6O3
+
C4H6O3
C9H8O4
+
C2H4O2
ácido salicílico anhídrido acético ácido acetilsalicílico ácido acético Calcular la masa de ácido salicílico necesaria sabiendo que el rendimiento de la reacción es de 85 %
Bibliografía: FISICA Y QUÍMICA. Prop Propiedades iedades y transformaciones de la materia y de la ener energía. gía. Candas, Fernández y otros – ESTRADA Poli modal. 2000
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