?水的電離
一、單選題（共15題）
1．下列關(guān)于水的說法正確的是
A．純水和溶液中的水都能電離
B．水的電離和電解都需要通電
C．水中氫鍵的存在既增強了水分子的穩(wěn)定性，也增大了水的沸點
D．加入電解質(zhì)一定會破壞水的電離平衡，其中酸和堿通常都會抑制水的電離
2．關(guān)于水的離子積常數(shù)，下列說法不正確的是
A．蒸餾水中，c(H＋)·c(OH—)=1×10—14
B．純水中，25℃時，c(H＋)·c(OH—)=1×10—14
C．25℃時，任何以水為溶劑的稀溶液中，c(H＋)·c(OH—)=1×10—14
D．Kw值隨溫度升高而增大
3．下列敘述正確的是
A．NaHCO3的電離方程式為
B．pH=11的氨水溶液稀釋10倍后pH=10
C．NaOH溶液中通入CO2氣體至過量，水的電離程度先增大后減小
D．升高溫度，NaOH溶液的pH不變
4．下列說法正確的是
A．常溫下某醋酸溶液的pH=a，將溶液稀釋到原體積的103倍，則溶液的pH=(a+3)
B．某強堿弱酸鹽NaA溶液，隨溫度升高，pH一定變小
C．pH=2的鹽酸和pH=2的醋酸以體積比1∶10混合后，溶液pH仍為2
D．等濃度等體積的CH3COONa和NaClO溶液中離子總數(shù)，前者小于后者
5．常溫下，分別向25mL0.3mol/LNa2CO3溶液和25mL0.3mol/LNaHCO3溶液中逐滴滴加0.3mol/L稀鹽酸，用壓強傳感器測得壓強隨鹽酸體積的變化曲線如圖所示。下列說法正確的是

A．X曲線為Na2CO3溶液的滴定曲線
B．a(chǎn)點溶液中，c(Na+)=2c(CO)+c(HCO)+c(Cl-)
C．c點溶液中，c(Na+)＞c(HCO)＞c(OH-)＞c(H+)
D．b、d兩點水的電離程度相同
6．在下列溶液中，一定能大量共存的離子組是
A．能使酚酞變紅的溶液中：Na+ 、、Br—、Cl—
B．由水電離出的c (H+ )=10—14 mol/L 的溶液中：Na+、、K+、
C．能使甲基橙試液變紅的溶液：Fe2+、Na+、Cl—、
D．無色透明溶液中：Al3+、Na+、、Cl—
7．25°C時，二元酸H2A的鹽溶液中，下列說法正確的是
①NaHA溶液呈酸性，H2A肯定為弱酸：
②NaHA溶液呈中性，H2A肯定為弱酸：
③NaHA溶液呈堿性，H2A肯定為弱酸：
④NaHA溶液呈中性，該溶液中水的電離度α(H2O)=1.8×10-7%
A．只有①② B．只有②③ C．只有③④ D．②③④
8．NA表示阿伏加德羅常數(shù)的數(shù)值，下列說法正確的是
A．1.56gNa2O2和Na2S的混合物中陰陽離子的總數(shù)是0.07NA
B．常溫常壓下，8gO2與O3的混合氣體中含有4NA個電子
C．常溫下，1L中性CH3COONH4溶液中水電離的H+數(shù)目為1×10-7NA
D．由H2O2制得2.24LO2，轉(zhuǎn)移的電子數(shù)目為0.2NA
9．室溫時，下列溶液中有關(guān)物質(zhì)的量濃度關(guān)系不正確的是
A．0.1mol·L-1Na2CO3溶液中水電離出來的c(OH-)大于0.1mol·L-1NaOH溶液中水電離出來的c(OH-)
B．CH3COONa溶液的pH=8，則c(Na+)-c(CH3COO-)=9.9×10-7mol·L-1
C．0.1mol·L-1NaHA溶液的pH=4，則有c(HA-)>c(H+)>c(H2A)>c(A2-)
D．純水加熱到100℃時，水的離子積變大、pH變小、呈中性
10．常溫下，下列說法不正確的是
A．CH3COOH與CH3COONa的混合溶液，若測得pH=6，則溶液中:c(CH3COO-)-c(Na+)=9.9×10-7mol·L-1
B．已知HA的電離常數(shù)Ka＝1×10－8，等物質(zhì)的量濃度的HA和NaA溶液等體積混合后溶液呈酸性
C．將a mol/L氨水與0.01 mol/L的鹽酸等體積混合，溶液呈中性，則NH3·H2O的電離常數(shù)Kb為
D．已知：Ksp[Fe(OH)3]=2.79×10-39，該溫度下反應(yīng)Fe(OH)3+3H+Fe3++3H2O的平衡常數(shù)K=2.79×103
11．用海水曬鹽后的苦鹵水生產(chǎn)金屬Mg的過程可表示如下：苦鹵水
下列說法正確的是
A．苦鹵水與石灰乳反應(yīng)的離子方程式為：
B．常溫下，溶于鹽酸所得溶液中
C．將溶液直接蒸干無法得到無水
D．電解熔融在陽極獲得金屬Mg
12．關(guān)于水的電離，下列敘述中，正確的是
A．升高溫度，水的平衡向正反應(yīng)方向移動，KW增大，c(H+)不變
B．向水中加入少量硫酸，水的平衡向逆反應(yīng)方向移動，KW不變，c(H+)增大
C．向水中加入氨水，水的平衡向逆反應(yīng)方向移動，KW不變，c(OH-)降低
D．向水中加入少量固體NaCl，平衡向逆反應(yīng)方向移動，KW不變，c(H+)降低
13．若往20 mL 0.01 mol·L-1CH3COOH溶液中逐滴加入一定濃度的燒堿溶液，測得混合溶液的溫度變化如圖所示，下列有關(guān)說法正確的是

A．c點時，醋酸的電離程度和電離常數(shù)都最大，溶液呈中性
B．若b點混合溶液顯酸性，則2c(Na＋)=c(CH3COO-)＋c(CH3COOH)
C．混合溶液中水的電離程度：b＞c＞d
D．由圖可知，該反應(yīng)的中和熱先增大后減小
14．在下列各組溶液中，離子一定能大量共存的是
A．由水電離產(chǎn)生的H+濃度為1×10-13mol/L的溶液中：Na+、K+、Cl-、
B．某無色澄清溶液中：K+、H+、Fe2+、
C．常溫下，的溶液中：、Cl-、Na+、Mg2+
D．加入KSCN顯血紅色的澄清透明溶液中：Cu2+、K+、Cl-、I-
15．某溫度下，水的離子積常數(shù)Kw=1×10-12。該溫度下，將pH=4的H2SO4溶液與pH=9的NaOH溶液混合并保持恒溫，忽略溶液體積變化。欲使混合溶液的pH=6，則稀硫酸與NaOH溶液的體積比為（ ）
A．1：10 B．9：1 C．1：9 D．10：1


二、填空題（共9題）
16．(1)T=25℃時，KW= ___________ ；T=100℃時KW=10-12，則此時0.05mol/L的Ba(OH)2溶液的pH= ___________
(2)已知25℃時，0.1L 0.1mol/L的NaA溶液的pH=10，則NaA溶液中存在的平衡有 ___________ ,溶液中物質(zhì)的量濃度由達(dá)到小的順序為 ___________
(3)25℃時，將pH=11的NaOH溶液與pH=4的硫酸溶液混合，若所得混合溶液的pH=9，則NaOH溶液與硫酸溶液的體積比為 ___________
17．25 ℃，NaOH和Na2CO3兩溶液的pH均為11。
(1)兩溶液中，由水電離的c(OH-)分別是：
①NaOH溶液中___________；
②Na2CO3溶液中___________。
③在1 L水中加入上述溶液中的___________會使水的電離程度減小。
(2)各取10 mL上述兩種溶液，分別加水稀釋到100 mL，pH變化較大的是___________(填化學(xué)式)溶液。
18．試回答下列問題(溫度均為25℃時)：
(1)pH=13的Ba(OH)2溶液aL與pH=3的H2SO4溶液bL混合。若所得混合溶液呈中性，則a：b=__；
(2)向明礬溶液中緩慢加入Ba(OH)2溶液至硫酸根離子剛好沉淀完全時，溶液的pH_7(填>、＜、=)，離子反應(yīng)方程式為__。
19．(1)25℃時，0.05 mol/L H2SO4溶液的c(H+)=____，pH=____，0.01 mol/L NaOH溶液的c(H+)=_____，pH=_____；
(2)水的電離平衡曲線如圖所示。

若以A點表示25℃時水電離平衡時的離子的濃度，當(dāng)溫度升高至100 oC時，水的電離平衡狀態(tài)到B點，則此時水的離子積從_____增加到____，造成水的離子積增大的原因是____。
20．某溫度下，Kw=10-12。
(1)若保持溫度不變，向少量水中加入_______g的NaOH固體，并加水至1 L，才能使溶液中水電離產(chǎn)生的H＋、OH-的濃度乘積即：c(H＋)水·c(OH-)水=10-26。
(2)若保持溫度不變，向水中通入的HCl氣體恰好使溶液中c(H＋)/c(OH-)=1010，則此時水電離的c(OH-)=_______mol·L-1。
(3)若保持溫度不變，某溶液中c(H＋)為1×10-7mol·L-1，則該溶液顯_______性(選填“酸”、“堿”或“中”)。
21．Ⅰ.已知95 ℃時水的離子積KW=1×10-12，25 ℃時KW=1×10－14，回答下列問題：
(1)95 ℃時水的電離常數(shù)_______(填“＞”“=”或“＜”) 25 ℃時水的電離常數(shù)。
(2)95 ℃純水中c(H＋)_______(填“＞”“=”或“＜”)c(OH－)。
(3)95 ℃時向純水中加入NaOH，c(OH－)=1×10－1 mol·L-1，此時pH=_______。
Ⅱ.(25 ℃)，將20mL0.01 mol·L－1 KOH溶液與30mL0.005mol·L－1H2SO4溶液混合并加水至100ml，求混合液的pH值_______________(寫計算過程)。
22．回答下列有關(guān)醋酸的問題。
Ⅰ．在一定溫度下，向冰醋酸中加水稀釋，溶液導(dǎo)電能力變化情況如下圖所示：

(1)加水量為0時，導(dǎo)電能力也為0，請解釋原因：_______。
(2)a、b、c三點醋酸電離程度由大到小的順序為_______；a、b、c三點對應(yīng)的溶液中，pH最小的是_______；a、b、c三點對應(yīng)的溶液中，水的電離程度最大的是_______。
(3)在稀釋過程中，隨著醋酸濃度的降低，下列始終保持增大趨勢的量是_______。
A．c(H+) B．H+個數(shù) C．CH3COOH分子數(shù) D．
Ⅱ．常溫下，有HCl、H2SO4、CH3COOH三種溶液，請用化學(xué)符號填空：
(1)等體積、等物質(zhì)的量濃度三種酸溶液，中和NaOH的能力由大到小的順序是_______。
(2)當(dāng)三種酸溶液c(H+)相同時，寫出物質(zhì)的量濃度最大的酸與氫氧化鉀反應(yīng)的離子方程式_______。
(3)pH=1的HCl溶液與0.04 mol/L的Ba(OH)2溶液等體積混合后溶液pH是_______。
23．水的電離平衡曲線如圖所示，若A點表示25℃時水的電離達(dá)平衡時的離子濃度，B點表示100℃時水的電離達(dá)平衡時的離子濃度。則100℃時0.001 mol/L的NaOH溶液中，由水電離出的c(H＋)＝________mol·L－1，Kw(25℃)________Kw(100℃)(填“>”、“10-8，說明HA的電離程度小于于水解程度，等物質(zhì)的量濃度的HA和NaA溶液等體積混合后溶液呈堿性，故B錯誤；
C．將amol/L的氨水與0.01mol/L的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)，平衡時溶液中c(NH4+)=c(Cl-)=0.005mol/L，根據(jù)物料守恒得n(NH3H2O)=(0.5a-0.005)mol/L，根據(jù)電荷守恒得c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L，溶液呈中性，NH3?H2O的電離常數(shù)Kb===，故C正確；
D．已知：Ksp[Fe(OH)3]==2.79×10-39，反應(yīng)Fe(OH)3+3H+Fe3++3H2O的平衡常數(shù)K====2.79×103，故D正確；
故選B。
11．C
【詳解】
A．石灰乳不能拆寫為離子，離子反應(yīng)方程式為:，故A錯誤；
B．水的離子積常數(shù)Kw= c(H+)·c(OH-)，溫度不變，溫度函數(shù)水的離子積常數(shù)不變，則常溫下，Mg(OH)2溶于鹽酸所得MgCl2溶液中c(H+)·c(OH-)=10-14，故B錯誤；
C．氯化鎂是強酸弱堿鹽，在溶液中能發(fā)生水解反應(yīng)生成氫氧化鎂和氯化氫，蒸干過程中，氯化氫受熱揮發(fā)，使氯化鎂的水解平衡趨于完全，最終得到氫氧化鎂，無法得到氯化鎂，故C正確；
D．電解熔融氯化鎂時，鎂離子在陰極得到電子發(fā)生還原反應(yīng)生成金屬鎂，故D錯誤；
故選C。
12．B
【詳解】
A．升高溫度促進(jìn)水的電離，c(H+)增大，A錯誤；
B．硫酸電離出氫離子，c(H+)增大，抑制水的電離，Kw只與溫度有關(guān)，所以KW不變，B正確；
C．一水合氨會電離出氫氧根，所以c(OH-)增大，C錯誤；
D．NaCl為強酸強堿鹽，加入少量固體NaCl，對水的電離無影響，D錯誤；
綜上所述答案為B。
13．B
【分析】
當(dāng)加入20 mL NaOH時，溶液溫度達(dá)最高，說明此時CH3COOH與NaOH恰好反應(yīng)，對應(yīng)溶液組成為CH3COONa，根據(jù)反應(yīng)比例知NaOH濃度也為0.01 mol/L，b點時加入10 mL NaOH，此時醋酸被中和一半，溶液組成為CH3COONa和CH3COOH，兩者近似1:1，d點加入40 mL NaOH，過量了20 mL，故d點組成為CH3COONa和NaOH，兩者近似1:1。
【詳解】
A．由分析知，c點溶液組成為CH3COONa，由于CH3COO-水解，溶液顯堿性，A錯誤；
B．由分析知，b點溶液組成為CH3COONa和CH3COOH，兩者近似1:1，由物料守恒：2c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-)，知B正確；
C．由分析知，c點只含CH3COONa，考慮CH3COO-水解促進(jìn)水電離，故c點水的電離程度最大，d點過量的NaOH完全電離抑制水的電離，b點剩余的CH3COOH微弱電離，對水的電離抑制程度較弱，且b點溫度高于d點，故b點水的電離程度大于d點，C錯誤；
D．中和熱指稀溶液中，酸堿反應(yīng)生成1 mol 水放出的熱量，與反應(yīng)物用量無關(guān)，D錯誤；
故答案選B。
14．C
【詳解】
A．由水電離產(chǎn)生的H+濃度為1×10-13mol/L的溶液中，水的電離受到抑制，可以為酸性溶液或堿性溶液，與酸性溶液中的氫離子會發(fā)生反應(yīng)生成水和二氧化硫，與堿性溶液中的氫氧離子發(fā)生反應(yīng)生成水和，不能大量共存，故A不符合題意；
B．Fe2+顯淺綠色，F(xiàn)e2+不能存在于無色溶液中，且Fe2+可以被H+、氧化成Fe3+，故在溶液中不能大量共存，故B不符合題意；
C．常溫下，KW=c(H+)c(OH-)=10-14mol/L，的溶液中c(H+)=0.1mol/L，c(OH-)=10-13mol/L，c(H+)＞c(OH-)，溶液顯酸性，酸性條件下，、Cl-、Na+、Mg2+之間不發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，故C符合題意；
D．加入KSCN顯血紅色的澄清透明溶液中含有Fe3+，Cu2+、Fe3+都具有氧化性，I-具有還原性，Cu2+、Fe3+與I-之間會發(fā)生氧化還原反應(yīng)，故D不符合題意；
答案選C。
15．D
【詳解】
某溫度下，水的離子積常數(shù)Kw=1×10-12，當(dāng)混合溶液的pH=6時，溶液呈中性，設(shè)硫酸溶液的體積為a L，氫氧化鈉溶液的體積為b L，則a×10-4=b×10-3，a︰b=10︰1；
答案選D。
16．1×10-14 11 A-+H2OHA+OH-、H2OH++OH- c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+) 1:9
【詳解】
(1)T=25℃時，KW=1×10-14；T=100℃，時KW=10-12，則此時0.05mol/L的Ba(OH)2溶液的c(OH-)=0.1mol/L，c(H+)=KW÷c(OH-)=10-11，溶液的pH=11。
(2)已知25℃時，0.1L 0.1mol/L的NaA溶液的pH=10，溶液呈堿性，則NaA溶液中存在的平衡有A-+H2OHA+OH-、H2OH++OH-，溶液中物質(zhì)的量濃度由達(dá)到小的順序為：c(Na+)>c(A-)> c(OH-)> c(H+)。
(3)設(shè)氫氧化鈉溶液的體積為xL，硫酸溶液的體積為yL，pH = 11的NaOH溶液中，氫氧根離子的濃度為：10-3mol/L，pH = 4的硫酸溶液中氫離子濃度為：10-4mol/L，二者混合后溶液的pH=9，溶液酸性堿性，溶液中氫氧根離子的濃度為10-5mol/L，即氫氧化鈉過量，即：，解得 。
17．10-11mol/L 10-3mol/L NaOH NaOH
【詳解】
(1)pH = 11，溶液中c(OH-) = 1.0×10-3mol/L，
氫氧化鈉溶液中，氫氧根離子抑制了水的電離，溶液中氫離子是水電離的，則氫氧化鈉溶液中水電離的氫氧根離子濃度為10-11mol/L；
碳酸鈉溶液中，碳酸根離子水解促進(jìn)了水的電離，溶液中氫氧根離子是水電離的，則水電離的氫氧根離子濃度為；
③水的電離平衡影響因素分析，酸堿抑制水的電離，水解的鹽促進(jìn)水的電離，在1 L水中加入上述溶液中的氫氧化鈉溶液會使水的電離程度減?。?br /> (2)氫氧化鈉為強電解質(zhì)，溶液中完全電離，碳酸根離子的水解為可逆反應(yīng)，稀釋使水解程度增大，則溶液溶液稀釋后氫氧化鈉pH變化較大。
18．1∶100 > Al3++2+2Ba2++4OH-=2BaSO4↓++2H2O
【詳解】
(1)pH=13的Ba(OH)2溶液中c(H+)=10-13 mol/L，c(OH-)=，pH=3的H2SO4溶液中c(H+)=10-3 mol/L，由于混合后溶液呈中性，故Ba(OH)2中n(OH-)與H2SO4中n(H+)相等，列式得：0.1a=10-3b，解得a:b=1:100；
(2)假設(shè)KAl(SO4)2為1 mol，則明礬溶液中含有1 mol K+、1 mol Al3+、2 mol，若要使完全沉淀，則需加入2 mol Ba(OH)2，由于引入了4 mol OH-，1 mol Al3+此時恰好與4 mol OH-發(fā)生反應(yīng)轉(zhuǎn)化為，即反應(yīng)后溶液中含有，水解使溶液顯堿性，故此處填“＞”；疊加離子反應(yīng)2Ba2++2=2BaSO4↓和Al3++4OH-=+2H2O，得總離子方程式為：Al3++2+2Ba2++4OH-=2BaSO4↓++2H2O（注意Al3+與反應(yīng)比例由實際參與反應(yīng)的物質(zhì)的量決定）。
19．0.1mol/L 1 1×10-12mol/L 12 1×10-14 1×10-12 溫度升高，水的電離程度增大，Kw增大
【詳解】
(1)0.05 mol/L H2SO4溶液的c(H+)=2c(H2SO4)=2×0.05 mol/L=0.1 mol/L，pH=-lgc(H+)=-lg0.1=1，0.01 mol/L NaOH溶液的c(OH-)=c(NaOH)=0.01 mol/L，c(H+)==，pH=12，故答案為：0.1 mol/L；1；1×10-12mol/L；12；
(2)A點對應(yīng)的水的離子積常數(shù)，B點對應(yīng)的水的離子積常數(shù)，水的電離是吸熱過程，溫度升高水的電離平衡正向移動，電離程度增大，Kw增大，故答案為：1×10-14；1×10-12；溫度升高，水的電離程度增大，Kw增大。
20．400 10-11 堿
【詳解】
(1)水溶液中水電離產(chǎn)生的H＋、OH-的濃度是相等的，當(dāng) c(H＋)水·c(OH-)水=10-26時，可知c(H＋)水=10-13 mol·L-1，該溫度下，水的Kw=10-12，則溶液中的c(OH-)溶液= 10mol·L-1，所以需向1L水中加入10 mol的NaOH固體，其質(zhì)量為400g。
(2)向水中通入HCl氣體，使溶液顯酸性，則溶液中的OH-都來源于水，由 c(H＋)/c(OH-)=1010，c(H＋)c(OH-)=10-12，可計算出c(OH-)=10-11 mol·L-1。
(3)此溫度下Kw=10-12，c(H＋)為1×10-7mol·L-1，則溶液中的c(OH-)=1×10-5mol·L-1，c(OH-)> c(H＋)，則該溶液顯堿性。
21．> = 11 3
【詳解】
(1)水的電離為吸熱反應(yīng)，溫度越高水的電離程度越大，電離平衡常數(shù)越大，所以95℃時水的電離常數(shù)>25℃時水的電離常數(shù)，故答案為：>；
(2)由水的電離：,可知，任何溫度下純水中水電離出的c(H＋)等于c(OH－)，故答案為：=；
(3)95 ℃時水的離子積KW=1×10-12，c(OH-)=1×10-1mol·L-1，,pH=11，故答案為：11；
II.混合后溶液中的c(H＋)=， 混合液的pH=3，故答案為：3。
22．冰醋酸的構(gòu)成微粒為分子，沒有帶電荷微粒，所以不導(dǎo)電 c>b>a b c B、D H2SO4>HCl=CH3COOH CH3COOH+OH-=CH3COO-+H2O 2
【詳解】
Ⅰ．(1)冰醋酸為共價化合物，必須溶于水才能電離出離子從而導(dǎo)電，即冰醋酸構(gòu)成微粒為分子，沒有帶電荷微粒，故不導(dǎo)電；
(2)依據(jù)弱電解質(zhì)“越稀越電離”規(guī)律，電離程度隨著水的加入量增大而增大，即c>b>a；溶液導(dǎo)電能力強，說明離子濃度大，故b點c(H+)最大，此時pH最?。淮姿犭婋x出的H+會抑制水的電離，溶液中c(H+)關(guān)系為：b > a > c，故c點對水的電離抑制程度最小，即水的電離程度最大；
(3)A．圖示導(dǎo)電能力變化說明溶液中c(H+)是先增大后減小，A不符合題意；
B．加水稀釋，促進(jìn)醋酸電離，故H+個數(shù)增多，B符合題意；
C．加水稀釋，促進(jìn)醋酸電離，CH3COOH個數(shù)減少，C不符合題意；
D．由，結(jié)合B、C選項的判斷知比值增大，D符合題意；
故答案選BD；
Ⅱ．(1)等體積等濃度的三種酸可提供的n(H+)：H2SO4 > HCl = CH3COOH，故中和NaOH能力：H2SO4 > HCl = CH3COOH；
(2)醋酸為一元弱酸，微弱電離出H+，硫酸為二元強酸，1:2電離出H+，所以在溶液中c(H+)相等的情況下，三種酸物質(zhì)的量濃度最大的是CH3COOH，在離子方程式中不能拆開，故離子方程式為：CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O；
(3)pH=1鹽酸中c(H+)濃度為0.1 mol/L，0.04 mol/LBa(OH)2中c(OH-)濃度為0.08 mol/L，兩者等體積混合酸過量，欲求pH需先求c(H+)，，故pH= -Lgc(H+)=2。
23．10-9 < 促進(jìn)
【詳解】
100℃時根據(jù)圖像可知，水的離子積常數(shù)等于10－12 ，所以100℃時0.001 mol/L的NaOH溶液中，OH－濃度是0.001mol·L－1，則氫離子的濃度＝=1×10－9mol/L，因此溶液中由水電離出的c(H＋)＝1×10－9mol/L；
25℃時根據(jù)圖像可知，水的離子積常數(shù)等于10－14 ，故Kw(25℃)

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