TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS UD001433_V(01) MD_UDxxxxxx_V(14)Esp.dot

Texto completo

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MD_UDxxxxxx_V(14)Esp.dot

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ÍNDICE

M

OTIVACIÓN

... 3

P

ROPÓSITOS

... 4

P

REPARACIÓN PARA LA UNIDAD

... 5

1. S

ISTEMA PERIÓDICO

... 7

1.1. C

ONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS

... 8

1.2. P

ROPIEDADES PERIÓDICAS

... 13

1.2.1. Tamaño ... 13

1.2.2. Potencial de ionización ... 14

1.2.3. Electroafinidad ... 15

1.2.4. Electronegatividad ... 16

1.3. C

LASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS

... 17

C

ONCLUSIONES

... 21

R

ECAPITULACIÓN

... 22

A

UTOCOMPROBACIÓN

... 23

S

OLUCIONARIO

... 27

P

ROPUESTAS DE AMPLIACIÓN

... 28

B

IBLIOGRAFÍA

... 29

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MOTIVACIÓN

De entre todos los elementos conocidos, ¿cada uno tiene unas propiedades completamente diferentes al resto?, o por el contrario, ¿existen elementos que sean parecidos a otros? La respuesta es que hay elementos con propiedades muy parecidas a las de otros. Este hecho permite que los elementos químicos se agrupen en familias, lo que hace más fácil el análisis de la multitud de sus- tancias que pueden generarse a partir de limitado número de elementos existen- tes. Poniendo orden en los elementos que conocemos, la química será más sencilla de aprender e interpretar. Este es el principal sentido de la tabla perió- dica de los elementos, tal y como la conocemos hoy en día.

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TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

PROPÓSITOS

Al finalizar esta unidad habrás alcanzado los siguientes propósitos:

Entender el fundamento de la ordenación de los elementos en el sistema periódico.

Conocer la configuración electrónica de los distintos elementos y sus reglas.

Determinar las propiedades periódicas de los elementos y su justificación.

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PREPARACIÓN PARA LA UNIDAD

La llamada ley periódica fue descubierta por Mendeleiev y Meyer, simultáneamente, hacia el año 1869, pero mencionaban al peso atómico en lugar de referirse al número atómico. En 1913, Moseley descubrió que las frecuencias se daban en función del número atómico y no en función del peso atómico.

Partiendo de la distribución electrónica en los distintos orbitales del átomo vamos a sacar las consecuencias de esta ordenación, justificaremos el porqué del sistema periódico y estudiaremos las causas de la variación periódica de diversas propiedades características de los elementos.

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1. SISTEMA PERIÓDICO

El sistema periódico de los elementos es una tabla en la que se encuentran agrupados todos los elementos conocidos hasta ahora. Se agrupan por familias aquellos elementos que poseen propiedades semejantes. Las familias o gru- pos se disponen en columnas verticales y, horizontalmente, los elementos se disponen formando los periodos.

Figura 1. Tabla periódica de los elementos

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TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

Se ordenan los elementos según su número atómico creciente, poniendo de manifiesto la llamada ley periódica, que nos dice que las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos.

Existen 18 familias, 8 de ellas van anotadas con el número seguido de la letra A y las otras 10, con la letra B. Los grupos A están situados a ambos extremos y se les denomina elementos representativos, y los grupos B están en el centro y están formados por los elementos de transición.

La IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), organismo que se encarga de normalizar las reglas en química, ha universalizado la manera de denominar a los grupos de la tabla periódica. En la actualidad, los grupos se indican con números arábigos que van desde el 1 hasta el 18. Por lo tanto, la notación mostrada en el párrafo anterior con las letras A y B ha quedado obsoleta y los grupos se deben indicar ahora con los números 1 al 18 (tal y como aparece en la figura 1). No obstante, en algún libro antiguo todavía podemos encontrarnos con esa notación y por ello está bien conocerla.

A grandes rasgos, los metales ocupan la parte izquierda y central de la tabla, mientras que los no metales se sitúan a la derecha.

En el sexto periodo existe una serie de 14 elementos que han de sacarse fuera de la tabla porque, por sus propiedades, todos deberían ocupar el mismo pues- to que ocupa el lantano, por eso se les llama lantánidos. Lo mismo ocurre con los elementos actínidos en el séptimo periodo, pues todos habrían de ocupar la misma casilla que el actinio. Tanto los lantánidos como los actínidos son los llamados elementos de transición interna.

1.1. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS

Partiendo del hidrógeno y añadiendo un electrón y un protón para que resulten los sucesivos elementos, veremos cómo se repite periódicamente la configura- ción electrónica del nivel más extremo.

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Si no recuerdas cómo se indicaba la configuración electrónica de un elemento, vamos a repasarla ahora.

La configuración electrónica se abreviaba indicando:

nlx

Donde x son los electrones que ocupan ese orbital. Para el orden de llenado seguíamos la siguiente técnica:

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p

Hay que recordar siempre que existen algunas irregularidades en las que los elementos no siguen este orden de llenado. En la tabla que encontrarás más adelante se indican los elementos que pre- sentan estas irregularidades.

Debemos tener en cuenta que el electrón diferencial entra en el orbital vacío de menor energía. De esta manera, el orbital 1s recibe su primer electrón en el hi- drógeno y se completa en el helio. El siguiente electrón, caso del litio, pasa a ocupar el nivel de energía inferior disponible: el 2s. Los orbitales 2s y 2p se lle- nan completamente en el segundo gas noble: el neón. El proceso se repite con los orbitales 3s y 3p, es decir, desde el sodio hasta el argón.

Al repetirse las configuraciones electrónicas externas aparecen elementos con propiedades semejantes (F, Cl, etc.), es decir, aparecen las familias. Esto lo ve- mos gráficamente en el siguiente ejemplo:

1 2 13 14 15 16 17 18

PERIODO 1

↑↓

H He

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TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

1 2 13 14 15 16 17 18

PERIODO 2

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

Li Be B C N O F Ne

1 2 13 14 15 16 17 18

PERIODO 3

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

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↑↓

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↑↓

↑↓

↑↓

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↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

Na Mg Al Si P S Cl Ar

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A continuación se ocupa, con el potasio y el calcio, el orbital 4s porque, debido a ciertas propiedades especiales de los orbitales d, posee menos energía que los 3d, que se llenan seguidamente, con ciertas irregularidades, desde el escandio hasta el cinc, originando la primera serie de transición compuesta por 10 elemen- tos ya que el número de orbitales d es 5. Una vez llenos los orbitales 3d se co- mienzan a llenar los 4p, que lo hacen completamente en el kriptón, que es un gas noble que termina el cuarto periodo. En el quinto periodo se repiten las mismas incidencias que en el cuarto.

El sexto periodo comienza cuando es rellenado el orbital 6s, pero aún quedan los orbitales 4f vacíos. Estos se completan a partir del lantano, dando lugar a la primera serie de transición interna. Todos ellos, al tener comunes las configuraciones electró- nicas de los dos últimos niveles de energía, presentan propiedades casi idénticas.

La siguiente tabla muestra la distribución electrónica de los átomos de los elementos; en ella, los elementos marcados con un asterisco (*) presentan irregularidades en el llenado de los orbitales:

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TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

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1.2. PROPIEDADES PERIÓDICAS

En muchos aspectos relacionados con la química hablamos de las propiedades periódicas de los elementos para explicar su comportamiento. En esta ocasión nos centraremos en cuatro propiedades que se denominan periódicas porque varían de una manera cíclica.

Ahora es el momento de aprenderse la tabla periódica. Puedes empezar escribiendo los elementos y su símbolo químico. Es de suma importancia conocer qué símbolo tiene cada elemento, así que… ¡manos a la obra!

Posteriormente, puedes estudiarte un periodo (fila) cada día, sin olvidarte de repasar la que has aprendido el día anterior. La tabla periódica es importante conocerla tanto por grupos como por pe- riodos, así que ¡ánimo! Si lo haces día a día, en poco más de una semana te sabrás la tabla periódica de memoria.

Para aprender fácilmente la tabla periódica te puede resultar muy útil formar una frase con las letras iniciales de los elementos de los periodos.

Puedes encontrar más información sobre la variación cíclica de ciertas propiedades en:

http://teleformacion.edu.aytolacoruna.es/EQUIMICA/document/

propper/appletproper.htm.

1.2.1. T AMAÑO

El tamaño de un átomo lo podemos medir con el radio atómico. Dentro de una misma familia o grupo, el radio atómico aumenta conforme aumenta Z, es decir, cuando descendamos por una columna, ya que el número de niveles de elec- trones crece gradualmente.

Por regla general, en un periodo el tamaño disminuye al aumentar Z, es decir,

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TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

Figura 2. Variación del tamaño de los átomos en la tabla periódica

1.2.2. P OTENCIAL DE IONIZACIÓN

El potencial de ionización se define como:

La energía necesaria para expulsar (ionizar) un electrón de un áto- mo en estado electrónico fundamental, gaseoso y en condiciones de presión y temperatura estándar.

A → A+ + 1e- (catión)

En un átomo polielectrónico se puede producir este proceso varias veces y, por lo tanto, habrá distintos potenciales o energías de ionización. Así tendremos la primera energía de ionización que será la energía mínima para eliminar el elec- trón más externo y la segunda energía de ionización que será la energía nece- saria para eliminar el siguiente electrón del ión positivo (catión) formado, etc.

Lógicamente, esta segunda energía será mayor que la primera ya que se parte de un catión y no del átomo neutro, siendo además un electrón más fuertemen- te atraído por el núcleo.

Cuanto más fácil sea la operación de ionización, menor será la energía de ionización del elemento.

En una familia o grupo, la energía de ionización disminuye al aumentar el número atómico Z (es decir, hacia abajo), puesto que los electrones más externos, al estar más alejados del núcleo (ya que el radio atómico es mayor), sienten más débilmente su atracción.

En un periodo, la energía de ionización aumenta conforme aumenta Z debido a la creciente carga nuclear.

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RESPONDE

Realiza el siguiente ejercicio.

De los siguientes elementos: Na, Al, Cl, Fe y K, ¿cuál tendrá menor potencial de ionización?

Solución:

K, ya que se encuentra más hacia la izquierda y abajo en la tabla periódica.

Podemos afirmar que cuanto menor es la energía de ionización de un elemento, tendrá mayor tendencia a formar un ión positivo, es decir, será más electropositi- vo. Los metales son muy electropositivos, ya que poseen energías de ionización más pequeñas.

1.2.3. E LECTROAFINIDAD

La afinidad electrónica o electroafinidad es:

La energía mínima necesaria para la formación de un ión negativo (anión) a partir de un átomo neutro en su estado fundamental.

1e- + A → A-

La manifiestan especialmente los átomos con un nivel externo casi completo (no metales).

Se podría decir que la afinidad electrónica es una propiedad inversa a la energía de ionización, ya que una es la energía necesaria para captar un electrón y la otra es la energía necesaria para desprenderlo. De forma general, en un periodo, la afinidad electrónica aumenta hacia la derecha; en una familia o grupo, aumen- ta al disminuir el radio (es decir, hacia arriba), ya que así el núcleo manifiesta con mayor poder su fuerza atractiva.

RESPONDE

Realiza el siguiente ejercicio.

De los siguientes elementos: He, Ne, F, S y Li, ¿cuál tendrá mayor afinidad electrónica?

Solución:

El flúor (F). Hay que tener en cuenta que, aunque He y Ne se encuentran más hacia la derecha y arriba en la tabla periódica, estos son gases nobles, los

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TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

El tamaño de un átomo sufre una importante contracción al perder electrones. Esto se debe a que normalmente se pierde un nivel energético, es decir, los electrones que quedan son de un orbital inferior.

Por el contrario, el volumen del átomo aumenta cuando gana elec- trones, ya que el nuevo electrón se verá sometido a repulsiones por parte de los electrones existentes, y esta fuerza no es compen- sada por una mayor carga positiva en el núcleo.

Es muy importante que aprendas la tabla periódica. ¿Sabrías decir cuál es el séptimo elemento del quinto periodo?

1.2.4. E LECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad se define como:

La mayor o menor atracción que un átomo ejerce sobre el par de electrones de un enlace con otro átomo.

Las electronegatividades elevadas concuerdan con las mayores afinidades electrónicas y con las mayores energías de ionización.

En un periodo, las electronegatividades aumentan hacia la derecha; en una familia o grupo, hacia arriba.

Los metales son los elementos con menores electronegatividades y por eso es la electronegatividad la propiedad que suele tomarse como base para establecer el carácter más o menos metálico de un elemento con relación a otro.

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Figura 3. Tendencia de la electronegatividad según el orden de la tabla periódica

Un enlace químico se basa en la interacción de los electrones más externos de los átomos.

Conocer la relación entre la electronegatividad de dos elementos será importante para conocer el tipo de enlace que tendrá lugar al formarse una molécula con esos elementos. El átomo más elec- tronegativo tendrá tendencia a apropiarse con mayor fuerza del electrón del átomo menos electronegativo.

Recuerda que este hecho será también importante a la hora de nombrar un compuesto químico y escribir su fórmula.

1.3. CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS

De acuerdo con lo visto hasta ahora, los elementos se agrupan en familias que poseen unas características comunes:

Gases nobles: helio, neón, argón, kriptón, xenón, radón.

Son gases a temperatura y presión ordinarias. Tienen completa su última capa de electrones, con lo que su actividad química es es- casa y sus moléculas están formadas por un solo átomo, es decir, son monoatómicas.

Alcalinos: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio.

Tienen un electrón en su última capa, por lo que son químicamente muy activos. Son metales con brillo, blandos y maleables. Poseen ten-

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Alcalinotérreos: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio.

Tienen dos electrones en su última capa y, aunque son muy activos químicamente, no lo son tanto como los alcalinos. Son metales de colores grisáceos y poseen brillo.

Halógenos: flúor, cloro, bromo, yodo y astato.

Tienen siete electrones en su última capa, por lo que forman rápida- mente aniones al reaccionar químicamente. Sus moléculas poseen dos átomos, es decir, son diatómicas. Al tener una reactividad tan alta, no existen en la naturaleza en estado libre, como mucho, formando molé- culas diatómicas, como acabamos de decir. El astato es radiactivo. Los halógenos son buenos oxidantes.

Anfígenos: oxígeno, azufre, selenio, teluro y polonio.

Tienen seis electrones en su última capa, tendiendo a captar dos electrones al reaccionar químicamente.

Hidrógeno: hidrógeno.

Se comporta como metal al reaccionar con los halógenos y como un halógeno al reaccionar químicamente con los metales.

Nitrogenoides: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto.

Carbonoides: carbono, silicio, germanio, estaño y plomo.

Térreos: boro, aluminio, galio, indio y talio.

Metales de transición: cobre, plata, oro, mercurio, hierro, níquel, cobalto, platino, iridio, cromo, manganeso, plomo y estaño.

Series del lantano y del actinio.

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CONCLUSIONES

Cada elemento químico tiene unas propiedades químicas concretas. Estas pro- piedades están determinadas por su estructura electrónica y se muestran, en mayor o menor grado, según sea el elemento con el que reaccione. El compor- tamiento de un elemento se puede predecir conociendo su posición en la tabla periódica, por lo que será de utilidad conocer su estructura y la distribución de los elementos químicos en la misma.

Una vez sabemos la distribución de los elementos en la tabla periódica podremos decir los elementos que son metálicos o no metálicos, en base a su electronegati- vidad, o bien si un elemento tiene tendencia a ganar o a perder electrones para formar un anión o un catión, respectivamente. Todo ello afectará a las propieda- des de los compuestos a que den lugar al reaccionar elementos diferentes.

Por último, hay una serie de elementos que tienen la estructura electrónica tan compensada que no muestran tendencia a reaccionar con otros elementos.

Estos son los gases nobles.

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RECAPITULACIÓN

La tabla periódica actual tiene 7 filas, denominadas periodos, cuyo número se co- rresponde con el número cuántico principal (n), y 18 columnas que corresponden a 18 grupos o familias. En cada grupo están situados aquellos elementos cuyas con- figuraciones electrónicas externas coinciden y, por tanto, tienen propiedades quí- micas similares.

Los elementos del grupo 18, o antiguamente llamado grupo VIIIA, son los gases nobles; tienen completamente llenos los orbitales del periodo al que pertenecen, por eso no reaccionan con ningún otro elemento.

Las propiedades periódicas de los elementos químicos varían de modo regular con el valor de su número atómico Z.

En un periodo, el radio atómico disminuye al aumentar Z; en un grupo, el radio atómico aumenta al aumentar Z.

Dentro de un periodo, la energía de ionización aumenta conforme aumenta Z; en cambio, la primera energía de ionización disminuye al aumentar Z a lo largo de un mismo grupo.

La afinidad electrónica aumenta al desplazarnos hacia arriba y hacia la derecha por la tabla.

La electronegatividad se comporta de la misma manera que la afinidad electrónica aumenta al desplazarnos hacia la derecha y hacia arriba en la tabla.

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AUTOCOMPROBACIÓN

1. Respecto a los elementos de números atómicos Z = 7 y Z = 15 podemos afirmar que:

a) El primer elemento es el oxígeno y tiene valencia 2, y el segundo elemento es el fósforo y tiene valencia 3.

b) El primer elemento es el nitrógeno y actúa con valencia 3, y el segundo elemento es el fósforo y actúa con valencia 5.

c) El primer elemento es el nitrógeno y actúa con valencia 3, y el segundo elemento es el azufre y actúa con valencia 5.

d) El primer elemento es el nitrógeno y actúa con valencia 3, y el segundo elemento es el fósforo y actúa con valencia 3 ó 5.

2. Señala cuál de los siguientes elementos tiene mayor número atómico Z:

a) Ba.

b) Be.

c) Cr.

d) C.

3. Indica cuál de los siguientes elementos posee un radio atómico mayor:

a) S.

b) Si.

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TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

4. ¿Cuál de los siguientes elementos posee mayor afinidad electrónica?

a) K.

b) Ca.

c) Mg.

d) Na.

5. Señala cuál de las siguientes configuraciones electrónicas corresponde al cromo:

a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1. b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2. c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2. d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s1.

6. Indica la afirmación correcta:

a) Los gases nobles son elementos situados en el grupo 18 del sistema periódico.

b) Los gases nobles tienen el último nivel completo.

c) Para todos los gases nobles la estructura electrónica externa es del tipo ns2 np6.

d) Los gases nobles son elementos muy inestables.

7. Señala la opción incorrecta acerca de los metales alcalinos:

a) Los metales alcalinos están situados en el grupo 1 del sistema periódico.

b) La estructura externa es del tipo ns2. c) Tienen gran volumen atómico.

d) Es fácil la formación del ión correspondiente.

8. La configuración electrónica del Ca es:

a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2. d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1.

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9. Señala la opción incorrecta respecto al átomo de sodio:

a) Frecuentemente posee 12 neutrones.

b) Tiene gran tendencia a ceder el electrón periférico.

c) 11 protones están en su núcleo.

d) Se combina fácilmente con elementos muy electropositivos.

10. Determina aquella afirmación que es incorrecta:

a) El K posee mayor energía de ionización que el Rb.

b) El Mg tiene mayor energía de ionización que el Al.

c) El Na presenta mayor carácter metálico que el Al.

d) El C es más electronegativo que el Si.

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SOLUCIONARIO

1. d 2. a 3. c 4. c 5. a

6. b 7. b 8. a 9. d 10. b

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PROPUESTAS DE AMPLIACIÓN

Puedes encontrar más información sobre este tema en los siguientes enlaces:

http://www.mcgraw-hill.es/bcv/tabla_periodica/mc.html

http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/072/

htm/sec_5.htm

http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/hillchem3/medialib/

media_portfolio/08.html

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BIBLIOGRAFÍA

DEL BARRIO, J. J. y MONTEJO, C. Química. 2.º de Bachillerato. SM.

Química. 2.º de Bachillerato. Bruño.

Química. 2.º de Bachillerato. Casals.

AUSTENCH, M. y otros. Física y Química. 1.º de Bachillerato. SM.

Física y Química. 1.º de Bachillerato. Anaya.

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