В трех томах под редакцией академика Ю. Д. Третьякова

1 ПР —  произведение растворимости,  см.  подразд.  1.5.3.
2  Константу  этого  равновесия  называют  константой  устойчивости 
подробнее  см.
подразд.  4.7.3.
70

Пример  1.12. 
Определите,  будет  ли  H N 0 2  восстанавливаться  иодид-ионом  до  N O  
при  pH  =  3  (при  условии,  что  активности  всех  остальных  частиц  в  растворе  равны 
единице),  если  £ ° ( H N 0 2/ N 0 )   =  1,00  В, 
= 0,536  В.  Ответ подтвердить расчетом
Дг(?298.
Решение.  Для  интересующей  нас  реакции
2 H N 0 3  +  2KI  +  H2S 0 4  =  I2  +  2NO   +  K2S 0 4  +  2H 20  
или  в  сокращ енно-ионной  форме:
2H N O ,  +  2 Г   +  2Н +  =  I2  +  2NO   +  2Н 20
ЭДС  при  pH  =  3  можно  рассчитать  по  формуле  (1.47),  а  Е°  —  по  формуле  (1.44)  и, 
следовательно:
Ег  =(1,00 -  0 ,5 3 6 )- — р
 lg [Н + J 2 = 0,464 -  0 ,059рН = 0,287 В.
Для  расчета  Дг(?298  используем  формулу  (1.45):
Дг(?298  =  - 2  • 96 500 • 0,287  = -5 5  391  Дж.
Отрицательная  величина  ДrGm   указывает  на  то,  что  реакция  термодинамически 
возможна  при  данном  значении  pH.
1.4.4.  Химические  источники тока.  Электролиз.  Коррозия
Мы только что  показали,  как с помощью стандартных электродных потен­
циалов возможно предсказать термодинамическую вероятность протекания той 
или  иной  окислительно-восстановительной  реакции.  Остановимся  теперь  на 
трех  практически  важных  аспектах,  тесно  связанных  с  окислительно-восста- 
новительными  процессами:  химических  источниках тока,  электролизе  и  кор­
розии.
Химические источники тока. Простейшим источником тока является гальва­
нический элемент (см. подразд.  1.4.1). В нем энергия химической реакции пре­
образуется в электрическую работу. При соединении через внешнюю цепь двух 
полуэлементов  на  электроде  с  меньшим  значением  электродного  потенциала 
происходит процесс окисления — электроны переходят во внешнюю цепь. Этот 
электрод является  анодом  (см.  рис.  1.40 и табл.  1.14).  На электроде с  большим 
электродным  потенциалом  идет  процесс восстановления,  т. е.  захват электро­
нов из внешней цепи. Этот электрод называют катодом.  Между полуэлемента- 
ми обязательно должен находиться солевой мостик или пористая перегородка, 
позволяющая  диффундировать  анионам  и  снижающая  разность  потенциалов 
между  двумя  растворами.  Классическим  примером  простейшего  гальваниче­
ского элемента является  медно-цинковый элемент Даниэля.
Принцип действия любого химического источника тока одинаков,  послед­
ние  отличаются лишь  рабочим  веществом  и,  конечно,  рабочими  характери­
стиками:  выходным  напряжением,  емкостью,  возможностью  перезарядки. 
В табл.  1.13 представлены некоторые типы химических источников тока.
Электролиз.  Окислительно-восстановительные  реакции  в  чем-то  противо­
положные  реакциям,  протекающим  в  гальваническом  элементе,  происходят 
при электролизе.  Если к электродам,  помещенным в раствор соли,  например, 
хлорида  меди,  приложить  разность  потенциалов  большую,  чем  дает  соответ-
71

Типы химических источников тока
Т а б л и ц а   1.13
Т ип
источника
тока
П роц ессы ,  пр оисходящ ие  на электродах
П римечание
А н о д  
(-)
Катод (+)
Сухой
элемент
Zn -  2е~ —> Zn2+
2M n 0 2 + 2N H 4  + 2e~ -»  
-> Mn20 3 + 2N H 3 + H20
Перезарядка невоз­
можна,  E   =  1,2 — 1,5В
Свинцовый
аккумуля­
тор
Pb + S 0 42- -   2е- -> P b S 0 4 P b 0 2 + 4H ++  S 0 42- +
+ 2e~ ->  P b S 0 4 + 2H 20
Возможна переза­
рядка,  Е =  2В
Элементы с 
использова­
нием твер­
дых электро­
литов
Ag -  e~ —> Ag+
Ag+ +  V
2
I
2
 +  e~ -> Agl
Возможна переза­
рядка,  Е =   1  В. 
Необходим соответ­
ствующий твердый 
электролит — Ag+ — 
проводник
Топливные
элементы
H2 -  2e~ -> 2H+
2H+ +  V20 2 + 2e~
- >
h
2
o
Перезарядка  невоз­
можна.
Возможны как жид­
кие,  так и твердые 
электролиты
ствующий  гальванический элемент,  то  на  катоде  будет  выделяться  медь,  а на 
аноде  —  газообразный хлор.
Электролиз — окислительно-восстановительный процесс, происходящий при 
прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.  На 
рис.  1.40  приведена схема простейшей электролитической ячейки,  а ее основ­
ные характеристики — в табл.  1.14.
В качестве электролита обычно используют либо расплавы, либо водные 
растворы.
а 
б
Рис.  1.40.  Схемы электрохимической и электролитической ячеек:
а  — 
электролитическая  ячейка  (Э Д С   приклады вается  к  ячей ке  извне); 
б 
—  электрохимическая 
ячейка  (Э Д С   вырабатывается  и сточн и к ом   тока)
72

Т а б л и ц а   1.14
Процессы,  происходящие на электродах в гальваническом элементе 
и в электролитической ячейке  (к рис.  1.40)
Характеристика
электрода
Электролитическая ячейка 
(ЭДСприкладывается к ячейке)
Гальванический элемент (ЭДС 
вырабатывается источником тока)
Электрод 
Знак электрода
Направление
потока
электронов
Полуреакция
Анод
+
Во внешнюю 
цепь
Окисление 
2СГ -  2е- ->•  С1,°
Катод
Из внешней 
цепи
Восстановление 
Си2+ + 
2е~ 
->  Си0
Анод
Во внешнюю 
цепь
Окисление 
Zn -  
2е~ 
Zn2+
Катод
+
Из внешней 
цепи
Восстановление 
Си2+ + 
2е~ 
Си0
Электролиз расплава: в расплаве электролита вещество диссоциирует на ионы, 
например,  в  расплаве  хлорида  натрия:
NaCl 
Na+ +  СГ 
На электродах происходят следующие реакции:
анод  (+):  2СГ -   2е~  ->  С1§ 
катод  (-):  Na+ +  е~ ->  Na°
Суммарная  реакция,  проходящая  при  электролизе:
2NaCl(x.) ■ЭЛектрОЛИЗ>  2Na(x.)  +  С1
2
(г.)
Электролиз водных растворов.  Продукты,  выделяющиеся на электродах,  за­
висят от  природы  ионов,  находящихся  в  растворе.
Восстанавливаемый на катоде продукт определяется стандартным электрод­
ным  потенциалом  металла  (его  положением  в  ряду  стандартных  электродных 
потенциалов).
U   Rb  К   Ва  Са N a  Mg А1
Восстанавливается  только 
водород  воды
Мп  Zn  Сг  Fe  Со  Pb  Н
Восстанавливается 
металл  и  частично 
водород  воды
Си  Hg Ag  Pt Au
Восстан авл ивается 
только  металл
При  восстановлении  водорода  требуется  несколько  больше  энергии,  чем 
той,  что  соответствует  электродному потенциалу  (перенапряжение).
Окисляющееся  на  аноде  вещество  также  определяется  приложенным  на­
пряжением  и  электродным  потенциалом  соответствующего  иона.  Обычно  на 
инертном  аноде  (Pt,  С)  окисляются  анионы  бескислородных  кислот  (СГ,  ВГ, 
Г,  S2-)  или  кислород  воды,  если  в  растворе  есть анионы  кислородных  кислот 
(NOJ,  S 0 42-,  Р 0 43-)‘.
1  П ри   оп р едел ен ны х  условиях  н а  а н оде  пр ои сходи т  также  о к и сл ен и е  а н и он ов ,  наприм ер 
образовани е  п ер хл ор ат-и он а  и з  хлората,  персульфата  из  гидросульфата.
73

При  использовании растворимого  анода  (Си,  Ag,  Ni,  Zn)  имеет место  сле­
дующий процесс:
А°(анод)  -   2е"  ->  А
2
+(р.)
В зависимости от природы катиона и аниона различают четыре типа раство­
ров,  по разному ведущих себя при электролизе  (табл.  1.15).
Электролиз  широко  используется  для  получения  многих  промышленных 
продуктов.  Наиболее распространенным способом производства алюминия яв­
ляется  электролиз  расплава  оксида  алюминия  в  криолите  (Na
3
AlF6).  Фтор  — 
один из наиболее  сильных  окислителей  —  получают исключительно  электро­
лизом  расплава  бифторида  калия.  Наиболее  простой  промышленный  способ 
получения щелочей —  электролиз водного раствора соответствующих солей.
Коррозия. Одним из весьма ощутимых проявлений окислительно-восстано­
вительных процессов является коррозия —  процесс окисления металлов под вли­
янием  внешней  среды.  Чаще  всего  окислителем  в  процессе  коррозии  является 
влажный воздух или растворенный в воде  кислород  (рис.  1.41,  а).
Как  видно  из  диаграмм  Е   —  pH  (см.  рис.  1.38  и  1.39),  железо  способно 
окисляться  кислородом в водной среде практически при любом значении pH. 
Основная реакция может быть записана следующим образом:
4Fe  +  3 0 2 +  2хН20   =  2(Fe
2
0
3
 • хН
2
0 )
В случае контакта двух металлов возникает гальваническая пара,  в которой 
более активный металл окисляется,  а высвобождающиеся при этом электроны 
переходят на менее активный металл,  где происходит процесс восстановления. 
Например,  если дотронуться медной проволокой до цинковой пластинки,  по­
мещенной в  раствор  серной  кислоты,  скорость растворения  цинка резко уве­
личится,  а пузырьки  водорода  будут  выделяться  на поверхности  меди.
Это явление приводит к меньшей коррозийной устойчивости недостаточно 
чистых  металлов  или  мест  контакта двух  разных  металлов.  Вместе  с  тем,  оно
Т а б л и ц а   1.15
Электролиз солей с разным типом  ионов
Процесс
Пример
Примечание
1.  Разряжаются  катион 
и анион соли
СиС12 + (Н 20 )   ->•  Си + С12 
катод  (-):  Си2+ + 2е~ ->  Си0 
анод  (+):  2С1" -  2е~ —>  С12
Концентрация соли 
уменьшается
2.  Разряжаются  катион 
соли и вода
2C u S 04 + Н 20  ->  2Си + 0 2 + H2S 0 4 
катод(-):  Си2+ + 2е~ -»  Си0 
анод(+):  2Н гО -  4е~ ->  0 2+4Н+
Изменяется  качест­
венный состав раст­
вора
3.  Разряжаются  анион 
соли и вода
2NaCl + 2Н20  ->  2NaOH + С12 + Н2 
катод(-):  2Н гО + 2е~ -»  Н2 + 2 0 Н - 
анод(+):  2С1- -  2е~ -»  С12
Изменяется качест­
венный  состав раст­
вора
4.  Ионы  соли  не разря­
жаются
(Na2S 0 4)  + 2Н 20  ->  2Н 2  + 0 2 
катод(-):  2Н гО + 2е~ -»  Н 2  + 20Н~ 
анод(+):  2Н 20  -  4е~ - > 0 2 + 4Н +
Концентрация  соли 
увеличивается
74

используется при защите от коррозии неко­
торых металлов путем нанесения на них слоя 
более активного металла (оцинкованное же­
лезо,  рис.  1.41,  б),  введения  необходимых 
компонентов  в  сплав  (нержавеющая  сталь), 
или путем присоединения массивного анода 
из активного металла, чаще всего магния или 
цинка  (протекторная защита,  рис.  1.41,  в).
Другим  способом  защиты  от  коррозии 
является  покрытие  поверхности  металла 
пленкой вещества, препятствующей проник­
новению агрессивной среды.
Некоторые  металлы,  например,  алюми­
ний,  имеют  естественную  защиту  в  виде 
пленки оксида,  очень плотно покрывающей 
поверхность металла. Для увеличения толщи­
ны  пленки  изделия  из  алюминия  использу­
ют  в  качестве  анода  (анодированный  алю­
миний,  рис.  1.41, 
г).
Пример  1.13.  Определите стандартное значе­
ние  ЭД С   источника тока,  представляющего  с о ­
бой   гальванический  элем ен т,  состоя щ и й   из 
цинкового  и  никелевого  полуэлементов,  если 
^ ( N P / N i )   = - 0 ,2 5 ,  а  Е \ Zn2+/Z n )  = - 0 ,7 6   В.  Ка­
кие реакции  протекают  на  электродах?  Какой  из 
металлов  служит  анодом?
Решение.  Стандартный электродный потенци­
ал  цинка  более  отрицателен,  значит  цинк  более 
сильный  восстановитель,  и  на  цинковом  элект­
роде будет проходить окисление:  Zn -  2е~ —> Zn2+. 
Цинковый  электрод  служит  анодом  (-).  Никель, 
как менее сильный  восстановитель будет восста­
навливаться:  N i2+  +  2е~  -»   N i.  Полное  уравнение 
реакции:
Zn  +  Ni2+  ->  Zn2+  +  Ni
H+  О? 
Fe2+ 
Ржавчина
у  (Fe20 3  xH20)
Fe2+
Zn2+
H +,  0 2
А Ь О з
А1
г
Рис.  1.41.  Коррозия  (а)  и защита от 
коррозии  (б  —  оцинкованное  ж е­
лезо,  в —  протекторная защита,  г — 
анодированный  алюминий)
ЭДС элемента равен:
Е э т   = 
2?
0
(Ni
2
+/N i) 
-   Е \
Zn
2
+/Z n)  =  -0,25  -   (-0,76)  =  0,52  В. 
Схематически  такой  химический  источник тока  записывают  так:
(-)Z n (T B .) 
|Zn
2
+(p.)||Ni
2
+(p.)|  № (тв.)  (+)
Контрольные  вопросы
1.30.  Возможна ли  окислительно-восстановительная реакция:
2Fe2+  +  2Hg2+ =  2Fe3+  +  Hg2
2+
если  E °(Fe3+/F e 2+)  =  0,77  В,  a  £°(H g2+/H g 2+)  =  0,92  В.  Рассчитайте  ArG°  и  константу 
равновесия  этой  реакции.
75

1.31.  При  взаимодействии перманганата калия  с  бромоводородной кислотой в рас­
творе  возможна  реакция
2К М
п
0 4  +  16НВг  =  2КВг  +  2МпВг2  +  5Вг2  +  8Н 20
а)  по  приведенным  ниже  данным  определите  ArG°;
б)  зная,  что  Е°(Вт
2
/Вт~)  =  1,087  В,  определите  £ °(М п 0 4/М п 2+);
в)  оцените,  при  каком  максимальном  значении  pH  термодинамически  вероятно 
окисление  бромид-иона  перманганатом  калия.  (Активность  всех  компонентов,  кроме 
Н+,  равна  1.):
М п 0 4 (р.) 
В г (р .) 
Мп2+(р.) 
Вг2(ж.) 
Н20 ( ж .)
д/ ^
2
°
9 8
>  кДж/моль 
-543 
-131 
-2 2 3  
0 
-286
S2°98,  Д ж /(м оль • К) 
191 
83 
-7 5  
152 
70
1.32.  Используя диаграммы Латимера  (для  pH  = 0):
о2 
н2о2 i ^ H 2o
H ,!O fi Щ .   Ю Г -^ >   1 , ^   Г
151W6----*  1^3----* 
а 2
 ’
1,08
t
а)  найдите  неизвестное  значение  Е°х\
б)  Определите  наиболее  термодинамически  вероятные  продукты  реакции  Н 20 2  +
+  12 
...  (ответ  подтвердите  расчетом  соответствующих  значений  Е°)\
в)  Напишите  уравнение  реакции  и  рассчитайте  для  нее  ArG°.
1.33.  Вычислите  значение  Д М п О ^ /М п 2*),  если  [Мп2+]  =  0,0001  моль/л;  [М п 04]  = 
=  0,01  моль/л; 
pH 
= 
2 
(для 
pH 
=  0  величина  ir ( M n 0 4/M n 2+)  =  1,51  В).
1.34.  Используя  приведенную  ниже  диаграмму  Латимера  для  иода 
(pH 
=14),  по­
стройте диаграмму  Фроста:
тт 
т
„ 2 - 0 . 6 5   т _ _   0,15  ¥ _ 
0,42  т 
0,535 
т
Н3Ю6  —
Ю3 —^   Ю‘ —
12 — 1---- >  I-
а)  Определите,  какая  из  форм  иода  неустойчива  к диспропорционированию  в  ще­
лочной  среде;  напишите  уравнение  реакции  и  рассчитайте для  нее  значение  Е°.
б)  Определите,  какое  соединение  иода  обладает  наибольшей  окислительной  спо­
собностью,  а  какое  —  наиболее  устойчиво  в  щелочной  среде.
1.35.  Используя  приведенную  ниже диаграмму Латимера для  кобальта  при 
pH 
=  0, 
определите,  какие  из  соединений  кобальта являются  неустойчивыми  по  отношению  к 
растворителю  (воде):
„   ^  
М  
„  
1,92  „   2. 
-0 ,20  „
С о 0 2 — »  Со3+ — »  Со2+-1— >  Со
1.36.  Вычислите  значения  n P (A g 2M o 0 4),  используя  стандартные  потенциалы 
реакций:
Ag2M o 0 4(TB.) 
+  2е~  -> 
2Ag(TB.) 
+ 
М о 04“(р.) 
Е{  = 0,486В
Ag+(p.) 
+  е~ 
Ag(TB.) 
Щ   = 0,799В
1.37.  Каково значение ЭДС гальванического элемента
( - ) Z n ( T B .)   |Z n 2+( p .) | 
|Си2+(р.)|Си(тв.)  (+)
если  концентрации  ионов  металлов  равны  1  моль/л?  Как  будет  изменяться  напряже­
ние  по  мере  использования  батареи?  Каково  соотнош ение  концентраций  ионов  меди 
и  цинка  при  напряжении  1,0  В,  если  ^ °(Z n2+/Z n )  =  -0,763  В,  Е °(С u2+/C u )  =  0,337В?
76

1.38.  Почему  на  железный  болт  не  следует  навинчивать  медную  гайку?  Укажите 
продукты  коррозии,  если  в  качестве  агрессивной  среды  выступает:  а)  вода,  б)  вода  с 
растворенным  кислородом.
1.39.  При  очистке  меди  методом  электродного  рафинирования  очищаемый  слиток 
используют  в  качестве  анода.  В  результате  электролиза  на  катоде  выделяется  чистая 
медь.  Опишите процессы,  происходящие на аноде и катоде.  Почему в этом случае про­
исходит  очистка  от  примесей  цинка  и  серебра?  В  какие  вещества  превращаются  эти 
примеси  при  электролизе?
1.5.  РАВНОВЕСИЯ  В  РАСТВОРАХ
1.5.1.  Основные понятия
Системы,  состоящие  из  нескольких компонентов,  в  зависимости  от  степе­
ни  дисперсности  (величины  частиц)  подразделяются  на  гетерогенные,  мик- 
рогетерогенные и гомогенные (рис.  1.42).
Раствор  —  гомогенная  система  переменною  состава,  состоящая  из двух 
или  более  компоиен гов  и продуктов  их взаимодействия.
По агрегатному состоянию растворы разделяют на жидкие,  твердые и газо­
образные (рис.  1.43). Наиболее значительную роль в химии и особенно в биохи­
мии  играют жидкие  растворы.  Жидкие  среды  (растворы  и  расплавы)  создают 
много преимуществ для  осуществления реакций —  их составные части  (моле­
кулы,  ионы)  имеют  высокую  диффузионную  подвижность  и,  в  то  же  время, 
раствор  занимает  ограниченный  объем,  например,  по  сравнению  с  газовыми 
смесями.
В  дальнейшем  мы  сосредоточим  внимание  в  основном  на  истинных,  жид­
ких растворах,  в  которых растворителем является  вода.  Конечно,  в  зависимо­
сти  от  поставленных  задач  растворителем  могут  являться  и  другие  вещества. 
Например, при высоких температурах часто применяются растворы в расплаве. 
Так,  при  производстве  алюминия  осуществляют  электролиз  раствора  А1
2
0
3
  в 
расплавленном криолите Na
3
AlF6. Многие реакционноспособные вещества син­
тезируют в неводных растворах.  Некоторые безводные галогениды получают в
Рис.  1.42.  Классификация дисперсных систем по размерам частиц
77

Твердые: 
сплавы  (Mg-Al), 
А
12
-хСгхС>з
ж, — 
ТВ.
Н20   -   NaCl, 
Н20   —  С|2Н22Ои , 
СС14  -   12
Газообразные: 
воздух (
02
,N2,C
0
2p^r)
ж,—ж.
Н20   -   С2Н5(ОН), 
H2S 0 4  -   s o 3, 
Н20   -   H2S 0 4
ж,—г.
Н20   -
с о 2,
Н20   -
H
2
s,
Н20   - НС1
Рис.  1.43.  Классификация растворов
среде абсолютного спирта,  а соединения типа SgSbF
6
 — в жидком S 0 2.  Однако 
вода является самым распространенным растворителем.
Начнем  с  обсуждения  свойств растворов,  описываемых  фазовыми  равно­
весиями,  включая растворимость,  коллигативные  свойства,  а  затем рассмот­
рим  процессы,  проходящие  в  растворе  в  результате  электролитической  диссо­
циации.
Пусть  в  бинарной  системе  А —В  (рис.  1.44)  В  —  растворитель,  в  обычных 
условиях  жидкость,  например,  вода;  А  —  растворенное  вещество,  например, 
соль КС1.  В этой системе существует два вида двухфазных равновесий, которые 
нас  интересуют:
1) 
равновесие  А(тв.) 
А(р.),  условия  такого  равновесия  иллюстрирует 
Т— х-диаграмма системы А — В;
Система А—В
78

2)  равновесие  В (р.)  <±  В (г.),  условия  этого 
равновесия определяются Р - х -диаграммой си­
стемы А —В.
Свойства растворов, которые называют кол- 
лигативными,  обычно  относятся  к  очень  раз­
бавленным растворам и в основном характеризу­
ют  равновесия  типа  В (р.) 
В (г.)  и  В (р.)
В(тв .).
Коллигативными  называют  такие  свойства 
растворов,  которые зависят только от концен­
трации  растворенных  частиц,  но  не  от  их  со­
става.  К  этим  свойствам  относятся:  1)  пони­
жение давления  пара над раствором; 
2
)  пони­
жение  температуры  замерзания;  3)  повыше­
ние  температуры  кипения;  4)  осмотическое  Рис.  1.45. Энтальпийная диаграм- 
давление.  Далее  мы  будем рассматривать их  в  ма>  иллюстрирующая  растворе- 
применении  к  растворам  нелетучих  веществ, 
ние кРисталлических веществ 
т. е. давление пара которых над раствором пре­
небрежимо мало.
Растворимостью  называют  способность  данного  вещества  растворяться  в 
том или ином растворителе. Количественно растворимость характеризуется кон­
центрацией насыщенного раствора при определенной температуре и давлении. 
На  Т— х-диаграмме растворимость описывается линией ликвидуса (см. рис.  1.44), 
что соответствует равновесию А(тв.) 
А(р.).  В  соответствии с законами тер­
модинамики  (уравнения  (1.32),  (1.35))  растворимость  определяется  величи­
ной A G°  растворения:
А Срасти  =   А  Т раста  “  
ThSpa„B.
При  растворении  твердых  веществ  энтропия,  как  правило,  увеличивается 
(Аб'раств >  0), так как возрастает неупорядоченность системы.  Поэтому на вели­
чину  и  знак  АСраств,  а  следовательно,  и  на  величину  растворимости  в  целом 
значительное  влияние  оказывает изменение  энтальпии.  Для  кристаллических 
веществ А//р°аств можно иллюстрировать энтальпийными диаграммами (рис.  1.45). 
Как видно из рисунка, ДЯ°аств зависит от соотношения величины энергии кри­
сталлической решетки ( 1Г) и от суммы энтальпий гидратации ионов. Чем выше 
энергия кристаллической решетки и меньше энергия гидратации,  тем больше 
величина ДЯ°аств и, соответственно, A G°SCTB и тем ниже растворимость. Для ион­
ных кристаллов:  1Г  ~  1/(г+ + г_)  (см.  подразд.  4.3),  а АНГИДР ~  (1 /г++  1 /г_).  Мате-
Т а б л и ц а   1.16