Электролиз законы фарадея для электролиза

Электролиз. Законы Фарадея. Теория электролитической диссоциации. 837

ЕЩЁ МАТЕРИАЛЫ ПО ТЕМЕ:

Электролиз – это совокупность процессов, протекающих в электрохимической ячейке, при прохождении через нее электрического тока. Количественная оценка электродных процессов при электролизе проводится по законам Фарадея:

1) количество вещества, участвующего в электрохимических превращениях при электролизе, пропорционально количеству электричества, прошедшего через электролит;

2) при электрохимическом превращении различных веществ одним и тем же количеством электричества массы полученных продуктов пропорциональны их химическим эквивалентам.

Химический эквивалент – масса вещества, выделившегося при прохождении 1 Кл электричества:

(9.1)

Здесь M – молекулярная масса вещества, г/моль, z – число электронов, участвующих в процессе, F=96485 Кл/моль – число Фарадея.

Согласно законам Фарадея масса вещества, прореагировавшего при электролизе, определяется выражением

(9.2)

где I – сила тока, А; t – время, с; а I×t – количество электричества, Кл; отношение называется числом грамм-эквивалентов (г-экв).

Число Фарадея F – это количество электричества, необходимое для выделения (разложения) 1 г-экв любого вещества. Оно не зависит от природы вещества, величины тока, формы и материала электрода.

Пониманию законов Фарадея, числа Фарадея и эквивалентной массы способствуют следующие рассуждения. Из анализа катодного процесса разряда водорода

(9.3)

следует, что для разряда одного иона водорода требуется количество электричества, равное заряду электрона

Для разряда 1 моля ионов водорода (число Авогадро) требуется количество электричества, называемое числом Фарадея

На практике число Фарадея часто выражают в А×ч:

Эквивалентная масса водорода равна 1, поэтому закон Фарадея для процесса (9.3) запишется:

(9.4)

Сравнивая процесс, например, разряда на катоде ионов меди

с процессом разряда водорода (9.3), можно видеть, что эквивалентным 1 молю ионов водорода является моля ионов меди. Поэтому эквивалентная масса меди равна .

При протекании на электроде нескольких электрохимических реакций только часть электричества будет затрачена на каждую из электродных реакций. В законе Фарадея это учитывается введением в уравнение (9.2) доли электричества, приходящегося на конкретную реакцию, которая называется выходом по току, bi:

(9.5)

При использовании законов Фарадея необходимо, прежде всего, знать какие реакции протекают на электродах. Например, при электролизе раствора CuSO4 с инертным платиновым анодом на нем разряжаются не анионы , а ионы OH –

При этом диссоциирует вода

и суммарным анодным процессом является реакция разложения воды с выделением газообразного кислорода:

При этом в растворе уменьшается концентрация соли, вместо нее появляется серная кислота, концентрация которой увеличивается. На катоде в реальных электролизерах протекают два процесса. Один из них – разряд ионов меди

и масса получившейся меди определяется законом Фарадея (9.5)

Другой катодный процесс

являющийся суммой реакции разряда ионов водорода

и диссоциации воды

приводит к образованию газообразного водорода. Количество выделившегося водорода (моль)

При этом .

studepedia.org

Вещества, проводящие ток и при этом разлагающиеся, называют проводниками второго рода, или электролитами, а самое разделение их электрическим током — электролизом. К электролитам относятся растворы кислот, щелочей и солей как в воде, так и в других растворителях. Кроме того, электролитической проводимостью обладают расплавленные соли.

Не следует, однако, думать, что электролитическая проводимость всегда связана с расплавленным или растворенным состоянием вещества. Медь, будучи расплавлена, остается проводником первого рода (проводя ток, она при этом химически не изменяется). Прохождение тока через раствор натрия в жидком аммиаке также не сопровождается процессом разложения. С другой стороны, некоторые соли уже в твердом состоянии, особенно при нагревании, обнаруживают электролити ческую проводимость.

Рис. 132. Электролиз стекла.

Наиболее наглядный пример электролиза твердого тела представляет собой электролиз стекла (сплав натриевой и кальциевой солей кремнекислоты). Анодом (А, рис. 132) является амальгама (ртутный раствор) натрия, находящаяся в нагретом до фарфоровом тигле, катодом алюминиевая проволока; стеклянная трубка с очень разреженным гелием. Мы имеем, следовательно, цепь: алюминиевый катод — разреженный гелий — нагретое стекло — амальгама натрия. Вследствие большого сопротивления этой цепи источник тока должен давать напряжение не менее Как только цепь замкнута, наличие в ней тока обнаруживается свечением гелиянаполняющего трубку, а разложение стекла — выделением на внутренней стенке трубки одной из составных частей стекла, натрия, в виде блестящего металлического зеркала (на рис. 132 отмечено пунктиром).

При электролитической проводимости носителями тока являются ионы. В электролитических растворах расщепление молекул на ионы производится действием растворителя. Об этом явлении — об электролитической диссоциации — уже было рассказано в т. I, § 121.

Разность потенциалов на электродах, погруженных в электролит, определяет напряженность электрического поля в электролите и заставляет ионы с отрицательным зарядом (анионы) передвигаться к аноду, с положительным зарядом (катионы) — к катоду. Скорость их движения зависит от природы ионов, от вязкости окружающей среды и от напряжения тока. Чем выше напряжение, тем значительнее скорость ионов. При высоком напряжении и малом удалении друг от друга электродов скорости ионов достигают таких размеров, что возникает искровой разряд. В этом случае свободные ионы, устремляясь к электродам, приобретают столь большую кинетическую энергию, что все встреченные на своем пути молекулы они ударами разбивают на ионы, что влечет за собой резкое увеличение электропроводности и соответственно стремительное возрастание тока. Если разность потенциалов на электродах сравнительно невелика, процесс перенесения электричества протекает менее бурно, соударение ионов с молекулами не вызывает их диссоциации и проявляется только в выделении тепла.

Достигнув электрода, ионы нейтрализуются: анионы отдают аноду свои избыточные электроны, которые переходят во внешнюю металлическую цепь и движутся в ней к катоду; у катода катионы приобретают недостававшие им электроны.

Пусть идет электролиз (хлорной меди). К катоду стремятся электроны по металлической цепи и сюда же подходят ионы из раствора электролита. Ион есть атом меди, лишенный двух электронов; получая их от насыщенного электронами катода, ион превращается в незаряженный атом металла. Обозначая свободный электрон через мы можем написать реакцию на катоде в такой форме:

-ионы, имеющие избыточные электроны, притягиваются анодом и передают ему свои избыточные электроны, превращаясь в незаряженные атомы хлора:

Эта нейтрализация ионов на поверхности электродов является необходимым звеном в прохождении тока через гальваническую цепь, так как иначе в электродах и вблизи них в электролитическом растворе скопились бы громадные заряды, противодействующие дальнейшему течению тока.

Прямым следствием процесса электролиза является, таким образом, накопление у электродов продуктов химического разложения электролита. Эти продукты разложения электролита могут или оставаться в растворенном состоянии, или отлагаться на электродах, или же выделяться, как при разложении воды, в виде газов.

Количество веществ, выделяющихся при электролизе на электродах, определяется законами, которые были экспериментально установлены в 1833 г. Фарадеем. Физический смысл законов Фарадея уже пояснен в § 3 в связи с вычислением заряда электрона. Здесь мы приведем ту формулировку законов Фарадея, которая принята в электрохимии, и установим вытекающее из законов Фарадея представление об электрохимических эквивалентах.

Первый закон Фарадея гласит: при электролизе за время на электродах выделяются количества вещества пропорциональные количеству электричества прошедшего за то же время через электролит:

Здесь а — коэффициент пропорциональности, различный для разных веществ, но не. зависящий ни от формы электродов, ни от расстояния между ними, ни от силы тока, ни от температуры, ни от давления. Очевидно, что этот коэффициент пропорциональности а в первом законе Фарадея равен тому количеству вещества, которое выделяется из электролита на одном из электродов при прохождении через электролит единицы количества электричества (величину а называют электрохимическим эквивалентом).

Второй закон Фарадея: при прохождении тока последовательно через несколько электролитов количества веществ, выделяющихся за некоторый промежуток времени в разных электролитах, пропорциональны так называемым грамм-эквивалентам этих веществ. Грамм-эквивалентом называют число граммов, равное где А — атомный или молекулярный вес ионов, нейтрализующихся на электроде, валентность иона, т. е. число, указывающее, сколько атомов (ионов) водорода способен данный ион заместить или же связать в химическом соединении.

Второй закон Фарадея, очевидно, можно выразить уравнением

где есть некоторая универсальнаяконстанта.

Соединяя оба закона Фарадея, мы видим, что количества веществ, выделяющихся при электролизе на электродах, могут быть вычислены по уравнению

В случае постоянного тока протекающего через электролит в течение времени и поэтому предыдущее уравнение можно переписать так:

Каков физический смысл константы Когда на электродах выделяются грамм-эквиваленты веществ Следовательно, величина представляет собой заряд, переносимый 1 грамм-эквивалентом какого-либо вещества. Этот заряд носит название фарадей. Опыт показал, что кулонам (в химической шкале, или 96 520 кулонам в физической шкале; стр. 20).

Если при электролизе на электродах нейтрализуются одновалентные ионы, то прохождение через электролит 1 фарадея (96 496 кулонов) сопровождается выделением на каждом электроде авогадрова числа атомов, т. е. 1 грамм-атома вещества. Если же носителями тока в электролите являются -валентные ионы, т. е. ионы, имеющие -кратный заряд электрона, то прохождение через электролит 1 фарадея сопровождается выделением на электродах — авогадрова числа атомов, т. е. 1 грамм-эквивалента.

Как уже упоминалось [формула (1)], весовые количества а разных простых веществ, выделяемые при электролизе одним и тем же количеством электричества, называют электрохимическими эквивалентами:

Электрохимическим эквивалентом 1 фарадея является 1 грамм-эквивалент грамм-атома; для серебра, атомный вес которого 107,9 и валентность 1, это будет для двухвалентной меди, атомный вес которой 63,6, это будет

Электрохимическим эквивалентом 1 кулона является грамм-эквивалента, или, что то же, грамм-атома. В практических расчетах часто пользуются электрохимическими эквивалентами 1 кулона, а также нередко 1 ампер-часа (3600 кулонов); значения этих электрохимических эквивалентов приведены в таблице на стр. 181,

В теоретических расчетах всегда представляется более удобным рассматривать электрохимические эквиваленты 1 фарадея, т. е. грамм-эквиваленты. В связи с этим принято измерять концентрацию растворов числом грамм-эквивалентов, содержащихся в

Раствор, содержащий 1 грамм-эквивалент в литре, называют нормальным раствором электролита» Если в литре раствора содержится не 1 грамм-эквивалент. а, например, 0,01 грамм-эквивалента; то говорят, что концентрация раствора равна 0,01 нормального (это кратко обозначают так:

Наряду с указанным смыслом термина «нормальный раствор» в электрохимии часто пользуются этим термином для обозначения раствора, содержащего

— авогадрова числа ионов в литре Таким образом, следует различать: 1)

концентрацию раствора, определяемую сопоставлением с нормальным раствором электролита, и 2) концентрацию раствора, определяемую сопоставлением с нормальным раствором ионов. Так определяемые концентрации численно совпадают только в случае полной диссоциации электролита, для разбавленных растворов и для сильных электролитов.

Заметим, что концентрацию раствора, выражаемую числом грамм-эквивалентов в литре, т. е. сопоставлением концентрации раствора (или концентрации ионов) с концентрацией нормального раствора, часто называют эквивалентной концентрацией. Так, говорят, что раствор имеет эквивалентную концентрацию в или в нормального.

Энергия источника тока при электролизе тратится, с одной стороны, на перемещение ионов в электролиге, с другой — на разрядку ионов на электродах Работа, затраченная на перемещение ионов на преодоление вязкости растворителя, — превращается в тепло, а энергия, затраченная на разрядку ионов, в химическую энергию полученных при электролизе продуктов. Соотношение этих двух затрат энергии зависит от величины тока, а следовательно, от приложенного напряжения.

Опыт показывает, что электролиз каждой соли начинается с определенного, характерного для нее напряжения (потенциал разложения); если напряжение будет ниже, постоянный ток вообще не будет проходить через раствор. Если напряжение только на бесконечно малую величину будет превышать потенциал разложения данной соли, то энергия тока будет использована с максимальным коэффициентом полезного действия, но электролиз затянется на бесконечно долгое время, так как скорость перемещения ионов к электродам будет бесконечно мала. Чтобы электролиз протекал достаточно быстро, напряжение тока должно значительно превышать потенциал разложения, но при этом избыточная часть электроэнергии будет обращена в тепло. Например, если производить электролиз при напряжении тока, вдвое превышающем потенциал разложения, то 50% энергии пойдет на химическую работу и 50% превратится в тепло.

Пользуясь тем, что каждый электролит имеет свой потенциал разложения, можно из смеси солей выделять в определенной последовательности один за другим содержащиеся в солях металлы, постепенно поднимая напряжение. На этом основан электрохимический анализ.

Ниже (в § 41) пояснены причины, обусловливающие существование потенциала разложения.

books.alnam.ru

§ 76. Законы Фарадея для электролиза

Когда ионы электролита доходят до электродов, соединенных с полюсами источника постоянного тока, то положительные ионы получают недостающие электроны от отрицательного электрода и в процессе реакции восстановления превращаются в нейтральные атомы (молекулы); отрицательные ионы отдают электроны положительному электроду и в процессе реакции окисления превращаются в нейтральные атомы. Явление выделения вещества на электродах в процессе окислительно-восстановительной реакции при прохождении тока через электролит называется электролизом. Впервые электролиз наблюдал в 1803 г. в Петербурге — В. П. Петров. В 1833-1834 гг. английский физик М. Фарадей открыл законы электролиза, которые устанавливают, от чего и как зависит масса выделившегося при электролизе вещества.

Пропуская в течение одинаковых промежутков времени ток одной и той же силы через разные электролиты, Фарадей установил, что при этом на электродах выделяются различные количества вещества. Так, ток в 1 а за 1 сек из раствора азотнокислого серебра выделяет 1,118 мг серебра, из раствора медного купороса — 0,328 мг меди. Значит, масса выделяемого вещества при электролизе зависит от вещества. Скалярная величина, измеряемая массой вещества, выделившегося при электролизе током в1 аза1 сек, называется электрохимическим эквивалентом (обозначается k). Электрохимический эквивалент имеет наименование кг /а*сек, или кг /к.

Если пропустить в течение времени t через раствор медного купороса небольшой ток, то катод слабо покрывается медью, а если ток большей силы — то за то же время на катоде выделится большее количество меди. Оставим силу тока той же, но увеличим теперь время. Замечаем, что меди выделяется еще больше. Пропуская через разные электролиты различные токи и тщательно измеряя массу вещества, выделяющегося на электродах из каждого электролита, Фарадей открыл первый закон электролиза: масса вещества, выделившегося при электролизе на электродах, прямо пропорциональна произведению силы тока и времени его прохождения через электролит.

Ток в 1 а за 1 сек при электролизе выделяет на электроде к кг вещества, а ток силой I а за время t сек — в It раз больше:

Это формулы первого закона Фарадея для электролиза.

Каждый ион несет с собой и определенную массу вещества и величину заряда, поэтому чем больше ионов подходит к электроду, т. е. чем сильнее ток в электролите, тем больше на электроде выделяется вещества.

Фарадей, пропуская один и тот же ток последовательно через несколько различных электролитов, заметил, что масса выделившегося на электродах вещества неодинакова, хотя сила тока и время его прохождения через различные электролиты были одними и теми же (рис. 109). Точно взвесив выделившиеся вещества, Фарадей заметил, что вес их не случаен, а зависит от химической природы вещества. На каждый грамм выделенного водорода всегда получалось 107,9 г серебра; 31,8 г меди; 29,35 г никеля. После введения химического эквивалента — отношения атомной массы (веса) к валентности — оказалось, что эти числа являются химическими эквивалентами данных веществ. Так как атомная масса А и валентность n — числа отвлеченные, то и отношение число отвлеченное.


Рис. 109. Ко второму закону Фарадея для электролиза

Разделив электрохимические эквиваленты веществ на их химические эквиваленты, ( k /M), получим:

для Ag

для Cu

для Ni

для Н

т. е. одно и то же число 1036*10 -11 кг /а*сек или 1036*10 -11 кг /к. Обозначив это постоянное число буквой С, запишем: C = 1036*10 -11 кг /а*сек. Следовательно, Отсюда электрохимический эквивалент

Это формула второго закона Фарадея для электролиза, который читается так: электрохимические эквиваленты веществ прямо пропорциональны их химическим эквивалентам.

Заменив электрохимический эквивалент в формуле первого закона Фарадея, получим формулу обобщенного закона Фарадея для электролиза:

Массы выделившихся при электролизе веществ прямо пропорциональны их атомным весам и заряду, прошедшему через электролит, и обратно пропорциональны валентности вещества.

Законы Фарадея являются следствием ионной проводимости тока в электролите. Поясним это на таких примерах. Допустим, что производился электролиз одновалентных веществ, например растворов NaCl и AgNO3. Величины зарядов ионов Na и Ag одинаковы. Когда ионы переносят равные по величине заряды, как в том, так и в другом растворе к соответствующим электродам подойдет одинаковое количество ионов. Но при равном числе подошедших ионов массы отложившихся веществ Na и Ag будут не одинаковы, так как различны массы самих атомов Na и Ag. У натрия атомная масса 22,997; у серебра — 107,88; поэтому серебра выделится почти в пять раз больше. Значит, количество вещества, выделившегося при электролизе, прямо пропорционально его атомной массе, что и утверждается законом Фарадея.

В случае, когда в электролизе участвуют ионы разной валентности, например Аl, имеющий валентность, равную 3, и Na с валентностью, равной 1, количество ионов Аl и Na, переносящих один и тот же заряд, будет различно. Чем больше валентность иона, т. е. чем больше его заряд, тем меньшее количество ионов потребуется для переноса данного заряда (например, ионов Аl надо в три раза меньше, чем ионов Na). Такой зависимостью между валентностью и зарядом иона и объясняется то, что масса выделившегося при электролизе вещества обратно пропорциональна его валентности.

Благодаря простоте, дешевизне и большой чистоте полученных продуктов электролиз получил широкое применение в промышленности для добывания алюминия из бокситовых руд, очистки металлов (например, меди, цинка, золота, серебра) от примесей, покрытия металлических предметов слоем другого металла с целью предохранения их от ржавчины, придания твердости их поверхности (никелирование, хромирование), для изготовления украшений (серебрение, золочение), получения металлических копий с рельефных предметов (например, при изготовлении патефонных пластинок, матриц, клише).

Задача 30. Свинец высокой чистоты, применяемый в атомной энергетике, получают электрорафинированием. Вычислить массу свинца, выделенную за 1 ч током плотностью 0,02 а /см 2 и напряжением 0,5 в. Выход по току 95%. Каков расход электроэнергии на выделение 1 кг свинца? Площадь общего сечения катодов, на которых отлагается свинец, 10 м 2 .

При к п. д. электролитической ванны 100% за счет всей израсходованной электроэнергии A = UIt выделилось бы свинца m = klt, поэтому на выделение 1 кг свинца израсходовано энергии или

physiclib.ru

Электролиз законы фарадея для электролиза

Законы Фарадея количественно описывают закономерности, наблюдающиеся при электролизе — процессе превращения различных веществ при прохождении электрического тока через электролит. Они открыты в 1833-34 гг. английским ученым М. Фарадеем (M. Faraday, 1791 — 1867) в результате анализа опытных данных, полученных им при изучении электролиза различных веществ.

Первый закон: масса m вещества, выделившегося на электроде, пропорциональна количеству электричества (заряду Q ), прошедшего через электролит: m = kQ , где k — коэффициент пропорциональности, называемый электрохимическим эквивалентом вещества и зависящий от природы вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося на электроде при прохождении заряда, равного 1 Кл, и выражается в кг/Кл. Элементы, проявляющие в химических соединениях различную валентность, имеют несколько значений электрохимического эквивалента.

Второй закон: электрохимические эквиваленты различных веществ прямо пропорциональны их химическим эквивалентам:

,

где A / n — химический эквивалент;

A — атомная или молекулярная масса ионов, нейтрализующихся на электроде;

n — валентность иона;

F — некоторая постоянная величина, называемая числом Фарадея, одинаковая для всех веществ ( одновалентных).

Законы Фарадея можно выразить одним соотношением — объединенным законом Фарадея:

,

где I — сила тока;

t — время прохождения тока.

Из объединенного закона Фарадея следует, что число Фарадея равно заряду, при прохождении которого через электролит на электроде выделяется 1 моль вещества в расчете на единицу валентности этого вещества. Опытным путем было установлено, что F = 96,5 кКл/моль.

Объединенный закон Фарадея можно вывести, исходя из представлений о том, что каждый ион при электролизе переносит заряд q , кратный некоторому элементарному заряду е : q = n е , где n — валентность иона. Полный заряд, перенесенный N ионами, равен: Q = Nq = N n e . Если m о — масса одного иона, то вся масса вещества, выделившегося на электроде:

,

где N А = 6,023·10 23 моль -1 .

Таким образом, мы получаем объединенный закон.

При этом число Фарадея оказывается равным F = N A e. Именно по этой формуле еще в 1874 г. был вычислен элементарный заряд — заряд электрона:

e = 96,5 Ч 10 3 /(6,023 Ч 10 23 ) = 1,6 Ч 10 -19 Кл.

Законы Фарадея были проверены в различных условиях электролиза: при больших и малых силах тока, при высоких и низких температурах, при различных давлениях, при одновременном выделении нескольких веществ на электродах, при проведении электролиза в различных растворителях и в расплавах, при различных концентрациях электролита. Отклонения от закона Фарадея, которые иногда наблюдаются, объясняются тем, что в некоторых электролитах кроме ионной проводимости присутствует еще и электронная проводимость.

Электролиз широко используется в промышленности для производства различных веществ: хлора (мировой объем » 30 млн. тонн в год), щелочи ( » 35млн. тонн в год), алюминия ( » 15 млн. тонн в год). Он также используется для рафинирования металлов (степень чистоты 99,9 %); для синтеза некоторых органических соединений; в гальванопластике для получения слоев металлов достаточной толщины с целью воспроизводства формы предмета; в гальваностегии для получения тонких слоев с целью защиты от коррозии, для повышения износостойкости, в декоративных целях.

Схема электролитической установки показана на рис. 1.

Схема электролитической установки

В некоторой емкости находится электролит и проводящие электроды различной формы (металлические или графитовые). Электроды подключены к источнику тока. Для измерения силы тока используется амперметр (А), а для измерения напряжения — вольтметр (V). Плотность тока j = I / S , где I — сила тока, а S — площадь электродов. В зависимости от площади электродов плотность тока может составлять (10 — 10 4 ) А / м 2 . Напряжение на ванне (2 — 5) В. При последовательном соединении нескольких ванн напряжение составляет (200 — 400) В. В промышленных элетролизерах ток может достигать 100 кА.

1. Физическая энциклопедия.- М.: Большая Российская энциклопедия, 1998.- Т.5.

2. Киреев В.А. Курс физический химии.- М.: Химия, 1975.

www.heuristic.su

Смотрите так же:

  • Налог на имущество при продаже основного средства Продажа основных средств при УСН В некоторых случаях при продаже основного средства фирма обязана пересчитать базу по "упрощенному" налогу в порядке, предусмотренном главой 25 Налогового кодекса. Рассмотрим, когда продажа ОС при УСН […]
  • Пенсия инвалидам 3 группы сумма Пенсия по инвалидности 3 группы в 2018 году Те граждане, кто в силу состояния своего здоровья, не может боле трудиться по своей профессии, но способен выполнять другую, более простую работу либо работать по своей первоначальной […]
  • Страховка ребенка екатеринбург Спортивная страховка Спортсменам хорошо известно, что для участия в различных российских и международных соревнованиях необходимо наличие специальной страховки для соревнований, которая действует от начала передвижения атлета к месту […]
  • Нужно ли платить налог с авансов при усн Как учесть авансы при УСНО В силу того, что применение упрощенной системы налогообложения требует использования кассового метода, суммы полученных или выплаченных авансов необходимо учитывать по мере их поступления/списания. О том, как […]
  • Нуждаемость алименты Как взыскать алименты на совершеннолетних? По общему правилу выплата алиментов, взыскиваемых в судебном порядке, прекращается, когда ребенок достиг совершеннолетия, то есть 18-летнего возраста, или когда несовершеннолетний приобрел полную […]
  • Чем правил карл 1 Карл I Стюарт - биография, факты из жизни, фотографии, справочная информация. КАРЛ I СТЮАРТ (Charles I Stuart) (19 ноября 1600, Данфермлин, Шотландия - 30 января 1649, Лондон), английский король с 1625, первый в истории Европы монарх, […]