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25. 𝖡) 𝖡𝗋𝗂𝗍𝗍𝗅𝖾𝗇𝖾𝗌𝗌
🔷𝖬𝖾𝗍𝖺𝗅𝗌 𝖺𝗋𝖾 𝗍𝗒𝗉𝗂𝖼𝖺𝗅𝗅𝗒 𝖽𝗎𝖼𝗍𝗂𝗅𝖾 𝖺𝗇𝖽 𝗆𝖺𝗅𝗅𝖾𝖺𝖻𝗅𝖾, 𝗇𝗈𝗍 𝖻𝗋𝗂𝗍𝗍𝗅𝖾.

26. 𝖠) 𝖫𝖺𝗒𝖾𝗋𝗌 𝗈𝖿 𝖺𝗍𝗈𝗆𝗌 𝖼𝖺𝗇 𝗌𝗅𝗂𝖽𝖾 𝗐𝗂𝗍𝗁𝗈𝗎𝗍 𝖻𝗋𝖾𝖺𝗄𝗂𝗇𝗀 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗌
🔷𝖣𝖾𝗅𝗈𝖼𝖺𝗅𝗂𝗓𝖾𝖽 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌 𝖺𝗅𝗅𝗈𝗐 𝗆𝖾𝗍𝖺𝗅 𝗂𝗈𝗇𝗌 𝗍𝗈 𝗆𝗈𝗏𝖾 𝗐𝗂𝗍𝗁𝗈𝗎𝗍 𝖿𝗋𝖺𝖼𝗍𝗎𝗋𝗂𝗇𝗀.

27. 𝖢) 𝖬𝖾𝗍𝖺𝗅𝗅𝗂𝖼 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗂𝗇𝗀
🔷𝖳𝗁𝖾 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇-𝗌𝖾𝖺 𝗆𝗈𝖽𝖾𝗅 𝖽𝖾𝗌𝖼𝗋𝗂𝖻𝖾𝗌 𝗆𝖾𝗍𝖺𝗅𝗅𝗂𝖼 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗂𝗇𝗀.

28. 𝖢) 𝖲𝗈𝗅𝗎𝖻𝗅𝖾 𝗂𝗇 𝗉𝗈𝗅𝖺𝗋 𝗌𝗈𝗅𝗏𝖾𝗇𝗍𝗌
🔷𝖨𝗈𝗇𝗂𝖼 𝖼𝗈𝗆𝗉𝗈𝗎𝗇𝖽𝗌 𝖽𝗂𝗌𝗌𝗈𝗅𝗏𝖾 𝗂𝗇 𝗉𝗈𝗅𝖺𝗋 𝗌𝗈𝗅𝗏𝖾𝗇𝗍𝗌 𝗅𝗂𝗄𝖾 𝗐𝖺𝗍𝖾𝗋.

29. 𝖡) 𝖬𝗈𝗅𝖾𝖼𝗎𝗅𝖾𝗌 𝗐𝗂𝗍𝗁 𝖽𝖾𝗅𝗈𝖼𝖺𝗅𝗂𝗓𝖾𝖽 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌
🔷𝖱𝖾𝗌𝗈𝗇𝖺𝗇𝖼𝖾 𝖽𝖾𝗌𝖼𝗋𝗂𝖻𝖾𝗌 𝗌𝗍𝗋𝗎𝖼𝗍𝗎𝗋𝖾𝗌 𝗐𝗁𝖾𝗋𝖾 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌 𝖺𝗋𝖾 𝖽𝖾𝗅𝗈𝖼𝖺𝗅𝗂𝗓𝖾𝖽 (𝖾.𝗀., 𝖢𝖮₃²⁻).

30. 𝖡) 109.5°
🔷𝖳𝖾𝗍𝗋𝖺𝗁𝖾𝖽𝗋𝖺𝗅 𝗆𝗈𝗅𝖾𝖼𝗎𝗅𝖾𝗌 (𝖾.𝗀., 𝖢𝖧₄) 𝗁𝖺𝗏𝖾 ~109.5° 𝖻𝗈𝗇𝖽 𝖺𝗇𝗀𝗅𝖾𝗌.


⚠️𝖣𝖮𝖭'𝖳 𝖶𝖠𝖲𝖳𝖤 𝖸𝖮𝖴𝖱 𝖳𝖨𝖬𝖤‼️

🔷𝖩𝖮𝖨𝖭 𝖳𝖧𝖤 𝖯𝖱𝖨𝖵𝖠𝖳𝖤 𝖢𝖫𝖠𝖲𝖲 𝖱𝖨𝖦𝖧𝖳 𝖭𝖮𝖶👇
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11. 𝖡) 𝖢𝖮₂
🔷𝖢𝖮₂ 𝗁𝖺𝗌 𝗌𝗉 𝗁𝗒𝖻𝗋𝗂𝖽𝗂𝗓𝖺𝗍𝗂𝗈𝗇 𝖺𝗇𝖽 𝖺 𝗅𝗂𝗇𝖾𝖺𝗋 𝗌𝗁𝖺𝗉𝖾 (180° 𝖻𝗈𝗇𝖽 𝖺𝗇𝗀𝗅𝖾).

12. 𝖢) 𝖤𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌 𝖺𝗋𝖾 𝗌𝗁𝖺𝗋𝖾𝖽 𝗎𝗇𝖾𝗊𝗎𝖺𝗅𝗅𝗒
🔷𝖯𝗈𝗅𝖺𝗋 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗌 𝗋𝖾𝗌𝗎𝗅𝗍 𝖿𝗋𝗈𝗆 𝗎𝗇𝖾𝗊𝗎𝖺𝗅 𝗌𝗁𝖺𝗋𝗂𝗇𝗀 𝖽𝗎𝖾 𝗍𝗈 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝖾𝗀𝖺𝗍𝗂𝗏𝗂𝗍𝗒 𝖽𝗂𝖿𝖿𝖾𝗋𝖾𝗇𝖼𝖾𝗌.

13. 𝖡) 𝖧₂𝖮
🔷𝖧₂𝖮 𝗂𝗌 𝗉𝗈𝗅𝖺𝗋 𝖽𝗎𝖾 𝗍𝗈 𝗂𝗍𝗌 𝖻𝖾𝗇𝗍 𝗌𝗁𝖺𝗉𝖾 𝖺𝗇𝖽 𝗅𝗈𝗇𝖾 𝗉𝖺𝗂𝗋𝗌 𝗈𝗇 𝗈𝗑𝗒𝗀𝖾𝗇.

14. 𝖡) 𝖮𝗏𝖾𝗋𝗅𝖺𝗉𝗉𝗂𝗇𝗀 𝗈𝖿 𝖺𝗍𝗈𝗆𝗂𝖼 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌
🔷𝖵𝖺𝗅𝖾𝗇𝖼𝖾 𝖡𝗈𝗇𝖽 𝖳𝗁𝖾𝗈𝗋𝗒 𝖾𝗑𝗉𝗅𝖺𝗂𝗇𝗌 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗌 𝗏𝗂𝖺 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅 𝗈𝗏𝖾𝗋𝗅𝖺𝗉.

15. 𝖡) 𝖧𝖾𝖺𝖽-𝗈𝗇 𝗈𝗏𝖾𝗋𝗅𝖺𝗉𝗉𝗂𝗇𝗀 𝗈𝖿 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌
🔷𝖲𝗂𝗀𝗆𝖺 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗌 𝖿𝗈𝗋𝗆 𝖿𝗋𝗈𝗆 𝖽𝗂𝗋𝖾𝖼𝗍 𝗈𝗏𝖾𝗋𝗅𝖺𝗉 𝖺𝗅𝗈𝗇𝗀 𝗍𝗁𝖾 𝗂𝗇𝗍𝖾𝗋𝗇𝗎𝖼𝗅𝖾𝖺𝗋 𝖺𝗑𝗂𝗌.

16. 𝖠) 𝖲𝗂𝖽𝖾𝗐𝗂𝗌𝖾 𝗈𝗏𝖾𝗋𝗅𝖺𝗉𝗉𝗂𝗇𝗀 𝗈𝖿 𝗉-𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌
🔷𝖯𝗂 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗌 𝖿𝗈𝗋𝗆 𝖿𝗋𝗈𝗆 𝗉𝖺𝗋𝖺𝗅𝗅𝖾𝗅 𝗉-𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅 𝗈𝗏𝖾𝗋𝗅𝖺𝗉.

17. 𝖡) 𝖠𝗍𝗈𝗆𝗂𝖼 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌 𝗈𝖿 𝗍𝗁𝖾 𝗌𝖺𝗆𝖾 𝖺𝗍𝗈𝗆 𝗐𝗂𝗍𝗁 𝗌𝗂𝗆𝗂𝗅𝖺𝗋 𝖾𝗇𝖾𝗋𝗀𝗒
🔷𝖧𝗒𝖻𝗋𝗂𝖽𝗂𝗓𝖺𝗍𝗂𝗈𝗇 𝗆𝗂𝗑𝖾𝗌 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌 (𝖾.𝗀., 𝗌 𝖺𝗇𝖽 𝗉) 𝗍𝗈 𝖿𝗈𝗋𝗆 𝗇𝖾𝗐 𝖽𝖾𝗀𝖾𝗇𝖾𝗋𝖺𝗍𝖾 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌.

18. 𝖢) 𝖳𝖾𝗍𝗋𝖺𝗁𝖾𝖽𝗋𝖺𝗅
🔷𝗌𝗉³ 𝗁𝗒𝖻𝗋𝗂𝖽𝗂𝗓𝖺𝗍𝗂𝗈𝗇 𝗅𝖾𝖺𝖽𝗌 𝗍𝗈 𝖺 𝗍𝖾𝗍𝗋𝖺𝗁𝖾𝖽𝗋𝖺𝗅 𝗀𝖾𝗈𝗆𝖾𝗍𝗋𝗒 (𝖾.𝗀., 𝖢𝖧₄).

19. 𝖡) 𝖢𝖮₂
🔷𝖢𝖮₂ 𝗁𝖺𝗌 𝗌𝗉 𝗁𝗒𝖻𝗋𝗂𝖽𝗂𝗓𝖺𝗍𝗂𝗈𝗇 (𝗅𝗂𝗇𝖾𝖺𝗋 𝗀𝖾𝗈𝗆𝖾𝗍𝗋𝗒).

20. 𝖡) 𝖳𝗁𝖾 𝖿𝗈𝗋𝗆𝖺𝗍𝗂𝗈𝗇 𝗈𝖿 𝗆𝗈𝗅𝖾𝖼𝗎𝗅𝖺𝗋 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌 𝖿𝗋𝗈𝗆 𝖺𝗍𝗈𝗆𝗂𝖼 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌
🔷𝖬𝖮𝖳 𝖽𝖾𝗌𝖼𝗋𝗂𝖻𝖾𝗌 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗂𝗇𝗀 𝗏𝗂𝖺 𝗆𝗈𝗅𝖾𝖼𝗎𝗅𝖺𝗋 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅 𝖼𝗈𝗆𝖻𝗂𝗇𝖺𝗍𝗂𝗈𝗇𝗌.

21. 𝖡) 𝖫𝗈𝗐𝖾𝗋 𝖾𝗇𝖾𝗋𝗀𝗒 𝗍𝗁𝖺𝗇 𝖺𝗍𝗈𝗆𝗂𝖼 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌
🔷𝖡𝖬𝖮𝗌 𝖺𝗋𝖾 𝗌𝗍𝖺𝖻𝗂𝗅𝗂𝗓𝗂𝗇𝗀 (𝗅𝗈𝗐𝖾𝗋 𝖾𝗇𝖾𝗋𝗀𝗒) 𝖽𝗎𝖾 𝗍𝗈 𝖼𝗈𝗇𝗌𝗍𝗋𝗎𝖼𝗍𝗂𝗏𝖾 𝗂𝗇𝗍𝖾𝗋𝖿𝖾𝗋𝖾𝗇𝖼𝖾.

22. 𝖠) (𝖭𝗎𝗆𝖻𝖾𝗋 𝗈𝖿 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌 𝗂𝗇 𝖡𝖬𝖮 - 𝖭𝗎𝗆𝖻𝖾𝗋 𝗈𝖿 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌 𝗂𝗇 𝖠𝖡𝖬𝖮) / 2
🔷𝖡𝗈𝗇𝖽 𝗈𝗋𝖽𝖾𝗋 = ½(𝖡𝖬𝖮 𝖾⁻ – 𝖠𝖡𝖬𝖮 𝖾⁻).

23. 𝖡) 𝖯𝖺𝗋𝖺𝗆𝖺𝗀𝗇𝖾𝗍𝗂𝖼
🔷𝖯𝖺𝗋𝖺𝗆𝖺𝗀𝗇𝖾𝗍𝗂𝖼 𝗌𝗎𝖻𝗌𝗍𝖺𝗇𝖼𝖾𝗌 𝗁𝖺𝗏𝖾 𝗎𝗇𝗉𝖺𝗂𝗋𝖾𝖽 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌 (𝖺𝗍𝗍𝗋𝖺𝖼𝗍𝖾𝖽 𝗍𝗈 𝗆𝖺𝗀𝗇𝖾𝗍𝗂𝖼 𝖿𝗂𝖾𝗅𝖽𝗌).

24. 𝖠) 𝖠 𝗌𝖾𝖺 𝗈𝖿 𝖽𝖾𝗅𝗈𝖼𝖺𝗅𝗂𝗓𝖾𝖽 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌
🔷𝖬𝖾𝗍𝖺𝗅𝗅𝗂𝖼 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗂𝗇𝗀 𝗂𝗇𝗏𝗈𝗅𝗏𝖾𝗌 𝗆𝗈𝖻𝗂𝗅𝖾 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌 𝗌𝗎𝗋𝗋𝗈𝗎𝗇𝖽𝗂𝗇𝗀 𝖼𝖺𝗍𝗂𝗈𝗇𝗌.

24. 𝖬𝖾𝗍𝖺𝗅𝗅𝗂𝖼 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗂𝗇𝗀 𝗂𝗌 𝖻𝖾𝗌𝗍 𝖽𝖾𝗌𝖼𝗋𝗂𝖻𝖾𝖽 𝖺𝗌:
𝖺) 𝖠 𝗌𝖾𝖺 𝗈𝖿 𝖽𝖾𝗅𝗈𝖼𝖺𝗅𝗂𝗓𝖾𝖽 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌
𝖻) 𝖳𝗋𝖺𝗇𝗌𝖿𝖾𝗋 𝗈𝖿 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌
𝖼) 𝖲𝗁𝖺𝗋𝗂𝗇𝗀 𝗈𝖿 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇 𝗉𝖺𝗂𝗋𝗌
𝖽) 𝖧𝗒𝖽𝗋𝗈𝗀𝖾𝗇 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗂𝗇𝗀

25. 𝖶𝗁𝗂𝖼𝗁 𝗉𝗋𝗈𝗉𝖾𝗋𝗍𝗒 𝗂𝗌 𝖭𝖮𝖳 𝗍𝗒𝗉𝗂𝖼𝖺𝗅 𝗈𝖿 𝗆𝖾𝗍𝖺𝗅𝗌?
𝖺) 𝖧𝗂𝗀𝗁 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗂𝖼𝖺𝗅 𝖼𝗈𝗇𝖽𝗎𝖼𝗍𝗂𝗏𝗂𝗍𝗒
𝖻) 𝖡𝗋𝗂𝗍𝗍𝗅𝖾𝗇𝖾𝗌𝗌
𝖼) 𝖬𝖺𝗅𝗅𝖾𝖺𝖻𝗂𝗅𝗂𝗍𝗒
𝖽) 𝖧𝗂𝗀𝗁 𝗆𝖾𝗅𝗍𝗂𝗇𝗀 𝗉𝗈𝗂𝗇𝗍

26. 𝖬𝖾𝗍𝖺𝗅𝗌 𝖺𝗋𝖾 𝗆𝖺𝗅𝗅𝖾𝖺𝖻𝗅𝖾 𝖻𝖾𝖼𝖺𝗎𝗌𝖾:
𝖺) 𝖫𝖺𝗒𝖾𝗋𝗌 𝗈𝖿 𝖺𝗍𝗈𝗆𝗌 𝖼𝖺𝗇 𝗌𝗅𝗂𝖽𝖾 𝗐𝗂𝗍𝗁𝗈𝗎𝗍 𝖻𝗋𝖾𝖺𝗄𝗂𝗇𝗀 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗌
𝖻) 𝖳𝗁𝖾𝗒 𝗁𝖺𝗏𝖾 𝗅𝗈𝗐 𝖽𝖾𝗇𝗌𝗂𝗍𝗒
𝖼) 𝖳𝗁𝖾𝗒 𝖿𝗈𝗋𝗆 𝖼𝗈𝗏𝖺𝗅𝖾𝗇𝗍 𝗇𝖾𝗍𝗐𝗈𝗋𝗄𝗌
𝖽) 𝖳𝗁𝖾𝗒 𝖺𝗋𝖾 𝖻𝗋𝗂𝗍𝗍𝗅𝖾

27. 𝖳𝗁𝖾 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇-𝗌𝖾𝖺 𝗆𝗈𝖽𝖾𝗅 𝖾𝗑𝗉𝗅𝖺𝗂𝗇𝗌:
𝖺) 𝖨𝗈𝗇𝗂𝖼 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗂𝗇𝗀
𝖻) 𝖢𝗈𝗏𝖺𝗅𝖾𝗇𝗍 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗂𝗇𝗀
𝖼) 𝖬𝖾𝗍𝖺𝗅𝗅𝗂𝖼 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗂𝗇𝗀
𝖽) 𝖧𝗒𝖽𝗋𝗈𝗀𝖾𝗇 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗂𝗇𝗀

28. 𝖶𝗁𝗂𝖼𝗁 𝗈𝖿 𝗍𝗁𝖾 𝖿𝗈𝗅𝗅𝗈𝗐𝗂𝗇𝗀 𝗂𝗌 𝖺 𝗉𝗋𝗈𝗉𝖾𝗋𝗍𝗒 𝗈𝖿 𝗂𝗈𝗇𝗂𝖼 𝖼𝗈𝗆𝗉𝗈𝗎𝗇𝖽𝗌?
𝖺) 𝖫𝗈𝗐 𝗆𝖾𝗅𝗍𝗂𝗇𝗀 𝗉𝗈𝗂𝗇𝗍
𝖻) 𝖢𝗈𝗇𝖽𝗎𝖼𝗍 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗂𝖼𝗂𝗍𝗒 𝗂𝗇 𝗌𝗈𝗅𝗂𝖽 𝗌𝗍𝖺𝗍𝖾
𝖼) 𝖲𝗈𝗅𝗎𝖻𝗅𝖾 𝗂𝗇 𝗉𝗈𝗅𝖺𝗋 𝗌𝗈𝗅𝗏𝖾𝗇𝗍𝗌
𝖽) 𝖤𝗑𝗂𝗌𝗍 𝖺𝗌 𝖽𝗂𝗌𝖼𝗋𝖾𝗍𝖾 𝗆𝗈𝗅𝖾𝖼𝗎𝗅𝖾𝗌

29. 𝖱𝖾𝗌𝗈𝗇𝖺𝗇𝖼𝖾 𝗌𝗍𝗋𝗎𝖼𝗍𝗎𝗋𝖾𝗌 𝖺𝗋𝖾 𝗎𝗌𝖾𝖽 𝗍𝗈 𝖽𝖾𝗌𝖼𝗋𝗂𝖻𝖾:
𝖺) 𝖬𝗈𝗅𝖾𝖼𝗎𝗅𝖾𝗌 𝗐𝗂𝗍𝗁 𝗌𝗂𝗇𝗀𝗅𝖾 𝖫𝖾𝗐𝗂𝗌 𝗌𝗍𝗋𝗎𝖼𝗍𝗎𝗋𝖾𝗌
𝖻) 𝖬𝗈𝗅𝖾𝖼𝗎𝗅𝖾𝗌 𝗐𝗂𝗍𝗁 𝖽𝖾𝗅𝗈𝖼𝖺𝗅𝗂𝗓𝖾𝖽 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌
𝖼) 𝖮𝗇𝗅𝗒 𝗂𝗈𝗇𝗂𝖼 𝖼𝗈𝗆𝗉𝗈𝗎𝗇𝖽𝗌
𝖽) 𝖮𝗇𝗅𝗒 𝗆𝖾𝗍𝖺𝗅𝗌

30. 𝖳𝗁𝖾 𝖻𝗈𝗇𝖽 𝖺𝗇𝗀𝗅𝖾 𝗂𝗇 𝖺 𝗍𝖾𝗍𝗋𝖺𝗁𝖾𝖽𝗋𝖺𝗅 𝗆𝗈𝗅𝖾𝖼𝗎𝗅𝖾 𝗂𝗌 𝖺𝗉𝗉𝗋𝗈𝗑𝗂𝗆𝖺𝗍𝖾𝗅𝗒:
𝖺) 90°
𝖻) 109.5°
𝖼) 120°
𝖽) 180°

📝𝖠𝗇𝗌𝗐𝖾𝗋𝗌 𝖺𝗇𝖽 𝖤𝗑𝗉𝗅𝖺𝗇𝖺𝗍𝗂𝗈𝗇𝗌:

1. 𝖡) 𝖳𝗈 𝖺𝗍𝗍𝖺𝗂𝗇 𝗇𝗈𝖻𝗅𝖾 𝗀𝖺𝗌 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗂𝖼 𝖼𝗈𝗇𝖿𝗂𝗀𝗎𝗋𝖺𝗍𝗂𝗈𝗇
🔷𝖠𝗍𝗈𝗆𝗌 𝖻𝗈𝗇𝖽 𝗍𝗈 𝖺𝖼𝗁𝗂𝖾𝗏𝖾 𝗌𝗍𝖺𝖻𝗂𝗅𝗂𝗍𝗒, 𝗈𝖿𝗍𝖾𝗇 𝖻𝗒 𝗁𝖺𝗏𝗂𝗇𝗀 8 𝗏𝖺𝗅𝖾𝗇𝖼𝖾 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌 (𝖮𝖼𝗍𝖾𝗍 𝖱𝗎𝗅𝖾).

2. 𝖢) 𝖨𝗈𝗇𝗂𝖼 𝖻𝗈𝗇𝖽
🔷𝖨𝗈𝗇𝗂𝖼 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗌 𝖿𝗈𝗋𝗆 𝗐𝗁𝖾𝗇 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌 𝖺𝗋𝖾 𝖼𝗈𝗆𝗉𝗅𝖾𝗍𝖾𝗅𝗒 𝗍𝗋𝖺𝗇𝗌𝖿𝖾𝗋𝗋𝖾𝖽 𝖿𝗋𝗈𝗆 𝖺 𝗆𝖾𝗍𝖺𝗅 𝗍𝗈 𝖺 𝗇𝗈𝗇𝗆𝖾𝗍𝖺𝗅.

3. 𝖢) 𝖲𝗈𝗅𝗎𝖻𝗅𝖾 𝗂𝗇 𝗐𝖺𝗍𝖾𝗋 𝖺𝗇𝖽 𝗉𝗈𝗅𝖺𝗋 𝗌𝗈𝗅𝗏𝖾𝗇𝗍𝗌
🔷𝖨𝗈𝗇𝗂𝖼 𝖼𝗈𝗆𝗉𝗈𝗎𝗇𝖽𝗌 𝖽𝗂𝗌𝗌𝗈𝗅𝗏𝖾 𝗂𝗇 𝗉𝗈𝗅𝖺𝗋 𝗌𝗈𝗅𝗏𝖾𝗇𝗍𝗌 𝖽𝗎𝖾 𝗍𝗈 𝗌𝗍𝗋𝗈𝗇𝗀 𝗂𝗈𝗇-𝖽𝗂𝗉𝗈𝗅𝖾 𝗂𝗇𝗍𝖾𝗋𝖺𝖼𝗍𝗂𝗈𝗇𝗌.

4. 𝖡) 𝖲𝗁𝖺𝗋𝖾𝖽
🔷𝖢𝗈𝗏𝖺𝗅𝖾𝗇𝗍 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗌 𝗂𝗇𝗏𝗈𝗅𝗏𝖾 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇 𝗌𝗁𝖺𝗋𝗂𝗇𝗀 𝖻𝖾𝗍𝗐𝖾𝖾𝗇 𝖺𝗍𝗈𝗆𝗌.

5. 𝖡) 𝖧₂
🔷𝖭𝗈𝗇-𝗉𝗈𝗅𝖺𝗋 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗌 𝗈𝖼𝖼𝗎𝗋 𝖻𝖾𝗍𝗐𝖾𝖾𝗇 𝗂𝖽𝖾𝗇𝗍𝗂𝖼𝖺𝗅 𝖺𝗍𝗈𝗆𝗌 (𝖾𝗊𝗎𝖺𝗅 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝖾𝗀𝖺𝗍𝗂𝗏𝗂𝗍𝗒).

6. 𝖠) 𝖡𝗈𝗍𝗁 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌 𝖺𝗋𝖾 𝖽𝗈𝗇𝖺𝗍𝖾𝖽 𝖻𝗒 𝗈𝗇𝖾 𝖺𝗍𝗈𝗆
🔷𝖠 𝖼𝗈𝗈𝗋𝖽𝗂𝗇𝖺𝗍𝖾 𝖻𝗈𝗇𝖽 𝖿𝗈𝗋𝗆𝗌 𝗐𝗁𝖾𝗇 𝗈𝗇𝖾 𝖺𝗍𝗈𝗆 𝗉𝗋𝗈𝗏𝗂𝖽𝖾𝗌 𝖻𝗈𝗍𝗁 𝗌𝗁𝖺𝗋𝖾𝖽 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌.

7. 𝖡) 𝖦𝖺𝗂𝗇, 𝗅𝗈𝗌𝖾, 𝗈𝗋 𝗌𝗁𝖺𝗋𝖾 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌 𝗍𝗈 𝗁𝖺𝗏𝖾 8 𝗏𝖺𝗅𝖾𝗇𝖼𝖾 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌
🔷𝖳𝗁𝖾 𝖮𝖼𝗍𝖾𝗍 𝖱𝗎𝗅𝖾 𝖽𝖾𝗌𝖼𝗋𝗂𝖻𝖾𝗌 𝖺𝗍𝗈𝗆𝗌 𝗌𝗍𝗋𝗂𝗏𝗂𝗇𝗀 𝖿𝗈𝗋 8 𝗏𝖺𝗅𝖾𝗇𝖼𝖾 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌.

8. 𝖡) 𝖡𝖥₃
🔷𝖡𝖥₃ 𝗂𝗌 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇-𝖽𝖾𝖿𝗂𝖼𝗂𝖾𝗇𝗍 (𝗈𝗇𝗅𝗒 6 𝗏𝖺𝗅𝖾𝗇𝖼𝖾 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌 𝖺𝗋𝗈𝗎𝗇𝖽 𝖡).

9. 𝖡) 𝖳𝗁𝖾 𝗇𝗎𝗆𝖻𝖾𝗋 𝗈𝖿 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇 𝗉𝖺𝗂𝗋𝗌 𝖺𝗋𝗈𝗎𝗇𝖽 𝗍𝗁𝖾 𝖼𝖾𝗇𝗍𝗋𝖺𝗅 𝖺𝗍𝗈𝗆 (𝖵𝖲𝖤𝖯𝖱 𝗍𝗁𝖾𝗈𝗋𝗒)
🔷𝖵𝖲𝖤𝖯𝖱 𝗍𝗁𝖾𝗈𝗋𝗒 𝗉𝗋𝖾𝖽𝗂𝖼𝗍𝗌 𝗆𝗈𝗅𝖾𝖼𝗎𝗅𝖺𝗋 𝗀𝖾𝗈𝗆𝖾𝗍𝗋𝗒 𝖻𝖺𝗌𝖾𝖽 𝗈𝗇 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇 𝗉𝖺𝗂𝗋 𝗋𝖾𝗉𝗎𝗅𝗌𝗂𝗈𝗇.

10. 𝖢) 𝖮𝖼𝖼𝗎𝗉𝗒 𝗆𝗈𝗋𝖾 𝗌𝗉𝖺𝖼𝖾 𝗍𝗁𝖺𝗇 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗂𝗇𝗀 𝗉𝖺𝗂𝗋𝗌
🔷𝖫𝗈𝗇𝖾 𝗉𝖺𝗂𝗋𝗌 𝗋𝖾𝗉𝖾𝗅 𝗆𝗈𝗋𝖾 𝗌𝗍𝗋𝗈𝗇𝗀𝗅𝗒, 𝖺𝖿𝖿𝖾𝖼𝗍𝗂𝗇𝗀 𝖻𝗈𝗇𝖽 𝖺𝗇𝗀𝗅𝖾𝗌.

15. 𝖠 𝗌𝗂𝗀𝗆𝖺 (σ) 𝖻𝗈𝗇𝖽 𝗂𝗌 𝖿𝗈𝗋𝗆𝖾𝖽 𝖻𝗒:
𝖺) 𝖲𝗂𝖽𝖾𝗐𝗂𝗌𝖾 𝗈𝗏𝖾𝗋𝗅𝖺𝗉𝗉𝗂𝗇𝗀 𝗈𝖿 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌
𝖻) 𝖧𝖾𝖺𝖽-𝗈𝗇 𝗈𝗏𝖾𝗋𝗅𝖺𝗉𝗉𝗂𝗇𝗀 𝗈𝖿 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌
𝖼) 𝖣𝗈𝗇𝖺𝗍𝗂𝗈𝗇 𝗈𝖿 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌
𝖽) 𝖧𝗒𝖻𝗋𝗂𝖽𝗂𝗓𝖺𝗍𝗂𝗈𝗇

16. 𝖠 𝗉𝗂 (π) 𝖻𝗈𝗇𝖽 𝗂𝗌 𝖿𝗈𝗋𝗆𝖾𝖽 𝖻𝗒:
𝖺) 𝖲𝗂𝖽𝖾𝗐𝗂𝗌𝖾 𝗈𝗏𝖾𝗋𝗅𝖺𝗉𝗉𝗂𝗇𝗀 𝗈𝖿 𝗉-𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌
𝖻) 𝖧𝖾𝖺𝖽-𝗈𝗇 𝗈𝗏𝖾𝗋𝗅𝖺𝗉𝗉𝗂𝗇𝗀 𝗈𝖿 𝗌-𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌
𝖼) 𝖳𝗋𝖺𝗇𝗌𝖿𝖾𝗋 𝗈𝖿 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌
𝖽) 𝖧𝗒𝖻𝗋𝗂𝖽𝗂𝗓𝖺𝗍𝗂𝗈𝗇

17. 𝖧𝗒𝖻𝗋𝗂𝖽𝗂𝗓𝖺𝗍𝗂𝗈𝗇 𝗂𝗌 𝗍𝗁𝖾 𝗆𝗂𝗑𝗂𝗇𝗀 𝗈𝖿:
𝖺) 𝖠𝗍𝗈𝗆𝗂𝖼 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌 𝗈𝖿 𝖽𝗂𝖿𝖿𝖾𝗋𝖾𝗇𝗍 𝖺𝗍𝗈𝗆𝗌
𝖻) 𝖠𝗍𝗈𝗆𝗂𝖼 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌 𝗈𝖿 𝗍𝗁𝖾 𝗌𝖺𝗆𝖾 𝖺𝗍𝗈𝗆 𝗐𝗂𝗍𝗁 𝗌𝗂𝗆𝗂𝗅𝖺𝗋 𝖾𝗇𝖾𝗋𝗀𝗒
𝖼) 𝖯𝗋𝗈𝗍𝗈𝗇𝗌 𝖺𝗇𝖽 𝗇𝖾𝗎𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌
𝖽) 𝖤𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌 𝖺𝗇𝖽 𝗉𝗋𝗈𝗍𝗈𝗇𝗌

18. 𝗌𝗉³ 𝗁𝗒𝖻𝗋𝗂𝖽𝗂𝗓𝖺𝗍𝗂𝗈𝗇 𝗋𝖾𝗌𝗎𝗅𝗍𝗌 𝗂𝗇 𝗐𝗁𝗂𝖼𝗁 𝗆𝗈𝗅𝖾𝖼𝗎𝗅𝖺𝗋 𝗀𝖾𝗈𝗆𝖾𝗍𝗋𝗒?
𝖺) 𝖫𝗂𝗇𝖾𝖺𝗋
𝖻) 𝖳𝗋𝗂𝗀𝗈𝗇𝖺𝗅 𝗉𝗅𝖺𝗇𝖺𝗋
𝖼) 𝖳𝖾𝗍𝗋𝖺𝗁𝖾𝖽𝗋𝖺𝗅
𝖽) 𝖮𝖼𝗍𝖺𝗁𝖾𝖽𝗋𝖺𝗅

19. 𝖶𝗁𝗂𝖼𝗁 𝗆𝗈𝗅𝖾𝖼𝗎𝗅𝖾 𝗁𝖺𝗌 𝗌𝗉 𝗁𝗒𝖻𝗋𝗂𝖽𝗂𝗓𝖺𝗍𝗂𝗈𝗇?
𝖺) 𝖢𝖧₄
𝖻) 𝖢𝖮₂
𝖼) 𝖭𝖧₃
𝖽) 𝖧₂𝖮

20. 𝖳𝗁𝖾 𝖬𝗈𝗅𝖾𝖼𝗎𝗅𝖺𝗋 𝖮𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅 𝖳𝗁𝖾𝗈𝗋𝗒 (𝖬𝖮𝖳) 𝖽𝖾𝗌𝖼𝗋𝗂𝖻𝖾𝗌:
𝖺) 𝖮𝗇𝗅𝗒 𝗂𝗈𝗇𝗂𝖼 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗌
𝖻) 𝖳𝗁𝖾 𝖿𝗈𝗋𝗆𝖺𝗍𝗂𝗈𝗇 𝗈𝖿 𝗆𝗈𝗅𝖾𝖼𝗎𝗅𝖺𝗋 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌 𝖿𝗋𝗈𝗆 𝖺𝗍𝗈𝗆𝗂𝖼 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌
𝖼) 𝖮𝗇𝗅𝗒 𝗆𝖾𝗍𝖺𝗅𝗅𝗂𝖼 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗌
𝖽) 𝖮𝗇𝗅𝗒 𝖼𝗈𝗏𝖺𝗅𝖾𝗇𝗍 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗌

21. 𝖠 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗂𝗇𝗀 𝗆𝗈𝗅𝖾𝖼𝗎𝗅𝖺𝗋 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅 (𝖡𝖬𝖮) 𝗁𝖺𝗌:
𝖺) 𝖧𝗂𝗀𝗁𝖾𝗋 𝖾𝗇𝖾𝗋𝗀𝗒 𝗍𝗁𝖺𝗇 𝖺𝗍𝗈𝗆𝗂𝖼 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌
𝖻) 𝖫𝗈𝗐𝖾𝗋 𝖾𝗇𝖾𝗋𝗀𝗒 𝗍𝗁𝖺𝗇 𝖺𝗍𝗈𝗆𝗂𝖼 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌
𝖼) 𝖳𝗁𝖾 𝗌𝖺𝗆𝖾 𝖾𝗇𝖾𝗋𝗀𝗒 𝖺𝗌 𝖺𝗍𝗈𝗆𝗂𝖼 𝗈𝗋𝖻𝗂𝗍𝖺𝗅𝗌
𝖽) 𝖭𝗈 𝖾𝗇𝖾𝗋𝗀𝗒

22. 𝖳𝗁𝖾 𝖻𝗈𝗇𝖽 𝗈𝗋𝖽𝖾𝗋 𝗂𝗌 𝖼𝖺𝗅𝖼𝗎𝗅𝖺𝗍𝖾𝖽 𝖺𝗌:
𝖺) (𝖭𝗎𝗆𝖻𝖾𝗋 𝗈𝖿 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌 𝗂𝗇 𝖡𝖬𝖮 - 𝖭𝗎𝗆𝖻𝖾𝗋 𝗈𝖿 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌 𝗂𝗇 𝖠𝖡𝖬𝖮) / 2
𝖻) (𝖭𝗎𝗆𝖻𝖾𝗋 𝗈𝖿 𝗉𝗋𝗈𝗍𝗈𝗇𝗌 + 𝖭𝗎𝗆𝖻𝖾𝗋 𝗈𝖿 𝗇𝖾𝗎𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌)
𝖼) (𝖭𝗎𝗆𝖻𝖾𝗋 𝗈𝖿 𝗅𝗈𝗇𝖾 𝗉𝖺𝗂𝗋𝗌)
𝖽) (𝖭𝗎𝗆𝖻𝖾𝗋 𝗈𝖿 𝗌𝗂𝗀𝗆𝖺 𝖻𝗈𝗇𝖽𝗌)

23. 𝖠 𝗆𝗈𝗅𝖾𝖼𝗎𝗅𝖾 𝗐𝗂𝗍𝗁 𝗎𝗇𝗉𝖺𝗂𝗋𝖾𝖽 𝖾𝗅𝖾𝖼𝗍𝗋𝗈𝗇𝗌 𝗂𝗌:
𝖺) 𝖣𝗂𝖺𝗆𝖺𝗀𝗇𝖾𝗍𝗂𝖼
𝖻) 𝖯𝖺𝗋𝖺𝗆𝖺𝗀𝗇𝖾𝗍𝗂𝖼
𝖼) 𝖥𝖾𝗋𝗋𝗈𝗆𝖺𝗀𝗇𝖾𝗍𝗂𝖼
𝖽) 𝖭𝗈𝗇-𝗆𝖺𝗀𝗇𝖾𝗍𝗂𝖼