Как сделать кислую среду нейтральной

Добавил пользователь Alex
Обновлено: 04.10.2024

Гидролиз – самый распространенный химический процесс на нашей Земле, определяющий наличие жизни на нашей планете. В результате гидролиза образуются вещества, которые определяют основной химический состав жидкостей во всех живых системах: крови, плазме, тканевой жидкости. Благодаря гидролизу между мембранами клеток функционирует натрий – калиевый насос и регулируется количество основных ионов Na + и K + .

Самый известный на Земле растворитель – вода. Почти все органические и неорганические соединения готовы растворяться в водном растворе.

По химическим свойствам H₂O слабый электролит, плохо разлагающийся на ионы. Для водного раствора свойственна нейтральная среда. В данной среде концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов равны.

Растворяя всевозможные вещества в воде, возможно получить различные концентрации ионов H + и OH - . Это будет находиться в зависимости от природы вещества и степени его диссоциации.

В зависимости от этого различают слабые и сильные электролиты. К сильным электролитам относятся растворимые соли, кислоты и щелочи.

Соли в водных растворах не просто растворяются, а разлагаются на ионы. Подобный процесс получил название гидролиза.

Состав солей определяется кислотой и основанием, их степенью диссоциации и химическими свойствами. Кислоты и основания могут быть сильными и слабыми.

В зависимости от состава органические вещества относятся к разной степени гидролизуемых веществ: чем выше ионизация в молекуле, тем большему гидролизу подвергается вещество.

Сила электролита

Основание

Кислота

Растворимые основания или щелочи, например:

гидрооксид натрия – NaOH,
гидрооксид калия – КОН,
гидрооксид бария – Ba(OH)₂
и т.д.

соляная – HCl
бромоводородная – HBr
йодоводородная – HI
азотная - HNO3
серная – H2SO4

Нерастворимые основания и гидрооксид аммония NH₄OH. Hапример:

В зависимости от состава соли определяется тип гидролиза, свойственный для данного вида.

Типы гидролиза солей

Для солей, которые включают слабое основание и сильную кислоту, свойственен гидролиз по катиону.

К примеру CuCl₂, — это средняя соль. Состав представлен слабым основанием Cu(OH)₂ (нерастворимым в воде) и сильной кислотой HCl.

Все растворимые соли считаются сильными электролитами, вследствие этого при растворении в воде всецело диссоциируют на ионы.

Раствор представляет собой частичную диссоциацию молекулы воды и абсолютное разложение на ионы хлорида меди (II). OH - анионы объединяются с катионом Cu 2+ и образуют нерастворимое соединение, которое не диссоциирует на ионы. Ионы H + и Cl - связываются в молекулу сильного электролита – соляную кислоту. В итоге получается накопление в растворе ионов H + , которые обеспечивают, кислую реакцию среды раствора и изменение цвета индикаторов. Индикатор может быть метиловым оранжевым. В нейтральной среде имеет оранжевый цвет, в кислой окрашивается в красный.

Представляем процесс в виде уравнений реакции:
1) Cu 2+ + H₂O = Cu(OH)₂ ↓ + 2H + — сокращенное ионное уравнение
2) Cu 2+ + 2Cl - + 2H₂O = Cu(OH)₂ ↓ + 2H + + 2Cl - — полное ионное уравнение
3) CuCl₂ + 2H₂O = Cu(OH)₂ ↓ + 2HCl— молекулярное уравнение реакции

К примеру, Na₂CO₃ представляет собой соль, образованную сильным основанием NaOH (водорастворимым) и слабой кислотой H₂CO₃.

Когда карбонат натрия растворяется в воде, он полностью распадается на ионы, а молекулы воды отчасти диссоциируют на ионы. В итоге процесса гидролиза ионы Na + и OH - объединяются и получается сильный электролит гидроксид натрия. В растворе накапливается избыточное общее количество гидроксильных анионов OH - , которые свойственны для щелочной реакции среды. Катионы H + и анионы CO3 2- образуют слабую углекислоту, которая в растворе распадается на воду и углекислый газ.

Составляем уравнение гидролиза:
1) CO3 2- + H₂O = 2OH - + H₂O + CO₂ ↑ — сокращенное ионное уравнение
2) 2Na + + CO3 2- + 2H₂O = 2Na + + 2OH - + CO₂ ↑ — полное ионное уравнение
3) Na₂CO₃+ 2H₂O = 2NaOH + H₂CO₃ — молекулярное уравнение реакции

Углекислота очень слабая, в растворе распадается на H₂O и CO₂.

Уравнение будет выглядеть так:

Например, (NH₄)₂S представляет собой среднюю соль, образованную слабым основанием NH₄OH и слабой кислотой H₂S.

При растворении сульфида аммония в водном растворе происходит образование малодиссоциирующих веществ-гидроксида аммония и сероводорода. В растворе остаются лишь только молекулы воды, растворная среда станет нейтральной.

Составляем уравнение гидролиза:
1) (NH₄)₂S + H₂O = 2NH₃ ↑ + H₂O +H₂S↑ — молекулярное уравнение реакции
2) Полное и сокращенное ионные уравнения отсутствуют

Например, BaCl₂ представляет собой соль, образованную сильным основанием Ba(OH)₂ (водорастворимым) и сильной кислотой HCl.

Представленный тип солей не содержит кислотных остатков и катионов металлов, реагирующих с водой, т. е. способных влиять на РН водного раствора. Консистенции таких солей имеют нейтральную реакционную среду. В процессе растворения в воде образуются сильные электролиты, полностью распадающиеся на ионы.

Процессы диссоциации и гидролиза считаются обратимыми и подчиняются совокупным закономерностям смещения химического равновесия. Данные процессы возможно усиливать и замедлять, добавляя в раствор одноименный ион, разбавляя раствор или же нагревая его.

Для составления уравнений гидролиза солей существует конкретный алгоритм:

Запишите формулу соли и определите ее растворимость в воде, применяя таблицу растворимости солей, кислот и оснований в воде.
- ZnCl₂ растворимый в воде
В случае если соль растворима, составьте уравнение диссоциации
- ZnCl₂⟷ Zn 2+ + 2Cl -
Определите состав соли
Сделайте вывод, какой из ионов соли подвергается гидролизу:
- Zn 2+ — ион, образующий слабый электролит, поэтому он подвергается гидролизу.

Урок, проводимый с использованием тетради для практических работ И.И.Новошинского, Н.С.Новошинской к учебнику Химия 8 класс в МОУ “СОШ №11” г. Северодвинска Архангельской области учителем химии О.А.Олькиной в 8 классах (на параллели).

Цель урока: Формирование, закрепление и контроль умений учащихся определять реакцию среды растворов с помощью различных индикаторов, в том числе природных, используя тетрадь для практических работ И.И.Новошинского, Н.С.Новошинской к учебнику Химия 8 класс.

Практическая работа № 6 “Определение pH среды”.

Цель для учащихся: Научится определять реакцию среды растворов разных объектов (кислот, щелочей, солей, почвенного раствора, некоторых растворов и соков), а также изучить растительные объекты как природные индикаторы.

Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, пробка, стеклянная палочка, штатив с кольцом, фильтровальная бумага, ножницы, химическая воронка, стаканы, фарфоровая ступка с пестиком, мелкая терка, чистый песок, универсальная индикаторная бумага, испытуемый раствор, почва, кипяченая вода, плоды, ягоды и другой растительный материал, раствор гидроксида натрия и серной кислоты, хлорида натрия.

Ход урока

Ребята! Мы с вами уже познакомились с такими понятиями как реакция среды водных растворов, а также индикаторы.

Какие типы реакции среды водных растворов вы знаете?

Что такое индикаторы?

вещества, с помощью которых можно определить реакцию среды.

Какие индикаторы вам известны?

в растворах: фенолфталеин, лакмус, метиловый оранжевый.

сухие: универсальная индикаторная бумага, лакмусовая бумага, метилоранжевая бумага

Какими способами можно определить реакцию среды водных растворов?

Что такое pH среды?

водородный показатель ионов водорода в растворе(pH=– lg [H + ])

Давайте вспомним, какой ученый ввел понятие pH среды?

Молодцы. Теперь откройте тетрадь для практических работ на с.21 и прочитайте задание №1 .

Задание №1.Определите pH раствора при помощи универсального индикатора.

Кислоты и щелочи - два крайних положения одной шкалы: их свойства (совершенно противоположные) обусловливает одна и та же величина - концентрация ионов водорода (H+). Однако само по себе это число очень неудобное: даже в кислых средах, где концентрация ионов водорода выше, это число составляет сотые, тысячные доли единицы. Поэтому для удобства пользуются десятичным логарифмом этого значения, умноженным на минус один. Принято говорить, что это pH (potentia Hydrogen), или же водородный показатель.

Возникновение понятия

Вам будет интересно: Какие свойства воздуха использует костер? Или все-таки люди, его разжигая?

Вообще тот факт, что кислая среда и щелочная среда определяются концентрацией ионов водорода H+ и что чем выше их концентрация, тем раствор более кислый (и наоборот, чем ниже концентрация H+, тем более щелочная среда и выше концентрация противоположных ионов OH-), был известен науке достаточно давно. Однако лишь в 1909 году датский химик Серенсен впервые опубликовал исследования, в которых пользовался понятием водородного показателя - PH, впоследствии замененным на pH.

Расчет кислотности

При расчете водородного показателя исходят из того, что молекулы воды в растворе, хоть и в очень малых количествах, все же диссоциируют на ионы. Эта реакция называется автопротолизом воды:

Вам будет интересно: Термин таймшит. Таймшит - это.

Реакция обратима, поэтому для нее определена константа равновесия (показывающая, какие в среднем устанавливаются концентрации каждого компонента). Здесь дано значение константы для стандартных условий - температуры 22 °С.

Внизу в квадратных скобках - молярные концентрации указанных компонентов. Молярная концентрация воды в воде - приблизительно 55 моль/литр, то есть величина второго порядка. Следовательно, произведение концентраций ионов H+ и OH- - около 10-14. Эта величина называется ионным произведением воды.

В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны 10-7. Соответственно, водородный показатель воды будет приблизительно 7. Это значение pH принимают за нейтральную среду.

Далее нужно отвлечься от воды и рассмотреть раствор какой-нибудь кислоты или щелочи. Возьмем, например, уксусную кислоту. Ионное произведение воды останется прежним, однако баланс между ионами H+ и OH- сместится в сторону первых: ионы водорода придут от частично продиссоциировавшей уксусной кислоты, а "лишние" гидроксид-ионы уйдут в недиссоциировавшие молекулы воды. Таким образом, концентрация ионов водорода будет выше, и pH будет меньше (не надо забывать, что логарифм берется со знаком "минус"). Соответственно, кислая среда и щелочная среда связаны с pH. И связаны следующим образом. Чем меньше значение водородного показателя, тем более кислая среда.

Свойства кислой среды

Кислая среда - это растворы с pH меньше 7. Следует оговориться, что, хотя значение ионного произведения воды на первый взгляд ограничивает значения водородного показателя в пределах от 1 до 14, на самом деле растворы с pH меньше единицы (и даже меньше нуля) и больше 14 существуют. Например, в концентрированных растворах сильных кислот (серной, соляной) pH может достигать -2.

От того, имеем ли мы кислую среду или среду щелочную, может зависеть растворимость некоторых веществ. Например, возьмем гидроксиды металлов. Растворимость определяется величиной произведения растворимости, которое по структуре есть то же, что и ионное произведение воды: перемноженные концентрации. В случае с гидроксидом в произведение растворимости входит концентрация иона металла и концентрация гидроксид-ионов. В случае избытка ионов водорода (в кислой среде) они будут активнее "вырывать" гидроксид-ионы из осадка, тем самым смещая равновесие в сторону растворенной формы, повышая растворимость осадка.

Также стоит упомянуть, что весь пищеварительный тракт человека имеет кислую среду: pH желудочного сока колеблется от 1 до 2. Отклонение от этих значений в меньшую или большую сторону может являться признаком различных заболеваний.

Свойства щелочной среды

В щелочной среде водородный показатель принимает значения, превышающие 7. Для удобства в средах с высокой концентрацией гидроксид-ионов вместо водородного показателя кислотности pH пользуются показателем основности pOH. Нетрудно догадаться, что он обозначает величину, равную -lg[OH-] (отрицательный десятичный логарифм концентрации гидроксид-ионов). Непосредственно из ионного произведения воды следует равенство pH + pOH =14. Поэтому pOH = 14 - pH. Таким образом, у всех утверждений, верных для показателя кислотности pH, верны обратные утверждения для показателя основности pOH. Если pH щелочной среды большой по определению, то ее pOH, очевидно, маленький, и чем сильнее раствор щелочи, тем меньше показатель pOH.

В этом предложении только что появился логический парадокс, вносящий путаницу во многие рассуждения о кислотности: маленький показатель кислотности обозначает высокую кислотность среды, и наоборот: большие значения pH соответствуют низкой кислотности. Этот парадокс появляется потому, что логарифм берется со знаком минус, и шкала кислотности как бы инвертируется.

Практическое определение кислотности

Для определения кислотности среды применяются так называемые индикаторы. Обычно это достаточно сложно устроенные органические молекулы, которые меняют свой цвет в зависимости от pH среды. Индикатор меняет свой цвет в очень узком интервале pH: это используется в кислотно-основном титровании, чтобы добиться точных результатов: титрование прекращают, как только индикатор меняет цвет.

Наиболее известные индикаторы - метиловый оранжевый (интервал перехода в области с маленьким pH), фенолфталеин (интервал перехода в области с большим pH), лакмус, тимоловый голубой и другие. В кислых средах и щелочных средах применяются разные индикаторы в зависимости от того, в какой области лежит их интервал перехода.

Существуют также универсальные индикаторы - они меняют свой цвет постепенно с красного на глубоко фиолетовый при переходе из сильно кислотных сред в сильно щелочные. На самом деле универсальные индикаторы представляют собой смесь из обычных.

Для более точного определения кислотности используют прибор - pH-метр (потенциометр, метод, соответственно, называется потенциометрия). Его принцип работы основан на измерении ЭДС в цепи, элементом которой является раствор с измеряемым pH. Потенциал электрода, погруженного в раствор, чувствителен к концентрации ионов водорода в растворе - отсюда изменение ЭДС, на основании которого рассчитывается реальный pH.

Кислотность различных сред в быту

Показатель кислотности имеет большое значение в повседневной жизни. Например, слабые кислоты - уксусная, яблочная - используются в качестве консервантов. Щелочные растворы являются моющими средствами, в том числе и мыло. Самое простое мыло представляет собой натриевые соли жирных кислот. В воде они диссоциируют: остаток жирной кислоты - очень длинный - с одной стороны имеет отрицательный заряд, а с другой своей стороны - длинную неполярную цепочку атомов углерода. Тот конец молекулы, на котором заряд участвует в гидратации, собирает вокруг себя молекулы воды. Второй конец присоединяется к другим неполярным вещам, например, молекулам жира. В результате образуются мицеллы - шарики, у которых наружу торчат "хвосты" с отрицательным зарядом, а внутри спрятаны "хвосты" и частички жира и грязи. Поверхность отмывается от жира и грязи за счет того, что моющее средство связывает весь жир и грязь в такие мицеллы.

Кислотность и здоровье

Уже было упомянуто, что pH имеет большое значение для человеческого организма. Кроме пищеварительного тракта, показатель кислотности важно контролировать и в других частях организма: кровь, слюна, кожа - для многих биологических процессов имеют большое значение кислая среда и щелочная среда. Их определение позволяет оценить состояние организма.

Сейчас набирают популярность pH-тесты - так называемые экспресс-тесты для проверки кислотности. Они представляют собой обычные полоски универсальной индикаторной бумаги.

(\u0431\u043b\u0430\u0433\u043e\u0434\u0430\u0440\u044f \u0438\u043e\u043d\u0430\u043c H+)
\u0415\u0441\u043b\u0438 \u0436\u0435 \u0432\u0437\u044f\u0442\u044c \u0441\u043e\u043b\u044c, \u043e\u0431\u0440\u0430\u0437\u043e\u0432\u0430\u043d\u043d\u0443\u044e \u0441\u0438\u043b\u044c\u043d\u044b\u043c \u043e\u0441\u043d\u043e\u0432\u0430\u043d\u0438\u0435\u043c \u0438 \u0441\u043b\u0430\u0431\u043e\u0439 \u043a\u0438\u0441\u043b\u043e\u0442\u043e\u0439 (Na2CO3), \u0442\u043e \u0432 \u0440\u0435\u0437\u0443\u043b\u044c\u0442\u0430\u0442\u0435 \u0433\u0438\u0434\u0440\u043e\u043b\u0438\u0437\u0430 \u0441\u0440\u0435\u0434\u0430 \u0441\u0442\u0430\u043d\u0435\u0442\u00a0\u0449\u0435\u043b\u043e\u0447\u043d\u043e\u0439.
\u0415\u0441\u043b\u0438 \u0431\u0440\u0430\u0442\u044c \u0441\u043e\u043b\u044c, \u043a\u043e\u0442\u043e\u0440\u0430\u044f \u043e\u0431\u0440\u0430\u0437\u043e\u0432\u0430\u043d\u0430 \u0441\u0438\u043b\u044c\u043d\u044b\u043c \u043e\u0441\u043d\u043e\u0432\u0430\u043d\u0438\u0435\u043c \u0438 \u0441\u0438\u043b\u044c\u043d\u043e\u0439 \u043a\u0438\u0441\u043b\u043e\u0442\u043e\u0439 (NaCL), \u0442\u043e \u043e\u043d\u0430 \u043d\u0435 \u0431\u0443\u0434\u0435\u0442 \u043f\u043e\u0434\u0432\u0435\u0440\u0433\u0430\u0442\u044c\u0441\u044f \u0433\u0438\u0434\u0440\u043e\u043b\u0438\u0437\u0443, \u0438 \u0441\u0440\u0435\u0434\u0430 \u043e\u0441\u0442\u0430\u043d\u0435\u0442\u0441\u044f\u00a0\u043d\u0435\u0439\u0442\u0440\u0430\u043b\u044c\u043d\u043e\u0439.
">]" data-testid="answer_box_list">

В самой воде нейтральная среда. Если растворить в ней соль, которая образована слабым основанием и сильной кислотой (CuCl2), то в результате гидролиза получится, что среда станет кислой (благодаря ионам H+)
Если же взять соль, образованную сильным основанием и слабой кислотой (Na2CO3), то в результате гидролиза среда станет щелочной.
Если брать соль, которая образована сильным основанием и сильной кислотой (NaCL), то она не будет подвергаться гидролизу, и среда останется нейтральной.

Новые вопросы в Химия

Наведіть приклади використання процесів горіння. а) у засобах транспорту. б) у паливній енергетиці. в) у піротехніці

. Вычислите массу сульфата натрия, образовавшегося при реакции 5,5 г оксида натрия с серной кислотой.

Вычислите объём кислорода идущий на сжигание 40 г алюминия. Какая масса оксида алюминия образуется при горении? СРОЧЬНО.

Содержание

История

Это понятие было введено в 1909 году датским химиком Сёренсеном. Показатель называется pH, по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni — сила водорода, или pondus hydrogenii — вес водорода. Вообще в химии сочетанием pX принято обозначать величину, равную -lgX, а буква H в данном случае обозначает концентрацию ионов водорода (H + ), или, точнее, термодинамическую активность оксоний-ионов.

Уравнения, связывающие pH и pOH

Вывод значения pH

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H + ]) и гидроксид-ионов ([OH - ]) одинаковы и составляют 10 -7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H + ] · [OH - ] и составляет 10 −14 моль²/л² (при 25 °C).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H + ] > [OH - ] говорят, что раствор является кислым, а при [OH - ] > [H + ] — щелочным.

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем — pH).

$\mbox<pH> = -\lg \left[ \mbox^+ \right]\!$

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH − :

$\mbox<pOH> = -\lg \left[ \mbox^- \right]\!$

как в любом водном растворе при 22 °C [H + ][OH − ] = 1,0 × 10 − 14 , очевидно, что при этой температуре:

$\mbox<pOH> =14-\mbox\!$

Значения pH в растворах различной кислотности

Вопреки распространённому мнению, pH может изменяться не только в интервале от 0 до 14, а может и выходить за эти пределы. Например, при концентрации ионов водорода [H + ] = 10 -15 моль /л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH = −1.

Так как в кислых растворах [H + ] > 10 -7 , то pH кислых растворов pH 7, pH нейтральных растворов равен 7. При более высоких температурах константа диссоциации воды повышается, соответственно увеличивается ионное произведение воды, поэтому нейтральной оказывается pH + , так и OH - ); при понижении температуры, напротив, нейтральная pH возрастает.

Методы определения значения pH

Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.

Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-основные индикаторы — органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и другие. Индикаторы способны существовать в двух по-разному окрашенных формах — либо в кислотной, либо в основной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1—2 единицы.

Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.

Использование специального прибора — pH-метра — позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью индикаторов. Ионометрический метод определения pH основывается на измерении милливольтметром-ионометром ЭДС гальванической цепи, включающей специальный стеклянный электрод, потенциал которого зависит от концентрации ионов H + в окружающем растворе. Способ отличается удобством и высокой точностью, особенно после калибровки индикаторного электрода в избранном диапазоне рН, позволяет измерять pH непрозрачных и цветных растворов и потому широко используется.
Аналитический объёмный метод — кислотно-основное титрование — также даёт точные результаты определения кислотности растворов. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакции. Точка эквивалентности — момент, когда титранта точно хватает, чтобы полностью завершить реакцию, — фиксируется с помощью индикатора. Далее, зная концентрацию и объём добавленного раствора титранта, вычисляется кислотность раствора.
Влияние температуры на значения pH

0.001 мол/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3

0.001 мол/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11.73, при 30 °C pH=10.83

Влияние температуры на значения pH объяснятеся различной диссоциацией ионов водорода (H + ) и не является ошибкой эксперимента. Температурный эффект невозможно компенсировать за счет электроники pH-метра.

Роль pH в химии и биологии

Кислотность среды имеет важное значение для множества химических процессов, и возможность протекания или результат той или иной реакции часто зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований или на производстве применяют буферные растворы, которые позволяют сохранять практически постоянное значение pH при разбавлении или при добавлении в раствор небольших количеств кислоты или щёлочи.

Водородный показатель pH широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных биологических сред.

Кислотность реакционной среды особое значение имеет для биохимических реакций, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода часто оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается благодаря действию буферных систем организма.

Читайте также: