Приготовление буферных растворов

Размещено на http://www.allbest.ru/

Содержание

Введение

1. Литературный обзор

1.1 Понятие о буферных растворах

1.2 Классификация буферных растворов

1.3 Механизм действия буферных растворов

1.4 Применение буферных растворов в химическом анализе

1.5 Буферные системы в организме человека

2. Приготовление буферных растворов

3. Экспериментальная часть

3.1 Реактивы, посуда, оборудование

3.2 Приготовление раствора гидроксида натрия

3.3 Приготовление раствора тетрабората натрия

3.4 Расчет значения pH

3.5 Измерение pH полученного буфера

Заключение

Список литературы



Введение

Многие реакции в растворе протекают в нужном направлении только при определенной концентрации ионов Н+. Изменение её в ту или иную сторону от соответствующего оптимального значения приводит к появлению новых, часто нежелательных продуктов. В связи с этим, поддержание постоянного значения рН на протяжении всего времени осуществления реакции часто является важным условием ее успешного завершения.

Особенно актуально это для биохимических процессов, протекающих в живых организмах. Большинство из них катализируется различными ферментами или гормонами, проявляющими свою биологическую активность только в строго определенном и достаточно узком интервале значений рН.

Растворы, способные сохранять постоянной концентрацию ионов Н+ при добавлении к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи, а также при разбавлении, называются буферными растворами или буферными системами.

Целью данной работы является изучение литературы по различным буферным системам и приготовление одного из буферных растворов.

При выполнении данной работы предполагалось решить следующие задачи:

1) Провести литературный обзор по существующим буферным растворам.

2) Приготовить буферный раствор с определенным значением pH.



1. Литературный обзор

1.1 Понятие о буферных растворах

Буферные растворы - это растворы, рН которых практически не меняется при разведении, а также при добавлении небольших количеств кислот или щелочей [1]. В лабораторной практике очень часто приходится работать с растворами, которые должны иметь определенную величину рН. Для этого и готовят буферные растворы.

При добавлении к воде небольших количеств кислоты или щелочи происходит изменение концентрации ионов водорода и, следовательно, рН раствора. Если эти же количества кислоты или щелочи прибавить не к воде, а к смеси водных растворов слабой кислоты и ее соли или слабого основания и его соли, то [Н⁺], а следовательно, и рН раствора практически не изменится.

Свойство этих растворов сохранять неизменной концентрацию ионов водорода при разбавлении, добавлении к ним небольших количеств сильных кислот или щелочей, называется буферным действием [2].

Буферные растворы находятся в водах мирового океана, почвенных растворах и живых организмах. Они выполняют функции регуляторов, поддерживающих активную реакцию среды при определенном значении, необходимом для успешного протекания реакций обмена веществ [1].

Действие буферных растворов основано на том, что отдельные компоненты буферных смесей связывают ионы Н⁺ или ОН^- вводимых в них кислот или оснований, образуя при этом слабый электролит.

При добавлении к буферным растворам небольших количеств кислоты или щелочи и при разбавлении их рН практически не изменяется. Однако это справедливо только при добавлении кислот и щелочей в определенных пределах; если их прибавить много, то буферные свойства исчезают, так как будет превышена буферная емкость раствора [3].

За единицу буферной емкости смеси условно принимают емкость такого раствора, для изменения рН которого на единицу требуется ввести 1 моль-эквивалент сильной кислоты или щелочи на 1 л буферного раствора.

Если буферная емкость раствора А больше буферной емкости раствора В, то это значит, что для изменения рН раствора на одну единицу в раствор А необходимо добавить большую концентрацию кислоты или щелочи, чем в раствор В.

Если к буферному раствору, имеющему различную концентрацию компонентов, прибавлять равные количества кислоты или щелочи, то рН раствора изменяется в различной степени.

Для одного и того же буферного раствора буферная емкость тем больше, чем выше концентрации его компонентов [4].

Таким образом, можно сделать выводы:

* буферный раствор обладает определенной буферной емкостью;

* максимальную буферную емкость имеют растворы, которые содержат равные концентрации слабой кислоты и ее соли или слабого основания и его соли;

* буферная емкость тем больше, чем выше концентрация компонентов буферной смеси.

Часто на практике возникает необходимость выполнять операции или реакции при определенных значениях рН. А если в результате реакции выделяются Н⁺ или ОН^- -ионы, то рН будет меняться, при этом может измениться кинетика, механизм процессов, растворимость осадков, ионизация соединений и т.д. В этих случаях для поддержания определенного значения рН раствора пользуются буферными растворами [5].

1.2 Классификация буферных растворов

Различают естественные и искусственные буферные растворы. Естественным буферным раствором является кровь, содержащая гидрокарбонатную, фосфатную, белковую, гемоглобиновую и кислотную буферные системы. Искусственным буферным раствором может быть ацетатный буфер, состоящий из СН3СООН.

Буферные растворы могут иметь кислую реакцию среды (рН < 7) или щелочную (рН > 7). [6].

Буферные системы могут быть четырех типов:

1) Слабая кислота и ее анион:

Например: ацетатная буферная система

СН₃СООNa и СН₃СООН, область действия рН = 3, 8 - 5, 8.

2) Слабое основание и его катион:

Например: аммиачная буферная система

NH₃ и NH₄Cl, область действия рН = 8, 2 - 10, 2.

3) Анионы кислой и средней соли:

Например: карбонатная буферная система

Na₂CO₃ и NaHCO₃, область действия рН = 9, 3 - 11.

4) Смесь двух кислых солей:

Например: фосфатная буферная система

Na₂HP0₄ и NaH₂PO₄, область действия рН = 7,4 - 8 [7].

1.3 Механизм действия буферных растворов

Разберемся, на чем основаны свойства буферных растворов, на примере буферной смеси уксусной кислоты и ацетата натрия.

1) Разбавление водой

Уксусная кислота -- кислота слабая, кроме того, ее диссоциация еще уменьшается благодаря присутствию ацетата натрия (влияние одноименного иона). буферный раствор гидроксид тетраборат

Предположим, что рассматриваемый раствор разбавляют водой в 10 или в 20 раз. Казалось бы, вследствие сильного уменьшения концентрации уксусной кислоты концентрация ионов Н⁺ должна уменьшиться, но этого не происходит, потому что с разбавлением увеличивается степень диссоциации уксусной кислоты, так как уменьшается концентрация ацетата натрия, подавляющего диссоциацию уксусной кислоты этого раствора. Следовательно, при разбавлении водой рН практически не изменится.

2) Прибавление сильной кислоты

При добавлении к буферной смеси небольшого количества сильной кислоты, например, соляной, происходит реакция:

CH₃COONa + НСl = NaCl + СН₃СООН.

Ионы Н⁺, поступающие в раствор, будут связываться в молекулы уксусной кислоты с малой степенью диссоциации. Таким образом, концентрация ионов Н+ почти не увеличится и рН раствора практически не изменится

Если такое же количество кислоты прибавить в чистую воду, все ионы Н⁺ останутся в растворе, концентрация ионов водорода увеличится во много раз и рН раствора заметно изменится. А водород, как известно - Самый распространенный химический элемент.

3) Прибавление небольшого количества щелочи

Прибавленная в буферную смесь щелочь вступает в реакцию с уксусной кислотой:

СН₃СООН + NaOH = CH₃COONa + Н₂O.

Ионы ОН^- связываются ионами Н⁺ уксусной кислоты в недиссоциированные молекулы воды. Однако убыль этих ионов пополняется в результате диссоциации молекул уксусной кислоты. Таким образом, рН раствора после прибавления щелочи практически не изменится.

Если же прибавить щелочь в чистую воду, все ионы ОН^- останутся в растворе. Концентрация ионов ОН^- резко возрастет, концентрация ионов Н⁺ соответственно уменьшится и рН раствора изменится заметно.

Аналогичные явления наблюдаются при добавлении небольших количеств кислот и щелочей к другим буферным смесям [8].



1.4 Применение буферных растворов в химическом анализе

Буферные растворы широко применяются в химическом анализе в тех случаях, когда по условиям опыта химическая реакция должна протекать при соблюдении точного значения pH, не меняющегося при разбавлении раствора или при добавлении к нему других реагентов.

Например, при проведении реакции окисления-восстановления, при осаждении сульфидов, гидроокисей, карбонатов, хроматов, фосфатов и др [9].

Например:

Ацетатный буферный раствор (CH₃COONa и CH₃COOH) применяют при осаждении осадков, не осаждаемых в кислых или щелочных растворах. Вредное влияние кислот подавляет ацетат натрия, который вступает в реакцию с сильной кислотой.

Аммиачно-аммонийный буферный раствор (NH₃ и NH₄CI) применяют при осаждении карбонатов бария, стронция, кальция и отделения их от ионов магния; при осаждении сульфидов никеля, кобальта, цинка, марганца, железа, а также при выделении гидроокисей алюминия, хрома, бериллия, титана, циркония, железа и т.п.

Формиатный буферный раствор (HCOOH и HCOONa) применяют при отделении ионов цинка, осаждаемых в виде в присутствии ионов кобальта, никеля, марганца, железа, алюминия и хрома.

Фосфатный буферный раствор (Na₂HP0₄ и NaH₂PO₄) используют при проведении многих реакций окисления -- восстановления.

Для успешного применения буферных смесей в целях анализа необходимо помнить о том, что не всякая смесь пригодна для данного анализа.

Буферную смесь выбирают в зависимости от ее назначения. Она должна удовлетворять определенному качественному составу, а ее компоненты должны присутствовать в растворе в определенных количествах, так как действие буферных смесей зависит от соотношения концентраций их компонентов [7].

1.5 Буферные системы в организме человека

Организм можно определить как физико-химическую систему, существующую в окружающей среде в стационарном состоянии. Именно эта способность живых систем сохранять стационарное состояние в условиях непрерывно меняющейся среды и обусловливает их выживание. Для обеспечения стационарного состояния у всех организмов - от морфологически самых простых до наиболее сложных - выработались разнообразные анатомические, физиологические и поведенческие приспособления, служащие одной цели - сохранению постоянства внутренней среды [10].

Это относительное динамическое постоянство внутренней среды (крови, лимфы, тканевой жидкости) и устойчивость основных физиологических функций (кровообращения, дыхания, терморегуляции, обмена веществ и т.д.) организма человека и животных называется гомеостазом.

Этот процесс осуществляется преимущественно деятельностью лёгких и почек за счёт дыхательной и выделительной функции. В основе гомеостаза лежит сохранение кислотно-основного баланса.

Основная функция буферных систем предотвращение значительных сдвигов рН путём взаимодействия буфера как с кислотой, так и с основанием. Действие буферных систем в организме направлено преимущественно на нейтрализацию образующихся кислот.

Н⁺ + буфер^- Н-буфер

В организме одновременно существует несколько различных буферных систем. В функциональном плане их можно разделить на бикарбонатную и небикарбонатную. Небикарбонатная буферная система включает гемоглобин, различные белки и фосфаты. Она наиболее активно действует в крови и внутри клеток [11].

Бикарбонат является ключевым компонентом главной буферной системы организма. Она состоит из двух кислотно-основных частей, находящихся в динамическом равновесии: угольная кислота / бикарбонатный ион и бикарбонатный ион / карбонатный ион.

Кислоты, образующиеся в процессе метаболизма, нейтрализуются бикарбонатом. При рН около 7.4 в организме преобладает бикарбонатный ион, и его концентрация может в 20 раз превышать концентрацию угольной кислоты. По своей природе угольная кислота очень нестойкая и сразу же после своего образования расщепляется на углекислый газ и воду. Реакции образования и последующего быстрого расщепления угольной кислоты в организме настолько совершенны, что им часто не придают особого значения. Эти реакции катализируется ферментом карбоангидразой, который находится в эритроцитах и в почках. В зависимости от условий, обе реакции могут идти в том или ином направлении.

Если в закрытой системе появляется избыток углекислого газа, то равновесие этих реакций смещается влево, что приводит к незначительному снижению рН. Особенность бикарбонатной буферной системы состоит в том, что она открыта. Избыток ионов водорода связывается с бикарбонатом, образующийся при этом углекислый газ стимулирует дыхательный центр, вентиляция лёгких повышается, а излишки углекислого газа удаляются при дыхании. Так в организме поддерживается баланс рН. Чем больше в клетках образуется ионов водорода, тем больше расход бикарбонатного буфера. На этом этапе метаболизма подключаются почки, которые выводят избыток ионов водорода, и количество бикарбоната в организме восстанавливается.

Рис. 1. Буферные системы организма.

Небикарбонатные буферные системы активно функционируют в крови и внутри клеток. Фосфатный буфер может действовать как в составе органических молекул, так и в качестве свободных ионов. Одна его молекула способна связывать до трёх катионов водорода. Белки могут присоединять к своей полипептидной цепочке как кислотные, так и основные группы.

Буферная ёмкость белковой буферной системы может охватывать широкий диапазон рН. В зависимости от имеющейся величины рН она может связывать как гидроксильные группы, так и ионы водорода. Третья часть буферной ёмкости крови приходится на гемоглобин. Каждая молекула гемоглобина может нейтрализовать несколько ионов водорода. Когда кислород переходит из гемоглобина в ткани, способность гемоглобина связывать ионы водорода возрастает и наоборот: когда в лёгких происходит оксигенация гемоглобина, он теряет присоединённые ионы водорода. Освободившиеся ионы водорода реагируют с бикарбонатом, и в результате образуется углекислый газ и вода. Образовавшийся углекислый газ удаляется из лёгких при дыхании. Приведённый пример иллюстрирует процесс восстановления небикарбонатных буферных систем с помощью бикарбонатной буферной системы.

Этот процесс можно рассматривать как цепь реакций, в результате которых ион водорода перемещается между различными буферными системами, в конечном итоге достигая бикарбонатного буфера.

Как описано выше, образовавшиеся в результате метаболизма кислоты сразу же попадают под контроль различных буферных систем. Это препятствует резким сдвигам рН внутренней среды организма. Образующийся углекислый газ выделяется через лёгкие при дыхании, а нелетучие кислоты могут экскретироваться только почками [12].

Поддержание буферной ёмкости организма и восстановление различных буферных систем происходит за счёт восстановления уровня сывороточного бикарбоната. Этот процесс осуществляется в почках.

На первом этапе образования мочи (клубочковая фильтрация) образуется ультрафильтрат плазмы, представляющий собой первичную мочу, по составу аналогичную плазме. В первичной моче содержится значительное количество бикарбоната, который организму необходимо сохранить. Поэтому, когда уровень бикарбоната в плазме падает ниже физиологических показателей, в проксимальных канальцах почек при участии фермента карбоангидразы начинается процесс реабсорбции профильтрованных в клубочках бикарбонатных ионов.

Рис.2. Процесс сохранения ионов бикарбоната в почках.

Но одного сохранения бикарбоната недостаточно, так как большое его количество расходуется на восстановление других буферов организма и теряется при дыхании в виде углекислого газа. Количество бикарбоната в организме необходимо постоянно восполнять. Этот процесс осуществляется в дистальных канальцах при участии карбоангидразы. При этом в мочу секретируются ионы водорода, которые связываются с фосфатами или аммонием в канальцевом фильтрате, а бикарбонатные ионы возвращаются в кровь. Происходит секреция нелетучих кислот и восстановление бикарбоната[11].

В результате процессов, описанных выше, предотвращаются потери бикарбоната с мочой, и образуется дополнительное количество ионов бикарбоната, которое соответствует эндогенной продукции катионов водорода. При нормальных условиях происходит восстановление физиологического уровня бикарбоната в крови (24 - 27 моль/л).

Ухудшение функции почек ведёт к снижению секреции ионов водорода и реабсорбции бикарбоната, в организме происходит накопление кислот, а уровень бикарбоната плазмы падает ниже физиологической нормы. В начальной стадии почечной недостаточности за счёт гипервентиляции некоторое время может поддерживаться физиологический уровень рН плазмы, хотя затем всё равно развивается метаболический ацидоз.

Для снижения кислотной нагрузки и улучшения самочувствия больных на этой стадии почечной недостаточности назначается диета с ограничением белка и таблетированный бикарбонат [10].

По мере прогрессирования почечной недостаточности в метаболизм вовлекаются все имеющиеся буферные запасы организма, включая карбонат, содержащийся в костях. В дальнейшем, когда симптомы становятся опасными для жизни, наступает необходимость в лечении диализом.

Несмотря на усилия врачей, большинство диализных больных постоянно находится в состоянии метаболического ацидоза. Это объясняется тем, что за время гемодиализау них не происходит адекватной коррекции кислотно-основного состояния [12].

В результате различных метаболических процессов в нашем организме постоянно образуются различные кислоты. Они сразу же нейтрализуются буферными системами, среди которых наиболее важной является бикарбонатная. Для поддержания постоянного уровня рН внутренней среды организма расходуется бикарбонат, что требует его постоянной регенерации. В норме этот процесс происходит в почках. У больных с почечной недостаточностью функцию почек замещает диализ, а буферная ёмкость крови восстанавливается посредством включения в состав диализирующего раствора различных буферных источников, наиболее физиологичным из которых является бикарбонат. Из-за недостаточной коррещии кислотно-основного состояния во время сеанса гемодиализа многие диализные больные постоянно находятся под воздействием метаболического ацидоза[10].



2. Приготовление буферных растворов

В лабораторной практике пользуются буферными растворами с заранее известными значениями pH. Итак, приготовление буферных растворов осуществляется при использовании растворов слабой кислоты и ее соли с сильным основанием или слабого основания и его соли с сильной кислотой. Затем, изменяя количественные соотношения компонентов, готовят буферные растворы с заданным значением pH. [13].

К примеру, необходимо приготовить ацетатный буфер с несколькими значениями pH. Вначале готовят 5М растворы ацетатной кислоты и ацетата натрия. Для приготовления первого раствора берут по 50 мл каждого из компонентов. Руководствуясь формулой, определяют концентрацию ионов Н⁺ в полученном растворе. Для следующего буферного раствора например, берут 80 мл раствора кислоты и 20 мл раствора соли, приготовленных ранее. Существуют методики приготовления различных буферных растворов, применяемых в химическом анализе и лабораторной практике[14].

Мы будем готовить боратный буферный раствор (pH=9.3-11). Боратный буферный раствор - это смесь растворов щелочи (NaOH) и тетрабората натрия (Na₂B₄O₇*10H₂O). Способ приготовления: Раствор NaOH (0,1 М) объемом, указанным в таблице1, поместить в колбу на 100 мл и разбавить раствором тетрабората натрия (0,05 М) до метки.

Таблица 1. Соотношение объемов NaOH и значений pH боратного буфера[15].

pH	V, мл	pH	V, мл	pH	V, мл	pH	V, мл
9.3	8.9	9.8	38.2	10.3	44.0	10.8	49.1
9.4	15.4	9.9	39.9	10.4	45.2	10.9	49.5
9.5	21.0	10.0	41.1	10.5	46.3	11.0	49.9
9.6	26.8	10.1	42.3	10.6	47.2
9.7	34.3	10.2	43.0	10.7	48.6



3. Экспериментальная часть

В нашем эксперименте мы готовили боратный буфер (pH = 9.9) и затем сравнили данные полученные теоретически и практически полученное значение pH приготовленного буфера.

Для того чтобы приготовить боратный буфер мы использовали 0.1М раствор NaOH и 0.05М раствор Na₂B₄O₇*10H₂O.

3.1 Реактивы, посуда, оборудование

Реактивы: NaOH

Na₂B₄O₇*10H₂O

Посуда: мерные колбы на 100 мл

воронка

бюксы

Оборудование: аналитические весы ВЛР-200

УЛК «Химия»

3.2 Приготовление раствора гидроксида натрия

Расчет навески NaOH, которую нужно взять для приготовления 100 мл 0.1М раствора:

0.1 моль - 1000 мл

Х моль - 100 мл

Х = 0.01 моль

M (NaOH) = 39.997 г/моль

m (NaOH) = 0.01*39.997 = 0.39997 г



Взятие навески NaOH

m (бюкс техн.)	m (бюкс аналит.)	m (бюкс+в-во)	m (вещества)
18.470 г	18.4372 г	18. 8237 г	0.3865 г

m (NaOH) = 0.3865 г

Растворяем навеску щелочи в колбе на 100 мл и тщательно перемешиваем. С (NaOH) = m (NaOH) / V*M(NaOH)

С (NaOH) = 0.3865/0.1*39.997 = 0.097М

3.3 Приготовление раствора тетрабората натрия

Расчет навески тетрабората натрия (Na₂B₄O₇*10H₂O), которую нужно взять для приготовления 100 мл 0.05М раствора:

0.05 моль - 1000 мл

Х моль - 100 мл

Х = 0.005 моль

M (Na₂B₄O₇*10H₂O) = 381.3654 г/моль

m (Na₂B₄O₇*10H₂O) = 0.005*381.3654 = 1.9068 г

Взятие навески Na₂B₄O₇*10H₂O

m (бюкс техн.)	m (бюкс аналит.)	m (бюкс+в-во)	m (вещества)
16.905 г	16.8974 г	18.8134 г	1.916 г

m (Na₂B₄O₇*10H₂O) = 1.916 г

Растворяем навеску тетрабората натрия в колбе на 100 мл и тщательно перемешиваем.

С (Na₂B₄O₇*10H₂O) = m (Na₂B₄O₇*10H₂O) / V*M(Na₂B₄O₇*10H₂O)

С (Na₂B₄O₇*10H₂O) = 1.916/0.1*381.3654 = 0.0503М



3.4 Расчет значения pH

Так как наша концентрация растворов немного отличается от той, которая представлена в литературных источниках, то необходимо провести перерасчет значения pH.

Для получения раствора с pH = 9.9 необходимо 39.9 мл 0.1M раствора щелочи (см. Таблица 1).

39.9 мл - 0.1М

Х мл - 0.097М

Х = 38.703 мл

38.703 мл 0.097М раствора щелочи требуется для pH = 9.9. Мы использовали 40 мл NaOH.

38.703 мл для приготовления раствора с pH= 9.9

40 мл для приготовления раствора с pH=Y

Y= 10.232

3.5 Измерение pH полученного буфера

Для точного измерения значения водородного показателя среды мы используем прибор УЛК «Химия».

Значение pH раствора мы будем искать по формуле:

E= E' - (17.58*pH)/t t(^оК)

Чтобы определить потенциал мы используем стандартный раствор тетрабората натрия с установленным pH=9.2. Стандартный раствор наливаем в сухой стеклянный стакан и опускаем в него электроды.

E = -0.2939

t = 298.431K

Далее найдем E':

- 0.2939 = E' - (17.58*9.2)/298.431

E' = 0.248

Для дальнейшей работы с прибором, необходимо промыть электроды дистиллированной водой. Полученный буферный раствор наливаем в сухой стеклянный стакан и опускаем в него электроды.

E = -0.3335

t = 298.309K

Найдем значение pH:

- 0.3335 = 0.248 - (17.58*pH) / 298.309

pH = 9.87

Значение водородного показателя среды для приготовленного боратного буферного раствора составило 9.87.

Рассчитаем относительную ошибку, которая была допущена в ходе эксперимента.

А = Х найд - Х ист

А = 10.232 - 9.87 = 0.362

О = (А/Х ист)*100%

О = (0.362/10.232)*100% = 3.54%

В ходе эксперимента нами была допущена относительная ошибка равная 3.54%.



Заключение

В ходе выполнения курсовой работы мы выяснили, что буферные растворы выполняют функции регуляторов, поддерживающих активную реакцию среды при определенном значении, необходимом для успешного протекания реакций обмена веществ.

Так же мы ознакомились с литературными источниками, содержащими информацию о буферных растворах.

Рассмотрели методики расчета и приготовления буферных растворов.

В работе бал приготовлен боратный буфер с относительной ошибкой по pH равной 3.54%.



Список литературы

1. Аналитическая химия: Учеб. для сред. спец. учеб. заведений/ С.К. Пискарева, К. М. Барашков, К. М. Ольшанова. - М.: Высш. шк., 1994

2. Руководство по приготовлению титрованных растворов/ В. М. Сусленникова, Е. К. Киселева - М.: Химия, 1965

3. Основы аналитической химии. Т.1/ Золотов Ю.А. М.: Высш. шк., 1996

4. Основы аналитической химии. Т.1/ А.П. Крешков - М.: Химия, 1971

5. Аналитическая химия/ С. Д. Бесков, О. А. Слизковская

6. Руководство по аналитической химии/ Ю. Ю. Лурье- М., 1975

7. Справочник по аналитической химии, 5 изд./ Б. Я. Каплан - М., 1979

8. Аналитическая химия. Проблемы и подходы Т.1/ Р. Кельнер - М.: Аст, 2004

9. Аналитическая химия. Учебник для химико-технологич. специальностей вузов./ В.П. Васильев - М.: Высш. шк., 1989

10. Буферные системы крови и кислотно-основное равновесие /Т.Т. Березов, Б.Ф. Коровкин - М.: Медицина, 1990.

11. Бикарбонаты сыворотки или плазмы /Р. Марри, Д. Греннер, П. Мейес, В. Родуэлл // Биохимия человека: в 2-х томах. Т.2. Пер. с англ.: - М.: Мир, 1993

12. Ацетатный и бикарбонатный диализ./ И. Ледебо (перевод с англ. С. Лашутина, И. Дьяченко) М.:1999.

13. Конспект лекций по аналитической химии./ В.В. Болотов, Е.В. Дынник, Т.В. Жукова - НФАУ, 2002

14. Аналитическая химия./ О.М. Петрухин - М.: Химия, 2001

15. Буферные растворы: Метод указ./Сост. Н. И. Ульянова, Г. Н. Олисова - Великий Новгород, НовГУ им. Ярослава Мудрого, 2006

Размещено на Allbest.ru

...