Вычислить концентрацию ионов водорода в моче

Задача 542.
Во сколько раз концентрация ионов водорода в крови (рН = 7,36) больше, чем в спинномозговой жидкости (рН = 7,53)?
Решение:
а) Определим концентрацию ионов водорода в крови:

Следовательно, lg[H + ]кр = -7,36 = 8,64. По таблице логарифмов находим: [H + ] = 4,4 . 10 -8 моль/л.

б) Определим концентрацию ионов водорода в спинномозговой жидкости:

Следовательно, lg[H + ]смж = -7,53 = 8,47. По таблице логарифмов находим: [H + ] = 3 . 10 -8 моль/л.
Находим соотношение концентрации ионов водорода в крови и в спинномозговой жидкости:

Ответ: в 1,47 раза.

Задача 543.
Определить [H + ] и [OH — ] в растворе, рН которого равен 6,2.
Решение:
Определим pOH раствора из соотношения:

pH + pOH = 14;
pOH = 14 — 6,2 = 7,8.

Определим концентрацию ионов водорода:

Следовательно, lg[H + ] = -6,2 = 7,8. По таблице логарифмов находим: [H+] = 6,31 . 10 -7 моль/л.

Теперь определим концентрацию ионов [OH — ]:

Следовательно, lg[OH — ] = -7,8 = 8,2. По таблице логарифмов находим: [OH — ] = 1,6 . 10 -8 моль/л.

Ответ: [H + ] = 6,31 . 10 -7 моль/л; [OH — ] = 1,6 . 10 -8 моль/л.

Задача 544.
Вычислить рН следующих растворов слабых электролитов: а) 0,02 М NH₄OH; б) 0,1 М HCN; в) 0,05 н HCOOH; г) 0,01 М CH₃COOH.
Решение:
а) K_D(NH₄OH) = 1,8 . 10-5. Из формулы K = 2 . C_M рассчитаем степень диссоциации 0,02 М раствора NH₄OH:

[OH — ] = . C_M = 0,03 . 0,02 = 6 . 10 -4 моль/л;
pOH = -lg[OH-] = -lg6 . 10 -4 = 4 -lg6 = 4 — 0,78 = 3,22;
pH = 14 — 3,22 = 10,78.

б) K_D(HCN) = 7,9 . 10 -10 . Из формулы K = 2 . C_M рассчитаем степень диссоциации 0,1 М раствора HCN:

[H + ] = . CM = 8,9 . 10 -5 . 0,1 = 8,9 . 10 -6 моль/л;
pH = -lg[H+] = -lg8,9 . 10-6 = 6 — lg8,9 = 6 — 0,95 = 5,05.

в) K_D(HCООН) = 1,8 . 10 -4 . Так как муравьиная кислота одноосновная, то из формулы K = 2 . C_M рассчитаем степень диссоциации 0,05 М раствора НСООН:

[H + ] = . C_M = 0,06 . 0,05 = 3 . 10 -3 моль/л;
pH = -lg[H + ] = -lg3 . 10 -3 = 3 — lg3 = 3 — 0,48 = 2,52.

г) K_D(СH₃CООН) = 1,8 . 10 -5 . Так как муравьиная кислота одноосновная, то из формулы K = 2 . C_M рассчитаем степень диссоциации 0,01 М раствора СН₃СООН:

[H + ] = . C_M = 4,2 . 10 -2 . 0,01 = 4,2 . 10 -4 моль/л;
pH = -lg[H + ] = -lg4,2 . 10 -4 = 4 — lg4,2 = 4 — 0,62 = 3,38.

Ответ: а) 10,78; б) 5,05; в) 2,52; г) 3,38.

источник

Примеры решения задач. Задача 1.Рассчитать концентрацию ионов водорода в растворе HCN (См = 10-3М), если a = 4,2∙10-3

Задача 1.Рассчитать концентрацию ионов водорода в растворе HCN (С_м = 10 -3 М), если a = 4,2∙10 -3 .

Решение:Диссоциация цианистоводородной кислоты протекает по уравнению HCN ⇄ H + + CN — ; концентрации ионов [H + ] и [CN — ] в

где n — стехиометрические коэффициенты) т.е. [H + ] = [CN — ] = a C_м, моль/л; Тогда [H + ]=[CN — ] = 4,2∙10 -3 ∙ 10 -3 = 4,2×10 -7 моль/л.

Задача 2.Рассчитать концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в рстворе NH₄OH, концентрацией С_м= 0,01М, если К_д= 1,8×10 -5 .

Решение: Гидроксид аммония диссоциирует следующим образом:

NH₄OH ⇄ NH₄ + + OH — константа диссоциации имеет вид К_д= ; концентрации ионов аммония [NН₄ + ] и гидроксида [OH — ] совпадают (n (NH₄ + ) :n (OH — ) = 1:1), обозначим их за х:

[NH₄ + ] = [OH — ] = х моль/л, тогда выражение для К_д примет вид

1,8×10 -5 = х 2 / 0,01-х. Считая, что х -5 =x 2 / 0,01, относительно х: х = =4,2∙10 -4 моль/л; [OH — ]= 4,2∙10 -4 моль/л.

Концентрации ионов водорода и гидроксида связаны через ионное произведение воды К_w= [H + ][OH — ] =10 -14 , выразим концентрацию ионов водорода [H + ] = K_w/[OH — ] и рассчитаем её значение [H + ]=1×10 -14 /4,2×10 -4 @ 2,3×10 -11 моль/л.

Задача 3. Определить рН раствора НСl (a=1), если С_м =2∙10 -3 М

Решение: Диссоциация соляной кислоты протекает по уравнению

HCl ® H + + Cl — , концентрация ионов водорода [H + ] = a C_м =1∙2∙10 -3 = 2∙10 -3 моль/л. Водородный показатель рН = — lg[H + ] = — lg2∙10 -3 = 2,7. Ответ: рН=2,7

Задача 4. Определить молярную концентрацию гидроксида аммония, если рН=11, а Кд=1,8∙10 -5 .

Решение: Концентрация ионов водорода [H + ]=10 — pH =10 -11 моль/л. Из ионного произведения воды определяем концентрацию [OH — ] = K_w/[H + ] = 10 -14 /10 -11 =10 -3 моль/л. Гидроксид аммония — слабое основание и характеризуется уравнением реакции диссоциации

NH₄OH ⇄ NH₄ + + OH — . Выражение для константы диссоциации

К_д=. из закона Оствальда следует, что [NH₄ + ] = [OH — ] = a∙C_м, а К_д= a 2 С_м. Объединяя уравнения, получим С_м= [OH — ] 2 /K_д = 10 -6 / 1.8∙10 -5 = 0,056 моль/л

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:

Лучшие изречения: Для студентов недели бывают четные, нечетные и зачетные. 9315 — | 7404 — или читать все.

195.133.146.119 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.

Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)
очень нужно

источник

09. Рассчитать рН и рОН слюны, если концентрация ионов водорода в ней составляет

10. Физиологическое значение рН крови 7,36. Определить концентрацию ионов [H + ] и [OH — ] в крови.

11. Рассчитать рН раствора соляной кислоты с концентрацией 0,03 моль/дм 3 и водного раствора гидроксида калия с концентрацией 0,12 моль/дм 3 , считая, что указанные вещества диссоциируют полностью.

12. Определите рН кишечного сока, если концентрация гидроксид- анионов ОН — в составе кишечного сока составляет 2,3·10 -6 моль·дм -3 .

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для вузов / Ю. А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; Под ред. Ю.А. Ершова. – 5-е изд., стер. – М.: Высш.шк., 2005. – С. 66 – 76, 101 – 107.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. пособие для студентов медицинских спец. вузов / Ю.А. Ершов, А.М. Кононов, С.А. Пузаков и др.; Под ред. Ю.А. Ершова, В.А. Попкова. – М. : Высш. шк., 2008. – С.45-50.

Свойством всех живых организмов является постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов. Это постоянство поддерживается их буферными системами и необходимо для обеспечения нормальной деятельности ферментов, регулирования осмотического давления и других показателей.

Знания по теме «Буферные «системы» необходимы для понимания механизма их действия, количественной оценки способности буферных систем связывать посторонние кислоты и щелочи, понимания их взаимосвязи и роли в поддержании кислотно-основного гомеостаза.

Кроме того, важно уметь готовить буферные растворы для последующего использования их в различных медико-биологических, химических и клинических исследованиях.

Буферными называют системы, состоящие из двух сопряженных компонентов, способных до определенного предела противодействовать изменению рН среды при добавлении к ним небольших количеств кислоты и щелочи, а также при разбавлении раствора или концентрировании.

Способность буферных систем сохранять постоянство pH называется буферным действием.

По составу, с точки зрения протонной теории, буферные системы делят на кислые и основные.

Кислые буферные системы состоят из слабой кислоты и сопряженного с ней избытка сильного основания, создаваемого солью этой кислоты.

Например: Ацетатная буферная система – кислая буферная система, состоит из:

СН₃СООН – слабая кислота;

СН₃СООNa – растворимая соль (содержит сопряженное сильное основание СН₃СОО — ).

Аммиачная буферная система – основная буферная система, состоит из:

NН₄ОН – слабое основание;

NН₄Сl –растворимая соль (содержит сопряженную сильную кислоту NН₄ + ).

Буферные системы в растворенном состоянии образуют буферные растворы.

Буферные растворы, в отличие от буферных систем, могут быть многокомпонентными.

Кровь относят к буферным растворам.

Водородный показатель среды буферного раствора рассчитывают по уравнению Гендерсона-Гассельбаха:

pH — водородный показатель среды буферного раствора,

pK_a – показатель константы кислотности слабой кислоты,

[соль]/[кислота]– количества соли и кислоты в момент равновесия; буферное соотношение.

— C (1/z с), C (1/z к) – исходные молярные концентрации эквивалентов соли и кислоты, моль·дм -3 ;

— V (с), V (к) – объемы растворов соли и кислоты соответственно, см 3 .

Величину, характеризующую способность буферной системы противодействовать смещению реакции среды при добавлении кислот и щелочей, называют буферной емкостью (B). Буферную ёмкость можно определить по кислоте или по основанию.

Буферная ёмкость показывает сколько моль-эквивалентов сильной кислоты или щелочи следует добавить к 1 дм 3 буферного раствора, чтобы изменить его рН на единицу.

B – буферная ёмкость, моль дм -3 ;

C(1/z кисл.; осн.) – молярная концентрация эквивалента добавляемой кислоты или основания;

V(кисл.; осн.) – объем раствора добавляемой кислоты или основания, см 3 ;

V (буф.)- объем буферного раствора, см 3 .

Для сохранения оптимальных условий обменных процессов необходимо постоянство pH внутренних сред организма. Постоянство кислотности сред, наряду с физиологическими механизмами поддерживается буферными системами организма.

Контрольные вопросы

1. Буферные системы, их состав, свойства, классификация. Механизм буферного действия. Буферные растворы

2. Уравнение кислых буферных систем Гендерсона-Гассельбаха, его вывод и анализ. Зона буферного действия.

3. Буферная емкость. Факторы, влияющие на величину буферной емкости.

4. Биологическая роль буферных систем. Буферные системы крови: гемоглобиновая, оксигемоглобиновая, белковая, водородкарбонатная, фосфатная, эфиры глюкозы и фосфорной кислоты различной степени замещенности.

5. Роль водородкарбонатной буферной системы в поддержании постоянства рН крови. Ацидоз. Алкалоз. Щелочной резерв крови.

Дата добавления: 2015-09-18 ; просмотров: 1038 . Нарушение авторских прав

источник

• A09 Тип — исследования биологических жидкостей, с помощью которых исследуются концентрации веществ в жидких средах организма и активность ферментативных систем
• A09.28 Тип — исследования биологических жидкостей. Раздел — Почки и мочевыделительная система
• A09.28.017 Определение концентрации водородных ионов (pH) мочи (Выбранный код из номенклатуры мед. услуг )
• Смежные коды:
• A09.28.002 Исследование аминокислот и метаболитов в моче
• A09.28.003 Определение белка в моче
• A09.28.004 Обнаружение миоглобина в моче
• A09.28.005 Обнаружение гемоглобина в моче
• A09.28.006 Исследование уровня креатинина в моче
• A09.28.007 Обнаружение желчных пигментов в моче
• A09.28.008 Исследование уровня порфиринов и их производных в моче
• A09.28.009 Исследование уровня мочевины в моче
• A09.28.010 Исследование уровня мочевой кислоты в моче
• A09.28.011 Исследование уровня глюкозы в моче
• A09.28.012 Исследование уровня кальция в моче
• A09.28.013 Исследование уровня калия в моче
• A09.28.014 Исследование уровня натрия в моче
• A09.28.015 Обнаружение кетоновых тел в моче
• A09.28.016 Исследование уровня лекарственных препаратов и их метаболитов в моче
• A09.28.018 Анализ минерального состава мочевых камней
• A09.28.019 Определение осмолярности мочи
• A09.28.020 Обнаружение эритроцитов (гемоглобина) в моче
• A09.28.023 Исследование уровня эстрогенов в моче
• A09.28.024 Определение гемосидерина в моче
• A09.28.025 Исследование уровня экскреции гормонов мозгового слоя надпочечников в моче
• A09.28.026 Исследование уровня фосфора в моче
• A09.28.027 Определение активности альфа-амилазы в моче
• A09.28.028 Исследование мочи на белок Бенс-Джонса
• A09.28.029 Исследование мочи на хорионический гонадотропин
• A09.28.030 Исследование парапротеинов в моче
• A09.28.031 Исследование уровня фенилаланина в моче
• A09.28.032 Исследование уровня билирубина в моче
• A09.28.033 Исследование уровня фенилпировиноградной кислоты в моче (проба Фелинга)
• A09.28.034 Исследование уровня катехоламинов в моче
• A09.28.035 Исследование уровня свободного кортизола в моче
• A09.28.036 Исследование уровня 17-гидроксикортикостероидов (17-OKC) в моче
• A09.28.037 Исследование уровня альдостерона в моче
• A09.28.038 Исследование уровня индикана в моче
• A09.28.039 Исследование уровня нитритов в моче
• A09.28.040 Исследование уровня ванилилминдальной кислоты в моче
• A09.28.041 Исследование уровня гомованилиновой кислоты в моче
• A09.28.042 Исследование уровня 5-гидроксииндолуксусной кислоты (5-ОИУК) в моче
• A09.28.043 Исследование уровня свободного и общего эстрадиола в моче
• A09.28.044 Исследование уровня свободного эстриола в моче
• A09.28.045 Исследование уровня эстрона в моче
• A09.28.046 Исследование уровня прогестерона в моче
• A09.28.047 Исследование уровня общего тестостерона в моче
• A09.28.048 Исследование уровня дегидроэпианростерона в моче
• A09.28.049 Исследование уровня дельта-аминолевуленовой кислоты (АЛК) в моче
• A09.28.052 Исследование уровня диеновых конъюгатов мочи
• A09.28.053 Исследование уровня малонового диальгида мочи
• A09.28.054 Исследование уровня антигенов переходноклеточных раков в моче
• A09.28.055 Определение психоактивных веществ в моче
• A09.28.056 Исследование уровня малонового диальдегида мочи
• A09.28.057 Исследование уровня лютеинизирующего гормона в моче
• A09.28.058 Исследование уровня C-концевых телопептидов в моче
• A09.28.059 Исследование уровня галогенпроизводных алифатических и ароматических углеводородов в моче
• A09.28.060 Исследование уровня металлов в моче
• A09.28.061 Исследование уровня свинца в моче
• A09.28.062 Исследование уровня пестицидов в моче
• A09.28.063 Исследование уровня оксипролина в моче
• A09.28.064 Исследование уровня дезоксипиридинолина в моче
• A09.28.065 Исследование уровня йода в моче
• A09.28.066 Определение N-концевого телопептида в моче
• A09.28.067 Исследование уровня хлоридов в моче
• A09.28.068 Количественное определение котинина в моче
• A09.28.069 Количественное определение этилглюкуронида в моче
• A09.28.070 Исследование уровня бора в моче
• A09.28.071 Исследование уровня алюминия в моче
• A09.28.072 Исследование уровня кремния в моче
• A09.28.073 Исследование уровня титана в моче
• A09.28.074 Исследование уровня хрома в моче
• A09.28.075 Исследование уровня марганца в моче
• A09.28.076 Исследование уровня кобальта в моче
• A09.28.077 Исследование уровня никеля в моче
• A09.28.078 Исследование уровня меди в моче
• A09.28.079 Исследование уровня цинка в моче
• A09.28.080 Исследование уровня мышьяка в моче
• A09.28.081 Исследование уровня селена в моче
• A09.28.082 Исследование уровня молибдена в моче
• A09.28.083 Исследование уровня кадмия в моче
• A09.28.084 Исследование уровня сурьмы в моче
• A09.28.085 Исследование уровня ртути в моче
• A09.28.086 Экспресс-диагностика общего, рода и видов эндотоксинов в моче
• A09.28.087 Исследование уровня антигена рака простаты 3 (PCA3) в моче

А/B ХХ.ХХХ.ХХХ.XXX
↑ ↑ ↑ ↑ ↑
| | | | |______ порядковый номер подгруппы
| | | |______________ порядковый номер группы
| | |_______________________ подраздел медицинской услуги
| |_____________________________ раздел медицинской услуги
|___________________________________ класс медицинской услуги

Код услуги состоит из буквенно-цифрового шифра от 8 до 11 (12*) знаков.
Первый знак обозначает класс услуги, второй и третий знаки — раздел (тип медицинской услуги), четвертый и пятый (шестой*) знаки — подраздел (анатомо-функциональная область и/или перечень медицинских специальностей), с шестого по одиннадцатый знаки (с седьмого по двенадцатый*) — порядковый номер (группы, подгруппы).

3. Перечень медицинских услуг разделен на два класса: «А» и «В», построенные по иерархическому принципу (описание выше).

источник

Водородный показателем, или рН, называется взятый с обратным знаком десятичной логарифм концентрации (или активности) ионов водорода в растворе:

рН = – lg С(Н + ) или рН = – lg a (H + ).

В нейтральном растворе: С (Н + )=С (ОН — ) = 10 -7 моль/л; рН=7

В кислом растворе: С (Н + )>С (ОН — )>10 -7 моль/л; рН — )>С (Н + ) -7 моль/л; рН>7.

Вода является слабым электролитом и характеризуется ионным произведением воды, К_W, которое равно:

Ионное произведение воды – величина постоянна при данной температуре. Прологарифмирую это уравнение, получим:

Из этого уравнения следует, что зная рН можно легко рассчитать рОН, и наоборот.

Расчет рН сильных электролитов

Определите рН 0,1 М раствора HCl.

Диссоциация HCl происходит полностью: HCl→H + +Cl , при этом моль/л. Соответственно , т.е. необходимо вычислить ионную силу раствора HCl и по ней в таблице выбрать коэффициент активности ионов водорода.

По таблице выбираем коэффициент активности γ, равный 0,84, следовательно:

Определите рН 0,1 М раствора NaOH.

Так как NaOH является сильным электролитом, его диссоциация происходит полностью: NaOH→Na + +OH , при этом моль/л. В данном случае рН=14–рОН и первоначально находим .

Рассчитываем ионную силу 0,1 М раствора NaOH.

.

По таблице выбираем коэффициент активности γ для ионов гидроксила, равный 0,8. Рассчитываем рОН:

Расчет рН слабых электролитов

При расчете рН слабых электролитов, обычно используют значение концентрации ионов водорода, а не величину активности , так как вследствие неполной диссоциации слабых электролитов, в растворе находится небольшое количество заряженных частиц, между которыми происходят незначительные взаимодействия. В этом случае .

Рассчитайте рН 0,1 М раствора СH₃CООН, константа диссоциации которого равна К_Д=1,8×10 5 .

Уксусная кислота диссоциирует по уравнению:

СH₃CООН→СH₃CОО +H + ;

.

Так как диссоциация уксусной кислоты неполная, то , где С – исходная концентрация СH₃CООН. Степень диссоциации a находим по уравнению Оствальда:

; ,

тогда =0,424×10 2 ×10 1 =0,424×10 3 ; рН=-lg0,424×10 3 =3,38.

Рассчитайте рН 0,1 М раствора NH₄OH, константа диссоциации которого равна К_Д=1,79×10 — 5 .

Аммиак диссоциирует по уравнению

NH₄ОН→N +ОH ;

рН=14–рОН;

Находим степень диссоциации a:

; .

Находим концентрацию ионов ОН и рОН раствора

=0,423×10 2 ×10 1 =0,423×10 3 ; рОН=-lg0,423×10 3 =3,38.

Контрольные задания

101*. Вычислите рН 0,05 M HCl и 0,05 М СН₃СООН.

102*. Вычислите pH 0,01 M раствора NH4OH.

103*. Вычислите степень диссоциации NH4OH в 0,05 M растворе при 298 К.

104*. Вычислите рН 0,01 M NaOH и 0,01 М NH₄OH.

Таблица 4. Константы диссоциации некоторых слабых электролитов

105*.Вычислите степень диссоциации и концентрацию ионов водорода [H+] в 0,3 М раствора HF.

106*. При какой молярной концентрации уксусной кислоты в растворе ее степень диссоциации равна 0,01? При какой концентрации кислоты увеличится в два раза?

107. Степень диссоциации муравьиной кислоты НСООН в 0,2 н. растворе равна 0,03. Определите константу диссоциации кислоты.

108*. Вычислите концентрацию ионов NH4+в 0,005 М растворе NH4OH при 298 К.

109*. Вычислите активности ионов Н + и ОН — в 0,01 M NaOH при 298 К.

110*. Рассчитайте молярность раствора уксусной кислоты СН3СООH, рН которого равен 3.

источник

1. Концентрация ионов водорода в растворе составляет 10 — 3 моль/л. Рассчитать значения pH, pOH и [ОН — ] в данном растворе. Определить среду раствора.

Примечание.Для вычислений используются соотношения: lg10 a = a; 10 lga = а.

1) ;

2)

3)

Среда раствора с pH = 3 является кислой, так как pH — 5 .

1) В исходном растворе слабой одноосновной кислоты СН₃СООН:

2) Добавление к 10 мл раствора кислоты 90 мл воды соответ-ствует 10-кратному разбавлению раствора. Поэтому:

4. Найти значение рН раствора гидроксида кальция с молярной концентрацией эквивалента 0,002 моль/л, если = 95%.

В растворах сильных оснований:

5. рН раствора серной кислоты с молярной концентрацией 0,001 моль/л равен 2,72. Найти .

В растворе сильной кислоты:

Кислота двухосновная, следовательно, сначала необходимо определить молярную концентрацию эквивалента H₂SO₄ в растворе:

Зная величину pH раствора, можно рассчитать [H + ]:

6. Рассчитать рН раствора NaOH, если известно, что в 200 мл этого раствора содержится 0,0004 г NaOH ( » 1).

В разбавленном растворе сильного основания:

Рассчитаем C( NaOH):

7. Вычислить число ионов гидроксида, содержащихся в 5 мл раствора, водородный показатель которого равен 3.

1)

2)

3)

Для вычисления числа ионов используется соотношение, связывающее число структурных единиц (атомов, ионов, молекул) вещества — N(x), количество этих структурных единиц — n(x) и постоянную Авогадро N_А, равную 6,02·10 23 моль — 1 :

.

8. Рассчитать массу основания С₅H₅N·Н₂О в 150 мл раствора, водородный показатель которого равен 10, если (С₅H₅N·Н₂О) = 5,2.

Массу основания в растворе можно вычислить, зная молярную концентрацию раствора. Так как С₅H₅N·Н₂О — однокислотное основание, то из соотношения 14′:

рС(осн) = 2·рОН — .

Величину рОН найдем из соотношения:

С(С₅H₅N·Н₂О) = 10 — рС = 10 — 2,8 = 1,58·10 — 3 моль/л;

9. Вычислить молярную концентрацию гидроксида калия в растворе, водородный показатель которого равен 12, если = 90 %.

Гидроксид калия является однокислотным основанием, поэтому согласно соотношениям (8), (10) и (13):

10. Вычислить рН раствора азотной кислоты с C(HNO₃) = 0,01 моль/л (расчет вести через активность ионов Н + ).

Для определения коэффициента активности сначала следует вычислить ионную силу раствора I:

Величину , отвечающую I = 0,01, можно рассчитать по формуле:

Если принять = 1, то:

Для точных расчетов сотые доли имеют значение.

11. Рассчитать рН раствора, в 100 мл которого находится 0,1 г гидроксида натрия и 0,174 г сульфата калия.

Молярные концентрации электролитов в растворе составляют:

Ионная сила раствора, содержащего ионы Na + , K + , ОН — и SO₄ 2 — , равна:

Коэффициент активности гидроксид-ионов и их активность соответственно равны:

Из соотношения (3) находим активность ионов водорода:

12. Найти число недиссоциированных молекул кислоты в 500 мл раствора HF, если = 10 %, pH = 2,5, (НF) = 7,2×10 — 4 .

В растворе слабой одноосновной кислоты молярную концентрацию кислоты можно рассчитать по формуле (12):

.

Общее количество кислоты (n) в заданном объеме раствора равно:

.

Количество недиссоциированной кислоты (n) найдем по формуле:

.

Число недиссоциированных молекул кислоты равно:

Вопросы для самоконтроля

1. Какие ионы образуются при диссоциации воды? Составьте выражение для константы диссоциации воды.

2. Что называется ионным произведением воды? Каково численное значение при 20-25 0 С?

3. Чем может быть вызвано изменение величины ионного произведения воды?

4. Изменится ли ионное произведение воды при добавлении к ней кислоты, щелочи или соли?

5. Являются ли концентрации ионов Н + и ОН — в водных растворах сопряженными величинами?

6. Может ли в водном растворе кислоты (щелочи) концентрация ионов Н + или ОН — быть равной нулю?

7. Что понимают под терминами кислая, нейтральная, щелочная среда?

8. Что такое активная, потенциальная и общая кислотность в растворах кислот? Что называют активной реакцией среды?

9. Как определяют водородный и гидроксидный показатели? Какова взаимосвязь рН и рОН?

10. Что представляет собой шкала значений рН? Каковы значения рН в нейтральной, кислой и щелочной средах?

11. Имеет ли значение постоянство активной реакции среды в жизнедеятельности человека? Каковы значения рН важнейших биологических жидкостей (кровь, желудочный сок, моча, пот, слюна)?

12. Что такое ацидоз? Что такое алкалоз?

13. Какой вид имеют формулы для расчета активной кислотности в растворах сильных и слабых кислот и оснований?

14. Может ли присутствие NaCl оказать влияние на величину pH раствора соляной кислоты?

15. Могут ли величины рН и рОН принимать отрицательные значения?

Варианты задач для самостоятельного решения

1. Определить [Н + ] и [ОН — ], если рН раствора равен 4.

2. Вычислить гидроксидный показатель желудочного сока, если известно, что 100 мл его содержит 0,365 г соляной кислоты ( » 1) и 0,585 г хлорида натрия.

3. Рассчитать массу основания NH₃×Н₂О в 500 мл раствора, водородный показатель которого равен 10,5, если (NH₃×Н₂О) = 4,74.

1. Вычислить число ионов Н + , находящихся в 25 мл раствора, если рОН = 14.

2. Рассчитать рН раствора гидроксида кальция с C(Са(ОH)₂) = 0,02 моль/л, если = 90%.

3. Найти массу уксусной кислоты в 100 мл раствора, гидроксидный показатель которого равен 10, если (СН₃СООН) = 1,8×10 — 5 .

1. Определить рН раствора и [Н + ] в растворе, если [ОН — ] = 3×10 — 5 моль/л. Указать характер среды.

2. Вычислить массу гидроксида бария в 250 мл раствора, водородный показатель которого равен 13, если » 1.

3. Рассчитать рН раствора бензойной кислоты с молярной концентрацией 0,01 моль/л, если (С₆Н₅СООН) = 4,2. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 5 раз?

1. Вычислить рН раствора и [Н + ] в растворе, если 40 мл раствора содержат 12,04·10 20 ионов гидроксида. Указать характер среды.

2. Рассчитать рОН раствора синильной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,01 моль/л, если (HCN) = 8×10 — 10 .

3. Найти рН раствора, в 200 мл которого растворено 0,63 г азотной кислоты ( = 1) и 0,261 г нитрата бария.

1. Определить [Н + ] и [ОН — ] в растворе, рОН которого равен 5.

2. Вычислить молярную концентрацию гидроксида натрия в растворе, водородный показатель которого равен 13,5, если = 75%.

3. Рассчитать величину рН раствора, в 250 мл которого находится 0,46 г муравьиной кислоты, если (HCООН) = 2,2×10 — 4 . Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 3 раза?

1. Рассчитать число ионов ОН — , находящихся в 2 мл раствора, если рН = 10.

2. К 100 мл раствора хлорной кислоты с C(НС1О₄) = 0,1 моль/л ( » 1) прибавили 100 мл Н₂О. Найти рОН раствора до и после разбавления.

3. Вычислить массу основания СН₃NH₂×Н₂О в 650 мл раствора, водородный показатель которого равен 11,5, если (СН₃NH₂×Н₂О) = 4,4·10 −4 .

1. Вычислить рОН раствора и [ОН — ] в растворе, если [Н + ] = 5×10 — 8 моль/л.

2. Рассчитать молярную концентрацию основания С₂Н₅NH₂·H₂O в растворе, водородный показатель которого равен 11,7, если (С₂Н₅NH₂×Н₂О) = 3,25.

3. Найти рН раствора гидроксида калия, если известно, что 100 мл этого раствора содержит 0,0056 г КОН. ( » 1). Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 2 раза?

1. Определить [Н + ] и [ОН — ] в растворе, pH которого равен 6.

2. Вычислить рН раствора, в 500 мл которого находится 0,05 г LiOH. Диссоциацию щелочи считать полной. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 10 раз?

3. Найти массу азотистой кислоты, содержащейся в 800 мл раствора, гидроксидный показатель которого равен 11,4, если (HNO₂) = 4×10 — 4 .

1. Определить рОН раствора, если 1250 мл раствора содержат 3,01·10 23 ионов водорода.

2. Найти рН раствора фтороводородной кислоты, если в 10 мл этого раствора растворено 0,004 г HF, а (HF) = 3,18. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 3 раза?

3. Вычислить массу гидроксида стронция в 300 мл раствора, водородный показатель которого равен 12,8, если кажущаяся степень диссоциации гидроксида равна 95%.

1. Вычислить рН раствора и [Н + ] в растворе, если [ОН — ] = 4×10 — 4 моль/л. Определить характер среды.

2. Рассчитать массу соляной кислоты, содержащейся в 1,5 мл желудочного сока, водородный показатель которого равен 1,8, если » 1.

3. Определить водородный показатель раствора диметиламина с C((СН₃)₂NH×Н₂О) = 0,01 моль/л, если ((СН₃)₂NH×Н₂О) = 6,1×10 — 4 . Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 15 раз?

1. Определить [Н + ] и [ОН — ], если рН раствора равен 1.

2. Вычислить значение рН раствора гидроксида аммония, в 450 мл которого содержится 0,07 г основания, если (NH₃×Н₂О) = 1,85·10 −5 .

3. К 125 мл раствора серной кислоты с C(Н₂SО₄) = 0,03 моль/л ( » 91%) добавлено 125 мл воды. Найти рОН раствора до и после разбавления, если кажущаяся степень диссоциации увеличивается до 95%.

1. Вычислить число ионов Н + , находящихся в 30 мл раствора, если рОН = 1.

2. Найти рН раствора гидроксида рубидия, если в 120 мл этого раствора содержится 0,204 г RbОН ( » 1) и 0,87 г K₂SO₄.

3. Определить массу пропионовой кислоты в 750 мл раствора, гидроксидный показатель которого равен 11,5, если (С₂Н₅СООН) = 4,89. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 7 раз?

1. Определить [Н + ] и [ОН — ] в растворе, рОН которого равен 4.

2. Найти рН раствора, в 400 мл которого растворено 0,256 г иодоводородной кислоты, если » 98%.

3. Рассчитать массу основания С₆Н₅NH₂×Н₂О в 1500 мл раствора, водородный показатель которого равен 9, если (С₆Н₅NH₂×Н₂О) = 3,8·10 −10 . Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 8 раз?

1. Определить рОН раствора и [ОН — ], если 4 мл раствора содержат 24,08·10 19 ионов водорода. Указать характер среды.

2. Вычислить молярную концентрацию бензойной кислоты в растворе, гидроксидный показатель которого равен 10,6, если (С₆Н₅СООН) = 6,3×10 — 5 . Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 5 раз?

3. Рассчитать рН раствора, содержащего гидроксид калия с С(КОН) = 0,005 моль/л и нитрат натрия с С(NаNO₃) = 0,015 моль/л.

1. Вычислить [Н + ] и [ОН — ] в растворе, рОН которого равен 6,5.

2. Определить массу уксусной кислоты в 350 мл раствора, гидроксидный показатель которого равен 10,4, если (СН₃СООН) = 4,75.

3. К 25 мл раствора гидроксида кальция с C(Сa(OH)₂) = 0,015 моль/л ( » 90%) добавлено 125 мл воды. Найти рН раствора до и после разбавления, если кажущаяся степень диссоциации увеличивается до 99%.

1. Определить число ионов ОН — , находящихся в 20 мл биологической жидкости, водородный показатель которой равен 7,35.

2. Рассчитать величину рОН раствора, в 50 мл которого находится 0,027 г бромоводородной кислоты, если » 1. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 3 раза?

3. Вычислить массу основания СН₃NH₂×Н₂О в 300 мл раствора, водородный показатель которого равен 11, если (СН₃NH₂×Н₂О) = 3,36.

1. Вычислить рН раствора и [Н + ] в растворе, если [ОН — ] = 2×10 — 4 моль/л. Определить характер среды.

2. Найти рН раствора, в 500 мл которого находится 0,005 моль гидроксида натрия и 0,01 моль хлорида кальция.

3. Рассчитать массу циановодородной кислоты, содержащейся в 400 мл раствора, гидроксидный показатель которого равен 11,4, если (HСN) = 9,1.

1. Определить соотношение [ОН — ] в крови (рН = 7,4) и в спинномозговой жидкости (рН = 7,5).

2. Найти водородный показатель раствора азотной кислоты с C(НNО₃) = 10 — 9 моль/л, если » 1.

3. Рассчитать массу основания С₂Н₅NH₂·H₂O в 1800 мл раствора, водородный показатель которого равен 11,2, если (С₂Н₅NH₂×Н₂О) = 5,6·10 −4 . Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 5 раз?

1. Определить рОН раствора, если 190 мл раствора содержат 15,05·10 13 ионов водорода.

2. Вычислить рН раствора гидроксида бария, если известно, что 750 мл этого раствора содержит 0,513 г Ва(ОН)₂. Во сколько раз изменится рН раствора при разбавлении его водой в 20 раз? В обоих случаях диссоциацию щелочи считать полной.

3. К 10 мл раствора муравьиной кислоты с C(НСООН) = 0,15 моль/л прибавили 40 мл Н₂О. Найти рОН раствора до и после разбавления, если (HCООН) = 3,66.

1. Определить гидроксидный показатель раствора гидроксида цезия с C(CsОН) = 10 — 9 моль/л, если » 1.

2. Рассчитать число недиссоциированных молекул слабой одноосновной кислоты в 800 мл раствора, если степень диссоциации кислоты составляет 2,5%, рН раствора равен 3,5, а (к-ты) = 1,85×10 — 5 .

3. Вычислить водородный показатель раствора, в 300 мл которого содержится 0,384 г иодоводородной кислоты и 0,284 г сульфата натрия.

Дата добавления: 2015-09-20 ; просмотров: 6244 | Нарушение авторских прав

источник

при решении задач на вычисление рН раствора и концентраций ионов Н + и ОН ‑

Задача 1. Вычислите рН раствора, если концентрация ионов водорода равна 7,4*10 -3 моль/л.

Решение: рН = -lg[H+ + ] = -lg(7,4*10 -3 )=(-lg7,4)+ (-lg10 -3 ) = (-0,87) + (3) = 3-0,87 = 2,13.

Задача 2. Вычислите концентрации ионов [H+ + ] и [ОН ‑ ] в растворе с
рН = 8,48.

Решение: Для нахождения концентрации ионов Н + необходимо выполнить антилогарифмирование (найти число по логарифму): рН = -lg[H + ] = 8,48;
-рН = lg[H + ] = -8,48.

Представим число (-8,48) как алгебраическую сумму целой и дробной части (характеристики и мантиссы): — 8,48 = (-8)+(-0,48). Чтобы воспользоваться таблицей логарифмов, мантиссу необходимо сделать положительной. Для этого от характеристики отнимаем единицу, а к мантиссе эту единицу прибавляем: (-8) + (-0,48) =(-9)+(0,52); меняем слагаемые местами: 0,52 + (- 9). Находим в таблице (см. приложение) мантиссу 52 (или ближайшую к ней), проводим перпендикуляры влево и вверх от нее. Число, имеющее мантиссой 52, есть 33 (3 слева, 3 вверх). Так как характеристика числа 0,52 равна 0, то в целую часть найденного числа выделяем 0 + 1 = 1 цифру и ставим запятую: 3,3. Число (-9) есть логарифм числа 10 -9 . Находим произведение полученных чисел: 3,3*10 -9 .

Ответ: [H + ] = 3,3*10 -9 моль/л; [ОН ‑ ] = = 3*10 -6 моль/л.

Задача 3. Определите концентрацию ионов ОН ‑ в растворе NН₄ОН
(С = 0,01 моль/л; К_д = 1,8*10 -5 ). Рассчитайте рН этого раствора.

Решение: NН₄ОН — слабый электролит и диссоциирует обратимо: NH₄OH Û NH₄ + + OH ‑ .

В соответствии с законом Оствальда степень диссоциации равна:

;

концентрация ионов [ОН ‑ ] == 0,01*0,042*1 = 4,2*10 -4 моль/л

рОН = — lg[ОН ‑ ] = — lg(4,2*10 -4 ) = 4 — 0,63 = 3,37; рН = 14 — 3,37 = 10,63.

Задача 4. Вычислите рН раствора NаОН (w = 0,08 %; плотность — 1 г/мл;

Ршение: Молярная концентрация раствора NаОН равна:

.

Так как степень диссоциации = 1, [ОН] = 0,02 моль/л;

рОН = — lg[ОН ‑ ] = -lg(0,02) = -lg(2*10 -2 ) = 2 — 0,3 = 1,7; рН = 14 — рОН = 14‑1,7 = 12,3.

Задача 5. Вычислите молярную концентрацию раствора муравьиной кислоты (рН = 3;

Так как рН = 3, то [Н + ] = 10 -3 ;

= = 5,5*10 -5 моль/л

Задача 6. Вычислите рН среды, константу и степень гидролиза раствора КNО₂ (С = 0,05 моль/л).

Решение: КNО₂ — соль слабой кислоты и сильного основания.

Для расчета рН воспользуемся формулой:

По таблице (см приложение) определяем рК азотистой кислоты:

рК = 3,4; рН = 7 + 1/2*3,4 + 1/2*lg(0,05) = 7 + 1,7 + 1/2*(-1,3)= 8,7 — 0,65 = 8,05.

Константу гидролиза определяем по формуле:

Вычисляем степень гидролиза: ,

источник

Наряду с дезинтоксикационной и водовыделительной функцией почки участвуют в регуляции КОС. Почки регулярно пополняют организм щелочными эквивалентами и выводят кислые ионы, что способствует поддержанию рН крови в стабильных пределах (у взрослого человека 7,35-7,40). Почки осуществляют это главным образом реабсорбцией бикарбонатов, секрецией водородных ионов (ацидогенез) и образованием аммиака (аммониогенез).

Бикарбонат является главным основанием плазмы крови. В то же время происходит его фильтрация клубочками почек и в клубочковом фильтрате содержится значительное количество бикарбонатов. Роль почек в регуляции КОС заключается в сохранении бикарбонатов их реабсорбцией какви проксимальных, так и дистальных отделах нефронов. По данным Г.П.Гусева (1972), в почках человека фильтруется приблизительно 4900 мэкв/сут бикарбонатов, с мочой же обычно выводится только 1—2 мэкв/сут, т.е. свыше 99,9 % профильтровавшихся бикарбонатов реабсорбируется в канальцах.

Реабсорбция бикарбонатов осуществляется благодаря способности канальцев почек (в большей степени дистальных их отделов) секретировать водородные ионы (ацидогенез). Выделяясь в просвет канальцев, водородные ионы вьтесняют щелочные элементы — катионы металлов, в частности натрия, который реабсорбируется клетками канальцев и поступает обратно в кровь в соединении с бикарбонатными нонами (НСО₃) с образованием бикарбоната, чем и обеспечивается буферная система плазмы.

Процесс секреции ионов водорода тесно связан с реабсорбцией и секрецией ионов натрия, калия, кальция, магния, хлоридов, сульфатов и бикарбоната. В обмен на каждый ион водорода в кровь реабсорбируется фиксированный катион вместе с образовавшимся в клетке канальца ионом НСО₃. Появление заметного количества бикарбоната в щелочной моче наблюдается во время алкалоза, после употребления бикарбоната с пищей или введения непосредственно в кровь.

Кроме того, важное значение в поддержании нормального КОС крови имеет образование в почке аммиака (аммониогенез). Образующийся в клетках проксимальных и дистальных почечных канальцев аммиак поступает в просвет канальцев, где взаимодействует с ионами водорода с образованием катиона аммония NH₄. Таким образом, поступление из почечных клеток аммиака обеспечивает связывание ионов водорода и выведение анионов сильных кислот в виде солей аммония. Это способствует задержке в организме ионов калия и натрия.

В результате процессов ацидогенеза и аммониогенеза в организме сохраняются щелочные вещества и устраняется опасность ацидоза. Продукция аммиака в почках и выделение аммония с мочой зависит от КОС: во время ацидоза экскреция его с мочой значительно увеличивается, а в условиях алкалоза — уменьшается. Поэтому содержание аммиака в моче может свидетельствовать о характере и степени сдвига КОС крови в сторону ацидоза или алкалоза.
Определение аммиака в моче проводят по методу Конвея и О’Малли [Conway, O’Malley, 1942].

В основе данного метода лежит способность аммиачных солей выделять аммиак при добавлении к моче карбоната калия и последующего поглощения его кислотой. Количество кислоты, не вступившее в реакцию с аммиаком, определяют титрованием щелочью. Для получения точных результатов очень важно, чтобы исследуемая моча была свежей. При исследовании суточной мочи отдельные свежевыпущенные порции ее надо немедленно выливать в чистый сосуд, содержащий несколько кристалликов тимола, и держать в холодильнике или подкислить ее серной кислотой до рН ниже 3,0.

В суточном количестве нормальной мочи содержится 0,5—1 г аммиака. Количество аммиака в моче увеличивается при ацидозе, обусловленном диабетом, дыхательной недостаточностью, нарушением обмена веществ, дегидратации. Из всех видов ацидоза только почечный не сопровождается увеличением аммиака в моче, поскольку клетки почечных канальцев не могут вырабатывать аммиак. Выделение аммиака с мочой уменьшается при метаболических и респираторных алкалозах, почечно-тубулярных ацидозах и гипофункции коры надпочечника.

В процессе ацидогенеза в канальцах почек образуются водородные ионы, которые идут из формирование органических кислот, кислых солен и аммониевых катионов. При диссоциации в водной среде органических кислот и кислых солей освобождается некоторое количество свободных водородных ионов, содержание которых определяет истинную реакцию, или рН мочи. В зависимости от диеты и других причин рН мочи здорового человека может колебаться от 4,5 до 8,4. В норме рН мочи у взрослых и детей старшего возраста кислая или нейтральная (рН 5,0-7,0).

Реакцию (рН) мочи определяют с помощью лакмусовой бумаги, универсальной индикаторной бумаги, путем использования комбинации индикаторов и с помощью рН-метра.

Определение рН мочи при помощи лакмусовой бумаги следует проводить одновременно двумя ее видами: синей и красной. Если при этом синяя лакмусовая бумага краснеет, а красная не изменяет своего цвета, то реакция мочи кислая. Если красная лакмусовая бумага синеет, а синяя не изменяет своего цвета, реакция щелочная. Когда оба вида бумаги не меняют своего цвета, реакция нейтральная.

Более точно можно определить реакцию мочи с помощью универсальной индикаторной бумаги. Выпускаемая в нашей стране универсальная индикаторная бумага позволяет определить рН в широком диапазоне — от 1,0 до 10,0. Некоторые зарубежные фирмы выпускают специальные виды индикаторной бумаги, предназначенные для определения рН мочи в пределах 5,0-8,0.

К 2 мл утренней порции мочи добавляют 2 капли следующего реактива: 0,06 г метилового оранжевого, 0,2 г бромтимолового синего, 10 мл 0,05 н. раствора NаОН и доводят до 500 мл дистиллированной водой. После смешивания оценивают окраску:

Моча здоровых взрослых людей при обычном питании имеет средние значения рН 6,25±0,36 (от 5,0 до 7,0). Щелочность мочи увеличивается при употреблении большого количества овощей и фруктов, рвоте, особенно при высокой кислотности желудочного сока, ощелачивающей терапии, хронической инфекции мочевых путей, щелочном брожении мочи. Кислотность мочи увеличивается при сахарном диабете, подагре, туберкулезе почек, лихорадочных состояниях и тяжелых заболеваниях почек с нарушением функции канальцев.

Изменение рН мочи соответствует изменениям рН крови: при ацидозах моча имеет кислую реакцию, а при алкалозах — щелочную. Однако иногда наблюдается расхождение этих показателей. При хронических поражениях канальцевого аппарата почек (тубулопатиях) в крови отмечается картина гиперхлоремического ацидоза, а реакция мочи щелочная, что связано с нарушением синтеза кислоты и аммиака почечными канальцами.

При гипокалиемическом алкалозе наблюдается ацидурия. Увеличение секреции канальцами ионов водорода в ответ на недостаток калия в данной ситуации является физиологической реакцией, направленной на поддержание ионного равновесия между клетками и межтканевой жидкостью. Таким образом, определение рН мочи может иметь значение при дифференциальной диагностике алкалоза и ацидоза различной этиологии.

Более правильное представление о выделении почками водородных ионов дает определение титрационной кислотности (суммарного содержания в моче диссоциированных и недиссоциированных водородных ионов), путем титрования мочи в 0,1 н. NaOH до тех пор, пока рН мочи не достигнет величины рН плазмы крови (7,4).

Израсходованное на титрование количество щелочи делят на 10 и умножают на суточное количество мочи. Таким образом, определяют количество титруемых кислот, выделенных за сутки, в 0,1 н. раствора NaOH. У взрослых людей в норме титруемая (титрационная) кислотность составляет около 100—300 мл 0,1 н. NaOH в сутки или с учетом массы тела — от 2 до 15 мл 0,1 н. NaOH на 1 кг массы тела в сутки (0,2— 1.5 ммоль/кг/сут).

Титруемая кислота не включает аммоний, поскольку при титровании до рН 7,4 только 1 % аммония превращается в аммиак. Поэтому общее количество кислоты, выделяемое почками, определяется суммой титруемой кислоты и аммония.

Для получения наиболее достоверных и точных сведений о выделении почками водородных ионов прибегают к определению титрационной кислотности мочи вместе с аммиаком, т.е. общего количества Н+, выделенного почками. В норме у взрослых людей этот показатель равняется 40—80 ммоль/ кг/сут. Патологическим считается суммарная экскреция ионов водорода менее 125 ммоль/сут при рН мочи меньше 6,0. При сдвигах КОС в сторону ацидоза этот показатель повышается, а при метаболических алкалозах понижается.

Определить КОС в организме можно с помощью коэффициента, выраженного дробью:

Дли исследования парциальной функции компенсации метаболического ацидоза у детей применяется проба Вронга и Девиса с нагрузкой хлоридом аммония. Принцип метода заключается в том, что почки в условиях искусственно созданного метаболического ацидоза начинают усиленно экскретировать ионы водорода и аммония.

Исследование проводят в условиях стационара, на фоне стандартной диеты (содержание белка 1 — 1,5 г/кг в сутки, преимущественно растительного происхождения). Утром натощак берут кровь для определения исходных показателей КОС по содержанию стандартных бикарбонатов в крови на аппарате «микро-Аструп».

При нормальном КОС в тот же день начинают давать хлорид аммония из расчета 0,2 г/кг в сутки в течение 3 дней под контролем содержания стандартных бикарбонатов в крови до тех пор, пока оно не достигнет уровня 16—18 ммоль/л, что считают стандартными условиями для проведения пробы. На 3-й день начинают сбор суточной мочи под слой вазелина (хранят в холодильнике). Затем определяют количество титруемых кислот и аммиака, выделенных с мочой за сутки. Титруемую кислотность мочи определяют титрованием ее 0,1 н. NaOH, а содержание аммиака в моче — по методу Конвея. По окончании нагрузки вновь определяют содержание стандартных бикарбонатов в крови.

Проба Вронга и Девиса позволяет на фоне искусственного ацидоза выявить способность почек к выведению кислых валентностей. Результат оценивается положительно, если хотя бы в 1 пробе рН мочи был ниже 5,3. Учитывают суммарную экскрецию ионов водорода, представляющую собой сумму титруемых кислот и аммония.

Патологической она считается в том случае, если суммарная экскреция ионов водорода ниже 125 ммоль/сут при рН мочи ниже 6,0. Функцию аммониогенеза оценивают по аммонийному коэффициенту, представляющему собой процентное соотношение экскреции аммония к суммарной экскреции водородных ионов. В норме аммонийный коэффициент равняется 68,1—73,8 %, поскольку экскреция аммония в норме составляет 92,5—131,5 ммоль/сут, а экскреция ионов водорода с титруемыми кислотами — 32,7—56,6 ммоль/сут.

Исследование функции компенсации метаболического ацидоза имеет важное значение при заболеваниях, сопровождающихся поражением интеретициальной ткани и канальцев почки, в частности, при пиелонефрите, при котором наиболее рано и значительно нарушена функция аммониогенеза. Большое значение данная проба приобретает при раннем распознавании дистального тубулярного ацидоза, для которого характерно отсутствие снижения рН мочи в ответ на нагрузку хлоридом аммония.

источник