Przestrzenie wodne organizmu

Transkrypt

1 ROZDZIAŁ 3 Przestrzenie wodne organizmu Agnieszka Kosowska Agnieszka Kłych Dorota Polańska Jolanta Czerniak Woda jest głównym składnikiem organizmu. Stanowi 60% masy ciała dorosłego człowieka, a jej zawartość w organizmie maleje z wiekiem. Poziom wody jest odwrotnie proporcjonalny do zawartości tkanki tłuszczowej. Funkcje wody w organizmie: pełni rolę rozpuszczalnika, odpowiada za transport substancji w organizmie, wpływa na oddziaływania cząsteczkowe w układach biologicznych, jest niezbędna do przebiegu procesów metabolicznych w komórkach, jest substratem lub produktem w reakcjach metabolicznych, jest niezbędna do ujawnienia własności i funkcji biologicznie czynnych makrocząsteczek (m. in. białek, kwasów nukleinowych), uczestniczy w regulacji temperatury (parowanie wody jest jednym ze sposobów odprowadzenia ciepła na zewnątrz organizmu). 285

2 Bilans wodny organizmu Gospodarka wodna ustroju jest zbilansowana. Zdrowy dorosły człowiek potrzebuje 2700 ml/d wody. Objętość wody pobranej przez organizm jest równa objętości wody wydalonej. W płynach wydalanych ok. 300 ml wody pochodzi z przemian ustrojowych. Ilość wody powstającej w trakcie przemian zależy od diety. Przemiany tłuszczów dostarczają najwięcej wody metabolicznej (100 g tłuszczów dostarcza 108 ml wody). Utlenienie tej samej ilości węglowodanów dostarcza 58 ml, natomiast z białek pochodzi tylko 44 ml wody metabolicznej. Woda wydalana jest z organizmu z moczem, z kałem, z wydychanym powietrzem oraz przez skórę. Wydalanie wody z kałem odzwierciedla procesy wchłaniania i wydzielania wody oraz elektrolitów w przewodzie pokarmowym. Zaburzenia tych procesów mogą prowadzić do biegunek i do nadmiernej utraty wody i elektrolitów. Przestrzenie wodne organizmu W organizmie wyróżnia się dwie główne przestrzenie wodne: przestrzeń wewnątrzkomórkową i pozakomórkową, które oddzielone są od siebie błonami biologicznymi. W przestrzeni wewnątrzkomórkowej znajduje się 66% całkowitej wody ustrojowej. W przestrzeni pozakomórkowej znajduje się 34% całkowitej wody ustrojowej. Przestrzeń tą podzielić można na przestrzeń wodną: wewnątrznaczyniową, którą stanowi osocze (ok. 4 litry), pozanaczyniową, na którą składa się: o woda śródmiąższowa, o woda tkanki łącznej i kości, o woda transcelularna (zawarta w jamach: opłucnej, świetle jelit, dróg żółciowych, trzustkowych i moczowych oraz w płynie mózgowordzeniowym i w komorach oczu). W organizmie utrzymywana jest izowolemia, czyli prawidłowa wielkość przestrzeni wodnych. Wolemia zależna jest od zawartości wody w przestrzeni wewnątrznaczyniowej. W stanach odwodnienia i przewodnienia wolemia jest zaburzona. Woda ustrojowa zawiera jony nieorganiczne oraz organiczne. Ich obecność wpływa na utrzymanie stałego ciśnienia osmotycznego i odpowiedniego odczynu środowiska. 286

3 Elektrolity wchodzą w skład układów buforowych organizmu oraz uczestniczą zarówno w utrzymaniu równowagi wodno-elektrolitowej, jak i determinują potencjały błonowe. W postępowaniu leczniczym ważne jest monitorowanie rozmieszczenia płynów w przestrzeniach wodnych oraz składu elektrolitowego. Skład elektrolitowy przestrzeni wodnych organizmu kationy Płyn Płyn Osocze pozakomórkowy śródkomórkowy [mmol/l] pozanaczyniowy [mmol/l] [mmol/l] Sód 142,0 146,5 10,0 Kationy Potas 4,0 4,0 160 Wapń 2,5 1,25 1,0 Magnez 1,0 1,0 13,0 Skład elektrolitowy przestrzeni wodnych organizmu aniony Płyn Płyn Osocze pozakomórkowy śródkomórkowy [mmol/l] pozanaczyniowy [mmol/l] [mmol/l] Chlorki 101,0 113,0 3,0 Wodorowęglany 26,0 31,0 10,0 Aniony Siarczany 0,5 0,5 10,0 Fosforany 1,1 1,1 55,0 Kwasy organiczne ~5,0 ~6,0 - Białczany ~0,8 ~0,03 ~2,3-3,2 Luka anionowa podaje różnicę pomiędzy sumą stężeń anionów i kationów nieoznaczonych. Kationy nieoznaczone to inne niż sód, a aniony nieoznaczone to inne niż chlorki i wodorowęglany. Lukę anionową wylicza się w oparciu o prawo elektroobojętności płynów ustrojowych- odejmując od stężenia sodu sumę stężeń chlorków i wodorowęglanów. 287

4 Zwiększenie luki anionowej powyżej 12 mmol/l następuje w wyniku wzrostu ilości anionów nieoznaczonych np. w kwasicy ketonowej lub mleczanowej. W diagnostyce określenie luki anionowej wykorzystuje się w celu wykrycia zatruć litem lub bromkami oraz w celu potwierdzenia prawidłowego oznaczenia stężenia elektrolitów w osoczu. Szczególnie duża luka anionowa występuje w kwasicach organicznych (wrodzone wady metabolizmu) i w zatruciach alkoholami: metanolem i glikolem etylenowym. Równowagą wodno-elektrolitową oraz kwasowo-zasadową organizmu rządzą trzy podstawowe prawa: Prawo elektroobojętności płynów ustrojowych płyny ustrojowe są elektrycznie obojętne, tzn. suma ładunków anionów jest równa sumie ładunków kationów w danym płynie ustrojowym. Prawo izomolalności płynów ustrojowych ciśnienie osmotyczne wszystkich płynów ustrojowych jest jednakowe, tzn. molalność osocza jest taka sama jak molalność płynu pozakomórkowego pozanaczyniowego lub płynu wewnątrzkomórkowego i wynosi średnio 290 mmol/kg wody. Prawo izojonii organizm dąży do zachowania stałego stężenia jonów, w tym szczególnie jonów wodorowych (izohydrii). Regulacja składu i objętości płynów Homeostaza to zdolność utrzymywania stałości parametrów wewnętrznych organizmu, takich jak: izowolemii, izotonii, izojonii i izohydrii. Za utrzymanie stałej objętości przestrzeni wodnych odpowiadają: samoregulacja czynności nerek i ich regulacja przez układ nerwowy, aldosteron, wazopresyna, ANP przedsionkowy peptyd natriuretyczny. 288

5 niedobór wody spadek objętości i wzrost osmolarności płynu pozakomórkowego wzrost objętość płynu pozakomórkowego retencja sodu wzrost wydzielania aldosteronu wzrost wydzielania ADH pobudzenie mechanizmu pragnienia aktywacja angiotensyny II wzrost wydzielania reniny wzrost wchłaniania wody w nerce wzrost poboru wody spadek objętość płynu pozakomórkowego wzrost objętość płynu pozakomórkowego wzrost wydzielania ANF wzrost wydalania sodu Rysunek 3.1. Schemat regulacji objętości płynów ustrojowych Zaburzenia gospodarki wodno-elektrolitowej objawiają się zmianami objętości przestrzeni wodnych organizmu oraz zmianami osmolalności płynów ustrojowych. Zmiany te regulowane są głównie przez stężenie sodu i mogą mieć charakter hipo- lub hipernatremii. Diagnostyka laboratoryjna odwodnienia lub przewodnienia wymaga wykonania pomiarów osmolalności surowicy lub substancji o niej decydujących (np. sód, glukoza, mocznik). Zaburzenia te mogą przebiegać z prawidłową, obniżoną lub podwyższoną efektywną molalnością płynu pozakomórkowego. 289

6 Zaburzenia gospodarki wodno elektrolitowej Całkowite Rodzaj stężenie Przestrzenie wodne zaburzenia sodu Przewodnienie wzrost przestrzeni wodnej w normie izotoniczne pozakomórkowej Przyczyna nadmierna podaż płynu izotonicznego niewydolność krążenia marskość wątroby nadmierna utrata białek Przewodnienie hipotoniczne Spadek wzrost przestrzeni wodnej pozakomórkowej i śródkomórkowej zmniejszenie przestrzeni stany nadmiernej sekrecji wazopresyny niedobór glikokortykosteroidów niedobór hormonów tarczycy zaburzenia czynności nerek Przewodnienie hipertoniczne Wzrost wodnej śródkomórkowej i zwiększenie nadmierna podaż związków sodu pozakomórkowej Odwodnienie izotoniczne w normie zmniejszenie przestrzeni wodnej pozakomórkowej nadmierna utrata płynów przez nerki, przewód pokarmowy, skórę Odwodnienie hipotoniczne Spadek zmniejszenie przestrzeni wodnej pozakomórkowej i zwiększenie śródkomórkowej nadmierna utrata płynów przez nerki, przewód pokarmowy, skórę przy niedostatecznej podaży płynów elektrolitowych Odwodnienie hipertoniczne Wzrost zmniejszenie przestrzeni wodnej pozakomórkowej i śródkomórkowej nadmierna utrata płynów przez nerki, przewód pokarmowy, skórę niedostateczna podaży płynów Hiponatremia to spadek stężenia sodu w organizmie poniżej 135 mmol/l. Do jej przyczyn zaliczane są: niedobór sodu lub nadmierne rozcieńczenie płynów w ustrojowych. Hiponatremię obserwuje się m.in. w przypadku: niewydolności krążenia, marskości wątroby, zespołu nerczycowego, przewlekłej niewydolności nerek, niedoboru glikokortykosteroidów, nadmiernej sekrecji ADH. 290

7 Objawy: osłabienie, uczucie wyczerpania, bóle głowy, nudności, wymioty, brak łaknienia, drgawki, śpiączka. Hipernatremia to wzrost stężenia sodu w organizmie powyżej 150 mmol/l. Do jej przyczyn zaliczane są: utrata płynów lub nadmierna podaż sodu. Hipernatremię obserwuje się w przypadku: podaży hipertonicznych roztworów chlorku sodu lub węglanu sodu, utraty płynów przez skórę, przewód pokarmowy lub nerki. Objawy: zwiększona pobudliwość nerwowa, zwiększone napięcie mięśni szkieletowych, skurcze mięśni, drgawki, zaburzenia orientacji, wysoka gorączka, śpiączka. W przeciwieństwie do sodu, który jest dominującym kationem płynu pozakomórkowego, we wnętrzu komórki przeważają jony potasu. Pomiar stężenia jonów K + w osoczu nie odzwierciedla więc jego faktycznego poziomu w organizmie. Potas w głównej mierze odpowiada za molalność płynu śródkomórkowego. Ponadto odgrywa ważną rolę w procesie skurczu mięśni szkieletowych i mięśnia sercowego, w przewodnictwie bodźców nerwowych, aktywności enzymów oraz odpowiada za potencjał błon komórkowych. Prawidłowe stężenie potasu w osoczu krwi osoby dorosłej powinno mieścić się w granicach 3,8-5,1 mmol/l. Zarówno wzrost do około 7 mmol/l jak i spadek poniżej 2 mmol/l może doprowadzić do zatrzymania akcji serca, dlatego ważne jest monitorowanie poziomu tego pierwiastka. Za regulację gospodarki potasowej odpowiadają nerki, przez które wydalane jest około 90% potasu dostarczonego z dietą. Pozostała część potasu (10%) wydalana jest z kałem. Porównując zdolność nerek do zatrzymywania jonów, jest ona znacznie większa dla jonów sodu niż potasu. Dlatego też niedobór potasu w diecie może spowodować hipokaliemię. Natomiast nadmiar tego jonu może być sprawnie wydalony z moczem w ilości do 350 mmol/dobę. Proces wydalania potasu z moczem nasilany jest przez: aldosteron, kortyzol, glukagon. Ponadto w regulacji wydalania potasu bierze udział angiotensyna II, stymulująca wydzielanie aldosteronu. U pacjentów przyjmujących ACE-inhibitory może dochodzić do hiperkaliemii, szczególnie jeśli jednocześnie przyjmują preparaty potasu. Gospodarka potasowa jest ściśle skorelowana z obecnością jonów Na + i H +. W kwasicy pozakomórkowej oraz przy niedostatecznej podaży potasu, jony K + obecne we wnętrzu komórki są wymieniane na jony Na + i H +. Trzy jony K + wypierane są przez dwa jony Na + i jeden jon H +. Natomiast w zasadowicy pozakomórkowej lub przy nadmiernej podaży potasu zachodzi proces odwrotny. Hipokaliemia to spadek stężenia potasu w osoczu poniżej 3,8 mmol/l. Do jej przyczyn zaliczane są: niedobór potasu w diecie, utrata drogą przewodu pokarmowego (wymioty, biegunki) lub drogą nerkową, transmineralizacja. 291

8 Objawy: zmiany potencjału czynnościowego błon komórek mięśniowych i nerwowych, skutkujące zaburzeniem pracy serca, mięśni, układu nerwowego, nerek. Obserwuje się również alkalozę metaboliczną. Hiperkaliemia to wzrost stężenia potasu w osoczu powyżej 5,5 mmol/l. Do jej przyczyn zaliczane są: nadmierna podaż potasu, dysfunkcja nerek, wzmożone uwalnianie potasu z komórek. Objawy: zaburzenie pracy serca, mięśni, układu nerwowego. Głównym anionem płynu pozakomórkowego jest jon chlorkowy. Metabolizm Cl - jest ściśle powiązany z jonem Na +. Obserwuje się następujące korelacje: spadkowi stężenia jonów sodu towarzyszy spadek stężenia jonów chloru; wzrostowi stężenia jonów sodu towarzyszy wzrost stężenia jonów chloru. Chlorki biorą udział w regulacji gospodarki kwasowo-zasadowej organizmu i w postaci kwasu solnego, zapewniają fizjologicznie prawidłowy odczyn ph soku żołądkowego. Ponadto chlor wraz z sodem i potasem reguluje potencjał błon biologicznych. Chlorki wydalane są z moczem (98%) i z kałem. Hipochloremia to obniżenie stężenia chlorków w osoczu poniżej 95 mmol/l. Do jej przyczyn zaliczane są: nadmierna utrata jonów chlorkowych przez przewód pokarmowy (np. wymioty), nerki (stosowanie leków moczopędnych) lub skórę (przy oparzeniach); hiperproteinemia, rozcieńczenie krwi płynami bezelektrolitowymi. Hiperchloremia to wzrost stężenia chlorków w osoczu powyżej 105 mmol/l. Do jej przyczyn zaliczane są: nadmierna podaż chlorków łatwo przyswajalnych, nadmierna utrata wodorowęglanów, hipoproteinemia, zagęszczenie krwi. Roztwory buforowe Cechą roztworów buforowych jest zdolność do utrzymywania względnie stałego ph, niezależnie od zmian wynikających z zachodzących reakcji metabolicznych. W organizmie równowaga kwasowo-zasadowa zapewnia stałe stężenia jonów wodorowych w przestrzeniach wodnych. Stężenie kationów H + w płynach ustrojowych zależy pośrednio od nasilenia procesów katabolicznych w organizmie, a bezpośrednio od dysocjacji kwasów. W organizmach żywych produktami przemiany materii są głównie kwasy lotne, czyli kwas węglowy w postaci CO 2, pochodzący głównie z mitochondriów, tj. z procesów dekarboksylacji kwasu pirogronowego i α-ketoglutarowego. Natomiast do kwasów nielotnych będących produktami przemiany materii należą kwasy organiczne, np.: kwas mlekowy, pirogronowy, moczowy oraz kwasy nieorganiczne, np. kwas siarkowy pochodzący z przemian aminokwasów siarkowych oraz kwas fosforowy pochodzący z przemian fosfolipidów, fosfoprotein lub nukleotydów. Ocenę równowagi kwasowo-zasadowej 292

9 przeprowadza się na podstawie pomiaru niektórych tylko parametrów tej równowagi, czyli ph, pco 2 i stężenia wodorowęglanów. Podstawowe mechanizmy homeostazy ustrojowej, które są odpowiedzialne za utrzymanie równowagi kwasowo-zasadowej wynikają z funkcjonowania w organizmie roztworów buforowych oraz eliminacji równoważników kwaśnych poprzez płuca i nerki. Podstawowymi roztworami buforowymi organizmu człowieka są: bufor wodorowęglanowy, bufor hemoglobinianowy, bufor fosforanowy i bufory białczanowe. Roztwór buforowy składa się ze słabego kwasu i soli tego kwasu z mocną zasadą lub ze słabej zasady i soli tej zasady z mocnym kwasem. Można więc stwierdzić, że w roztworze buforowym znajduje się zawsze kwas Brӧnsteda i sprzężona z nim zasada Brӧnsteda. Właściwością roztworu buforowego jest to, że jego ph nie zmienia się ani przez rozcieńczenie ani przez dodanie niewielkiej ilości mocnego kwasu, bądź mocnej zasady. Stężenie jonów wodorowych w roztworze buforowym nie zależy od bezwzględnego stężenia jego składników, ale jedynie od stosunku ich stężeń. Pojemność buforowa to zdolność wiązania jonów [H + ] i [OH - ]. Pojemność buforowa jest tym większa im wyższe są stężenia obu składników buforu. Miarą pojemności buforowej jest liczba moli jednoprotonowego mocnego kwasu (lub mocnej zasady), potrzebna do zmiany ph o 1 jednostkę skali ph, w odniesieniu do 1 litra roztworu buforowego. gdzie: PB- pojemność buforowa c- ilość moli mocnego kwasu (zasady) ph- różnica ph roztworów początkowego i końcowego Obliczanie ph roztworów buforowych 1. Równanie Hendersona-Hasselbalcha 293

10 2. Bufor złożony ze słabego kwasu i jego soli z mocną zasadą ( ) 3. Bufor złożony ze słabej zasady i jej soli z mocnym kwasem ( ) K W - iloczyn jonowy wody, tzn. iloczyn równowagowych stężeń jonów [H + ] i [OH - ], wynosi mol/dm 3 w temperaturze 24 o C. K Z - stała dysocjacji zasady c Z - stężenie zasady K K stała dysocjacji kwasu 294

11 CZĘŚĆ PRAKTYCZNA ĆWICZENIE 1 OZNACZANIE STĘŻENIA CHLORKÓW W SUROWICY ZASADA METODY Jony chlorkowe tworzą barwny kompleks z tiocyjanianem rtęci (II), którego intensywność zabarwienia jest wprost proporcjonalna do zawartości chlorków w badanej próbie. MATERIAŁ BADANY Surowica ODCZYNNIKI Wzorzec chlorku sodu o stężeniu 355 mg/dl (100 mmol/l) Odczynnik R 1 (tiocyjanian rtęci 2 mmol/l, azotan żelaza 20 mmol/l, kwas azotowy 20 U/l) Odczynnik R 2 - stabilizator reakcji. WYKONANIE Oznaczenie wykonać wg schematu: Próba badana Próba wzorcowa Próba odczynnikowa Składnik próby (ml) B W O Odczynnik R Odczynnik R Wzorzec chlorków - 0,02 - Próba badana 0, Woda - - 0,02 Dokładnie wymieszać i pozostawić w temp. pokojowej przez 15 minut. Odczytać absorbancję próby wzorcowej i badanej względem próby odczynnikowej przy długości fali 480 nm. 295

12 OBLICZENIA Stężenie chlorków w próbie badanej obliczyć wg wzoru: c = lub c = Wartości referencyjne: Surowica: mg/dl ( mmol/l) ĆWICZENIE 2 OZNACZANIE STĘŻENIA CHLORKÓW W SUROWICY, MOCZU LUB PŁYNIE MÓZGOWO-RDZENIOWYM (PMR) ZASADA METODY Jony chlorkowe tworzą barwny kompleks z tiocyjanianem rtęci (II), którego intensywność zabarwienia jest wprost proporcjonalna do zawartości chlorków w badanej próbie. MATERIAŁ BADANY Surowica, mocz (rozcieńczony 10-krotnie), płyn mózgowo rdzeniowy (PMR) ODCZYNNIKI Wzorzec chlorku sodu o stężeniu 355 mg/dl (100 mmol/l) Odczynnik R 1 (tiocyjanian rtęci 2 mmol/l, azotan żelaza 20 mmol/l, kwas azotowy 20 U/l) Odczynnik R 2 - stabilizator reakcji. 296

13 WYKONANIE Oznaczenie wykonać wg schematu: Składnik próby (ml) Próba badana B s Próba Próba Próba Próba Badana badana wzorcowa odczynnikowa B m B PMR W O odczynnik R odczynnik R surowica 0, mocz - 0, PMR - - 0, wzorzec ,02 - woda ,02 Dokładnie wymieszać i pozostawić w temp. pokojowej w przypadku: surowicy przez 15 min. moczu przez 20 min. PMR przez 25 min. Odczytać absorbancję prób badanych i próby wzorcowej względem próby odczynnikowej przy długości fali 480nm. OBLICZENIA Stężenie chlorków w próbach badanych obliczyć wg wzoru w surowicy c s = lub c s = w moczu c m = lub c m = w PMR c PMR = lub c PMR = Wartości referencyjne: Surowica: mg/dl lub mmol/l Mocz: ok. 710 mg/dl lub ok. 200 mmol/l 297

14 PMR: mg/dl lub mmol/l ĆWICZENIE 3 PRZYGOTOWANIE ROZTWORÓW BUFOROWYCH I OZNACZANIE ICH ph BUFOR WODOROWĘGLANOWY (pk a =10,2) Zmieszać określoną (podaną w tabeli) objętość 0,2 M roztworu węglanu sodu Na 2 CO 3 z określoną objętością roztworu wodorowęglanu sodu NaHCO 3, w celu uzyskania buforu o ph wskazanym przez prowadzącego zajęcia. Następnie uzupełnić wodą destylowaną do 10 cm 3. Zmierzyć ph przy użyciu pehametru oraz papierka wskaźnikowego, przygotowany roztwór buforu wodorowęglanowego pozostawić do następnego doświadczenia. Na podstawie stężeń poszczególnych składników obliczyć teoretyczną wartość ph tego buforu. 0,2 M 0,2 M Na 2 CO 3 NaHCO 3 H 2 O 1,3 cm 3 3,7 cm 3 5 cm 3 2,2 cm 3 2,8 cm 3 5 cm 3 3,0 cm 3 2,0 cm 3 5 cm 3 3,9 cm 3 1,1 cm 3 5 cm 3 ph obliczone ph oznaczone BUFOR OCTANOWY (pk a =4,7) Zmieszać określoną (podaną w tabeli) objętość 0,2 M roztworu kwasu octowego CH 3 COOH z określoną objętością 0,2 M roztworu octanu sodu CH 3 COONa, w celu uzyskania buforu o ph wskazanym przez prowadzącego zajęcia. Następnie uzupełnić wodą destylowaną do 10 cm 3. Zmierzyć ph przy użyciu pehametru oraz papierka wskaźnikowego, przygotowany roztwór buforu octanowego pozostawić do następnego doświadczenia. Na podstawie stężeń poszczególnych składników obliczyć teoretyczną wartość ph tego buforu. 298

15 0,2 M 0,2 M CH 3 COOH CH 3 COONa H 2 O 4,1 cm 3 0,9 cm 3 5 cm 3 3,0 cm 3 2,0 cm 3 5 cm 3 2,0 cm 3 3,0 cm 3 5 cm 3 1,0 cm 3 4,0 cm 3 5 cm 3 ph obliczone ph oznaczone ĆWICZENIE 4 WPŁYW ROZCIEŃCZANIA NA ph ROZTWORU BUFOROWEGO Przygotowane wcześniej roztwory buforowe: wodorowęglanowy lub octanowy rozcieńczyć dwukrotnie wodą destylowaną do objętości 20 cm 3. Zmierzyć ph tego buforu i porównać z uzyskaną wartością ph przed rozcieńczeniem oraz z wynikami obliczonymi teoretycznie. Bufor należy zachować do następnego doświadczenia. ĆWICZENIE 5 OKREŚLENIE POJEMNOŚCI BUFOROWEJ a. Przygotowany w ćwiczeniu 2 roztwór buforu octanowego podzielić na dwie części po 10 cm 3. Do jednej z nich dodać 1 cm 3 0,1 M roztworu NaOH, a do drugiej 1 cm 3 0,1 M HCl. W uzyskanych roztworach zmierzyć ph używając pehametru. b. Do 2 zlewek nalać po 9 cm 3 wody destylowanej. Do jednej z nich dodać 1 cm 3 0,1 M roztworu NaOH, a do drugiej 1 cm 3 0,1 M HCl. Obliczyć teoretyczne ph otrzymanych roztworów. W uzyskanych roztworach zmierzyć ph używając pehametru. Obliczyć teoretyczną zmianę ph po dodaniu do buforu 0,1 M NaOH lub 0,1 M HCl. Porównać zmianę wartości ph po dodaniu jednakowych ilości kwasów lub zasad do wody i roztworów buforowych. 299