Трифонов Е.В.
Антропология:   дух - душа - тело - среда человека,

или  Пневмапсихосоматология человека

Русско-англо-русская энциклопедия, 18-е изд., 2015

π

ψ

σ

Общий предметный алфавитный указатель

Психология Соматология Математика Физика Химия Наука            Общая   лексика
А Б В Г Д Е Ж З И К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Ш Щ Э Ю Я
A B C D E F G H I J K L M N O P Q R S T U V W X Y Z


ПОКАЗАТЕЛИ ДИССОЦИАЦИИ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
indices of weak electrolytes dissociation ]

     (Гр., фр.: potenz - сила + H - символ водорода, 1909).      Показатели диссоциации слабых электролитов в растворе - это средства передачи информации о вероятностном процессе диссоциации слабых электролитов в растворе, обобщающие характеристики этого процесса и его результатов.

     ОГЛАВЛЕНИЕ

1Электролиты. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты.
2Диссоциация на ионы слабых электролитов в растворах.
3Динамическое равновесие в растворах процессов (а) диссоциации молекул слабых электролитов на ионы и (б) ассоциации ионов слабых электролитов в молекулы. Коэффициент диссоциации слабого электролита на ионы. Коэффициент ионизации слабого электролита Ke.
4Безразмерный показатель ионизации pK. Логарифмический коэффициент ионизации.
5Последовательная диссоциация электролитов.
6Электролитическая диссоциация воды. Коэффициент диссоциации воды. Ионное произведение воды. Нейтральные, кислые, щелочные растворы. Логарифмический коэффициент кислотности. Логарифмический коэффициент щёлочности.
7Отношения между pK  и  рН. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха.
8Нейтральная, кислая, щелочная среда.
9Детерминистская методология в химии и её ограничения.



     1. Электролиты. Сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация.

Схема.. Диссоциация молекул сильных электролитов на ионы в водном растворе.

Модификация: Herring G., and co-authors. Acid and Base. pH Tutorial. Department of Chemistry at the University of British Columbia. См.: Литература. Иллюстрации.


     Соли, кислоты и основания, растворённые в воде и в других растворителях, проводят электрический ток и называются
 электролитами. Молекулы электролитов в растворах могут распадаться (диссоциировать) на положительно заряженные ионы и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионами. К катионам относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами. К анионам принадлежат гидроксид-ионы и ионы кислотных остатков. Процесс распада молекул электролитов в растворах на ионы называется электролитической диссоциацией, или диссоциацией на ионы молекул электролитов в растворах, или ионизацией растворов электролитов. Одновременно с процессом диссоциации молекул электролитов в растворах происходит обратный процесс рекомбинации нейтральных молекул электролитов из ионов. Процесс рекомбинации молекул электролитов в растворах из ионов называется ассоциацией ионов электролитов в молекулы, или деионизацией растворов электролитов.
     Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 г. Сванте Август Аррениус, Svante August Arrhenius; 1859-1927, физико-химик и астрофизик, лауреат Нобелевской премии по химии 1903 г., Швеция. Вильгельм Фридрих Оствальд, Wilhelm Friedrich Ostwald, 1853-1932, физико-химик, философ, лауреат Нобелевской премии по химии 1909 г., Германия, Россия.
     Аррениус установил, что в данном растворе распадаться на ионы может разное количество молекул, то есть электролиты могут в различной степени диссоциировать в растворе на ионы и ассоциироваться в молекулы. Одни электролиты в водных растворах диссоциируют/ассоциируют практически полностью. Их назвали сильными электролитами. Другие электролиты в водных растворах диссоциируют/ассоциируют только частично. Их назвали слабыми электролитами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и ряд неорганических соединений, например, угольная кислота, Н2СО3. В качестве характеристики диссоциации слабых электролитов Аррениус предложил конструкт, показатель и переменную величину, обозначенные как «степень диссоциации» (degree of dissociation). Переменная «относительная степень диссоциации» электролита выражается как отношение количества его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему количеству его молекул в растворе. Эту переменную принято именовать греческой буквой α  и измерять либо в долях единицы, либо в процентах. Так, для 0,1 н. раствора СН3СООН α = 0,013 (или 1,3%). Очевидно, что переменная «относительная степень диссоциации» электролита может иметь конкретный смысл только для слабых электролитов.

Схема. Диссоциация молекул слабых электролитов на ионы и ассоциация ионов слабых электролитов в молекулы в водном растворе.
Модификация: Herring G., and co-authors. Acid and Base. pH Tutorial. Department of Chemistry at the University of British Columbia. См.: Литература. Иллюстрации.




     2. Диссоциация на ионы слабых электролитов в растворах.

     В растворе слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между процессами диссоциации и ассоциации, а также и их результатами - отношением между количеством недиссоциированных молекул раствора и количеством ионов.
Например, уравнение динамического равновесия для диссоциации/ассоциации уксусной кислоты (слабый электролит):

СН3СООH      Н+  +  СН3СОO          (1)


     3. Динамическое равновесие в растворах процессов (а) диссоциации молекул слабых электролитов на ионы и (б) ассоциации ионов слабых электролитов в молекулы. Коэффициент диссоциации слабого электролита на ионы. Коэффициент ионизации слабого электролита Ke.

     Равновесие между концентрацией недиссоциированных молекул и концентрацией ионов в растворе этой слабой кислоты можно охарактеризовать следующим отношением:

Kaa = { [ Н+ ] · [ CН3СОO ] }  /  [ СН3СООН ]          (2)

В левой части равенства в числителе дроби записано произведение концентраций ионов - продуктов диссоциации уксусной кислоты на ионы, а в знаменателе - концентрация в растворе недиссоциированных молекул уксусной кислоты. Индекс «aa» при имени переменной K обозначает название слабого электролита (aa = acetic acid). В конкретных случаях вместо общего для всех слабых электролитов индекса «e» подставляют индекс, соответствующий названию слабого электролита, здесь - «aa». В общем случае величину Ke («e» = electrolyte), характеризующую диссоциацию слабого электролита на ионы, традиционно называют «константой диссоциации» слабого электролита, синонимы: константа ионизации, ionization constant, константа самоионизации, self-ionization constant, слабого электролита.
     В сущности эта характеристика диссоциации (ионизации) не является константой*. Это вероятностная переменная, а её значение - вероятностная варианта. Из-за несоответствия имени этой переменной величины предмету именования, (денотату) и его вероятностной сущности, традиционная номинация является принципиально неудачной. Использование этого термина вводит читателя в заблуждение и ограничивает его возможное стремление получить полную информацию о предмете исследования. Поэтому предпочтительно отказаться от деструктивных традиций и дать другое название, термин, больше соответствующий именуемой сущности. Прежде всего, следует отказаться от слова «константа», однозначно и ложно указывающего на регулярность исследуемой переменной, на её детерминистскую сущность. Используем вместо него нейтральное (с универсальным смыслом) слово «коэффициент».
     Величина Ke характеризует способность данного слабого электролита распадаться на ионы и воссоединяться в неионизированные молекулы. Чем больше Ke, тем легче диссоциирует/ассоциирует электролит. Поэтому назовём эту величину коэффициент диссоциации слабого электролита на ионы, или «коэффициент ионизации» слабого электролита. Величина Ke зависит от природы электролита, от природы растворителя, от температуры и ряда других факторов. Эта величина не зависит от концентрации раствора.

     4. Безразмерный показатель ионизации pK.

     На практике в качестве показателя уровня диссоциации/ассоциации (ионизации) данного слабого электролита на ионы удобнее пользоваться не величиной Kе, имеющего размерность, например в единицах  моль / л, а безразмерным показателем уровня диссоциации/ассоциации данного вещества. В частности, в качестве безразмерного показателя принята переменная величина, названная логарифмическим коэффициентом ионизации слабого электролита, pКe. Эта величина pКe равна отрицательному десятичному логарифму значения концентрации ( моль / л) ионов слабого электролита:

pKe  =  – lg Ke .          (3)

Напомним, что вместо общего для всех слабых электролитов индекса «e» (electrolyte) в конкретных случаях подставляют индекс, соответствующий названию слабого электролита.

     5. Последовательная диссоциация электролитов.

     Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы, имеющие различные знаки зарядов и их величины. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени:

Н2СО3    H+ + HCO3          (4)
НСО3    H+ + HCO32–          (5)

Первое уравнение описывает первую ступень диссоциации. Она характеризуется коэффициентом диссоциации/ассоциации первой ступени. Этому показателю соответствует переменная, обозначаемая Kca1. Индекс «ca» соответствует названию слабого электролита (carbonic acid). Значение величины Kca1 может быть получено из уравнения:

Kca1 = { [ Н+ ] · [ HCO3 ] }  /  [ Н2СО3 ]          (6)

Второе уравнение описывает вторую ступень диссоциации. Она характеризуется коэффициентом диссоциации/ассоциации второй ступени. Этому показателю соответствует переменная, обозначаемая Kca2. Значение её величины может быть получено из уравнения:

Kca2 = { [ Н  +   ] · [ CO32– ] }  /  [ НСО3 ]          (7)

     Равновесию процессов диссоциации/ассоциации для обеих ступеней отвечает суммарный коэффициент диссоциации/ассоциации Кca:

Kca = { [ Н+ ] · [ CO32– ] }  /  [ Н2СО3 ]          (8)

     Величины Kca, Кca1 и Кca2 связаны друг с другом соотношением:

Кca = Кca1 · Кca2          (9)


     6. Электролитическая диссоциация воды. Коэффициент диссоциации воды. Ионное произведение воды.


      Вода проявляет как свойства кислоты, так и свойства основания. Одна молекула Н2О, выступая в роли кислоты и реагируя с другой молекулой как с основанием, дает сопряженное основание ОН и сопряженную кислоту Н3О+:

Н2О    H+  +  OH,          
или точнее:
Н2О  +  Н2О    H3O+  +  OH          (10)


     Коэффициент диссоциации воды при 25оС (Standard Ambient Temperature and Pressure, SATP) равен:

Kдв =  { [ Н+ ] · [ OH ] }  /  [ Н2О ]
Kдв = 1,86 · 10–16           (11)


     Синонимы: коэффициент ионизации воды, ionization coefficient of water, константа диссоциации воды*, dissociation constant of water, константа самоионизации воды*, self-ionization constant of water.
     Такое значение коэффициента соответствует диссоциации одной из ста миллионов молекул воды. Если известна масса воды (1000 г) и её относительная молекулярная масса (18,0152, ~18 г / моль, то нетрудно рассчитать концентрацию (молярность) нейтральных молекул воды [ Н2О ]:

[ Н2О ] = 1000  /  18 ;
[ Н2О ] = 55,55 моль  /  л.          (12)

     Тогда:

[ Н+ ] · [ OH ] = Kдв · [ Н2О ];
[ Н+ ] · [ OH ] = 1,86 · 10–16 · 55,55;
[ Н+ ] · [ OH ] = ~10–14.           (13)

Переменную величину [ Н+ ] · [ OH ]  - «произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов» воды обозначают как Kw:

Kw = [ Н+ ] · [ OH ] ;
Kw = ~1,008 · 10–14,
Kw = ~10–14           (14)

и называют ионным произведением воды, ion product of water.
     В чистой воде при температуре 25оС  для  Kw = ~10–14  концентрации (молярность) ионов водорода и гидроксид-ионов равны:

[ H+ ]  =  [ OH ]  =  10–7 моль / л.          (15)

Подобные растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны, называются нейтральными растворами (нейтральная среда).
     Если к нейтральному раствору воды прибавить кислоту, концентрация ионов водорода  [ H+ ]  в этом растворе возрастет до значений больше, чем   10–7 моль / л. При этом концентрация гидроксид-ионов уменьшится так, что значение уровня ионного произведения воды останется прежним  Kw = ~10–14 . Подобные растворы, в которых концентрации ионов водорода  [ H+ ]  >  10–7 моль / л , а концентрации гидроксид-ионов  [ OH ]  <  10–7 моль / л  называются кислыми растворами (кислая среда).
      Аналогичные, но противоположные по направлению процессы будут происходить и при добавлении к чистой воде щёлочи. Концентрация гидроксид-ионов  [ OH ]  в этом растворе возрастет до значений больше, чем   10–7 моль / л. При этом концентрация ионов водорода уменьшится так, что значение уровня ионного произведения воды останется прежним  Kw = ~10–14 . Подобные растворы, в которых концентрации гидроксид-ионов  [ OH ]  >  10–7 моль / л , а концентрации ионов водорода  [ H+ ]  <  10–7 моль / л  называются щелочными растворами (щелочная среда).
     Итак, в стандартных условиях уровень ионного произведения воды является устойчивой величиной, а уровень концентрации ионов водорода  [ H+ ]  и уровень концентрации гидроксид-ионов  [ OH ]  в воде находятся в динамическом равновесии. Так что, зная концентрацию одного из ионов, легко вычислить концентрацию другого. Например, если:

[ H+ ]  =  10–3 моль / л, то
 [ OH ]  =  Kw  /  [ Н+ ];
[ OH ]  =  10–14  /  10–3;
[ OH ]  =  10–11 моль / л;


или, если:

[ OH ]  =  10–2 моль / л,


то:


[ H+ ]  =  Kw  /  [ OН ];
[ H+ ]  =  10–14  /  10–2;
[ H+ ]  =  10–12 моль / л.


     Таким образом, концентрация ионов водорода или гидроксид-ионов может служить показателем кислотности/щёлочности раствора (среды).

Схема. Кислые (стрелка влево), нейтральные (N) и щелочные (стрелка вправо) растворы


     На практике в качестве показателя уровня кислотности/щёлочности удобнее пользоваться не концентрациями ионов водорода или гидроксид-иона в единицах  моль / л, а безразмерными логарифмическими показателями уровня кислотности/щёлочности. В частности, в качестве безразмерного показателя концентрации водородных ионов принята переменная величина логарифмический коэффициент кислотности, pH. Её значение равно отрицательному десятичному логарифму значения концентрации ( моль / л) ионов водорода:

pH  =  – lg [ H+ ] .          (16)

Аналогично, в качестве безразмерного показателя концентрации гидроксид-ионов принята переменная величина логарифмический коэффициент щёлочности, pOH. Ее значение равно отрицательному десятичному логарифму значения концентрации ( моль / л) гидроксид-ионов:

pOH  =  – lg [ OH ] .          (17)



     7. Отношения между логарифмическим коэффициентом ионизации - pK и логарифмическим коэффициентом кислотности - рН.

     Выше обсуждался коэффициент диссоциации слабого электролита. Рассмотрим коэффициент диссоциации слабой кислоты Ka:

Ka =  { [ Н+ ] · [ A ] }  /  [ НA ]          (18)

В числителе дроби в правой части уравнения - ионное произведение слабой кислоты:

pKa =  [ Н+ ] · [ A ]           (19)

В логарифмической форме:

pKa =  - lgKa           (20)

pKa =  – lgKa           (21)

pKa =  – lg { [ Н+ ] · [ A ] }  /  [ НA ]          (22)

pKa =  – lg { [ Н+ ] – lg { [ A ]   /  [ НA ] }          (23)

pKa =  – pН  –  lg { [ A ]   /  [ НA ] }          (24)

Из уравнения (24) видно, что чем меньше значение pK, тем сильнее кислота. Чем сильнее кислота, тем быстрее она будет отдавать катион H+ и тем меньше будет значение относительной концентрации недиссоциированных молекул [HA].
     Уравнение (24) называют уравнением Гендерсона-Гассельбаха (Henderson-Hasselbalch equation). Это - математическое (аналитическое, регулярное, детерминистское) выражение, предложенное в 1908 г. Л. Гендерсоном и К.Гассельбахом для характеристики возможностей регулярной (детерминистской) буферной системы*.
     Henderson, Lawrence Joseph, 1848-1942, биохимик, США. Hasselbalch («Hasselbach»), Karl Albert, 1874-1962, биохимик, Дания.
      Предполагается, что с помощью этого выражения можно вычислить значение любой переменной (например pH любой жидкости организма), если известны значения остальных переменных. Путём несложных рассуждений можно прийти к заключению, что если концентрация сопряженного основания равна концентрации недиссоциированных молекул слабой кислоты: [A-] = [HA], то pH = pKa + lg[1]. Поскольку lg1  =  0, то в средней точке титрования слабой кислоты: pKa  =  pH. Иначе говоря, в растворе при эквивалентных распределениях «кислота - сопряжённое основание» или «основание - сопряжённая кислота», справедливо равенство:

pKa =  – pН.          (25)



     8. Кислотность/щёлочность среды.

     Если рН среды равен 7, её называют нейтральной средой. Если рН среды меньше 7, её называют кислой средой. Очевидно, что чем меньше рН, тем выше концентрация ионов водорода. Если pН среды больше 7, её называют щелочной средой. Также, чем больше рН, тем выше концентрация ионов гидроксид-ионов.

     *  9. Детерминистская методология в химии и её ограничения.

     Теория электролитической диссоциации и все современные её модификации основаны на детерминистской методологии. Чтобы убедиться в этом, достаточно просмотреть любой учебник, руководство по химии. Было бы глупо отрицать факт высокой значимости детерминистской методологии на начальном этапе любого познания. Детерминистские модели - самые элементарные, грубые, простые модели реальности. Простые модели облегчают познание на начальном его этапе. Вместе с тем, было бы нечестным отрицать или замалчивать тот факт, что детерминистская методология имеет принципиальные недостатки, существенно ограничивающие любое познание.
      Поведение ионов в растворе, как и поведение молекул растворителя, является стохастическим поведением, то есть представляет собой движение по вероятностным траекториям. Положение ионов и молекул в определённой точке пространства (объёма раствора), моменты времени, соответствующие этому положению, количество ионов и молекул - вероятностные показатели диссоциации, которые могут быть поименованы определенными переменными. Наиболее полной характеристикой любого из показателей в простейшем случае является распределение вероятностей значений соответствующей переменной. Каждое из этих распределений вероятностей имеет, по крайней мере, два независимых параметра: математическое ожидание и дисперсию. Принимая во внимание аксиому, что «всё существующее управляется», присвоим абстрактным математическим понятиям смысл конкретной химической материальной реальности. Математическое ожидание того или иного показателя диссоциации - это уровень управления соответствующей переменной, а дисперсия - качество (точность) управления соответствующей переменной. Детерминистская методология пренебрегает этими понятиями и показателями и потому теряет, по крайней мере, 50% полезной информации об исследуемой реальности (~50% - традиционная оценка уровня процесса, 50% - никогда не исследуемая точность управления).
     Изложенные рассуждения основаны на вероятностной методологии (Трифонов Е.В., 1978,..., 2010,...). Читателям, возмущенным претензиями автора вероятностной методологии на приоритет, предлагается привести однозначные опровергающие аргументы (полное библиографическое описание соответствующей публикации).
      Мировоззрение научного мира находится в плену примитивной детерминистской методологии. Детерминистская методология порождает множество недоумений, противоречий в представлениях о реальности, ограничивает прогресс науки и в частности, обедняет представления об электролитической диссоциации.


     Литература.  Иллюстрации.     References.  Illustrations
     Щелкни здесь и получи доступ в библиотеку сайта!     Click here and receive access to the reference library!

  1. Allen J.P., Ed. Biophysical Chemistry = Биофизическая химия. Blackwell Publishing, 8th ed. 2008, 315 p.
    Иллюстрированное учебное пособие.
    Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.tryphonov.ru/tryphonov/serv_r.htm#0          quotation
  2. Argyle B. Blood Gases. Computer Program Manual = Газы крови.
    Хорошо подготовленное учебное руководство. Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.madsci.com/manu/indexgas.htm          quotation
  3. Bookallil M.J. Ph of the Blood: Acid-Base Balance = pH крови: Кислотно-щелочное равновесие.
    Тщательно разработанное и хорошо иллюстрированное учебное руководство. Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.anaes.med.usyd.edu.au/lectures/acidbase_mjb/acidbase.html          quotation
  4. Brandis K. Acid-base Physiology = Физиология щелочно-кислотного равновесия.
    Хорошо подготовленные учебное руководство. Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.anaesthesiaMCQ.com          quotation
  5. Burton R.F. Physiology by Numbers: An Encouragement to Quantitative Thinking = Физиология в числах: воодушевление к количественному мышлению, 2nd ed., Cambridge University Press, 2000, 253 p.
    Учебное пособие.
    Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.tryphonov.ru/tryphonov/serv_r.htm#0          quotation
  6. Gennari F.J., Adrogue H.J., Galla J.H., Maddias N., Eds. Acid-Base Disorders and Their Treatment = Нарушения кислотно-щёлочного равновесия и их лечение. Informa HealthCare, 2005, 880 p.
    Иллюстрированное учебное пособие.
    Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.tryphonov.ru/tryphonov/serv_r.htm#0          quotation
  7. Grogono A.W. Acid-Base Terminology = Щелочно-кислотное равновесие. Терминология.
    Хорошо подготовленные учебные и справочные материалы. Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.acid-base.com/          quotation
  8. Grogono A.W. Acid-Base History = Щелочно-кислотное равновесие. История.
    Хорошо подготовленные учебные материалы. Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.acid-base.com/history.html#BFr          quotation
  9. Hasan A., Ed. Handbook of Blood Gas/Acid-Base Interpretation = Газы крови. Щёлочно-кислотное равновесие. Интерпретация. Springer, 2008, 330 p.
    Иллюстрированное учебное пособие. Простые наглядные схемы.
    Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.tryphonov.ru/tryphonov/serv_r.htm#0          quotation
  10. Herring G., and co-authors. Acid and Base. pH Tutorial = Основания. Кислоты. pH. Department of Chemistry at the University of British Columbia.
    Хорошо подготовленные учебное руководство. Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.chem.ubc.ca/courseware/pH/index.html          quotation
  11. Housecroft C.E., Constable E.C., Eds. Chemistry: An Introduction to Organic, Inorganic & Physical Chemistry = Введение в неорганическую, физическую, органическую химию. Pearson Prentice Hall, 2nd ed. 2005, 1285 p.
    Иллюстрированное учебное пособие.
    Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.tryphonov.ru/tryphonov/serv_r.htm#0          quotation
  12. King M.W. Ionic Equilibria Review = Равновесие ионов. Обзор. In: Michael W. King, Ph.D. Medical Biochemistry. Terre Haute Center for Medical Education.
    Тщательно разработанное и хорошо иллюстрированное учебное руководство. Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://web.indstate.edu/thcme/mwking/subjects.html          quotation
  13. Lew K. Acids and Bases (Essential Chemistry) = Кислоты и основания. Chelsea House Publications, 2008, 124 p.
    Иллюстрированное учебное пособие.
    Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.tryphonov.ru/tryphonov/serv_r.htm#0          quotation
  14. Martin L. Acid-Base Balance = Кислотно-основное равновесие. Chapter 7, In: Pulmonary Physiology in Clinical Practice. The Essentials for Patient Care and Evaluation = Физиология дыхания в клинической практике.
    Хорошо иллюстрированные учебные материалы. Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.lakesidepress.com/pulmonary/books/physiology/          quotation
  15. McMurry J., and Castellion M.E. Fundamentals of General, Organic, and Biological Chemistry. Third Edition.
    Основы общей, органической и биологической химии. Третье издание.
    Тщательно разработанные и хорошо иллюстрированные учебные материалы для колледжа, средней школы.
    Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/mcmurrygob/          quotation
  16. Norby J.G. The origin and the meaning of the little p in pH = Происхождение и значение строчной буквы «p» в имени переменной «pH». Trends in Biochemical Sciences, 2000, 25, 1, 36-37.
    Статья в журнале. Историческое исследование.
    Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.tryphonov.ru/tryphonov/serv_r.htm#0          quotation
  17. Paulev P.-E. The Acid-Base Balance And Disorders = Кислотно-основное равновесие и его нарушения. Часть 17 в руководстве: Медицинская физиология и патофизиология. Chapter 17 In: Textbook in Medical Physiology And Pathophysiology. Essentials and clinical problems. Copenhagen Medical Publishers, 1999-2000, Тщательно разработанное и очень хорошо иллюстрированное учебное руководство, термины и их определения.
    Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.mfi.ku.dk/ppaulev/content.htm          quotation
  18. Pérez-Bendito D., Rubio S. Environmental Analytical Chemistry = Аналитическая химия среды. Elsevier 1998, 876 p.
    Иллюстрированное учебное пособие.
    Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.tryphonov.ru/tryphonov/serv_r.htm#0          quotation
  19. Rao B.P., Ed. Water, Electrolytes and Acid Base Balance = Вода, электролиты и щёлочно-кислотное равновесие. p. 145-158, In: Viva Voce Orals in Biochemistry = Биохимия в вопросах и ответах., New Age International, 2007, 245 p.
    Иллюстрированное учебное пособие для подготовки аспирантов к экзамену.
    Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.tryphonov.ru/tryphonov/serv_r.htm#0          quotation
  20. Rose B.D., Post T., Rose B., Eds. Clinical Physiology of Acid-Base and Electrolyte Disorders = Клиническая физиология кислотно-щелочного и электролитного равновесия. Норма и патология. McGraw-Hill Professional, 2000, 992 p. Отличное иллюстрированное руководство.
    Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.tryphonov.ru/tryphonov/serv_r.htm#0          quotation
  21. Siggaard-Andersen O. Acid-Base and Oxygen Status of the Blood. Textbook = Щелочно-кислотное равновесие и насышение крови кислородом. University of Copenhagen.
    Учебные материалы. Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.osa.suite.dk/OsaTextbook.htm          quotation
  22. Stewart P.A. How to approach Acid Base = Подход к исследованию щелочно-кислотного равновесия.
    Хорошо подготовленные учебные материалы. Доступ к данному источнику = Access to the reference.
    URL: http://www.acidbase.org/index.php?show=sb          quotation

Google

В отдельном окне: 

     
«Я    У Ч Е Н Ы Й    И Л И . . .    Н Е Д О У Ч К А ?»
    Т Е С Т    В А Ш Е Г О    И Н Т Е Л Л Е К Т А

Предпосылка:
Эффективность развития любой отрасли знаний определяется степенью соответствия методологии познания - познаваемой сущности.
Реальность:
Живые структуры от биохимического и субклеточного уровня, до целого организма являются вероятностными структурами. Функции вероятностных структур являются вероятностными функциями.
Необходимое условие:
Эффективное исследование вероятностных структур и функций должно основываться на вероятностной методологии (Трифонов Е.В., 1978,..., ..., 2015, …).
Критерий: Степень развития морфологии, физиологии, психологии человека и медицины, объём индивидуальных и социальных знаний в этих областях определяется степенью использования вероятностной методологии.
Актуальные знания: В соответствии с предпосылкой, реальностью, необходимым условием и критерием... ...
о ц е н и т е   с а м о с т о я т е л ь н о:
—  с т е п е н ь  р а з в и т и я   с о в р е м е н н о й   н а у к и,
—  о б ъ е м   В а ш и х   з н а н и й   и
—  В а ш   и н т е л л е к т !


Любые реальности, как физические, так и психические, являются по своей сущности вероятностными.  Формулирование этого фундаментального положения – одно из главных достижений науки 20-го века.  Инструментом эффективного познания вероятностных сущностей и явлений служит вероятностная методология (Трифонов Е.В., 1978,..., ..., 2014, …).  Использование вероятностной методологии позволило открыть и сформулировать важнейший для психофизиологии принцип: генеральной стратегией управления всеми психофизическими структурами и функциями является прогнозирование (Трифонов Е.В., 1978,..., ..., 2012, …).  Непризнание этих фактов по незнанию – заблуждение и признак научной некомпетентности.  Сознательное отвержение или замалчивание этих фактов – признак недобросовестности и откровенная ложь.


     ♥  Ошибка?  Щелкни здесь и исправь ее!                                 Поиск на сайте                              E-mail автора (author): tryphonov@yandex.ru

π

ψ

σ

Санкт-Петербург, Россия, 1996-2015

Copyright © 1996-, Трифонов Е.В.

Разрешается некоммерческое цитирование материалов данной энциклопедии при условии
полного указания источника заимствования: имени автора, названия и WEB-адреcа данной энциклопедии


 
Всего посетителей = Altogether Visitors :  
Посетителей раздела «Химия» = Visitors of section «Chemistry» :