Кислотно-основні буферні системи та розчини

Буферними називають розчини, рН яких практично на змінюється від додавання до них невеликих кількостей сильної кислоти або лугу, а також при розведенні. Найпростіший буферний розчин - це суміш слабкої кислоти і солі, що має з цією кислотою загальний аніон (наприклад, суміш оцтової кислоти СН3СООН і ацетату натрію СН3СООNa), або суміш слабкої основи і солі, що має з цією підставою загальний катіон (наприклад, суміш гідроксиду амонію NH4OH з хлоридом амонію NH4Cl).

З точки зору протонної теоріі1 буферне дію розчинів обумовлено наявністю кислотно-лужної рівноваги загального типу:

Воснованіе + Н + Û ВН + сполучена кислота

НАкіслота Û Н + + А-поєднане підставу

Парні кислотно-основні пари В / ВН + і А-/ НА називають буферними системами.

Буферні розчини відіграють велику роль у життєдіяльності. До числа виняткових властивостей живих організмів належить їх здатність підтримувати сталість рН біологічних рідин, тканин і органів - кислотно-основний гомеостаз. Ця сталість обумовлено наявністю декількох буферних систем, що входять до складу цих тканин.

Класифікація кислотно-основних буферних систем. Буферні системи можуть бути чотирьох типів:

Слабка кислота і її аніон А-/ НА:

ацетатна буферна система СН3СОО-/СН3СООН в розчині СН3СООNa і СН3СООН, область дії рН 3, 8 - 5, 8.

Водень-карбонатна система НСО3-/Н2СО3 в розчині NaНСО3 і Н2СО3, область її дії - рН 5, 4 - 7, 4.

Слабке основу і його катіон В / ВН +:

аміачна буферна система NH3/NH4 + у розчині NH3 і NH4Cl,

область її дії - рН 8, 2 - 10, 2.

Аніони кислої і середньої солі або двох кислих солей:

карбонатна буферна система СО32-/ НСО3-в розчині Na2CO3 і NaHCO3, область її дії рН 9, 3 - 11, 3.

фосфатна буферна система НРО42-/Н2РО4- в розчині Nа2НРО4 і NаН2РО4, область її дії рН 6, 2 - 8, 2.

Ці сольові буферні системи можна віднести до 1-го типу, тому що одна з солей цих буферних систем виконує функцію слабкої кислоти. Так, в фосфатної буферної системі аніон Н2РО4-є слабкою кислотою.

4. Іони і молекули амфоліти. До них відносять амінокислотні і білкові буферні системи. Якщо амінокислоти або білки знаходяться в ізоелектричній стані (сумарний заряд молекули дорівнює нулю), то розчини цих з'єднань не є буферними. Вони починають проявляти буферне дію, коли до них додають деяку кількість кислоти або лугу. Тоді частина білка (амінокислоти) переходить з ІЕЗ у форму "білок-кислота" або відповідно до форми "білок-основа". При цьому утворюється суміш двох форм білка: (R - макромолекулярний залишок білка)

а) слабка "білок-кислота" + сіль цієї слабкої кислоти:

СОО-СООН

R - СН + Н + Û R - СН

N + Н3 N + Н3

підставу А-сполучена кислота НА

(Сіль білка-кілоти) (білок-кислота)

б) слабке "білок-основа" + сіль цього слабкої основи:

СОО-СОО-

R - СН + ОН-Û R - СН + Н2О

N + Н3 NН2

кислота ВН + поєднане підставу У

(Сіль білка-підстави) (білок-підстава)

Таким чином, і цей тип буферних систем може бути віднесений відповідно до буферних систем 1-го і 2-го типів.

Механізм буферного дії можна зрозуміти на прикладі ацетатної буферної системи СН3СОО-/СН3СООН, в основі дії якої лежить кислотно-основну рівновагу:

СН3СООН Û СН3СОО-+ Н +; (рКа = 4, 8)

Головне джерело ацетат-іонів - сильний електроліт СН3СООNa:

СН3СООNa ® СН3СОО-+ Na +

При додаванні сильної кислоти поєднане підставу СН3СОО-пов'язує додаткові іони Н +, перетворюючись на слабку оцтову кислоту:

СН3СОО-+ Н + Û СН3СООН

(Кислотно-основна рівновага зміщується вліво, по Ле Шательє)

Зменшення концентрації аніонів СН3СОО-точно врівноважується підвищення концентрації молекул СН3СООН. У результаті відбувається невелика зміна в співвідношенні концентрацій слабкої кислоти і її солі, а отже, і незначно змінюється рН.

При додаванні лугу протони оцтової кислоти (резервна кислотність) вивільняються і нейтралізуються додаткові іони ОН-, пов'язуючи їх в молекули води:

СН3СООН + ОН-Û СН3СОО-+ Н2О

(Кислотно-основна рівновага зміщується вправо, по Ле Шательє)

У цьому випадку також відбувається невелика зміна в співвідношенні концентрацій слабкої кислоти і її солі, а отже, і незначна зміна рН. Зменшення концентрації слабкої кислоти СН3СООН точно врівноважується підвищення концентрації аніонів СН3СОО-.

Аналогічний механізм дії та інших буферних систем. Наприклад, для білкового буферного розчину, утвореного кислої і сольовий формами білка, при додаванні сильної кислоти іони Н + зв'язуються сольовий формою білка:

СОО-СООН

R - СН + Н + ® R - СН

N + Н3 N + Н3

Кількість слабкої кислоти при це незначно збільшується, а сольовий форми білка - еквівалентно зменшується. Тому рН залишається практично постійним.

При додаванні лугу до цього буферному розчину іони Н +, пов'язані в "білці - кислоті", вивільняються і нейтралізують додані іони ОН-:

СООН СОО-

R - СН + ОН-® R - СН + Н2О

N + Н3 NН2

Кількість сольовий форми білка при цьому незначно збільшується, а "білка - кислоти" - еквівалентно зменшується. І тому рН практично не зміниться.

Таким чином, розглянуті системи показують, що буферна дія розчину обумовлено зміщенням кислотно-лужної рівноваги за рахунок зв'язування додаються в розчин іонів Н + і ОН-в результаті реакції цих іонів і компонентів буферної системи з утворенням малодіссоціірованних продуктів.

В основі розрахунку рН буферних систем лежить закон діючих мас для кислотно-основної рівноваги.

Для буферної системи 1-го типу, наприклад, ацетатної, концентрацію іонів Н + у розчині легко обчислить, виходячи з константи кислотно-лужної рівноваги оцтової кислоти:

СН3СООН Û СН3СОО-+ Н +; (рКа = 4, 8)

З рівняння (1) випливає, що концентрація водень-іонів дорівнює

У присутності другого компонента буферного розчину - сильного електроліту СН3СООNa кислотно-основну рівновагу оцтової кислоти СН3СООН зрушено вліво (принцип Ле Шательє). Тому концентрація недіссоціірованних молекул СН3СООН практично дорівнює концентрації кислоти, а концентрація іонів СН3СОО-- концентрації солі. У такому випадку рівняння (2) приймає наступний вигляд:

де з (кислота) і з (сіль) - рівноважні концентрації кислоти і солі. Звідси отримують рівняння Гендерсона-Гассельбаха для буферних систем 1-го типу:

У загальному випадку рівняння Гендерсона-Гассельбаха для буферних систем 1-го типу:

Для буферної системи 2-го типу, наприклад, аміачної, концентрацію іонів Н + у розчині можна розрахувати, виходячи з константи кислотно-лужної рівноваги сполученої кислоти NH4 +:

NH4 + Û NH3 + Н +; рКа = 9, 2;

Звідси отримують рівняння Гендерсона-Гассельбаха для буферних систем 2-го типу:

Рівняння (7) для буферних систем 2-го типу можна представить і в наступному вигляді:

Значення рН буферних розчинів інших типів також можна розрахувати за рівнянням буферного дії (4), (7), (8).

Наприклад, для фосфатної буферної системи НРО42-/Н2РО4-, що відноситься до 3-го типу, рН можна розрахувати за рівнянням (4):

де рКа (Н2РО4-) - негативний десятковий логарифм константи дисоціації фосфорної кислоти по другому щаблі рКа (Н2РО4-- слабка кислота);

с (НРО42-) і з (Н2РО4-) - відповідно концентрації солі і кислоти.

Рівняння Гендерсона-Гассельбаха дозволяє сформулювати ряд важливих висновків:

1. рН буферних розчинів залежить від негативної дії логарифма константи дисоціації слабкої кислоти рКа або підстави РКВ і від відношення концентрацій компонентів КО-пари, але практично не залежить від розбавлення розчину водою.

Слід зазначити, що сталість рН добре виконується при малих концентраціях буферних розчинів. При концентраціях компонентів вище 0, 1 моль / л необхідно враховувати коефіцієнти активності іонів системи.

2. Значення рКа будь-якої кислоти і РКВ будь-якого небезпідставно можна обчислити за вимірюваним рН розчину, якщо відомі молярні концентрації компонентів.

Крім того, рівняння Гендерсона-Гассельбаха дозволяє розрахувати рН буферного розчину, якщо відомі значення рКа і молярні концентрації компонентів.

3. Рівняння Гендерсона-Гассельбаха можна використовувати і для того, щоб дізнатися, в якому співвідношенні потрібно узятий компоненти буферної суміші, щоб приготувати розчин з заданим значенням рН.

Здатність буферного розчину зберігати рН у міру додавання сильної кислоти або приблизно на постійному рівні далеко не безмежні і обмежена величиною так званої буферної ємності В. За одиницю буферної ємності зазвичай беруть ємність такого буферного розчину, для зміни рН якого на одиницю потрібно введення сильної кислоти або лугу в кількості 1 моль еквівалента на 1л розчину. Тобто це величина, що характеризує здатність буферного розчину протидіяти зсуву реакції середовища при додаванні сильних кислот або сильних основ.

Буферна ємність, як випливає з її визначення, залежить від ряду факторів:

Чим більше кількості компонентів кислотно-основної пари підставу / сполучена кислота в розчині, тим вище буферна ємність цього розчину (наслідок закону еквівалентів).

Буферна ємність залежить від співвідношення концентрацій компонентів буферного розчину, а отже, і від рН буферного розчину.

При рН = рКа ставлення з (сіль) / с (кислота) = 1, тобто в розчині є однакову кількість солі і кислоти. При такому співвідношенні концентрацій рН розчину змінюється в меншому ступені, ніж при інших, і, отже, буферна ємність максимальна при рівних концентраціях компонентів буферної системи і зменшується з відхиленням від цього співвідношення. Буферна ємність розчину зростає в міру збільшення концентрації його компонентів і наближення співвідношення [HAn] / [KtAn] або [KtOH] / [KtAn] до одиниці.

Робоча ділянка буферної системи, тобто здатність протидіяти зміні рН при додаванні кислот і лугів, має протяжність приблизно одну одиницю рН з кожного боку від точки рН = рКа. Поза цим інтервалу буферна ємність швидко падає до 0. Інтервал рН = рКа ± 1 називається зоною буферного дії.

Загальна буферна ємність артеріальної крові досягає 25, 3 ммоль / л; у венозної крові вона дещо нижча і зазвичай не перевищує 24, 3 ммоль / л.

Кислотно-лужну рівновагу і головні буферні системи в організмі людини

Організм людини має в своєму розпорядженні тонкими механізмами координації відбуваються в не фізіологічних і біохімічних процесів і підтримання сталості внутрішнього середовища (оптимальних значень рН і рівнів вмісту різних речовин в рідинах організму, температури, кров'яного тиску і т. д.). Ця координація названа, за пропозицією В. Кеннона (1929), гомеостазису (від грец. "Гомі" - подібний; "стазис" - сталість, стан). Вона здійснюється шляхом гуморальної регуляції (від лат. "Гумор" - рідина), тобто через кров, тканинну рідину, лімфу і т. д. з допомогою біологічно активних речовин (ферментів, гормонів та ін) за участю нервових регулюючих механізмів . Гуморальні і нервові компоненти тісно взаємопов'язані між собою, утворюючи єдиний комплекс нейро-гуморальної регуляції. Прикладом гомеостазису є прагнення організму до збереження сталості температури, ентропії, енергії Гіббса, вмісту в крові і міжтканинних рідинах різних катіонів, аніонів, розчинених газів та ін, величини осмотичного тиску і прагнення підтримувати для кожної з його рідин певну оптимальну концентрацію іонів водню. Збереження постійності кислотності рідких середовищ має для життєдіяльності людського організму першорядне значення, тому що, по-перше, іони Н + виявляють каталітичну дію на багато біохімічні перетворення, по-друге, ферменти і гормони проявляють біологічну активність тільки в строго визначеному інтервалі значень рН; в -третє, навіть невеликі зміни концентрації іонів водню в крові і міжтканинних рідинах відчутно впливають на величину осмотичного тиску в цих рідинах.

Нерідко відхилення рН крові від нормального для неї значення 7,36 всього лише на декілька сотих призводять до неприємних наслідків. При відхиленнях порядку 0,3 одиниці в ту або іншу сторону може настане важке коматозний стан, а відхилення порядку 0,4 одиниці можуть спричинити навіть смертельний результат. Втім, у деяких випадках, при ослабленому імунітеті, для цього виявляється достатніми і відхилення порядку 0,1 одиниці рН.

Особливо велике значення буферних систем мають у підтримці кислотно-лужної рівноваги організму. Внутрішньоклітинні та позаклітинні рідини всіх живих організмів, як правило, характеризуються постійним значенням рН, яке підтримується за допомогою різних буферних систем. Значення рН більшої частини внутрішньоклітинних рідин знаходиться в інтервалі від 6,8 до 7,8.

Кислотно-основна рівновага в крові людини забезпечується водородкарбонатной, фосфатної і білкової буферними системами.

Нормальне значення рН плазми крові складає 7,40 ± 0,05. Цьому відповідає інтервал значень активної кислотності а (Н +) від 3,7 до 4,0 '10-8 моль / л. Так як в крові присутні різні електроліти - НСО3-, Н2СО3, НРО42-, Н2РО4-, білки, амінокислоти, це означає, що вони дисоціюють у такій мірі, щоб активність а (Н +) перебувала у вказаному інтервалі.

Водородкарбонатная (гідро-, бикарбонатная) буферна система НСО3-/Н2СО3 плазми крові характеризується рівновагою молекул слабкої вугільної кислоти Н2СО3 з утворюються при її дисоціації гідрокарбонат-іонами НСО3-(поєднане підстава):

НСО3-+ Н + Û Н2СО3

НСО3-+ Н2О Û Н2СО3 + ОН-

В організмі вугільна кислота виникає в результаті гідратації діоксиду вуглецю - продукту окислення вуглеводів, білків і жирів. Причому процес цей прискорюється під дією ферменту карбоангідрази:

СО2 (р) + Н2О Û Н2СО3

Рівноважна молярна концентрація в розчині вільного діоксиду вуглецю при 298, 15 К »в 400 разів вище, ніж концентрація вугільної кислоти [Н2СО3] / [СО2] = 0, 00258.

Між СО2 в альвеолах і водородкарбонатним буфером в плазмі крові, що протікає через капіляри легень, встановлюється ланцюжок рівноваг:

2

1 + Н2О 3

Атмосфера Û СО2 (г) Û СО2 (р) Û Н2СО3 Û Н + + НСО3-

повітряний простір легких - Н2О плазма крові

Відповідно до рівняння Гендерсона-Гассельбаха (4) рН водордкарбонатного буфера визначається відношенням концентрації кислоти Н2СО3 і солі NaНСО3.

Згідно ланцюжку рівноваг зміст Н2СО3 визначається концентрацією розчиненого СО2, яка за пропорційна парціальному тиску СО2 у газовій фазі (за законом Генрі): [СО2] р = Кгр (СО2). У звісно рахунку виявляється, що з (Н2СО3) пропорційна р (СО2).

Водородкарбонатная буферна система діє як ефективний фізіологічний буферний розчин поблизу рН 7,4.

При надходженні в кров кислот - донорів Н + рівновагу 3 в ланцюжку за принципом Ле Шателє зміщується вліво в результаті того, що іони НСО3-пов'язують іони Н + в молекули Н2СО3. При цьому концентрація Н2СО3 підвищується, а концентрація іонів НСО3-відповідно знижується. Підвищення концентрації Н2СО3, у свою чергу, призводить до зміщення рівноваги 2 вліво. Це викликає розпад Н2СО3 і збільшенні концентрації СО2, розчиненого в плазмі. У результаті зміщується рівновага 1 вліво і підвищується тиск СО2 в легенях. Надлишок СО2 виводиться з організму.

При надходженні в кров підстав - акцепторів Н + зрушення рівноваг в ланцюжку відбувається в зворотній послідовності.

У результаті описаних процесів водородкарбонатная система крові швидко приходить в рівновагу з СО2 в альвеолах і ефективно забезпечує підтримання сталості рН плази крові.

Внаслідок того, що концентрація NaНСО3 в крові значно перевищує концентрацію Н2СО3, буферна ємність цієї системи буде значно вищою за кислоті. Інакше кажучи, водокарбонатная буферна система особливо ефективно компенсує дію речовин, що збільшують кислотність крові. До числа таких речовин, перш за все, відносять молочну кислоту HLac, надлишок якої утворюється в результаті інтенсивного фізичного навантаження. Цей надлишок нейтралізується в наступному ланцюжку реакцій:

NaНСО3 + HLac Û NaLac + Н2СО3 Û Н2О + СО2 (р) Û СО2 (г)

Таким чином, ефективно підтримується нормальне значення рН крові при слабо вираженому зсуві рН, обумовленим ацидозом.

У замкнутих приміщеннях часто відчувають ядуху - брак кисню, почастішання дихання. Однак задуха пов'язано не стільки з нестачею кисню, скільки з надлишком СО2. Надлишок СО2 в атмосфері призводить до додаткового розчинення СО2 в крові (відповідно до закону Генрі), а це призводить до зниження рН крові, тобто до ацидозу (зменшення резервної лужності).

Водородкарбонатная буферна система найбільш "швидко" відгукується на зміну рН крові. Її буферна ємність по кислоті складає Вк = 40 ммоль / л плазми крові, а буферна ємність по лугу значно менше і дорівнює приблизно вЩ = 1 - 2 ммоль / л плазми крові.

2. Фосфатна буферна система НРО42-/Н2РО4- складається з слабкої кислоти Н2РО4-і сполученого підстави НРО42-. В основі її дії лежить кислотно-основну рівновагу, рівновагу між гідрофофсфат-і дигідрофосфат-іонами:

НРО42-+ Н + Û Н2РО4-

НРО42-+ Н2О Û Н2РО4-+ ОН-

Фосфатна буферна система способу чинити опір зміні рН в інтервалі 6, 2 - 8, 2, т. е. забезпечує значну частку буферної ємності крові.

З рівняння Гендерсона-Гассельбаха (4) для цієї уферной системи випливає, що в нормі при рН 7, 4 відношення концентрацій солі (НРО42-) і кислоти (Н2РО4-) приблизно дорівнює 1. 6. Це випливає з рівності:

Звідси

Фосфорна буферна система має більш високу ємність по кислоті, ніж по лугу. Тому вона ефективно нейтралізує кислі метаболіти, що надходять у кров, наприклад молочну кислоту HLac:

НРО42-+ HLac Û Н2РО4-+ Lac-

Однак відмінності буферної ємкості даної системи по кислоті і луги не настільки великі, як у водородкарбонатной: Вк = 1 -2 ммоль / л; вЩ = 0, 5 ммоль / л. Тому фосфатна система в нейтралізації як кислих, так і основних продуктів метаболізму. У зв'язку з малим вмістом фосфатів у плазі крові вона менш потужна, ніж вородкарбонатная буферна система.

3. Буферна система оксигемоглобін-гемоглобін, на частку якої припадає близько 75% буферної ємності крові, що характеризується рівновагою між іонами гемоглобіну Hb-і самим гемоглобіном HНb, що є дуже слабкою кислотою (КHНb = 6, 3 '10-9; рКHНb = 8, 2) .

Hb-+ Н + Û HНb

Hb-+ Н2О Û HНb + ОН-

а також між іонами оксигемоглобіну HbО2-і самим оксигемоглобіном HНbО2, який є дещо більш сильною, ніж гемоглобін, кислотою (КHНbО2 = 1. 12 '10-7; рКHНbО2 = 6, 95):

HbО2-+ Н + Û HНbО2

HbО2-+ Н2О Û HНbО2 + ОН-

Гемоглобін HНb, приєднуючи кисень, утворює оксигемоглобін HНbО2

HНb + О2 Û HНbО2

і, таким чином, перші два рівноваги взаємопов'язані з наступними двома.

4. Білкова буферна система складається з "білка-підстави" і "білка-солі".

СОО-СОО-

R - СН + Н + Û R - СН

NН2 N + Н3

білок-підстава білок-сіль

Відповідне кислотно-основна рівновага в середовищах, близьких до нейтральних, зміщене вліво і "білок-основа" переважає.

Основну частину білків плазми крові (»90%) складають альбуміни та глобуліни. Ізоелектрична точки цих білків (число катіонних і аніонних груп однаково, заряд молекули білка дорівнює нулю) лежать в слабокислою середовищі при рН 4,9 - 6,3, тому в фізіологічних умовах при рН 7,4 білки знаходяться переважно у формах "білок-підставу "і" білок-сіль ".

Буферна ємність, що визначається білками плазми, залежить від концентрації білків, їх вторинної та третинної структури і кількості вільних протон-акцепторних груп. Ця система може нейтралізувати як кислі, так і основні продукти. Однак внаслідок переважання форми "білок-основа" її буферна ємність значно вище за кислоті і становить для альбумінів Вк = 10 ммоль / л, а для глобулінів Вк = 3 ммоль / л.

Буферна ємність вільних амінокислот плазми крові незначна як по кислоті, так і по лугу. Це пов'язано з тим, що майже всі амінокислоти мають значення рКа, дуже далекі від рКа = 7. Тому при фізіологічному значенні рН їх потужність мала. Практично лише одна амінокислота - гістидин (рКа = 6,0) володіє значним буферним дією при значеннях рН, близьких до рН плазми крові.

Таким чином, потужність буферних систем плазми крові зменшується в напрямку

НСО3-/ Н2СО3> білки> НРО42-/ Н2РО4-> амінокислоти

Еритроцити. У внутрішньому середовищі еритроцитів у нормі підтримується постійний рН, що дорівнює 7,25. Тут також діють водородкарбонатная і фосфатна буферні системи. Проте їх потужність відрізняється від такої в плазмі крові. Крім того, в еритроцитах білкова система гемоглобін-оксигемоглобін грає важливу роль як у процесі дихання (транспортна функція з перенесення кисню до тканин і органів і видаленню з них метаболічної СО2), так і в підтримці сталості рН всередині еритроцитів, а в результаті і в крові в цілому. Необхідно відзначить, що ця буферна система в еритроцитах тісно пов'язана з водородкарбонатной системою. Т. до рН всередині еритроцитів 7,25, то співвідношення концентрацій солі (НСО3-) і кислоти (Н2СО3) тут дещо менше, ніж у плазмі крові. І хоча буферна ємність цієї системи по кислоті всередині еритроцитів дещо менше, ніж у плазмі, вона ефективно підтримує сталість рН.

Фосфатна буферна ємність грає в клітинах крові набагато більш важливу роль, ніж у плазмі крові. Перш за все, це пов'язано з великим вмістом в еритроцитах неорганічних фосфатів. Крім того, велике значення в підтримці сталості рН мають ефіри фосфорних кислот, головним чином фосфоліпіди, що становлять основу мембран еритроцитів.

Фосфоліпіди є відносно слабкими кислотами. Значення рКа дисоціації фосфатних груп перебувають у межах від 6,8 до 7,2. Тому при фізіологічному рН 7,25 фосфоліпіди мембран еритроцитів знаходяться як у вигляді неіонізованих, так іонізованих форм. Інакше кажучи, у вигляді слабкої кислоти і її солі. При цьому співвідношення концентрацій солі і слабкої кислоти становить приблизно (1,5 - 4): 1. Отже, сама мембрана еритроцитів має буферним дією, підтримуючи сталість рН внутрішнього середовища еритроцитів.

Таким чином, у підтримці сталості кислотно-лужної рівноваги в крові бере участь ряд буферних систем, що забезпечують кислотно-основний гомеостаз в організмі.

У сучасній клінічній практиці кислотно-лужну рівновагу (КЩР) організму зазвичай визначають шляхом дослідження крові по мікрометод Аструпа і виражають в одиницях ВЕ (від лат. "Бі-ексцес" - надлишок підстав). При нормальному кислотно-лужний стан організму ВЕ = 0 (в апараті Аструпа цьому значенню ВЕ відповідає рН 7,4).

При значеннях ВЕ від 0 до ± 3 КЩС організму вважається нормальним, при ВЕ = ± (6 - 9) - тривожним, при ВЕ = ± (10 - 14) - загрозливим, а при абсолютному значенні ВЕ, що перевищує 14, - критичним.

Для корекції КЩР при В