Кислотно-основний стан крові
Вплив температури на ступінь гідролізу випливає з принципу Ле- Шательє. Всі реакції нейтралізації відбуваються з виділенням теплоти, а гідроліз - з поглинанням теплоти. Оскільки вихід ендотермічних реакцій з підвищенням температури збільшується, то і ступінь гідролізу зростає з підвищенням температури.
Із сказаного ясно, що для ослаблення гідролізу розчини слід зберігати концентрованими і при низьких температурах. Крім того, пригніченню гідролізу сприяє підкислення у випадку солей, утворених сильного кислотою і слабкою основою, або підлуговування для солей, утворених сильною основою і слабкою кислотою.
Закінчив 16.09.15
Осмос. Закон осмотичного тиску
Якщо поверх концентрованого розчину якої-небудь речовини, поміщеної в циліндрову посудину, обережно налити, уникаючи перемішування більш розбавленого розчину або розчинника, то через деякий час концентрації розчиненої речовини в будь-якій частині розчину зрівняються. Це пояснюється тим, що частинки, проявляючи загальну тенденцію до збільшення невпорядкованості, рухаються від місця з великою концентрацією до місця з меншою концентрацією; частинки розчиненої речовини проникають в середовище частинок розчинника, а частинки розчинника – в середовище розчиненої речовини. Це явище називається дифузією.
Дифузією називається процес мимовільного вирівнювання концентрації розчину.
Якщо розділити розчин і розчинник напівпроникною перегородкою (мембраною), крізь яку проходять молекули розчинника і не проходять молекули розчиненої речовини, то наступить одностороння дифузія молекул розчинника через мембрану.
Процес односторонньої дифузії молекул через напівпроникну перегородку називається осмосом, а тиск, який викликає осмос, називається осмотичним тиском.
Розглянемо схему приладу для визначення осмотичного тиску – осмометра. Простий осмометр складається з скляної градуйованої трубки, розширений кінець якої щільно закритий напівпроникною перегородкою. У трубку наливають який-небудь розчин, наприклад, розчин цукру у воді. Відзначивши рівень рідини в трубці, її занурюють в посудину з розчинником (водою) на таку глибину, щоб рівні рідин в обох посудинах співпали. Через деякий час рівень рідини в трубці підніметься і досягне деякої певної висоти (h). Припинення підйому рідини в трубці означає, що в системі встановилася рівновага, яка характеризується однаковим числом молекул розчинника, що проникають у взаємно протилежних напрямах – від розчинника до розчину і від розчину до розчинника. Таким чином, розчин лише в тому разі може знаходитися в рівновазі з розчинником за наявності напівпроникної перегородки, якщо до останньої з боку розчину буде прикладений деякий надмірний тиск, званий осмотичним. Осмотичний тиск чисельно дорівнює додатковому тиску, який необхідний для припинення осмосу. Як показав Вант-Гофф, осмотичний тиск розчину чисельно дорівнює тиску, який чинила би розчинена речовина, якби вона при тій же самій температурі знаходилася в газоподібному стані і займала об'єм, що дорівнює об'єму розчину. Це і є закон осмотичного тиску. Вант-Гофф звернув увагу на те, що осмотичний тиск разбавлених розчинів підкоряється законам ідеальних газів. Звідки він зробив висновок, що осмотичний тиск можна розрахувати за рівнянням Менделєєва-Клапейрона: Pосм = v/VRT,
де V-об'єм розчину. С= v/V, то Росм = СRT.
За рівнянням осмотичного тиску можна розраховувати молекулярні маси
розчинених речовин.
Оскільки С=m/VM, то Pосм = (m/VM)RT, Звідки M = mRT/Pосм.
Буферні розчини. Буферна ємність.
Часто під час експериментальних досліджень у хімії, біології, медицині, у промисловому виробництві виникає потреба забезпечити сталість рН середовища, оскільки внаслідок перебігу хімічних реакцій можуть утворюватись або витрачатись іони Гідрогену. Щоб процес відбувався за сталого значення рН, у розчин вводять буферні системи, які підтримують рН середовища практично незмінним. Фізіологічні рідини організму характеризуються сталим значенням рН.
Це досягається як за допомогою фізіологічних (за участю таких органів, як нирки, печінка, легені, кишки), так і фізико-хімічних механізмів (завдяки дії буферних систем).
Буферними системами називають розчини, які здатні зберігати постійну концентрацію іонів Гідрогену, тобто значення рН середовища, при добавлянні до них невеликих кількостей кислоти чи лугу або при розбавлянні їх. До буферних систем належать суміші, що містять:
• Слабку кислоту і сіль цієї кислоти, утворену сильною основою, наприклад
СН3СООН + СН3СООNa (ацетатний буфер);
• Слабку основу і сіль цієї основи, утворену сильною кислотою, наприклад
NH4OH + NH4Cl (аміачний буфер);
• Солі багатоосновних кислот, склад яких відрізняється на один іон водню
NaH2PO4 + Na2HPO4 (фосфатний буфер);
Na2CO3 + NaHCO3 (карбонатний буфер);
• Сильну або слабку кислоту (кислотний компонент) і гліцин або луг (основний
компонент), наприклад HCl + NH2CH2COOH (діапазон рН 1,0-3,7), NH2CH2COOH
+ NаOH (діапазон рН 2,2 – 6,5).
В багатьох випадках при виготовленні буферних сумішей використовують достатньо великі і рівні концентрації складових.
Буферна дія.
Механізм буферної дії ацетатного буферного розчину на основі теорії електролітичної дисоціації.
За рахунок часткової дисоціації кислоти та повної дисоціації
солі в розчині будуть знаходитись одночасно іони СН3СОО-, Н+, Na+:
CH3COONa → CH3COO-+ Na+
CH3COOH →CH3COO-+ H+
Якщо до нього добавити сильної кислоти, то іони Гідрогену реагуватимуть з
аніонами солі, утворюючи слабку ацетатну кислоту:
CH3COO- + H+→ CH3COOH (pKа = 4,75)
Сильна кислота заміняється еквівалентною кількістю слабкої кислоти і рівновага зміщується вліво.
При додаванні лугу до буферного розчину гідроксид-іони взаємодіятимуть з іонами Н+ ацетатної кислоти з утворенням молекул води:
CH3COOH + ОН- → CH3COO-+ H2О
Вплив розведення на рН буферних систем.
Буферні розчини часто доводиться розбавляти водою, особливо у біохімічних дослідженнях при вимірюванні рН малих об'ємів біорідин, зокрема крові. З рівняння
[H+] =Ka•Скислоти/Ссолі =Ка•0,1/0,1 =Ка•0,01/0,01 видно, що при розбавлянні
розчину концентрації обох компонентів зменшуються однаковою мірою, тому їх
співвідношення залишається сталим. Проте незначні зміни рН середовища все-таки відбуваються, що пояснюють впливом Розведення розчинів на ступінь дисоціації слабкої кислоти та на ступінь гідролізу. Отже здатність буферних розчинів зберігати сталим значення рН при розведенні або при додаванні кислот є обмеженим. Ацетатний буфер (діапазон рН 3,75 – 5,6)
Наприклад, концентрація кислоти та солі однакова.
CH3COONa → CH3COO- + Na+
CH3COOH →CH3COO-+ H+
Ka=[CH3COO-] [H+]/[CH3COOH] звідси [H+]=Ka[CH3COOH]/[CH3COO-],
тобто [H+]=Ka• Скислоти/Ссолі,
тоді рН=рКа - lg Скислоти/Ссолі
Приклад: обчислити концентрацію іонів Гідрогену і рН буферного розчину, враховуючи, що в ньому Скислоти = Ссолі = 0,1 моль/л, а Ка(СН3СООН)= 1,75•10-5
[H+] = 1,75•10-5 • 0,1/0,1= 1,75•10-5 моль/л
рН = -lg[H+] = -lg(1.75•10-5) = 4.75
Механізми буферних систем:
1. Амонійний
NH3∙H2O↔NH4++ OH-
NH4Cl→NH4++ Cl-
a) HCl→H+ + Cl-
NH3∙H2O+HCl=NH4Cl+H2O
NH3∙H2O+H+=NH4++H2O
b) NaOH→Na++OH-
NH4Cl + NaOH=NH3∙H2O+NaCl
NH4++OH-=NH3∙H2O
2. Гідрокарбонати
CO2∙H2O↔H++ HCO3-
NaHCO3→Na++HCO3-
a) HCl→ H++ Cl
NaHCO3+HCl=NaCl+CO2+ H2O
HCO3-+H+=CO2+ H2O
b) NaOH→ Na++OH-
CO2∙H2O+NaOH=NaHCO3+H2O
3. Фосфатний
NaH2PO4→Na++ H2PO4-
Na2HPO4→2Na++ HPO42-
a) HCl→ H++ Cl
Na2HPO4+HCl→ NaH2PO4 +NaCl
HPO42-+H+= H2PO4-
б) NaOH→ Na++OH-
NaH2PO4+NaOH= Na2HPO4+H2O
H2PO4-+OH--= HPO42-+H2O
4. Ацетатний
CH3COOH↔ CH3COO-+H+
CH3COONa→ CH3COO-+Na+
a) HCl→ H++ Cl
CH3COONa+HCl= CH3COOH+NaCl
CH3COO-+H+ = CH3COOH
b) NaOH→ Na++OH-
CH3COOH+NaOH= CH3COONa+H2O
CH3COOH+OH-= CH3COO-+ H2O
Буферна ємність.
Кількісною мірою стійкості буферних систем підтримувати стале значення рН є
величина буферна ємність. Буферною ємністю називають кількість моль-еквівалентів
сильної кислоти (або лугу), яку необхідно долити до одного дециметра кубічного (літра) буферного розчину, щоб змінити його рН на одиницю.
В=C·V/∆pH·Vбуф,
де В – буферна ємність, С – концентрація кислоти або основи, V – об'єм даного
електроліту, Vбуф – об'єм буферного розчину, ∆pH – зміна рН.
Буферна ємність залежить від:
1. Концентрації компонентів
2. Співвідношення компонентів
Найбільшу буферну ємність мають розчини з однаковою концентрацією компонентів буферної суміші.
Вк – буферна ємність за кислотою;
Вл – буферна ємність за лугом;
ΔрН – зміна рН буферної системи при додаванні кислоти (лугу)
Крива титрування оцтової кислоти сильною основою
Буферні системи організму. Кислотно-основний стан крові.
Організм людини володіє спеціальним механізмом координації фізіологічних та біохімічних процесів і може підтримувати на певному рівні вміст різних речовин, а саме: газів, води, електролітів, іонів металів і Гідрогену, біолігандів. Ця координація за пропозицією К.Кеннона була названа гомеостазом.
Важливою складовою цього процесу є підтримання певного значення рН середовища біорідин, що досягається за допомогою фізіологічних та фізико-хімічних механізмів. Фізіологічні системи регулювання рН пов'язані з роботою легень, нирок, кишковика і розглядаються у курсі фізіології. Під фізико-хімічним механізмом треба розуміти дію буферних систем. Вони надають можливість організму, як відкритій термодинамічній системі реалізувати принцип Ле Шательє, тобто активно протидіяти впливу зовнішніх чинників, спрямованих на зміну кислотності його фізіологічних рідин – крові, жовчі, сечі, секретів внутрішніх залоз.
Кислотно-основний стан крові
Невід'ємною складовою частиною гомеостазу внутрішнього середовища організму є кислотно-основний стан (КОС), що забезпечує оптимальні умови перебігу обмінних процесів і спрямований на підтримання сталої концентрації іонів Гідрогену. Він досягається як за допомогою фізіологічних механізмів регулювання у легенях, нирках, шлунково-кишковому тракті, так і за допомогою буферних систем організму. За нормальних умов рН крові коливається у межах 7,25 – 7,44. Слабколужне середовище є оптимальним для роботи численних ферментних систем, перебігу реакцій гідролізу. Продукти харчування, лікарські препарати, забруднене повітря потрапляючи у організм можуть порушити КОС крові.
Буферні системи крові:
Сольові. Представлені солями слабких кислот і сильних основ і слабкими кислотами. Рівняння Голдерсона – Гассельбаха дозволяє розрахувати необхідне співвідношення концентрацій солі слабкої кислоти і цієї кислоти для підтримки компонентами сольових буферних систем необхідного рівня рН.
рН = рК + lg([MA]/[HA]) , де рК – від’ємний десятковий логарифм константи дисоціації кислоти,
[МА] – концентрація солі в буферній системі , [НА] – концентрація слабкої кислоти в буферній системі.
Рівняння дозволяє, знаючи значення рК, розрахувати, яким має бути співвідношення в розчині слабкої кислоти та її солі для підтримання необхідного рівня рН (7,4).
1. Гемоглобінова буферна система вважається найбільшою – до 75 % від усієї буферної ємності крові. Ця система складється з відновленого гемоглобіна (ННb) та його калієвої солі (КНb). Буферні властивості ННb зумовлені тим, що він будучи більш слабкою кислотою, ніж Н2СО3, віддає їй йони К+, а сам приєднуючи Н+, стає слабко дисоційованою кислотою. В тканинах система гемоглобіну виконує функцію основи, попереджуючи закиснення крові внаслідок надходження до неї СО2 та Н+-йонів. В легенях гемоглобін крові поводить себе як кислота, попереджуючи залужнення крові після видалення з неї СО2.
2. Карбонатна буферна система за силою займає друге місце, а за швидкістю реагування – перше. Складається з вугільної кислоти та бікарбонату натрію (плазма крові) або бікарбонату калію (цитоплазма клітин). Формула карбонатної буферної системи
pH = pK1 + lg(CNaHCO3/CH2CO3)
При утворенні в організмі надлишку кислоти, більш сильної, ніж вугільна, ця кислота реагує з сіллю вугільної кислоти (з бікарбонатом калію чи натрію). В результаті утворюється сіль цієї кислоти і слабка вугільна кислота, котра погано дисоціює. Таким чином, сильна кислота заміщується більш слабкою – запобігає зміні рН. При утворенні в організмі надлишку лужних сполук, вони взаємодіють з вугільною кислотою з утворенням бікарбонатів – запобігання зміні рН крові ( рК вугільної кислоти складає 6,1). Тому карбонатна буферна система забезпечує підтримання рН на рівні 7,4 при умові, що концентрація карбонатів у 20 разів перевищує концентрацію вугільної кислоти. Підтримку нормального співвідношення бікарбонатів та кислоти (20:1) забезпечують:- легені – виводять надлишок СО2 (а відповідно й вугільної кислоти).
- нирки – забезпечують надходження в кров бікарбонатних іонів, що утворюються в клітинах ниркового епітелію в ході карбоангідразної реакації.
Характеристика бікарбонатної буферної системи:
1.Вона забезпечує швидку нейтралізацію кислот та лугів, що утворюються в ході метаболізму.
2.Має досить велику ємність – від 15 до 40% від загальної буферної ємності крові.
3.Швидко відновлюється за рахунок діяльності легень і нирок.
3. Фосфатна буферна система утворена дигідрофосфатом (NaH2PO4) та гідрофосфатом (Na2HPO4) натрію. Відповідно, формула фосфатної буферної системи така:
pH = pK2 + lg(CNa2HPO4/CNaH2PO4)
Перша сполука (NaH2PO4) слабко дисоціює та поводить себе як слабка кислота. Друга сполука (Na2HPO4) має основні властивості.
Ця буферна система забезпечує підтримку рН на рівні 7,4 при співвідношенні основної та кислої солей, що рівне 4:1.
При введені в кров більш сильної кислоти, вона прореагує з Na2HPO4, утворюючи нейтральну сіль з іонами натрію та збільшуючи кількість дигідрофосфату натрію. При введенні в кров сильної основи, вона прореагує з NaH2PO4, утворивши гідрофосфат натрію. Надлишок в крові дигідрофосфату та гідрофосфату натрію буде виводитись із сечею. Внесок у створення загальної буферної ємності відносно невеликий (5-10%). Відновлюється ця система значно повільніше, ніж карбонатна. В цьому процесі важливу роль відіграє вихід фосфорних солей з кісток.
4. Білкова буферна система. Білки плазми крові завдяки своїм амфотерним властивостям відіграють певну роль в кислотно-основній рівновазі. В кислому середовищі білки реагують як основи, а в основному як кислоти. Зміщення КОС крові у напрямку підвищення концентрації іонів Гідрогену називається ацидозом, а в напрямку зниження їх концентрації – алкалозом.
Теорія Дебая - Гюккеля
Взаємодія між макромолекулами в сольовому розчині (теорія Дебая-Хюккеля)
Для пояснення термодинамічних властивостей розчинів електролітів Арреніус припустив, що їх молекули розпадаються на іони не під дією електричного поля, а вже при розчиненні. Цей процес розпаду молекул електроліту на іони при розчиненні він назвав електролітичною дисоціацією. Розпадом молекул електролітів на іони при розчиненні можна пояснити, чому термодинамічні властивості їх розчинів (відносне зниження тиску насиченого пару, підвищення температури кипіння, пониження температури замерзання та осмотичний тиск) більш ніж ті яких варто було чекати.
Дійсно, якщо розчин містить с г-моль СН3СООН в 1л, то його осмотичний тиск за законом Вант-Гоффа повинен бути P = cRT. Допустимо, що кожна молекула СН3СООН розпадається на 2 іони. Тоді загальна концентрація розчину стане 2с. Так як осмотичний тиск (і деякі інші властивості) залежить тільки від кількості часток розчиненої речовини, а не від її природи, то осмотичний тиск повинен бути P = cRT, а осмотичний коефіцієнт і = 2. Але насправді 2>і>1 (більше значення, яке було б при відсутності дисоціації і менше значення при повній дисоціації). Тому Арреніус прийшов до висновку, що процес електролітичної дисоціації не доходять до кінця і поряд з іонами в розчині існують і недисоційовані молекули.
Таким чином, в основі теорії електролітичної дисоціації лежать наступні два допущення:
1) при розчиненні електроліту його молекули розпадаються на іони;
2) процес електролітичної дисоціації є зворотнім.
Запропонована Арреніусом гіпотеза (1883 р.) спочатку викликала багато заперечень, головним чином через те, що на той час не розуміли принципової різниці між властивостями іонів і атомів. Ці заперечення вимусили Арреніуса протягом багатьох років обґрунтовувати теорію електролітичної дисоціації і, в першу чергу, реальність існування іонів в розчинах електролітів отримав Нобелевську премію в 1903 р.
Розчини сильних електролітів не підкоряються теорії електролітичної дисоціації Арреніуса навіть при малих концентраціях. Чому ж теорія Арреніуса не можна застосовувати до розчинів сильних електролітів?
Арреніус допустив, що властивості розчинів залежать від кількості часток в одиниці об’єму (іонів і недисоційованих молекул). Однак принципова відмінність іонів (заряджених часток) не враховувалась. Міжмолекулярна взаємодія обумовлена лиш силами Ван дер Ваальса, в той час як між іонами діють молекулярні та електростатичні сили. Ці сили не були враховані Арреніусом. Лише в 20-их роках ХХ століття завдяки роботам Дебая і Хюккеля була створена нова електростатична теорія розчинів сильних електролітів.
Експериментальні факти свідчать про те, що сильні електроліти, навіть в досить концентрованих розчинах дисоційовані повністю. Але, наприклад, для молекули, яка дисоціює на 2 іони, осмотичний коефіцієнт не дорівнює 2, чого варто було чекати.
Це пояснюється електстатичними взаємодіями між іонами, яке утруднює вільний рух іонів в розчині і веде до того, що вони впливають на осмотичний тиск і інші термодинамічні властивості розчинів менше, ніж варто було чекати. Спрощено це можна пояснити так: допустимо, що розраховано значення ступеня дисоціації сильного електроліту a = 80%. Тоді, по теорії електролітичної дисоціації 80% його молекул розпадаються на іони в розчині.
Насправді ж розпалися на іони всі молекули, але іони, що утворились “вільні” тільки на 80% (тобто 20% їх дії на термодинамічні властивості “знищені” електростатичними взаємодіями.
Характерно, що теорія Арреніуса повністю нехтує електростатичними силами (зменшується пропорційно r2),а враховує сили Ван дер Ваальса (зменшуються пропорційно r6). Сучасна теорія Дебая-Хюккеля, навпаки враховує лише електростатичні сили.
Біологічні макромолекули (білки, нуклеїнові кислоти) мають велику кількість іонізованих груп, завдяки чому макромолекули мають значний заряд. Енергія взаємодії між зарядженими макромолекулами в значній мірі буде залежати від наявності іонів в оточуючому середовищі. Постає питання, як іонне оточення впливає на взаємодію заряджених макромолекул.
На відстані х визначимо потенціал y, який створює заряджена сферична макромолекула у водному розчині з певною концентрацією солі (рис. 3. 12, а). Заряджена макромолекула притягує до себе іони протилежного знаку (противоіони), завдяки чому близько макромолекули відбувається перерозподіл іонів. Це повинно виявитис на зміні y в залежності від відстані х. Використаємо рівняння Пуасона про неперервний потік електричних зарядів у об’ємі
(3. 53)
де e - діелектрична стала; r - густина заряду в об’ємі розчину; eо=8,85×10-12 Кл×В-1×м-1. В розчині є різні типи іонів. Нехай заряд іона і-го типу буде еі та кількість іонів в одиниці об’єму n¢i. Тоді густина заряду буде
. (3. 54)
Рис. 3. 12. Взаємодія макромолекул в сольовому розчині:
а – залежність електричного потенціалу y, який створюється макромолекулою, від відстані х за великої (1) і малої (2) іонної сили розчину; х0 – дебаєвська довжина; М – макромолекула; б – притягання між макромолекулами за великої іонної сили (1) і відштовхування за малої іонної сили (2)
На орієнтацію іонів навколо макромолекули впливає тепловий рух, завдяки чому кількість іонів підкоряється розподілу Больцмана
, (3. 55)
де ni – середня кількість іонів в одиниці об’єму; eiy - електрична енергія іону; koT – теплова енергія іону. Підставивши в рівняння (3. 53) вирази (3. 54) і (3. 55), отримуємо
. (3. 56)
П. Дебай і Є. Хюккель зробили ряд припущень, які дозволили спростити (3. 56):
1. На певній відстані від макромолекули розчин електронейтральний:
. (3. 57)
2. Електрична енергія іону значно менша ніж його теплова енергія:
еіy<< koT. (3. 58)
З врахуванням припущення 2 експоненту в (3. 56) можна розкласти в ряд і нехтувати членами другого і більш високого порядку:
(3. 59)
Підставивши (3. 59) в (3. 56) і використавши (3.57), отримуємо
(3. 60)
Позначивши вираз в лапках як р2:
(3. 61)
отримуємо однорідне диференціальне рівняння
(3. 62)
розв’язок якого буде таким
y=yо е-рх , (3. 63)
де yо – потенціал на поверхні макромолекули. Отже, потенціал макромолекули зменшується з відстанню за експоненційним законом. Відстань хо, на якій потенціал y зменшується в е раз, тобто y=0,37 yо , наназивається дебаєвською довжиною (рис. 3. 12, а). Дебаєвська довжина хо визначає товщину іонної оболонки, яка оточує в електроліті кожну заряджену макромолекулу, і виражається як
(3. 64)
Якщо перейти від кількості іонів в одиниці об’єму ni до молярної концентрації іонів сі і від заряду одного іону еі до заряду моля іонів ziF (де zі – валентність іону, F – число Фарадея), тоді (3. 64) так запишеться:
. (3. 65)
Вводиться важлива характеристика розчину, яка називається іонна сила розчину m:
. (3. 66)
З урахуванням іонної сили розчину m (3. 66) дебаєвська довжина хо буде
. (3. 67)
При великій іонній силі m (висока концентрація солі у водному розчині) оболонка іонів стає тонкою (протиіони “притискуються” до макромолекули) і, навпаки, коли мала іонна сила (розбавлений сольовий розчин), оболонка іонів значно зростає. Розрахунки показали, що для одновалентної солі (наприклад, КСl чи NaCl) величина хо так змінюється від концентрації солі: в концентрованому розчині (сі=10-2М) х¢о=3,04 нм, в розбавленому розчині (сі = 10-4 М) хо¢¢ = 30,4 нм (рис. 3. 12, а).
Взаємодія великих заряджених макромолекул в сольовому розчині буде визначатися результуючою силою, яка являє собою суму ван-дер-ваальсової сили притягання і електростатичного відштовхування. В розбавленому сольовому розчині, коли дебаєвська довжина хо¢¢ велика, між макромолекулами переважають сили відштовхування за рахунок великих оболонок протиіонів (рис. 3. 12, б) і розчин макромолекул буде гомогенним. Але при збільшенні концентрації солі (зростає m) дебаєвська довжина хо зменшується. При певній величині хо¢ ван-дер-ваальсові сили притягання починають переважати сили відштовхування (рис. 3. 12, б) і макромолекули швидко асоціюють. При великих m білок осаджується в розчині. Це явище називається висолюванням білків. Воно широко використовується для екстрагування і очистки білків. Явище висолювання відбувається при різних концентраціях солі в залежності від розміру і загального заряду білку.