В помощь ученику
консультация на тему

Название

Формула

d420

tпл°C

tкип°C

Спирты

метиловый

СН3OH

0, 792

-97

64

этиловый

С2Н5OH

0,79

-114

78

пропиловый

СН3СН2СН2OH

0,804

-120

92

изопропиловый

СН3–СН(ОH)–СH3

0,786

-88

82

бутиловый

CH3CH2CH2CH2OH

0,81

-90

118

вторбутиловый

CH3CH2CH(CH3)OH

0,808

-115

99

третбутиловый

(СН3)3С–OH

0,79

+25

83

циклогексанол

С6Н11OH

0,962

-24

161

бензиловый

C6H5CH2OH

1,046

-15

205

этиленгликоль

HOCH2CH2OH

1,113

-15,5

198

глицерин

НО–СН2–CH(ОН)–СН2OH

1,261

-18,2

290

Фенолы

фенол

С6Н5OH

1,05(43°)

43

180

пирокатехин

о - С6Н4(OH)2

–

105

245

резорцин

м - С6Н4(OH)2

–

110

281

гидрохинон

n - С6Н4(OH)2

–

170

285

Название

Формула

t°кип.,
°C

t°пл.,
°C

d420

Муравьиный
альдегид

O
II 
H–C
I 
H

-92,0

-21,0

0,815
(при 20°С)

Уксусный
альдегид

O
II 
CH3–C
I 
H

-123,5

21,0

0,780

Пропионовый
альдегид

O
II 
CH3–CH2–C
I 
H

-102,0

48,8

0,807

Масляный
альдегид

O
II 
CH3–CH2–CH2–C
I 
H

-99,0

75,7

0,817

Изомасляный
альдегид

O
II 
CH3–CH–C
I       I 
CH3 H

-65,9

64,0

0,794

Название

Формула

t°пл.,
°C

t°кип.,
°C

d420

Ацетон (диметилкетон)

CH3––CH3

-95,35

56,2

0,790

Метилэтилкетон

CH3––CH2–CH3

-86,4

79,6

0,805

Метилпропилкетон

CH3––CH2–CH2–CH3

-77,8

101,7

0,809

Диэтилкетон

CH3–CH2––CH2–CH3

-42,0

102,7

0,816

Название

Формула
кислоты

tпл.
°C

tкип.
°C

ρ
г/см3

Раство-
римость
(г/100мл
H2O;25°C

Ka
(при 25°С)

кислоты

её соли
(эфиры)

муравьиная

метановая

формиат

HCOOH

8,3

100,5

1,22

∞

1,77.10-4

уксусная

этановая

ацетат

CH3COOH

16,8

118

1,05

∞

1,7.10-5

пропионовая

пропановая

пропионат

CH3CH2COOH

-21

141

0,99

∞

1,64.10-5

масляная

бутановая

бутират

CH3(CH2)2COOH

-6

164

0,96

∞

1,54.10-5

валериановая

пентановая

валерат

CH3(CH2)3COOH

-34

187

0,94

4,97

1,52.10-5

капроновая

гексановая

гексанат

CH3(CH2)4COOH

-3

205

0,93

1,08

1,43.10-5

каприловая

октановая

октаноат

CH3(CH2)6COOH

17

239

0,91

0,07

1,28.10-5

каприновая

декановая

деканоат

CH3(CH2)8COOH

32

269

0,89

0,015

1,43.10-5

акриловая

пропеновая

акрилат

CH2=CH–COOH

13

1,05

бензойная

бензойная

бензоат

C6H5COOH

122

250

1,27

0,34

1,43.10-5

щавелевая

этандиовая

оксалат

COOH
 I
COOH

189,5
(с разп.)

1,65

K1=5,9.10-2

K2=6,4.10-5

пальмитиновая

гексадекановая

пальмитат

CH3(CH2)14COOH

63

219
(17мм)

0,0007

3,46.10-7

стеариновая

октадекановая

стеарат

CH3(CH2)16COOH

70

383

0,0003

Название

Формула

t°.пл.,
°C

t°.кип.,
°C

d420

Бензол

C6H6

+5,5

80,1

0,8790

Толуол (метилбензол)

С6Н5СH3

-95,0

110,6

0,8669

Этилбензол

С6Н5С2H5

-95,0

136,2

0,8670

Ксилол (диметилбензол)

С6Н4(СH3)2

орто-

-25,18

144,41

0,8802

мета-

-47,87

139,10

0,8642

пара-

13,26

138,35

0,8611

Пропилбензол

С6Н5(CH2)2CH3

-99,0

159,20

0,8610

Кумол (изопропилбензол)

C6H5CH(CH3)2

-96,0

152,39

0,8618

Стирол (винилбензол)

С6Н5CH=СН2

-30,6

145,2

0,9060

Название

Формула

d420

t° пл.,
°C

t° кип.,
°C

Kb
(H2O; 25°C)

Аммиак

NH3

0,68 в жид.сост.

-77,7

-33

1,8 · 10-5

Метиламин

СН3−NH2

0,66 в жид.сост.

-92,5

-6,5

4,4 · 10-4

Этиламин

СН3−CH2−NH2

0,68

-81,5

+16,5

5,6 · 10-4

Диметиламин

СН3−NH−СН3

0,68

-96

+7,4

9,0 · 10-4

Пропиламин

СН3−СН2−СН2−NH2

0,72

-83

+50

5,7 · 10-4

Диэтиламин

(СН3−СН2)2NH

0,70

-50

+55,5

9,6 · 10-4

Триэтиламин

(СН3−СН2)3N

0,71

-115

+89,5

4,4 · 10-4

Циклогексиламин

NH2

0,87

-18

+134

4,4 · 10-4

Этилендиамин

H2N−CH2−CH2−NH2

0,90

+8,5

+116

8,5 · 10-5

Анилин

NH2

1,02

-6

+184

3,8 · 10-10

n – Толуидин

CH3

NH2

1,05

+44

+200

1,4 · 10-9

о – Толуидин

NH2
CH3

0,99

-24

+200

2,4 · 10-10

м – Толуидин

CH3

NH2

0,99

-31

+203

4,9 · 10-10

n - Нитроанилин

NO2

NH2

1,48

+147,5

+331

1,3 · 10-12

Название

Формула

t°пл.,
°С

t°кип.,
°С

d420 *

Метан

CH4

-182,5

-161,5

0,415
(при -164°С)

Этан

C2H6

-182,8

  -88,6

0,561
(при -100°С)

Пропан

C3H8

-187,6

  -42,1

0,583
(при -44,5°С)

Бутан

C4H10

-138,3

-0,5

0,500

(при 0°С)

Изобутан

CH3–CH(CH3)–CH3

-159,4

  -11,7

0,563

Пентан

C5H12

-129,7

     36,07

0,626

Изопентан

(CH)3CH–CH–CH

-159,9

   27,9

0,620

Неопентан

CH3–C(CH3)3

  -16,6

     9,5

0,613

* Здесь и далее в таблицах физических свойств веществ d420 – плотность.
Приводится относительная плотность, т.е.
отношение плотности вещества при 20°С к плотности воды при 4°С.

Соединение

t°пл.,
°С

t°кип.,
°С

d 420

Циклопропан

-126,9

-33

0,6881

Метилциклопропан

-177,2

0,7

0,69122

Циклобутан

- 80

13

0,7038

Метилциклобутан

-149,3

36,8

0,6931

Циклопентан

- 94,4

49,3

0,7460

Метилциклопентан

-142,2

71,9

0,7488

Циклогексан

6,5

80,7

0,7781

1 При температуре кипения.

2 При -20,0°С.

Название

Формула

t°пл.,
°С

t°кип.,
°С

d420

Этилен

CH2=CH2

-169,2

-103,8

0,570
(при -103,8°С)

Пропилен

CH2=CH–CH3

-187,6

-47,7

0,610
(при -47,7°С)

Бутен-1

CH2=CH–CH2–CH3

-185,3

-6,3

0,630
(при -10°С )

цис-Бутен-2

H3C  CH3
I    I
C=C
I    I
H   H

-138,9

3,5

0,644
(при -10°С)

транс-Бутен-2

    H  CH3
I    I
C=C
I    I
H3C   H     

-105,9

0,9

0,660
(при -10°С)

Изобутилен

CH2=C–CH3
I
   CH3

-140,8

-6,9

0,631
(при -10°С)

Пентен-1

CH2=CH–CH2–CH2–CH3

-165,2

30,1

0,641
(при -25°С)

цис-Пентен-2

   CH3 C2H5
I     I
C=C
I     I
H   H 

-151,4

37,0

0,656

транс-Пентен-2

CH3  H   
I     I
C=C
I    I
      H  C2H5

-140,2

36,4

0,649

Название

Формула

t°пл.,
°C

t°кип.,
°C

d420

Ацетилен

HCєCH

-80,8

-83,6

0,5651

Метилацетилен

CH3–CєCH

-102,7

-23,3

0,6701

Бутин-1

C2H5–CєCH

-122,5

    8,5

0,6782

Бутин-2

CH3–CєC–CH3

-32,3

   27,0

0,691

Пентин-1

CH3–CH2–CH2–CєCH

-98,0

   39,7

0,691

Пентин-2

CH3–CH2–CєC–CH3

-101,0

   56,1

0,710

3-Метилбутин-1

CH3–CH–CєCH
I      
CH3  

–

   28,0

0,665

1 При температуре кипения.

2 При 0°C.

Катионы

Реактив, уравнение реакции, признаки присутствия данного катиона,  открываемый  минимум
(чувствительность  реакции)

Калий

К+ 

В нейтральной или уксуснокислой среде:

1. Кобальтинитрит натрия Na3[Co(NO2)6] образует желтый  кристаллический осадок:

2K+ + Na+ + [Co(NO2)6]3- → K2Na[Co(NO2)6]

Микрокристаллоскопическая реакция с Na2Pb[Cu(NO2)6] – образуются черные кристаллы кубической формы (открываемый минимум - 0,15 µг К+; предельное  разбавление 1:7,5.104).

2. Окрашивает пламя в фиолетовый цвет.

Натрий  

Na+

1. Микрокристаллоскопическая реакция с цинкуранилацетатом  Zn(UO2)3(C2H3O2)8 – образуется зелетовато-желтый кристаллический осадок, имеющий форму тетраэдров или октаэдров; открываемый минимум - 12,5 µг Na+; предельное разбавление 1:5.103

Na++Zn(UO2)3(C2H3O2)8 + CH3COO- + 9H2O → NaZn(UO2)3(C2H3O2)9 .  9H2O

2. Окрашивание пламени – желтое

Аммоний  

NH4+

1. При действии щелочей при нагревании выделяется аммиак, который обнаруживают по характерному запаху, по посинению влажной лакмусовой бумаги или по почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли ртути (I). Чувствительность  реакции - 0,05 µг; предельное разбавление 1:106.

NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + H2O

(NH4+ + OH- → NH3 + H2O)

2. Реактив Несслера K2[HgI4] в щелочной среде образует оранжево-коричневый осадок; чувствительность реакции - 0,25 µг иона аммония; предельное разбавление 1:2.107 

Магний  

Mg2+

1. Магнезон–I (или Магнезон–II) в отсутствие NH4+ дают синее окрашивание; открываемый минимум  - 0,9 µг (или 0,2 µг соответственно).
2. Оксихинолин (при рН = 10 – 12) дает зеленовато-желтый кристаллический осадок  (чувствительность реакции - 0,1 µг иона магния)
3. Карбонаты щелочных металлов дают белый осадок карбоната магния, легко растворимый  в кислотах:
   Mg2+ + CO32- → MgCO3

Кальций

Са2+ 

1. Окрашивает пламя в кирпично-красный цвет.
2. Щавелевокислый аммоний (оксалат аммония) в уксуснокислом растворе образует белый кристаллический осадок (в отсутствие Ва2+ и Sr2+); чувствительность – 1 µг Са2+

CaCl2 + (NH4)2C2O4 → 2NH4Cl + CaC2O4

(Сa2+ + C2O42- → CaC2O4)

3. Микрокристаллоскопическая реакция с H2SO4: характерная форма кристаллов в виде длинных игл или пластинок  (чувствительность -  0,1 µг  Са 2+)

Барий  

Ва2+ 

1. В уксуснокислой среде хромат калия  К2СrО4  или  К2Cr2O7 + CH3COONa  дают  ярко-желтый осадок  хромата бария.
2. Серная кислота и ее соли  образуют  белый кристаллический осадок сульфата бария, нерастворимого в кислотах и щелочах:

     Ba2+ + SO4 2- → BaSO4

(Открываемый минимум - 0,4 µг; предельное разбавление 1:1,25.105).
Гипсовая вода (насыщенный раствор СаSO4) с Ва2+ на холоде вызывает медленное образование осадка (тогда как для ее взаимодействия с ионами Sr2+ требуется  нагревание).

3. Окрашивает пламя в желто-зеленый цвет.

Алюминий  

Al3+

1. Гидроксиды щелочных металлов образуют белый студенистый осадок Al(OH)3, растворимый в кислотах с образованием соли соответствующей кислоты; он также растворим в растворах щелочей с образованием комплексных ионов [Al(OH)4]-:

Al3+ + 3OH- → Al(OH)3         Al(OH)3 + OH- → [Al(OH)4]-

(Гидроксид алюминия проявляет амфотерные свойства)

В отличие от гидроксида цинка, Al(OH)3 не растворяется в NH4OH.

2. Прокаливание гидроксида алюминия с солью кобальта дает синее  окрашивание  (“тенарову синь” - Со(AlO2)2).
3. Оксихинолин дает желтый осадок; Ализарин красный S, Хинализарин или Алюминон - красные осадки.       

Хром

Cr 3+

1. Окислители (например, перманганат калия, пероксид водорода, бромная вода)  превращают зеленые или фиолетовые соединения хрома (III) в соединения хрома (VI)- хроматы СrO42- (желтого цвета) в щелочной среде или дихроматы  Cr2O72- (оранжевого цвета) в кислой среде.
2. Гидроксиды щелочных металлов образуют серо-голубой осадок Сr(OH)3, проявляющий амфотерные свойства - растворяется в растворах кислот и в избытке щелочей и NH4OH.

Железо

Fe 3+

1. Гексацианоферрат (II) калия K4[Fe(CN)6] (желтая кровяная соль) образует темно-синий осадок берлинской лазури; чувствительность реакции 0,05 µг Fe3+, предельное разбавление 1:106:

4K4[Fe(CN)6] + 4Fe3+ → 12К+ + 4КFeIII[FeII(CN)6]   (а)

2. Гидроксиды щелочных металлов и NH4OH образуют гидроксид железа (III)  красно-бурого цвета, растворимый в кислотах и нерастворимый в избытке щелочей (отличие от гидроксидов алюминия и хрома). Открываемый минимум - 10 µг железа; предельное разбавление 1:1,6.105.

Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3

3. Роданид калия или аммония вызывает кроваво-красное окрашивание раствора

FeCl3 + 3NH4SCN ↔ 3NH4Cl + Fe(SCN)3

Открываемый минимум - 0,25 µг, предельное разбавление – 1:2.105

Железо

Fe2+

1. Гексацианоферрат (III) калия K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль) образует темно-синий осадок турнбулевой сини; чувствительность реакции 0,1 µг железа, предельное разбавление 1:5.107 

3K3[Fe(CN)6] + 3Fe2+ → 3KFeII[FeIII(CN)6] + 6K+   (б)

Недавно было установлено, что берлинская лазурь и турнбулева синь – это одно и то же вещество, т.к. комплексы, образующиеся в реакциях (а) и (б)  находятся  между собой  в равновесии:

KFeIII[FeII(CN)6] ↔ KFeII[FeIII(CN)6]

(В разделе “Железо и его соединения” упомянутые выше реакции (а) и (б)  приведены  в традиционной старой записи).

Цинк

Zn2+

1. Гидроксиды щелочных металлов образуют белый амфотерный осадок  Zn(OH)2, который растворим в NH4OH c образованием комплексных соединений:

Zn2+ + 2OH- → Zn(OH)2        Zn(OH)2 + 4NH3 → [Zn(NH3)4](OH)2

При прокаливании гидроксида цинка с соединениями кобальта образуется  окрашенная в зеленый цвет масса - “ринманова зелень”, представляющая собой цинкат кобальта СоZnO2.

2. H2S при рН = 2,2 дает белый осадок ZnS

Никель

Ni2+

1. Гидроксид натрия образует бледно-зеленый студенистый осадок Ni(OH)2; открываемый минимум - 300 µг никеля, предельное разбавление 1:3.105. Осадок растворим в кислотах и в NH4OH и нерастворим в избытке щелочи.
2. Сероводород не осаждает NiS из сильнокислых растворов; черный осадок сульфида никеля образуется только при рН 4 – 5.

3. Диметилглиоксим (реактив Чугаева) образует красно-фиолетовый осадок; открываемый минимум - 0,5 µг никеля, предельное разбавление 1:1.106.    

Серебро

Ag+

1. Соляная кислота дает белый творожистый осадок, растворимый в аммиаке, при подкислении HNO3 аммиачного раствора снова выпадает белый осадок; чувствительность реакции - 0,01 µг Ag+, предельное разбавление 1:105.

Ag+ + Cl- → AgCl

AgCl + 2NH4OH → [Ag(NH3)2]+ + Cl- + 2H2O

 [Ag(NH3)2]+ + Cl- + 2H+ → AgCl + 2NH4+

2. Сероводород осаждает черный сульфид серебра; открываемый минимум - 1 µг серебра, предельное разбавление 1:5.106.

Медь

Cu2+ 

1. Растворы солей Сu2+ окрашены в голубой цвет; Cu2+ окрашивает пламя в зеленый цвет.
2. Сероводород образует черный осадок сульфида меди CuS; открываемый минимум - 1 µг меди, предельное разбавление 1:5.106. Осадок нерастворим в соляной и серной кислотах, но растворяется в горячей конц. НNO3.
3. Гидроксиды щелочных металлов осаждают  голубой  осадок  Сu(OH)2, который при нагревании дегидратируется и превращается в черный осадок оксида меди CuO:

Cu2+ + 2OH- → Cu(OH)2       Cu(OH)2 → CuO + H2O

Открываемый минимум - 80 µг меди, предельное разбавление 1:5.104.
Гидроксид меди растворяется в концентрированных растворах аммиака, образуя аммиакат меди интенсивно синего цвета (реактив Швейцера; растворяет целлюлозу):

Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+ + 2OH-

Анион

Реактив, уравнение реакции, признаки присутствия данного аниона,  открываемый  минимум
(чувствительность  реакции)

F- 

1. AgNO3 не образует осадка, т.к. фторид серебра растворим в воде (в отличие от других галогенидов серебра).
2. Хлорид кальция дает белый осадок фторида кальция.

Cl- 

1. В азотнокислой среде AgNO3 дает белый осадок, растворимый в NH4OH. Открываемый минимум - 1 µг Cl-, предельное разбавление  1:105.

Br- 

1. В азотнокислой среде AgNO3 образует светло-желтый осадок. Чувствительность реакции - 20 µг  Br -, предельное разбавление 1:2.105.
2. Хлорная вода окисляет бромид-анион до свободного брома, который окрашивает органический растворитель в соломенно-желтый цвет. Фуксин, обесцвеченный гидросульфитом, окрашивается свободным бромом в синий цвет. Чувствительность реакции 50 µг Br-. 2Br- + Cl2 → 2Cl- + Br2

I-

1. Нитрат серебра образует темно-желтый осадок AgI, нерастворимый в растворах HNO3, и NH4OH (в отличие от хлоридов и бромидов серебра, растворимых в аммиаке).
2. Хлорная вода окисляет йодид-анион до йода: 2I- + Cl2 → I2 + 2Cl-
3. Открываемый минимум - 40 µг I-; предельное разбавление 1:2,5.104 Выделившийся йод можно открыть с помощью крахмала, который окрашивается йодом в синий цвет, или взбалтывая раствор с органическим растворителем, который приобретает красновато-фиолетовую окраску. При прибавлении избытка хлорной воды окраска исчезает, т.к. свободный йод окисляется до бесцветной йодноватой кислоты:

I2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HIO3 + 10H+ + 10Cl- 

Другие окислители (перманганат калия, дихромат калия и др.) в кислом растворе также окисляют йодид-анион до йода:

Cr2O7 2- + 2I- + 14H+ → 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O

2MnO4- + 10I- + 16H+ → 2Mn2+ + 5I2 + 8H2O

S2-

1. Хлористоводородная и др. кислоты при взаимодействии с сульфидами  выделяют  сероводород, который имеет запах тухлых яиц:

S2- + 2H+ → H2S

2. Сульфид-анион с катионами многих тяжелых металлов образует разноцветные осадки: ZnS (белый), CdS (желтый), CuS, PbS, NiS (черный), HgS (красный) и др.
3. Нитропруссид натрия в щелочном растворе дает красно-фиолетовое окрашивание.

SO32-

1. Йодная  вода или раствор перманганата калия обесцвечивается.
2. Разбавленные минеральные кислоты выделяют сернистый газ SO2, который обесцвечивает  раствор KMnO4  или йода.

SO42-

1. Хлорид  бария  дает  белый осадок, нерастворимый в HNO3:

Ba2+ + SO42- → BaSO4

CO32-

1. Минеральные кислоты разлагают карбонаты (и гидрокарбонаты) с образованием углекислого газа СO2, который с известковой водой образует белый осадок:

CO32- + 2H+ → H2O + CO2           Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3

SiO32-

1. Минеральные кислоты выделяют гель кремниевой кислоты

СН3СОО-

1. При растирании в ступке уксуснокислой соли с гидросульфатом калия появляется характерный запах уксусной кислоты (сильная кислота вытесняет из соли слабую):

CH3COOK + KHSO4 → CH3COOH + K2SO4

2. Хлорид железа (III) дает на холоде интенсивно-красное окрашивание (вследствие гидролиза до основной соли), при нагревании бурый осадок (образуется конечный продукт гидролиза - гидроксид железа (III)).
3. Этиловый спирт (в присутствии конц. Н2SO4) образует сложной эфир, имеющий специфический фруктовый запах.

Li

Cs

K

Ba

Ca

Na

Mg

Al

Zn

Fe

Co

Ni

Sn

Pb

H2

Cu

Ag

Hg

Pt

Au

-3,04

-3,01

-2,92

-2,90

-2,87

-2,71

-2,36

-1,66

-0,76

-0,44

-0,28

-0,25

-0,14

-0,13

0

+0,34

+0,80

+0,85

+1,28

+1,5

Li+

Cs +

K+

Ba2+

Ca2+

Na+

Mg2+

Al3+

Zn2+

Fe2+

Co2+

Ni2+

Sn2+

Pb2+

2 H

Cu2+

Ag+

Hg2+

Pt2+

Au3+

Восстановительная активность металлов (свойство отдавать электроны) уменьшается, а окислительная способность их катионов (свойство присоединять электроны) увеличивается в указанном ряду слева направо.

Li

Cs

K

Ba

Ca

Na

Mg

Al

Zn

Fe

Co

Ni

Sn

Pb

H2

Cu

Ag

Hg

Pt

Au

-3,04

-3,01

-2,92

-2,90

-2,87

-2,71

-2,36

-1,66

-0,76

-0,44

-0,28

-0,25

-0,14

-0,13

0

+0,34

+0,80

+0,85

+1,28

+1,5

Li+

Cs +

K+

Ba2+

Ca2+

Na+

Mg2+

Al3+

Zn2+

Fe2+

Co2+

Ni2+

Sn2+

Pb2+

2 H

Cu2+

Ag+

Hg2+

Pt2+

Au3+

Восстановительная активность металлов (свойство отдавать электроны) уменьшается, а окислительная способность их катионов (свойство присоединять электроны) увеличивается в указанном ряду слева направо.

S2-, I-, Br-, Cl-

Xn- – ne → X0

OH-

4OH- – 4e → O2 + 2H2O

NO3-, CO32-, SO42-, PO43-

2H2O – 4e → O2 + 4H+

S2-, I-, Br-, Cl-, OH-, SO42-, NO3-, CO32-, PO43-, MnO4-, F-

%

H2SO4

HNO3

HCl

KOH

(при 15°С)

NaOH

NH4OH

2

1,012

1,009

1,008

1,016

1,021

0,990

4

1,025

1.020

1,018

1,033

1,043

0,981

6

1,038

1,031

1,028

1,048

1,065

0,973

8

1,052

1,043

1,038

1,065

1,087

0,965

10

1,066

1,054

1,047

1,082

1,109

0,958

12

1,080

1,066

1,057

1,100

1,131

0,950

14

1,095

1,078

1,068

1,118

1,153

0,943

16

1,109

1,090

1,078

1,137

1,175

0,936

18

1,124

1,103

1,088

1,156

1,197

0,930

20

1,139

1,115

1,098

1,176

1,219

0,923

22

1,155

1,128

1,108

1,196

1,241

0,916

24

1,170

1,140

1,119

1,217

1,263

0,910

26

1,186

1,153

1,129

1,240

1,285

0,904

28

1,202

1,167

1,139

1,263

1,306

0,898

30

1,219

1,180

1,149

1,286

1,328

0,892

32

1,235

1,193

1,159

1,310

1,349

34

1,252

1,207

1.169

1,334

1,370

36

1,268

1,221

1,179

1,358

1,390

38

1,284

1,234

1,189

1,384

1,410

40

1,303

1,246

1,411

1,430

42

1,321

1,259

1,437

1,449

44

1,338

1,272

1,460

1,469

46

1,357

1,285

1,485

1,487

48

1,376

1,298

1,511

1,507

50

1,395

1,310

1,538

1,525

52

1,415

1,322

1,564

54

1,435

1,334

1,590

56

1,456

1,345

1,616

58

1,477

1,356

60

1,498

1,367

62

1,520

1,377

64

1,542

1,387

66

1,565

1,396

68

1,587

1,405

70

1,611

1,413

72

1,634

1,422

74

1,657

1,430

76

1,681

1,438

78

1,704

1,445

80

1,727

1,452

82

1,749

1,459

84

1,769

1,466

86

1,787

1,472

88

1,802

1,477

90

1,814

1,483

92

1,824

1,487

94

1,832

1,491

96

1,835

1,495

98

1,837

1,501

100

1,838

1,513

Молекулярная формула

Название кислоты

Сила

Кислотный остаток и его заряд

Название солей

HCl

соляная или хлороводородная

сильная

-Cl-

хлориды

H2 S

сероводородная

слабая

-HS-

=S2 -

гидросульфиды

сульфиды

H2SO3

сернистая

слабая

-HSO3 -

=SO3 2 -

гидросульфиты

сульфиты

HNO3

азотная

сильная

-NO3 -

нитраты

H2SO4

серная

сильная

-H2SO4 -

=SO4 2 -

гидросульфаты

сульфаты

H2SiO3

кремниевая

слабая

=SiO3 2 -

силикаты

H2CO3

угольная

слабая

-HCO3 -

=CO3 2 -

гидрокарбониты

карбонаты

H3PO4

фосфорная

(ортофосфорная)

слабая

-H2PO4 -

=HPO4 2 -

=PO4 3 -

дигидрофосфаты

гидрофосфаты

фосфаты

CH3COOH

уксусная

слабая

CH3COOH-

ацетаты

HNO2

азотистая

слабая

-NO2 -

нитриты

Li+, K+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al 3+

2H2O + 2e → H2 + 2OH-

H+

2H+ + 2e → 2[H] → H2

Zn2+, Fe2+, Fe 3+, Ni2+, Sn2+, Pb2+, Cu2+, Hg2+, Ag+

Metn+ + ne → Met0

Название

Окраска  индикатора  в  среде

Кислая
[H+] > [OH-]
рН < 7

Нейтральная
[H+] = [OH-]
рН = 7

Щелочная
[OH-] > [H+]
рН > 7

Лакмус

красный

фиолетовый

синий

Фенолфталеин

бесцветный

бесцветный

малиновый

Метилоранж

розовый

оранжевый

желтый

Реакция
раствора

сильно-
кислая

слабо-
кислая

↓

слабо-
щелочная

сильно-
щелочная

←

нейтральная

→

Усиление кислотности среды

Усиление основности среды

Аминокислота

Сокращенное (трехбуквенное) название
аминокислотного остатка в
макромолекулах пептидов и белков.

Строение R

Алифатические

Глицин

Gly

H–

Аланин

Ala

CH3–

Валин*

Val

(CH3)2CH–

Лейцин*

Leu

(CH3)2CH–CH2–

Изолейцин*

IIe

CH3–CH2–CH–
               I
              CH3

Содержащие OH– группу

Серин

Ser

HO–CH2–

Треонин*

Thr

CH3–CH(OH)–

Содержащие COOH– группу

Аспарагиновая

Asp

HOOC–CH2–

Глутаминовая

Glu

HOOC–CH2–CH2–

Содержащие NH2CO– группу

Аспарагиновая

Asn

NH2CO–CH2–

Глутаминовая

Gln

NH2CO–CH2–CH2–

Содержащие NH2– группу

Лизин*

Lys

NH2–(CH2)3–CH2–

Аргинин

Arg

NH2–C–NH–(CH2)2–CH2–
        II
       NH

Серусодержащие

Цистеин

Cys

HS–CH2–

Метионин*

Met

CH3–S–CH2–CH2–

Ароматические

Фенилаланин*

Phe

Тирозин

Tyr

Гетероциклические

Триптофан*

Trp

Гистидин

His

Иминокислота

Пролин

Pro