周期表の見方・化学結合、など

• 電子の｢殻｣の収容できる最大数が 2n² で表されること
• 元素の化学的性質は、｢最外殻電子｣の個数によって特徴付けられること

1. アルカリ金属(第1族のうち、非金属である水素を除いたもの)・・・(Na,Kなど)
2. アルカリ土類金属(第2族のうち、Caより原子番号が大きいもの)・・・(Ca,Baなど)
3. 遷移元素(第3族〜第11族、すべて金属元素)・・・(Fe,Cu,Ag,Cr,Mnなど)
4. 両性元素(金属／非金属の境界付近に分布、すべて金属元素)・・・(Al,Zn,Sn,Pb)
5. 非金属元素では、炭素(C)、窒素(N)、酸素(O)、ケイ素(Si)、リン(P)、硫黄(P)
   ハロゲン(第17族)・・・(F,Cl,Br,I)

• ｢第一イオン化エネルギー｣は最外殻電子1個を奪って、1価の陽イオンにするために外部から加えなければならないエネルギー。｢陽イオンになりにくい｣度合いを表す。周期表の右上ほど大きい。同一周期では希ガスが最大になる。最外殻が｢閉殻｣できわめて安定だからだ。
  
  
• ｢電子親和力｣は、電子を1個受け取って1価の陰イオンになるときに放出するエネルギー。｢陰イオンになりやすい」度合いを表す。周期表の右上ほど大きい。これも、周期表の右上ほど大きい。ただし、希ガスは含まない。最外殻が｢閉殻｣で安定だから、電子を放出することも受け取ることもない。したがって同一周期では｢ハロゲン｣が最大。
  
  
• ｢電気陰性度｣は、｢第一イオン化エネルギー｣と｢電子親和力｣の平均的な値。これも希ガスは含まない。
  
  

• 共有結合：非金属同士の結合。｢電子対｣の共有。
• イオン結合：非金属と金属の結合。電子の受け渡し、イオン間の静電引力。
• 金属結合：金属同士の結合。自由電子。

• 共有結合結晶：結晶のすべての部分が共有結合。ダイアモンド、二酸化ケイ素。｢巨大分子｣と呼ばれる。最も強力。
• イオン結晶：隣接する陽イオンと陰イオンが、静電引力により立体構造を作る。
• 金属結晶：金属陽イオンが互いの反発力のために、一定の距離を置いて並び、自由電子が互いにこれらを結合する。
• 分子結晶：共有結合によって形成された分子が、分子間力と呼ばれる(電荷の偏りに基づく)弱い力によって立体構造を作る。もっとも弱い。

化学反応の量的関係

• 気体反応の場合：「アボガドロの法則」
  
  

  常温・常圧(0°C、1気圧すなわち1013hPa)のもとでは、すべての気体はその種類にかかわらず、1モル当たり22.4lの体積を占める。

  
  
  
• 液体反応の場合・「濃度」の定義・質量パーセント濃度[%]と体積モル濃度[mol/l]
  
  

  質量パーセント濃度[%]＝ 溶質[g] ×100 ――――― 溶液[g]

  
  
  • gは｢質量｣の単位、molは｢物質量｣の単位。この二つを結びつけるのが、｢モル質量(分子量・式量)｣
  • gは｢質量｣の単位、lは｢体積｣の単位。この二つを結びつけるのが、｢密度｣
    ｢密度｣は通常、g/cm³の単位で表される。1cm³=1ml=10^-3l
  
  

  体積モル濃度[mol/l]＝ 溶質[mol] ――――― 溶液[l]

  
  
  

1. ｢酸化数｣の変化しない、(広い意味での)｢酸・塩基反応｣
2. ｢酸化数｣の変化する、｢酸化・還元反応｣

• ｢酸・塩基反応｣のうちの代表的な｢中和反応｣では、
  酸が放出した水素イオン(オキソニウムイオン)(H⁺)と、塩基が放出した水酸化物イオン(OH^-)が1モルずつ結合し、水(H₂O)1モルが発生することで完了する。
  
  H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2-  ・・・(1)(酸)
  NaOH → Na⁺ + OH^-    ・・・(2)(塩基)
  
  ｢過不足なく｣反応するには、(2)式を2倍してから(1)式と加えなければならない。
  だから、｢2価の酸・硫酸1モルと1価の塩基・水酸化ナトリウム2モルで中和する｣ことになる。
  
  H₂SO₄ + 2NaOH → 2H₂O + Na₂SO₄  ・・・(1)+(2)×2
  
  
• ｢酸化・還元反応｣では、こんなに単純ではない。
  還元剤が放出した電子(e^-)を、酸化剤が受け取ることによって、酸化還元反応は｢過不足なく｣完了する。
  何モルの電子がやり取りされるかは、それぞれの還元剤・酸化剤の性質によって異なる。反応の前後の｢酸化数｣の変化を調べてそれを明らかにしなければならない。
  例えば、過マンガン酸カリウムという酸化剤とシュウ酸という還元剤の反応式は、次のようになる。
  
  2KMnO₄+3H₂SO₄+5H₂C₂O₄→2MnSO₄+K₂SO₄+8H₂O+10CO₂
  
  
• ここでは、もう少し簡単に｢係数比較｣ができてしまう反応式についてみてみよう。
  化学反応の前後では、どの元素もその総量は｢増えもせず、減りもせず｣、変化していないこと、すなわち｢質量保存則｣を利用する。
  
  
  • [例1]炭酸水素ナトリウムの加熱分解(｢酸化還元反応｣ではない反応)
     NaHCO₃ →  Na₂CO₃ +   H₂O +  CO₂
    炭酸水素ナトリウムを加熱すると、炭酸ナトリウム、水、二酸化炭素、の3つの物質が得られることは、知っていなければならない。
    その上で、左辺と右辺の各構成元素についてその数が等しいという等式を立てる。
    左辺の係数を1、右辺の係数をそれぞれ、x,y,zとすれば、
    

    	左辺	右辺
    Na	1	2x
    C	1	x+z
    H	1	2y
    O	3	3x+y+2z

    こうして、x = y = z = が得られた。
    
  • [例2]有機化合物の燃焼(｢酸化還元反応｣)
    炭素、水素、酸素のみでできている有機化合物を完全燃焼させると、二酸化炭素と水のみになる。
    このように、生成物の形がはっきりわかっているときは、酸化還元反応であっても、上のようなやり方を用いることが出来る。
    
    エタノール(CH₃-CH₂-OH)の燃焼について考える。
     C₂H₆O +  O₂ →  CO₂ +   H₂O 
    係数を左から順に、1,x,y,zとすれば、
    

    	左辺	右辺
    C	2	y
    H	6	2z
    O	1+2x	2y+z

    こうして、x = 3, y = 2, z = 3 が得られた。
    
    
    

熱化学

酸・塩基反応

• 酸：水溶液中で電離し、水素イオンH⁺(オキソニウムイオンH₃O⁺)を、放出する物質。
  塩酸：HCl→H⁺+Cl^-(HCl+H₂O→H₃O⁺+Cl^-)
  硫酸：H₂SO₄→2H⁺+SO₄^2-(H₂SO₄+2H₂O→2H₃O⁺+SO₄^2-)
  硝酸：HNO₃→H⁺+NO₃^-(HNO₃+H₂O→H₃O⁺+NO₃^-)
  酢酸：CH₃COOHH⁺+CH₃COO^-(CH₃COOH+H₂OH₃O⁺+CH₃COO^-)
  硫化水素：H₂SH⁺+HS^-2H⁺+S^2-
  二酸化炭素：CO₂+H₂OH⁺+HCO₃^-2H⁺+CO₃^2-
  
  
• 塩基：水溶液中で電離し、水酸化物イオンOH^-を、放出する物質。
  水酸化ナトリウム:NaOH→Na⁺+OH^-
  水酸化カリウム:KOH→K⁺+OH^-
  水酸化カルシウム:Ca(OH)₂→Ca²⁺+2OH^-
  水酸化バリウム:Ba(OH)₂→Ba²⁺+2OH^-
  アンモニア:NH₃+H₂ONH₄⁺+OH^-

• ｢酸｣とは「プロトンH⁺」を供与するものである。
• ｢塩基｣とは「プロトンH⁺」を受容するものである。
  この定義に従えば、
  HCl+H₂O→H₃O⁺+Cl^-
  (HClはH₂Oに｢プロトン｣を供与したから、｢酸｣である。H₂OはHClから｢プロトン｣を受容したから、｢塩基｣である。)
  H₃O⁺+Cl^-→HCl+H₂O (H₃O⁺はCl^-に｢プロトン｣を供与したから、｢酸｣である。Cl^-はH₃O⁺から｢プロトン｣を受容したから、｢塩基｣である。)
  ｢酸｣HClに対してCl^-をその｢共役塩基｣、｢塩基｣H₂Oに対してH₃O⁺をその｢共役酸｣と呼ぶ。
  NH₃+H₂O→NH₄⁺+OH^-
  (NH₃はH₂Oから｢プロトン｣を受容したから、｢塩基｣である。H₂OはNH₃に｢プロトン｣を供与したから、｢酸｣である。)
  NH₄⁺+OH^-→NH₃+H₂O
  (OH^-はNH₄⁺から｢プロトン｣を受容したから、｢塩基｣である。NH₄⁺はOH^-に｢プロトン｣を供与したから、｢酸｣である。)
  ｢塩基｣NH₃に対してNH₄⁺をその｢共役酸｣、｢酸｣H₂Oに対してOH^-をその｢共役塩基｣と呼ぶ。

• 0.1(mol/l)の塩酸HClのpHは、
  電離度が1であるとすると、溶液中の水素イオン濃度も0.1(mol/l)であるから、
  pH=-log₁₀(0.1)=1
  
  
• 0.1(mol/l)の水酸化バリウム水溶液Ba(OH)₂のpHは、
  電離度が1であるとすると、溶液中の水酸化物イオン濃度は0.2(mol/l)であるから、
  [H⁺]=10^-14/[OH^-]=10^-14/0.2
  pH=-log₁₀(10^-14/0.2)=13+log₁₀213.3
  
  
• 弱酸･弱塩基のpH
  0.1(mol/l)の酢酸のpHを求める。電離度αをα=0.01とすれば、「電離平衡」に達した状態の水素イオン濃度はcαであるから、
  [H⁺]=cα=0.1×0.01=10^-3
  pH=-log₁₀[H⁺]=-log₁₀(cα)=-log₁₀(10^-3)=3

  	CH3COOH		H+	+	CH3COO-
  電離前	c		0		0
  電離	cα		cα		cα
  ------------	------------		------------		------------
  電離後	c(1-α)		cα		cα

• 強酸・強塩基塩(例えば、NaCl)
  
  塩化ナトリウム(NaCl)は、水に溶けやすく、水溶液中で完全に電離する。
  NaCl→Na⁺+Cl^-
  
  ここで、塩酸は強酸であるから、次の電離式は、大きく｢右｣に偏っており、塩化物イオンが、水溶液中に少量存在する水素イオンと出会っても、左向きの反応が進行して、塩酸分子が生じることはない。
  HCl→H⁺+Cl^-
  
  また、水酸化ナトリウムは強塩基であるから、次の電離式は、大きく｢右｣に偏っており、ナトリウムイオンが、水溶液中に少量存在する水酸化物イオンと出会っても、左向きの反応が進行して、水酸化ナトリウムというイオン対が生じることはない。
  NaOH→Na⁺+OH^-
  
  この結果、水素イオンも、水酸化物イオンも消費されず、水素イオン濃度、水酸化物イオン濃度は、溶媒である水と同じままであり、この水溶液は、中性を示す。
  
  
• 強酸・弱塩基塩(例えば、NH₄Cl)
  
  塩化アンモニウム(NH₄Cl)は、水に溶けやすく、水溶液中で完全に電離する。
  NH₄Cl→NH₄⁺+Cl^-
  したがって、水溶液中には大量のアンモニウムイオン(NH₄⁺)と塩化物イオン(Cl^-)が存在することになる。
  
  一方、塩酸は強酸であるから、次の電離式は、大きく｢右｣に偏っており、塩化物イオンが、水溶液中に少量存在する水素イオンと出会っても、左向きの反応が進行して、塩酸分子が生じることはない。
  HCl→H⁺+Cl^-
  
  ところが、アンモニアは弱塩基であるから、電離度が小さく、大量のアンモニウムイオンが存在する状態は「安定」とは言えず、水溶液中にわずかに存在する水酸化物イオンとただちに結合して（左向きの反応が進行して）、アンモニアを生成する。
  NH₃+H₂ONH₄⁺+OH^-
  
  この結果、水素イオンは消費されず、水酸化物イオンは消費され、いかなる水溶液においても、水素イオン濃度と水酸化物イオン濃度は反比例の関係にあるから、水素イオン濃度のほうが水酸化物イオン濃度より大きくなることになり、この水溶液は、酸性を示す。
  
  
• 弱酸・強塩基塩(例えば、CH₃COONa)
  
  酢酸ナトリウム(CH₃COONa)は、水に溶けやすく、水溶液中で完全に電離する。
  CH₃COONa→Na⁺+CH₃COO^-
  したがって、水溶液中には大量のナトリウムイオン(Na⁺)と酢酸イオン(CH₃COO^-)が存在することになる。
  
  一方、酢酸は弱酸であるから、電離度が小さく、大量の酢酸イオンが存在する状態は「安定」とは言えず、水溶液中にわずかに存在する水素イオンとただちに結合して（左向きの反応が進行して）、酢酸を生成する。
  CH₃COOHH⁺+CH₃COO^-
  
  ところが、水酸化ナトリウムは強塩基であるから、次の電離式は、大きく｢右｣に偏っており、ナトリウムイオンが、水溶液中に少量存在する水酸化物イオンと出会っても、左向きの反応が進行して、水酸化ナトリウムというイオン対が生じることはない。
  NaOH→Na⁺+OH^-
  
  この結果、水酸化物イオンは消費されず、水素イオンは消費され、いかなる水溶液においても、水素イオン濃度と水酸化物イオン濃度は反比例の関係にあるから、水酸化物イオン濃度のほうが水素イオン濃度より大きくなることになり、この水溶液は、塩基性を示す。
  
  
• 弱酸・弱塩基塩(例えば、CH₃COONH₄)
  
  酢酸アンモニウム(CH₃COONH₄)は、水に溶けやすく、水溶液中で完全に電離する。
  CH₃COONH₄→NH₄⁺+CH₃COO^-
  したがって、水溶液中には大量のアンモニウムイオン(NH₄⁺)と酢酸イオン(CH₃COO^-)が存在することになる。
  
  一方、酢酸は弱酸であるから、電離度が小さく、大量の酢酸イオンが存在する状態は「安定」とは言えず、水溶液中にわずかに存在する水素イオンとただちに結合して（左向きの反応が進行して）、酢酸を生成する。
  CH₃COOHH⁺+CH₃COO^-
  
  他方、アンモニアは弱塩基であるから、電離度が小さく、大量のアンモニウムイオンが存在する状態は「安定」とは言えず、水溶液中にわずかに存在する水酸化物イオンとただちに結合して（左向きの反応が進行して）、アンモニアを生成する。
  NH₃+H₂ONH₄⁺+OH^-
  
  この結果、水酸化物イオンも、水素イオンも消費されることになるが、その割合は、それぞれの弱酸、弱塩基の電離度によることになり、この種の塩の水溶液の液性は、一概には決められないことになる。
  
  
  
  
  
  
  
  
  

  塩の加水分解
  	強酸	弱酸
  強塩基	強酸強塩基塩 中性	弱酸強塩基塩 塩基性
  弱塩基	強酸弱塩基塩 酸性	弱酸弱塩基塩 一概には決められない

• 「強酸」と「強塩基」で中和を行った場合、中和完了後の水溶液は、「強酸強塩基塩」の水溶液となっている。
  したがって、中和完了点の液性は、「中性」である。
  
  
• 「強酸」と「弱塩基」で中和を行った場合、中和完了後の水溶液は、「強酸弱塩基塩」の水溶液となっている。
  したがって、中和完了点の液性は、「酸性」である。
  
  
• 「弱酸」と「強塩基」で中和を行った場合、中和完了後の水溶液は、「弱酸強塩基塩」の水溶液となっている。
  したがって、中和完了点の液性は、「塩基性」である。
  
  
• 「弱酸」と「弱塩基」で中和を行った場合、中和完了後の水溶液は、「弱酸弱塩基塩」の水溶液となっている。
  したがって、中和完了点の液性については、酸塩基の種類によって異なり、一概には言えない。

• pH指示薬の変色域
  • フェノールフタレイン：(無色)＜pH8.0〜9.8＜(赤)
  • メチルオレンジ：(赤)＜pH3.1〜4.4＜(黄)
  
  
• 強酸･強塩基の滴定では、中和の終点が｢中性｣、pH=7付近である。 フェノールフタレイン、メチルオレンジ、どちらも使用可。上図(3)
• 強酸･弱塩基の滴定では、中和の終点が｢酸性｣側に偏る(pH＜7)。 メチルオレンジのみ。上図(1)
• 弱酸･強塩基の滴定では、中和の終点が｢塩基性｣側に偏る(pH＞7)。 フェノールフタレインのみ。上図(2)

酸化還元反応

• 酸化還元の定義
  
  酸素と結合する反応を「酸化」と呼び、酸化物から酸素が奪われる反応を「還元」と呼んだ。熱と光の放射をともなう激しい｢酸化｣を｢燃焼｣と呼ぶ。
  2Cu+O₂→2CuO  「銅」が「酸化」された
  2CuO+C→2Cu+CO₂  「酸化銅」が「還元」された
  
  
• 酸化還元の定義の拡張(1)
  
  水素を奪われる反応を「酸化」と呼び、水素と結合する反応をも「還元」と呼ぶことにした。
  2H₂S+O₂→2S+2H₂O  ｢硫化水素｣が「酸化」された
  CuO+H₂→Cu+H₂O  ｢酸化銅｣が｢還元｣された
  
  
• 酸化還元の定義の拡張(2)
  
  酸化還元反応の本質は電子の授受にある。電子を失う反応を｢酸化｣呼び、電子を受け取る反応を｢還元｣と呼ぶ。
  Cu+Cl₂→CuCl₂
  ---------------
  Cu→Cu²⁺+2e^-  ｢銅｣が電子を失って｢銅の陽イオン｣になった(｢銅｣が｢酸化」された)
  Cl₂+2e^-→2Cl^-  ｢塩素分子｣が電子を受け取って｢塩素の陰イオン｣になった(｢塩素｣が｢還元」された)
  
  ｢酸素｣は、フッ素についで2番目に｢陰性｣が強い元素であるから、ほとんどの元素にとって、｢酸素と結合する｣ことは、｢酸素｣に電子を奪われることを意味する。
  逆に、｢水素｣は、非金属元素の中ではかなり｢陰性｣が弱い元素であるから、多くの非金属元素にとって、｢水素と結合する｣ことは、｢水素｣から電子を受け取ることを意味する。
  
  

  「酸化」される	「還元」される
  電子を失う    (e-は右辺)	電子を受け取る    (e-は左辺)
  酸化数が増加する	酸化数が減少する
  「還元剤」  (「酸化剤」にe-を与える)	「酸化剤」  (「還元剤」からe-を受け取る)
  ｢還元剤｣⇒  e-の流れ  ⇒「酸化剤」

• 酸化剤
  
  
  
  • 硫酸酸性過マンガン酸カリウム
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       MnO₄^-(+7)→Mn²⁺(+2)
    2. 電子の授受:マンガン原子1モル当たり酸化数が5減少しているから、5モルの電子を受け取ることになる。
       MnO₄^-+5e^-→Mn²⁺
    
    
  • 硫酸酸性ニクロム酸カリウム
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       Cr₂O₇^2-(+6)→2Cr³⁺(+3)
    2. 電子の授受:クロム原子1モル当たり酸化数が3減少しているから、2モルのクロム原子は対して6モルの電子を受け取ることになる。
       Cr₂O₇^2-+6e^-→2Cr³⁺
    
    
  • 濃硫酸
    
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       H₂SO₄(+6)→SO₂(+4)
    2. 電子の授受:硫黄原子1モル当たり酸化数が2減少しているから、2モルの電子を受け取ることになる。
       H₂SO₄+2e^-→SO₂
    
    
  • 希硝酸
    
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       HNO₃(+5)→NO(+2)
    2. 電子の授受:窒素原子1モル当たり酸化数が3減少しているから、3モルの電子を受け取ることになる。
       HNO₃+3e^-→NO
    
    
  • 濃硝酸
    
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       HNO₃(+5)→NO₂(+4)
    2. 電子の授受:窒素原子1モル当たり酸化数が1減少しているから、1モルの電子を受け取ることになる。
       HNO₃+e^-→NO₂
    
    
  • 過酸化水素
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       H₂O₂(-1)→2H₂O(-2)
    2. 電子の授受:酸素原子1モル当たり酸化数が1減少しているから、2モルの酸素原子に対して2モルの電子を受け取ることになる。
       H₂O₂+2e^-→2H₂O
       
    
    
  • 二酸化硫黄
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       SO₂(+4)→S(0)
    2. 電子の授受:硫黄原子1モル当たり酸化数が4減少しているから、4モルの電子を受け取ることになる。
       SO₂+4e^-→S
       
    
    
  • 塩素
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       Cl₂(0)→2Cl^-(-1)
    2. 電子の授受:塩素原子1モル当たり酸化数が1減少しているから、2モルの塩素原子に対して、2モルの電子を受け取ることになる。
       Cl₂+2e^-→2Cl^-
       
    
    
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
• 還元剤
  • シュウ酸
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       (COOH)₂→H₂C₂O₄(+3)→2CO₂(+4)
    2. 電子の授受:炭素原子1モル当たり酸化数が1増加しているから、2モルの炭素原子あたり2モルの電子を放出することになる。
       H₂C₂O₄→2CO₂+2e^-
    
    
  • 塩化スズ(�U)
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       Sn²⁺(+2)→Sn⁴⁺(+4)
    2. 電子の授受:スズイオン(�U)1モル当たり酸化数が2増加しているから、2モルの電子を放出することになる。
       Sn²⁺→Sn⁴⁺+2e^-
    
    
  • 硫化水素
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       H₂S(-2)→S(0)
    2. 電子の授受:硫黄原子1モル当たり酸化数が2増加しているから、2モルの電子を放出することになる。
       H₂S→S+2e^-
    
    
  • 過酸化水素
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       H₂O₂(-1)→O₂(0)
    2. 電子の授受:酸素原子1モル当たり酸化数が1増加しているから、2モルの酸素原子に対して2モルの電子を放出することになる。
       H₂O₂→O₂+2e^-
    
    
  • 二酸化硫黄
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       SO₂(+4)→SO₄^2-(+6)
    2. 電子の授受:硫黄原子1モル当たり酸化数が2増加しているから、2モルの電子を受け取ることになる。
       SO₂→SO₄^2-+2e^-

• ボルタ電池：(-)Zn｜H₂SO₄aq｜Cu(+)
  負極:Zn→Zn²⁺+2e^-
  正極:2H⁺+2e^-→H₂
  
  
• 燃料電池(リン酸を用いるもの)：(-)H₂｜H₃PO₄aq｜O₂(+)
  燃料電池(水酸化カリウムを用いるもの)：(-)H₂｜KOHaq｜O₂(+)
  負極:H₂→2H⁺+2e^-
  正極:O₂+4e^-+2H₂O→4OH^-
  
  
• 鉛蓄電池(2次電池)：(-)Pb｜H₂SO₄aq｜PbO₂(+)
  • 放電
    それぞれの極での半反応式は、

    ・負極	Pb		→	Pb2+	+2e-
    	(0)			(+2)
    ・正極	PbO2	+2e-+4H+	→	Pb2+	+2H2O
    	(+4)			(+2)

    
    全反応式は、
    Pb+PbO₂+4H⁺→2Pb⁺+2H₂O
    Pb+PbO₂+2H₂SO₄→2PbSO₄+2H₂O
    放電が進行するにつれ、それぞれの電極が溶解し、難溶性の塩であるPbSO₄が電極の表面に付着して電極反応が阻害され、かつ、硫酸の濃度が低下する、ことがわかる。
  • 充電
    外部の電源と接続して逆反応を起こすことにより、起電力を回復できる。
    2PbSO₄+2H₂O→Pb+PbO₂+2H₂SO₄
    
    

    鉛蓄電池

    2モルの電子が流れることで、 負極では、PbがPbSO4になり、 その質量は、SO42-の分(96g)だけ増加する。 正極では、PbO2がPbSO4になり、 その質量は、SO42-ひくO2の分(96-32=64g)だけ増加する。 電解液（希硫酸）は、その2モルが水になるから、濃度はうすくなる。

	陽極：電池の｢正極｣と接続された極板 電池の｢正極｣は、｢正の電荷｣を放出する。 実際には、｢電子｣という｢負の電荷｣を受け取る。 酸化数が減少する還元反応が生じている。 ｢陽極｣は電子を奪われる(酸化反応)
	陰極：電池の｢負極｣と接続された極板 電池の｢負極｣は、｢電子｣という｢負の電荷｣を放出する。 酸化数が増加する酸化反応が生じている。 ｢陰極｣は電子を供給される(還元反応)

• 陽極反応
  • 電池の正極に向かって電子が出て行く。
  • 陽極の極板は、電子が不足する。
  • 何かが、電子を補わなければならない。
  • ｢酸化反応｣が起こると、電子が放出される。電子を放出するのは｢還元剤｣である。
  • 電極の金属が溶けて陽イオンとなるとき、その金属は｢還元剤｣として働いている。
    
     電極が溶けるときは、電極の金属が｢還元剤｣となって、電子を供給する。
    • 電極が銅の場合    Cu → Cu²⁺ + 2e^-
        (2モルの電子の移動で、1モルの銅が溶ける)
    • 電極が銀の場合    Ag → Ag⁺ + e^-
        (1モルの電子の移動で、1モルの銀が溶ける)
    
    
  • 電極が溶けないときは、電解液に含まれる何かが、｢還元剤｣とならなければならない。
    
    
    
    
    
    酸素はフッ素を除くすべての元素より｢陰性｣が強い。｢陰性｣は、電子をひきつける力、すなわち｢酸化力｣である。
    塩素は、酸素より｢酸化力｣が小さい。
    O₂+4e^-+2H₂O→4OH^-・・・(1)
    O₂+4e^-+4H⁺→2H₂O・・・(1)'
    Cl₂+2e^-→2Cl^-・・・(2)
    ｢酸素｣が｢酸化剤｣として反応して｢水｣や｢水酸化物イオン｣になる反応((1)または(1)')の方が、｢塩素｣が｢酸化剤｣として反応して｢塩化物イオン｣になる反応((2))の方が、起こりにくい。
    ということは、逆に、｢水｣や｢水酸化物イオン｣が｢還元剤｣として反応して｢酸素｣になる反応の方が、｢塩化物イオン｣が｢酸化剤｣として反応して｢塩素｣になる反応の方が、起こりやすい。
    
     水溶液中に塩化物イオンがあるときは、これが｢還元剤｣となって、塩素が発生する。
        2Cl^- → Cl₂ + 2e^-
          (2モルの電子の移動で1モルの塩素が発生する)
    
    
  • 水溶液中に塩化物イオンがなければ、水または水酸化物イオンが、｢還元剤｣となって、酸素が発生する。
    
     水溶液中に塩化物イオンがなければ、酸素が発生する。
    • 中性・酸性溶液
          2H₂O → O₂ + 4e^- + 4H⁺
            (4モルの電子の移動で1モルの酸素が発生する)
      
    • 塩基性溶液
          4OH^- → O₂ + 4e^- + 2H₂O
            (4モルの電子の移動で1モルの酸素が発生する)
    
    
    
• 陰極反応
  • 電池の負極から電子を供給される。
  • 陰極の極板は、電子が過剰な状態になる。
  • 何かが、電子を消費しなければならない。
  • ｢還元反応｣が起こると、電子が消費される。電子を受け取るのは｢酸化剤｣である。
    
    
  • ところで、｢イオン化傾向｣というのは、金属単体について｢電子を放出して陽イオンになる傾向の強さ｣を並べたものであった。
    つまり、これは｢還元力｣の強さの順位のことだ。
    
    

    【大】 ← イオン化傾向(｢還元剤｣としての力) → 【小】

    イオン化傾向

    K

    Ca

    Na

    Mg

    Al

    Zn

    Fe

    Ni

    Sn

    Pb

    H2

    Cu

    Hg

    Ag

    Pt

    Au

    
    Na → Na⁺ + e^- ・・・(1)
    H₂ → 2H⁺ + 2e^-・・・(2)
    Ag → Ag⁺ + e^- ・・・(3)
    
    の3つを比較したときに、(1)＞(2)＞(3)の順に｢起こりやすい｣、
    すなわち、それぞれの式の左辺の物質の｢還元力｣は(1)＞(2)＞(3)の順位である。
    このことを裏から見れば、それぞれの式の右辺の｢イオン｣の｢酸化力｣は、この逆順、つまり、
    Ag⁺ ＞ H⁺ ＞ Na⁺ 
    と言える。水溶液中には｢水｣が必ずあるから、水素イオンまたはこれと酸化数の等しい水の単体が、かならず存在している。
    だから、陰極反応で何が｢酸化剤｣になるかは、水溶液中に｢水素よりイオン化傾向が小さい金属の陽イオンが存在するかどうか?｣で決まる。
    
     水溶液中に｢水素よりイオン化傾向が小さい金属の陽イオンが存在する｣ときは、これが｢酸化剤｣となって、その金属の単体が発生(析出)する。
    
    • 銅イオンがある場合
          Cu²⁺ + 2e^- → Cu
          (2モルの電子の移動で、1モルの銅が析出する)
    • 銀イオンがある場合
          Ag⁺ + e^- → Ag
          (1モルの電子の移動で、1モルの銀が析出する)
    
    
     水溶液中に｢水素よりイオン化傾向が小さい金属の陽イオンが存在しない｣ときは、水または水素イオンが、｢酸化剤｣となって、水素が発生する。
    • 酸性溶液
          2H⁺ + 2e^-   →   H₂
            (2モルの電子の移動で1モルの水素が発生する)
      
    • 中性・塩基性溶液
          2H₂O + 2e^- → H₂ + 2OH^-
            (2モルの電子の移動で1モルの水素が発生する)
    
    
    
• まとめ

[例]塩化ナトリウム水溶液(白金電極)
	陽極反応	陰極反応
	2Cl- → Cl2 + 2e-   流れた電子と発生した気体の物質量の比	2H2O + 2e-  → H2 + 2OH-  流れた電子と発生した気体の物質量の比

[1]希塩酸(白金電極)
	陽極反応	陰極反応

[2]希硫酸(白金電極)
	陽極反応	陰極反応

[3]水酸化ナトリウム水溶液(白金電極)
	陽極反応	陰極反応

[4]硫酸銅水溶液(白金電極)
	陽極反応	陰極反応

[5]硫酸銅水溶液(銅電極)
	陽極反応	陰極反応

[6]硝酸銀水溶液(白金電極)
	陽極反応	陰極反応

[7]硝酸銀水溶液(銀電極)
	陽極反応	陰極反応

• 酸化剤
  • 硫酸酸性過マンガン酸カリウム
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       MnO₄^-(+7)→Mn²⁺(+2)
    2. 電子の授受:マンガン原子1モル当たり酸化数が5減少しているから、5モルの電子を受け取ることになる。
       MnO₄^-+5e^-→Mn²⁺
    3. 電荷のつりあい:左辺の電荷の合計は-6、これに対して右辺は+2だから、左辺に+8の電荷が不足している。酸性状態で水素イオンH⁺が豊富に存在することから、これを左辺に加える。
       MnO₄^-+5e^-+8H⁺→Mn²⁺
    4. 物質のつりあい:左辺には右辺に比べて8モルの水素と4モルの酸素が過剰に存在している。そこで4モルの水を右辺に加える。
       MnO₄^-+5e^-+8H⁺→Mn²⁺+4H₂O
  • 硫酸酸性2クロム酸カリウム
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       Cr₂O₇^2-(+6)→2Cr³⁺(+3)
    2. 電子の授受:クロム原子1モル当たり酸化数が3減少しているから、2モルのクロム原子は対して6モルの電子を受け取ることになる。
       Cr₂O₇^2-+6e^-→2Cr³⁺
    3. 電荷のつりあい:左辺の電荷の合計は-8、これに対して右辺は+6だから、左辺に+14の電荷が不足している。酸性状態で水素イオンH⁺が豊富に存在することから、これを左辺に加える。
       Cr₂O₇^2-+6e^-+14H⁺→2Cr³⁺
    4. 物質のつりあい:左辺には右辺に比べて14モルの水素と7モルの酸素が過剰に存在している。そこで7モルの水を右辺に加える。
       Cr₂O₇^2-+6e^-+14H⁺→2Cr³⁺+7H₂O
  • 濃硫酸
    H₂SO₄+2e^-+2H⁺→SO₂+2H₂O
  • 希硝酸
    HNO₃+3e^-+3H⁺→NO+2H₂O
  • 濃硝酸
    HNO₃^-+e^-+H⁺→NO₂+H₂O
  • 過酸化水素
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       H₂O₂(-1)→2H₂O(-2)
    2. 電子の授受:酸素原子1モル当たり酸化数が1減少しているから、2モルの酸素原子に対して2モルの電子を受け取ることになる。
       H₂O₂+2e^-→2H₂O
    3. 電荷のつりあい:左辺の電荷の合計は-2、これに対して右辺は0だから、左辺に+2の電荷が不足している。
       • 酸性状態で水素イオンH⁺が存在するときは、これを左辺に加える。
         H₂O₂+2e^-+2H⁺→2H₂O
       • 中性・塩基性状態では状態では水素イオンH⁺が存在していないので、水酸化物イオンOH^-を、右辺に加える。
         H₂O₂+2e^-→2H₂O+2OH^-
    4. 物質のつりあい
       • 酸性状態:すでにつりあっている。
         H₂O₂+2e^-+2H⁺→2H₂O
       • 中性・塩基性状態:右辺には左辺に比べて4モルの水素と2モルの酸素が過剰に存在している。そこで2モルの水を左辺に加える。
         H₂O₂+2e^-+2H₂O→2H₂O+2OH^-
         結局、以下のようになる。
         H₂O₂+2e^-→2OH^-
  • 二酸化硫黄
    SO₂+4e^-+4H⁺→S+2H₂O
  • オゾン
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数):｢酸化数｣の定義上、単体は0であるから、オゾン分子から酸素分子への変化を｢酸化数｣によっては表現できない。
       O₃(0)→O₂(0)
       O₃(0)→O₂(0)+H₂O(-2)
    2. 電子の授受
       O₃+2e^-→O₂+H₂O
    3. 電荷のつりあい
       O₃+2e^-+2H⁺→O₂+H₂O
    4. 物質のつりあい:すでにつりあっている。
  • 塩素
    Cl₂+2e^-→2Cl^-
• 還元剤
  • シュウ酸
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       (COOH)₂→H₂C₂O₄(+3)→2CO₂(+4)
    2. 電子の授受:炭素原子1モル当たり酸化数が1増加しているから、2モルの炭素原子あたり2モルの電子を放出することになる。
       H₂C₂O₄→2CO₂+2e^-
    3. 電荷のつりあい:左辺の電荷の0、これに対して右辺は-2だから、右辺に+2の電荷が不足している。シュウ酸は酸であるから、水素イオンH⁺が存在するので、2モルを右辺に加える。
       H₂C₂O₄→2CO₂+2e^-+2H⁺
    4. 物質のつりあい:すでにつりあっている。
  • 塩化スズ(�U)
    Sn²⁺→Sn⁴⁺+2e^-
  • 硫化水素
    H₂S→S+2e^-+2H⁺
  • 過酸化水素
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       H₂O₂(-1)→O₂(0)
    2. 電子の授受:酸素原子1モル当たり酸化数が1増加しているから、2モルの酸素原子に対して2モルの電子を放出することになる。
       H₂O₂→O₂+2e^-
    3. 電荷のつりあい:左辺の電荷の合計は0、これに対して右辺は-2だから、右辺に+2の電荷が不足している。
       • 中性・酸性状態では、水酸化物イオンOH^-は存在しないから、水素イオンH⁺を右辺に加える。
         H₂O₂→O₂+2e^-+2H⁺
       • 塩基性状態では状態では水酸化物イオンOH^-を、左辺に加える。
         H₂O₂+2OH^-→O₂+2e^-
    4. 物質のつりあい
       • 中性・酸性状態:すでにつりあっている。
         H₂O₂→O₂+2e^-+2H⁺
       • 塩基性状態:左辺には右辺に比べて4モルの水素と2モルの酸素が過剰に存在している。そこで2モルの水を右辺に加える。
         H₂O₂+2OH^-→O₂+2e^-+2H₂O
         
  • 二酸化硫黄
    SO₂+2H₂O→SO₄^2-+2e^-+4H⁺
    (酸化剤としての｢濃硫酸｣の逆反応である)
    1. 酸化数の変化(カッコ内は下線部の原子の酸化数)
       SO₂(+4)→SO₄^2-(+6)
    2. 電子の授受:硫黄原子1モル当たり酸化数が2増加しているから、2モルの電子を受け取ることになる。
       SO₂→SO₄^2-+2e^-
    3. 電荷のつりあい:左辺の電荷の合計は0、これに対して右辺は-4だから、右辺に+4の電荷が不足している。水素イオンH⁺を右辺に加える。
       SO₂→SO₄^2-+2e^-+4H⁺
    4. 物質のつりあい:右辺には左辺に比べて4モルの水素と2モルの酸素が過剰に存在している。そこで2モルの水を左辺に加える。
       SO₂+2H₂O→SO₄^2-+2e^-+4H⁺
• 酸化還元全反応式
  
  酸化剤･還元剤の間で電子が｢過不足なく｣やりとりされるように、二つの｢半反応式｣の係数を調節する。
  酸化還元反応には直接関与しない(酸化数変化のない)イオンを両辺に加える。
  [例]硫酸酸性過マンガン酸カリウムとシュウ酸
  

  MnO4-+5e-+8H+	→	Mn2++4H2O	(1)
  H2C2O4	→	2CO2+2e-+2H+	(2)
  --------------		---------------
  2MnO4-+10e-+16H+ +5H2C2O4	→	2Mn2++8H2O +10CO2+10e-+10H+	2×(1)+5×(2)
  --------------		---------------
  2MnO4-+6H++5H2C2O4	→	2Mn2++8H2O+10CO2	両辺に、2K+,3SO42-を加える
  2KMnO4+3H2SO4+5H2C2O4	→	2MnSO4+K2SO4+8H2O+10CO2

無機化合物・各論／周期表上の各グループとその性質

• 水と激しく反応して水素を発生し（酸化還元反応）、塩基性（アルカリ）の溶液となることから、この名前がある。
  Ca + 2H₂O → H₂ + Ca(OH)₂
  
  
• ナトリウムと、水･アルコール･フェノールとの反応
  
  2Na + 2H₂O → H₂ + 2NaOH
  
  2Na + 2CH₃-CH₂-OH → H₂ + 2CH₃-CH₂-ONa
  
  2Na + 2 → H₂ +  2

• 複数の酸化数を取るものが多い。
  
  最外殻だけでなく、内側の軌道の電子(d軌道電子)も脱落してイオンを作るためである。

  クロムCr	+3価:Cr3+ +6価:K2CrO4(クロム酸カリウム) +6価:K2Cr2O7(二クロム酸カリウム)
  マンガンMn	+2価:Mn2+ +4価:MnO2(二酸化マンガン) +7価:KMnO4(過マンガン酸カリウム)
  鉄Fe	+2価:Fe(OH)2(水酸化鉄(�U)) +3価:Fe(OH)3(水酸化鉄(�V))

  
  
• 有色のイオンが多い
  
  

  クロムCr	Cr3+:緑色 CrO42-(クロム酸イオン):黄色 Cr2O72-(二クロム酸イオン):赤橙色
  マンガンMn	Mn2+:淡桃色 MnO4-(過マンガン酸イオン):赤紫色
  鉄Fe	Fe2+:淡緑色 Fe3+:黄褐色
  銅Cu	Cu2+:青色 [Cu(NH3)4]2+(テトラアンミン銅(�U)イオン):深青色
  銀Ag	Ag+:無色 [Ag(NH3)2]+(ジアンミン銀(�T)イオン):無色

• [還元剤]Al(0)→Al³⁺(+3)+3e^-
• [酸化剤]2H⁺(+1)+2e^-→H₂(0)
• 2Al+6H⁺→2Al³⁺+3H₂
• 2Al+6H⁺+3SO₄^2-→2Al³⁺+3SO₄^2-+3H₂

• [還元剤]Zn(0)→Zn²⁺(+2)+2e^-
• [酸化剤]2H⁺(+1)+2e^-→H₂(0)
• Zn+2H⁺→Zn²⁺+H₂
• Zn+2H⁺+2Cl^-→Zn²⁺+2Cl^-+H₂

• [還元剤]Al→Al³⁺+3e^-
• [酸化剤]2H₂O+2e^-→H₂+2OH^-

• [還元剤]Zn→Zn²⁺+2e^-
• [酸化剤]2H₂O+2e^-→H₂+2OH^-

金属元素・非金属元素の酸化物・水酸化物/両性酸化物・両性水酸化物

• (1)アルカリ金属・アルカリ土類金属の酸化物は、水に溶け、水酸化物イオンOH^-を放出する。
  いずれも電離度はほぼ1であり、強塩基である。
  
  アルカリ金属
  
  
  アルカリ土類金属
  
  Na₂O+H₂O→2Na⁺+2OH^-
  K₂O+H₂O→2K⁺+2OH^-
  CaO+H₂O→Ca²⁺+2OH^-
  BaO+H₂O→Ba²⁺+2OH^-
  
  
• (2)金属酸化物は、「酸」と反応するから、「塩基」である（中和反応）。
  （アルカリ金属・アルカリ土類金属以外の金属の酸化物は、水には溶けない）
  
  CaO+2HCl→Ca²⁺+2Cl^-+H₂O
  CuO+H₂SO₄→Cu²⁺+SO₄^2-+H₂O
  
  [注意]イオン化傾向が水素Hより大きい金属は、希酸と反応する。これは「酸化還元反応」である。
  
  Ca+2HCl→Ca²⁺+2Cl^-+H₂
  • [還元剤]Ca(0)→Ca²⁺(+2)+2e^-
  • [酸化剤]2H⁺(1)+2e^-→H₂(0)
  • Ca+2H⁺→Ca²⁺+H₂
  • Ca+2H⁺+2Cl^-→Ca²⁺+2Cl^-+H₂
  
  
  
• (3)両性酸化物は、「酸」と反応するから、「塩基」である（中和反応）。
  （アルカリ金属・アルカリ土類金属以外の金属の酸化物は、水には溶けない）
  
  両性元素
  
  
  Al₂O₃+3H₂SO₄→2Al³⁺+3SO₄^2-+3H₂O
  ZnO+2HCl→Zn²⁺+2Cl^-+H₂O
  
  [注意]イオン化傾向が水素Hより大きい金属は、希酸と反応する。これは「酸化還元反応」である。
  
  2Al+3H₂SO₄→2Al³⁺+3SO₄^2-+3H₂
  • [還元剤]Al(0)→Al³⁺(+3)+3e^-
  • [酸化剤]2H⁺(+1)+2e^-→H₂(0)
  • 2Al+6H⁺→2Al³⁺+3H₂
  • 2Al+6H⁺+3SO₄^2-→2Al³⁺+3SO₄^2-+3H₂
  
  Zn+2HCl→Zn²⁺+2Cl^-+H₂
  • [還元剤]Zn(0)→Zn²⁺(+2)+2e^-
  • [酸化剤]2H⁺(+1)+2e^-→H₂(0)
  • Zn+2H⁺→Zn²⁺+H₂
  • Zn+2H⁺+2Cl^-→Zn²⁺+2Cl^-+H₂
  
  
  
• (4)両性酸化物は、「塩基」と反応するから、「酸」である（中和反応）。
  
  Al₂O₃+2NaOH+3H₂O→2Na⁺+2[Al(OH)₄]^-
  ZnO+2NaOH+H₂O→2Na⁺+[Zn(OH)₄]^2-
  [Al(OH)₄]^-:テトラヒドロキソアルミン酸イオン
  [Zn(OH)₄]^2-:テトラヒドロキソ亜鉛酸イオン
  
  [注意]両性元素の単体はは、塩基と反応する。これは「酸化還元反応」である。
  
  2Al+2NaOH+6H₂O→2Na⁺+2[Al(OH)₄]^-+3H₂
  Zn+2NaOH+2H₂O→2Na⁺+[Zn(OH)₄]^2-+H₂
  
  
• (5)非金属元素の酸化物は、水に溶けるものも溶けないものもあるが、水に溶けるものは電離して水素イオンH⁺（オキソニウムイオンH₃O⁺)を放出するから、「酸」である。
  
  

  非金属元素	酸化物	状態	水溶性・液性
  炭素(C)	CO	気体	不溶
  	CO2	気体	溶(弱酸性・炭酸)
  ケイ素(Si)	SiO2	固体(共有結合結晶)	不溶
  窒素(N)	NO	気体	不溶
  	NO2	気体(褐色)	溶(強酸性・硝酸)
  リン(P)	P2O5	固体(潮解性)	溶(弱酸性・リン酸)
  硫黄(S)	SO2	気体	溶(弱酸性・亜硫酸)
  	SO3	昇華性の個体	溶(強酸性・硫酸)

  
  CO₂+H₂O(2H₂CO₃)H⁺+HCO₃^-2H⁺+CO₃^2-（炭酸・弱酸）
  P₂O₅+3H₂O(2H₃PO₄)2H⁺+2H₂PO₄^-4H⁺+2HPO₄^-6H⁺+2PO₄^-（リン酸・弱酸）
  SO₂+H₂O(2H₂SO₃)H⁺+HSO₃^-2H⁺+SO₃^2-（亜硫酸・弱酸）
  SO₃+H₂O→(2H₂SO₄)→2H⁺+SO₄^2-（硫酸・強酸）
  
  ※硫酸・硝酸の工業的製法は、それぞれ「接触法」、「オストワルト法」と呼ばれる。この最終段階の反応は、それぞれ三酸化硫黄、二酸化窒素を水に溶かしているが、後者は単なる溶解ではなく、「酸化還元反応」である。
  
  
  • 「接触法」(硫酸)
    単体の硫黄 S や、｢黄鉄鉱 FeS₂｣を酸化して、硫酸が合成される。
    S → (酸化) → SO₂  → (酸化・触媒V₂O₅)→ SO₃ → (濃硫酸中の水に溶かす) → H₂SO₄
    
    五酸化二バナジウムV₂O₅を触媒として、二酸化硫黄を三酸化硫黄に酸化し、濃硫酸中の水と反応させる。
    2SO₂+O₂→2SO₃
    SO₃+H₂O→H₂SO₄
    
    
  • ｢オストワルト法」(硝酸)
    NH₃ → (酸化・白金触媒) → NO  → (酸化)→ NO₂ → (水との反応) → HNO₃
    
    白金触媒を用いてアンモニアを酸化し、一酸化窒素、さらに二酸化窒素を作る。二酸化窒素を水と反応させて硝酸を得る。
    4NH₃+5O₂→4NO+6H₂O
    2NO+O₂→2NO₂
    3NO₂+H₂O→2HNO₃+NO
    これは、ニ酸化窒素を単に水に溶解するのとは異なり、酸化還元反応である。ここで発生した一酸化窒素は再利用される。
  
  
  
• (6)非金属酸化物は、「塩基」と反応するから、「酸」である。
  
  
  • Ca(OH)₂+CO₂→CaCO₃↓+H₂O：石灰水に二酸化炭素を吹き込むと、沈殿ができる。
    CaCO₃↓+H₂O+CO₂→Ca(HCO₃)₂：しかし、さらに吹き込み続けると、沈殿が溶ける。
    
    
  • 二酸化ケイ素(SiO₂、ガラスの主成分)は、水には決して溶けないが、濃い水酸化ナトリウムには少し溶ける。
    水酸化ナトリウムをガラスビンに保存することはできるが、ガラス栓を用いるとすり合わせの部分のすりガラスが少し溶けて、ふたが開かなくなってしまう。したがってゴム栓を用いる。
  
  
  
• (7)アルカリ金属・アルカリ土類金属の水酸化物は、水に溶け、水酸化物イオンOH^-を放出する。
  いずれも電離度はほぼ1であり、強塩基である。
  
  NaOH→Na⁺+OH^-
  KOH→K⁺+OH^-
  Ca(OH)₂→Ca²⁺+2OH^-
  Ba(OH)₂→Ba²⁺+2OH^-
  
  
• (8)金属水酸化物は、「酸」と反応するから、「塩基」である（中和反応）。
  （アルカリ金属・アルカリ土類金属以外の金属イオンは、すべて、水酸化物イオンで沈殿を生じる。この沈殿が、酸で、溶ける。）
  
  Ca(OH)₂+2HCl→Ca²⁺+2Cl^-+2H₂O
  Cu(OH)₂+H₂SO₄→Cu²⁺+SO₄^2-+2H₂O
  
  
• (9)両性水酸化物は、「酸」と反応するから、「塩基」である（中和反応）。
  （アルカリ金属・アルカリ土類金属以外の金属イオンは、すべて、水酸化物イオンで沈殿を生じる。この沈殿が、酸で、溶ける。）
  
  2Al(OH)₃+3H₂SO₄→2Al³⁺+3SO₄^2-+6H₂O
  Zn(OH)₂+2HCl→Zn²⁺+2Cl^-+2H₂O
  
  
• (10)両性水酸化物は、「塩基」と反応するから、「酸」である（中和反応）。
  （アルカリ金属・アルカリ土類金属以外の金属イオンは、すべて、水酸化物イオンで沈殿を生じる。この沈殿が、「過剰」な水酸化物イオンで、溶ける。）
  
  Al(OH)₃+NaOH→Na⁺+[Al(OH)₄]^-
  Zn(OH)₂+2NaOH→2Na⁺+[Zn(OH)₄]^2-
  [Al(OH)₄]^-:テトラヒドロキソアルミン酸イオン
  [Zn(OH)₄]^2-:テトラヒドロキソ亜鉛酸イオン
  
  
• (11)「非金属の水酸化物」とは、「オキソ酸」のことである。

沈殿による金属イオンの分離

• 原則として、イオン化傾向の大きな金属は、沈殿を作りにくく、イオン化傾向の小さな金属は、沈殿を作りやすい。
  イオン性物質が、水に｢溶ける｣のは、極性の大きな水分子が、陽イオンを取り囲み、｢水和イオン｣を形成するからだ。
  
  
• 「アルカリ金属イオンK⁺,Na⁺」は一切沈殿しない（だから検出には炎色反応が必要）
  
  
• 「アルカリ土類金属イオンCa²⁺,Ba²⁺」は、硫酸イオン（SO₄^2-）、炭酸イオン（CO₃^2-）で沈殿
  
  
• 「アルカリ金属イオンK⁺,Na⁺」、「アルカリ土類金属イオンCa²⁺,Ba²⁺」以外の金属イオンは、水酸化物イオン（OH^-）で、沈殿する。
  
  
• 「両性元素のイオン（Al³⁺,Zn²⁺,Sn²⁺,Pb²⁺）」特有の問題・・・・・(ア)
  少量の塩基（OH^-）で沈殿を作るが、過剰の水酸化ナトリウムを加えると、沈殿が溶ける
  Al³⁺→Al(OH)₃↓→[Al(OH)₄]^-(テトラヒドロキソアルミン酸イオン)
  Zn²⁺→Zn(OH)₂↓→[Zn(OH)₄]^2-(テトラヒドロキソ亜鉛酸イオン)
  
  
• 「アンモニアの錯イオンを作る金属イオン（Ag⁺,Zn²⁺,Cu²⁺）」特有の問題・・・・・(イ)
  少量の塩基（OH^-）で沈殿を作るが、過剰のアンモニアを加えると、「錯イオン」を作って沈殿が溶ける
  Zn²⁺→Zn(OH)₂↓→[Zn(NH₃)₄]²⁺(テトラアンミン亜鉛(�U)イオン)
  Ag⁺→Ag₂O↓→[Ag(NH₃)₂]⁺(ジアンミン銀(�T)イオン)
  Cu²⁺→Cu(OH)₂↓→[Cu(NH₃)₄]²⁺(テトラアンミン銅(�U)イオン)
  
  
• (ア)(イ)を組み合わせると、複雑な問題が出来上がる
  

  	少量の塩基	過剰NaOH	過剰NH3
  Al3+	Al(OH)3↓	○	Al(OH)3↓
  Zn2+	Zn(OH)2↓	○	○
  Ag+	Ag2O↓	Ag2O↓	○
  Cu2+	Cu(OH)2↓	Cu(OH)2↓	○
  Fe2+	Fe(OH)2↓	Fe(OH)2↓	Fe(OH)2↓

  
  
  
• 「硫化物イオン（S^2-）」の沈殿にかかわる問題
  硫化水素は弱酸だから、水溶液中では以下の平衡にある。
  H₂S2H⁺+S^2-
  酸を加えると、H⁺が過剰になり、これを消費する左向きの反応が進行して、平衡が左に移動する。同時にS^2-の濃度も減少する。
  塩基を加えると、H⁺が消費されるので、これを補う右向きの反応が進行し、平衡が右に移動する。S^2-の濃度が増加する。
  
  したがって、酸性状態では、溶液中に少量の硫化物イオンしか存在しない。それでも、S^2-の沈殿を作るのは、もともとイオン化傾向が低く、そもそも沈殿を形成しやすいものばかりである。(PbS,Ag₂S,CuS)
  
  塩基性状態では、溶液中に大量の硫化物イオンが存在する。比較的沈殿を作りにくい、イオン化傾向の大きい金属のイオンも、沈殿し始める。(ZnS,FeS)
  
  硫化水素H₂S(-2)は、還元性があるから、水溶液中にFe³⁺が、存在していたとしてもまず、Fe²⁺に還元され、FeSとして沈殿する。
  
  
• クロム酸イオンとニクロム酸イオン
  酸性溶液中ではニクロム酸イオンCr₂O₇^2-、塩基性溶液中ではクロム酸イオンCrO₄^2-、として存在する。

  2CrO42-+2H+	→	Cr2O72-+H2O
  Cr2O72-+2OH-	→	2CrO42-+H2O

  これらの反応では、クロムの酸化数は両辺とも+6であり、｢酸化還元反応｣ではない。
  
  

  	少量の 塩基	過剰 NaOH	過剰 NH3	酸性 S2-	塩基性 S2-	CO32-	SO42-	Cl-	CrO42-
  Ca2+	○	○	○	○	○	CaCO3↓	CaSO4↓	○	○
  Ba2+	○	○	○	○	○	BaCO3↓	BaSO4↓	○	BaCrO4↓ 橙
  Al3+	Al(OH)3↓	○	Al(OH)3↓	○	○	○	○	○	○
  Zn2+	Zn(OH)2↓	○	○	○	ZnS↓	○	○	○	○
  Pb2+	Pb(OH)2↓	○	Pb(OH)2↓	PbS↓ 黒	PbS↓ 黒	○	PbSO4↓	PbCl2↓	PbCrO4↓ 黄
  Fe2+	Fe(OH)2↓ 淡緑	Fe(OH)2↓ 淡緑	Fe(OH)2↓ 淡緑	○	FeS↓ 黒	○	○	○	○
  Fe3+	Fe(OH)3↓ 赤褐	Fe(OH)3↓ 赤褐	Fe(OH)3↓ 赤褐	○	−	○	○	○	○
  Ag+	Ag2O↓ 褐	Ag2O↓ 褐	○	Ag2S↓ 黒	Ag2S↓ 黒	○	○	AgCl↓	Ag2CrO4↓ 赤褐
  Cu2+	Cu(OH)2↓ 淡青	Cu(OH)2↓ 淡青	○	CuS↓ 黒	CuS↓ 黒	○	○	○	○

  
  
  
• 沈殿の色について
  遷移元素以外の金属イオンの沈殿は、ほとんど「白色」である。クロム酸イオンの沈殿が「黄色」系であるのは、陰イオン中のクロム（遷移元素）の影響による。
  
  例外は硫化水素の沈殿で、これはほとんどが「黒色」であり、「白色」のZnSが例外である。

物質の製法(無機物質)

• 水素(H₂)
  • イオン化傾向が大きな金属(K,Ca,Na)に水を加える。
    [還元剤]Ca→Ca²⁺+2e^-
    [酸化剤]2H₂O+2e^-→H₂+2OH^-
    Ca+2H₂O→Ca(OH)₂+H₂
    
    
  • イオン化傾向が水素より大きい金属(Pbは除く)に希酸(HCl,H₂SO₄)を加える。
    [還元剤]Fe→Fe²⁺+2e^-
    [酸化剤]2H⁺+2e^-→H₂
    Fe+2H⁺→Fe²⁺+H₂
    Fe+H₂SO₄→FeSO₄+H₂
  
  
• 酸素(O₂)
  • 過酸化水素の分解、触媒として酸化マンガン(�W)MnO₂。
    [還元剤]H₂O₂→O₂+2e^-+2H⁺
    [酸化剤]H₂O₂+2e^-→2OH^-
    2H₂O₂→O₂+2H₂O
    
    
  • フッ素と水との反応。
    [還元剤]2H₂O→O₂+4e^-+4H⁺
    [酸化剤]F₂+2e^-→2F^-
    2H₂O+2F₂→O₂+4HF
  
  
• 塩素(Cl₂)
  • 濃塩酸の酸化マンガン(�W)MnO₂による酸化。
    [還元剤]2HCl→Cl₂+2e^-+2H⁺
    [酸化剤]MnO₂+2e^-+4H⁺→Mn²⁺+2H₂O
    4HCl+MnO₂→Cl₂+MnCl₂+2H₂O
    
    
  • 次亜塩素酸イオンを含むもの（さらし粉など）と塩酸との反応。
    [還元剤]2HCl→Cl₂+2e^-+2H⁺
    [酸化剤]2ClO^-+2e^-+4H⁺→Cl₂+2H₂O
    2HCl+2ClO^-+2H⁺→2Cl₂+2H₂O
    例えば、次亜塩素酸ナトリウムならば、
    4HCl+2NaClO→2Cl₂+2H₂O+2NaCl
    例えば、さらし粉(CaCl(ClO))ならば、
    4HCl+2CaCl(ClO)→2Cl₂+2H₂O+2CaCl₂
    
    
  
  
• 二酸化炭素(CO₂)
  • 炭酸水素ナトリウム(NaHCO₃)の加熱分解。
    2NaHCO₃→Na₂CO₃+H₂O+CO₂
    
    
  • 炭酸塩に、炭酸より強い酸（カルボン酸、塩酸など）を作用させる。
    NaHCO₃→Na⁺+HCO₃^-・・・(1)
    炭酸水素ナトリウムは完全に電離するので、水溶液中にはHCO₃^-が大量に存在する。
    酢酸(2)、二酸化炭素(3)はいずれも弱酸であるが、(2)のほうが｢やや強い｣、すなわち電離度が高いから、酢酸の電離によって生じた水素イオンとHCO₃^-が結合する(3)の左向きの反応が進行し、二酸化炭素が発生する(弱酸塩に強酸を作用させると、弱酸が遊離する)。
    CH₃COOHCH₃COO^-+H⁺・・・(2)
    CO₂+H₂OH⁺+HCO₃^-・・・(3)
    
    NaHCO₃+CH₃COOH→CH₃COONa+CO₂+H₂O
  
  
  
• 二酸化硫黄(SO₂)、一酸化窒素(NO)、ニ酸化窒素(NO₂)
  • 二酸化硫黄(SO₂)
    Cu,Agなどの金属に濃硫酸を作用させる。
    [還元剤]Cu→Cu²⁺+2e^-
    [酸化剤]H₂SO₄+2e^-+2H⁺→SO₂+2H₂O
    Cu+H₂SO₄+2H⁺→Cu²⁺+SO₂+2H₂O
    Cu+2H₂SO₄→CuSO₄+SO₂+2H₂O
    
    
  • 一酸化窒素(NO)
    Cu,Agなどの金属に希硝酸を作用させる。
    [還元剤]Cu→Cu²⁺+2e^-
    [酸化剤]HNO₃+3e^-+3H⁺→NO+2H₂O
    3Cu+2HNO₃+6H⁺→3Cu²⁺+2NO+4H₂O
    3Cu+8HNO₃→3Cu(NO₃)₂+2NO+4H₂O
    
    
    
  • ニ酸化窒素(NO₂)
    Cu,Agなどの金属に濃硝酸を作用させる。
    [還元剤]Cu→Cu²⁺+2e^-
    [酸化剤]HNO₃+e^-+H⁺→NO₂+H₂O
    Cu+2HNO₃+2H⁺→Cu²⁺+2NO₂+2H₂O
    Cu+4HNO₃→Cu(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O
    
    
  
  
• 塩酸(HCl)、フッ化水素(HF)
  
  これらの反応は、濃硫酸の「不揮発性」を利用している。
  
  

  濃硫酸の3つの性質 酸化性・脱水剤・不揮発性

  
  
  • 塩酸(HCl)：塩化ナトリウム(NaCl)に濃硫酸を加えて加熱。
    
    塩化ナトリウムは以下のように電離する。
    NaCl→Na⁺+Cl^-
    濃硫酸の電離度は低いから、それほど電離しないであろう。
    H₂SO₄H⁺+HSO₄^-
    これらを加熱すると、濃硫酸は｢不揮発性｣であり、熱エネルギーを受け取っても、気体となならない。液体中にあるイオンの組み合わせの中で、気体となってエネルギーを消費できるのは、HClだけであるから、これが気体となって出て行く。
    
    
  • フッ化水素(HF)：ホタル石(CaF₂)に濃硫酸を加えて加熱。
  
  
• 硫化水素(H₂S)
  
  
  • 硫化鉄(FeS)に強酸(HCl,H₂SO₄など)を加える (弱酸塩に強酸を作用させると、弱酸が遊離する)。
    FeS+2H⁺→Fe²⁺+H₂S
  
  
• アンモニア(NH₃)の製法
  
  
  • 塩化アンモニウム(NH₄Cl)に強塩基(NaOH,Ca(OH)₂など)を加える 。
    
    塩化アンモニウムは、完全に電離するので、水溶液中には、アンモニウムイオン(NH₄⁺)が大量に存在する。
    NH₄Cl→NH₄⁺+Cl^-・・・(1)
    水酸化ナトリウムは強塩基であるから、(2)の電離から大量の水酸化物イオンが生まれる。
    NaOH→Na⁺+OH^-・・・(2)
    アンモニアは弱塩基であるから、電離度が小さく、アンモニウムイオンと水酸化物イオンが結合する左向きの反応が進行し、アンモニアが発生する(弱塩基塩に強塩基を作用させると、弱塩基が遊離する)。
    NH₃+H₂ONH₄⁺+OH^-・・・(3)
    
    NH₄Cl+NaOH→NH₃+NaCl+H₂O
    
    
  • ｢ハーバー・ボッシュ法｣：気体の窒素と水素から直接アンモニアを合成する。
      N₂ + 3H₂ → 2NH₃
  
  
  
• 硫酸の製法・「接触法」
  単体の硫黄 S や、｢黄鉄鉱 FeS₂｣を酸化して、硫酸が合成される。
  S → (酸化) → SO₂  → (酸化・触媒V₂O₅)→ SO₃ → (濃硫酸中の水に溶かす) → H₂SO₄
  
  五酸化二バナジウムV₂O₅を触媒として、二酸化硫黄を三酸化硫黄に酸化し、濃硫酸中の水と反応させる。
  S+O₂→SO₂・・・(1)
  2SO₂+O₂→2SO₃・・・(2)
  SO₃+H₂O→H₂SO₄・・・(3)
  
  接触法の｢収率｣
  中間生成物であるSO₂,SO₃を消去する。
  (1)×2+(2)+(3)×2
  2S+3O₂+2H₂O→2H₂SO₄
  こうして1モルの硫黄から1モルの硫酸が得られることがわかった。
  
  
  
• 硝酸の製法・｢オストワルト法」
  NH₃ → (酸化・白金触媒) → NO  → (酸化)→ NO₂ → (水との反応) → HNO₃
  
  白金触媒を用いてアンモニアを酸化し、一酸化窒素、さらに二酸化窒素を作る。二酸化窒素を水と反応させて硝酸を得る。
  4NH₃+5O₂→4NO+6H₂O・・・(1)
  2NO+O₂→2NO₂・・・(2)
  3NO₂+H₂O→2HNO₃+NO・・・(3)
  これは、ニ酸化窒素を単に水に溶解するのとは異なり、酸化還元反応である。ここで発生した一酸化窒素は再利用される。
  
  オストワルト法の｢収率｣
  NOは、循環して用いられるので、まず、(2)(3)式からNO₂を消去する。
  (2)×3+(3)×2
  4NO+3O₂+2H₂O→4HNO₃・・・(4)
  (1)(4)式からNOを消去する。
  (1)+(4)
  4NH₃+8O₂→4HNO₃+4H₂O
  NH₃+2O₂→HNO₃+H₂O
  こうして、(NOの再利用が100％行われるならば)1モルのアンモニアから、1モルの硝酸が得られることがわかった。
  
  
• 水酸化ナトリウムの製法・「イオン交換膜法による、塩化ナトリウムの電気分解」
  
  陽極側の電解液には塩化ナトリウム飽和水溶液、陰極側の電解液には水を用い、これらを陽イオン交換膜(陽イオンは透過させるが、陰イオンは透過させない膜)で仕切る。両極ではそれぞれ次の反応が起こる。
  
  陽極：2Cl^-→Cl₂+2e^-
  陰極：2H₂O+2e^-→H₂+2OH^-
  
  陽極側の電解槽の塩化物イオンや陰極側の電解槽の水酸化物イオンは膜を通れないが、ナトリウムイオンは陽極側から陰極側に移動できる。
  
  陽極側から塩素の気体、陰極側の電解槽から、水酸化ナトリウムを得ることができる。
  
  
  
  
• 炭酸ナトリウムの製法・「アンモニア･ソーダ法」
  1. 塩化ナトリウム飽和溶液にアンモニアと二酸化炭素を吸収させる。これらのイオンの組み合わせの中で、最も溶解度の低い「炭酸水素ナトリウム」が沈殿する。（１）
  2. 石灰石（炭酸カルシウム）を加熱分解すると、酸化カルシウム（生石灰）と二酸化炭素が得られる。（２）
  3. 酸化カルシウムは水に溶けて、水酸化カルシウム（強塩基）となる。（３）
  4. （1）で生成した塩化アンモニウムに（強酸弱塩基塩）に水酸化カルシウム（強塩基）を作用させて、アンモニア（弱塩基）を回収し、再利用する。（４）
  5. 炭酸水素ナトリウムを加熱分解、炭酸ナトリウム、水、二酸化炭素が得られる。（５）
     
     NaCl→Na⁺+Cl^-
     NH₃+H₂ONH₄⁺+OH^-
     CO₂+H₂OH⁺+HCO₃^-
     
     NaCl+NH₃+CO₂+H₂ONaHCO₃+NH₄Cl・・・(1)
     CaCO₃→CaO+CO₂・・・(2)
     CaO+H₂O→Ca(OH)₂・・・(3)
     2NH₄Cl+Ca(OH)₂→2NH₃+2H₂O+CaCl₂・・・(4)
     2NaHCO₃→Na₂CO₃+H₂O+CO₂・・・(5)
     
     (1)×2+(2)+(3)+(4)+(5)
     2NaCl+CaCO₃→Na₂CO₃+CaCl₂
  
  
  
  
  
  

酸化還元反応を利用した金属の製法・精錬

• 酸化アルミニウムの融解塩電解
  
  イオン化傾向がHより大きい金属は、水溶液の電気分解では、決して取り出すことができない。これらの金属については、そのイオンを含む塩を、水を加えずに高温で融解し、電気分解を行って取り出す。これを｢融解塩電解｣と呼ぶ。
  
  アルミニウムは軽くて腐食に強く(酸化皮膜)、展性・延性に富み加工しやすい。
  アルミニウムは地殻中に、酸素、ケイ素についで多量に存在するが、ほとんどが酸化物、ケイ酸塩の形をとっており、イオン化傾向が大きいため、単体を取り出す方法がなく、現代にいたるまであまり利用されていなかった。
  
  アルミニウムの鉱石は｢ボーキサイト｣と呼ばれ、その主成分は酸化アルミニウムAl₂O₃(アルミナ)である。イオン化傾向の比較的高いアルミニウムが、濃硝酸などの強力な酸化剤にも溶けない(不動態)のは、酸化アルミニウムの皮膜が強力だからだ。
  このことからもわかるように、アルミナを融解するのは困難であったが、｢氷晶石(Na₃AlF₆)」に溶かし込むことが可能であることが発見され、これを用いた融解塩電解で大量生産が可能になった。しかし、融解塩電解は、大量の電力を消費するため、コストが大きい。アルミ製品のリサイクルがうまく機能しているのはこのためである。
  
  陽極(炭素)：3C+3O^2-→3CO+6e^-
  陰極(炭素)：2Al³⁺+6e^-→2Al
  ---------------------------------------------------------
  全反応：Al₂O₃+3C→2Al+3CO
  
  
  
  
  
  
  
  
• 鉄の製法
  
  鉄は地中に、主に「赤鉄鉱(Fe₂O₃)｣の形で存在している。
  これをまず｢高炉｣では一酸化炭素(CO)を用いて還元する。ここでできた鉄は不純物が多く、硬いがもろい。これを｢銑鉄｣という。
  次に、｢転炉｣では、高炉で生じた炭素などの不純物を酸化によって取り除く。こうしてできた鉄が｢鋼｣である。
  
  
  • 高炉での反応(赤鉄鉱→銑鉄)
    溶鉱炉(高炉）に赤鉄鉱、コークス(石炭を乾留して揮発成分を取り除いた固体)、石灰石(CaCO₃)を投入し、高温に加熱する。
    コークス(還元剤)、二酸化炭素(酸化剤)の反応により一酸化炭素が発生する。この反応は吸熱反応なので、高温では、右向きの反応が進行し(平衡が右に偏り)大量の一酸化炭素が得られる。
    C+CO₂→2CO
    この一酸化炭素を還元剤として、酸化鉄(�V)Fe₂O₃→四酸化三鉄Fe₃O₄→酸化鉄(�U)FeO→鉄(銑鉄)Fe、と順次還元される。
    3Fe₂O₃+CO→2Fe₃O₄+CO₂・・・(1)
    Fe₃O₄+CO→3FeO+CO₂・・・(2)
    FeO+CO→Fe+CO₂・・・(3)
    
    (1)+(2)×2+(3)×6
    3Fe₂O₃+9CO→6Fe+9CO₂
    
    一方、石灰石は、次のように熱分解する。
    CaCO₃→CaO+CO₂
    ここで発生した二酸化炭素は、コークスとともに一酸化炭素を生成する反応に用いられる。
    
    また、酸化カルシウム(生石灰)CaOは、赤鉄鉱に含まれる不純物、酸化アルミニウム(Al₂O₃)や二酸化ケイ素(SiO₂)を除去する役割を果たす。
    CaOは金属酸化物であるから「塩基」として機能し、非金属酸化物であるSiO₂や両性酸化物であるAl₂O₃は｢酸｣として機能し、中和反応が進行するが、同じ金属酸化物であるFe₂O₃,Fe₃O₄,FeOなどとは反応しないからである。
    
    
  • 転炉での反応(銑鉄→鋼)
    高炉での反応で、大量の炭素を用いているから、銑鉄には不純物として多くの炭素が含まれる。
    転炉では、銑鉄を高温で融解し、酸素を吹き込むことで炭素を酸化して、不純物の少ない鋼を得ている。

(3)(2)[金属の製法](1A-2005追)