高校化学 要点・解法ノート

着眼点「1種類の物質だけか」で判定。化学式が1つで書けるなら純物質。名前が「〜水」「〜酸（の水溶液）」「空気」なら疑う。

着眼点何の性質の差を使うか（粒の大きさ・沸点・溶解度・昇華性・溶媒への溶けやすさ・吸着のしやすさ）で選ぶ。

着眼点装置図の正誤問題で問われるのは毎回同じ5点。図を見たらこの5点を順に指で確認する。

着眼点ろ過は器具の当て方、再結晶は「溶解度が温度で大きく変わる物質ほど向く」の一点。

着眼点「実際に取り出せる物質そのもの」なら単体、「成分として含まれる種類」なら元素。

着眼点同じ元素の単体で性質が違うもの。出てくるのはほぼ S・C・O・P の4元素。

着眼点7元素の色を表で丸暗記。白金線に試料をつけてガスバーナーの外炎に入れる。

着眼点「何を加えて」「何が見えたら」その元素か、のセットで覚える。

着眼点状態変化の名前6つと、変化中は温度が一定になること。

着眼点別の物質ができたら化学変化。状態が変わるだけ・溶けるだけなら物理変化。

着眼点粒子は温度が高いほど激しく熱運動する。絶対温度は T\,[\mathrm{K}] = t\,[{}^\circ\mathrm{C}] + 273。

着眼点R_f = \dfrac{\text{原点から斑点の中心までの距離}}{\text{原点から溶媒の先端までの距離}}

着眼点左上が質量数、左下が原子番号。原子番号＝陽子数（＝中性の原子の電子数）、中性子数＝質量数−原子番号。

着眼点同位体＝陽子数が同じで中性子数が違う原子（化学的性質はほぼ同じ）。原子量は同位体の相対質量を存在比で平均した値。

着眼点半減期ごとに量が半分。「何分の1になったか」を \left(\frac{1}{2}\right)^n で表し、n を求める。

着眼点K殻2、L殻8、M殻は（原子番号20まででは）8で次のN殻へ。最外殻電子のうち結合に関わるのが価電子（貴ガスは0）。

着眼点原子は近くの貴ガスと同じ電子配置になるように電子を出し入れする。同じ電子配置なら、陽子が多いほど小さい。

着眼点電子殻をさらに s・p・d 軌道に分けて、遷移元素の電子配置や第一イオン化エネルギーの凹凸を説明する考え方。

着眼点縦が族（性質が似る）、横が周期（電子殻の数）。左下ほど金属性、右上ほど非金属性（貴ガスを除く）。

着眼点原子から電子1個を取り去って1価の陽イオンにするエネルギー。小さいほど陽イオンになりやすい。

着眼点原子が電子1個を受け取って1価の陰イオンになるときに放出するエネルギー。大きいほど陰イオンになりやすい。

着眼点共有結合している原子が共有電子対を引きつける強さ。右上ほど大きい（貴ガスは除いて考える）。最大は F。

着眼点同じ族は下ほど大きい（電子殻が増える）。同じ周期は右ほど小さい（陽子が増えて電子を強く引く）。

着眼点同じ周期で右ほど大きくなる中で、2族→13族、15族→16族でいったん下がる。

着眼点金属元素＋非金属元素ならイオン結合、非金属元素どうしなら共有結合、金属元素だけなら金属結合。

着眼点陽イオンと陰イオンの電荷の合計が0になる最も簡単な整数比で書く。名前は陰イオン→陽イオンの順に読む。

着眼点不対電子どうしで電子対を共有する。原子価（H 1、O 2、N 3、C 4）が構造式の線の本数。

着眼点一方の原子の非共有電子対を、相手が一方的に受け入れてできる共有結合。できてしまえば普通の共有結合と区別できない。

着眼点価電子が自由電子として金属全体を動き回り、陽イオンどうしを結びつける。性質はすべて自由電子で説明する。

着眼点中心原子のまわりの電子対（共有・非共有の両方）がなるべく離れる向きに並ぶ。形は原子の並びだけで呼ぶ。

着眼点結合に極性があっても、形が対称で打ち消し合えば無極性分子。判定は「結合の極性」→「形」の2段階。

着眼点①水素結合があるか（F・O・N に結合した H）→ ②分子量が大きいか → ③極性があるか、の順に比べる。

着眼点分子の形を軌道の混ざり方で説明する考え方。CH₄ は sp³、エチレンは sp²、アセチレンは sp。

着眼点粒子と結びつける力で4つに分ける。融点の高さと電気伝導性の有無がよく問われる。

着眼点炭素原子1個あたりの共有結合が4本か3本か。残りの価電子1個が黒鉛の電気伝導性の理由。

着眼点氷は水素結合ですき間の多い構造をつくるので、液体の水より密度が小さい（氷が水に浮く）。

着眼点体心立方・面心立方・六方最密の配位数と粒子数、充填率・密度の計算。

着眼点化学式に含まれる原子の原子量をすべて足す。分子からなる物質は分子量、イオン結晶・金属は式量と呼ぶ。

着眼点どんな量もいったん mol に直してから計算する。粒子数・質量・気体の体積の3つが入口。

着眼点与えられた量 → mol → 求める量、の2段階で。分子中の原子の数を聞かれたら最後に個数倍する。

着眼点1 mol の化学式単位の中に、各粒子が何 mol 入っているかを化学式の添え字から読む。

着眼点標準状態の気体 1 mol は 22.4 L なので、密度 [g/L] に 22.4 を掛ければモル質量になる。

着眼点各成分の分子量を物質量の割合（＝同温同圧での体積の割合）で平均する。

着眼点ステアリン酸を水面に1層だけ広げ、膜の面積÷1分子の断面積で分子数を出し、物質量で割る。

着眼点質量パーセント濃度の分母は「溶液」の質量、モル濃度の分母は「溶液」の体積（L）。溶媒ではない。

着眼点溶液 1 L（＝1000 mL）を取り出したと考え、密度で質量 → 溶質の質量 → mol と順に出す。

着眼点薄めても溶質の物質量は変わらない。前後で「濃度×体積」が等しい。

着眼点「水 1 L に溶かす」ではなく「溶かしてから水を加えて全体を 1 L にする」。そのための器具がメスフラスコ。

着眼点水和物 1 mol の中に無水物が 1 mol 入っている。水和水は溶かすと溶媒の水になる。

着眼点溶媒 1 kg あたりの溶質の物質量 [mol/kg]。温度で体積が変わっても値が変わらない。

着眼点最も複雑な物質の係数を1とおき、そこに含まれる原子から順に両辺をそろえる。O と H は最後。分数が出たら全体を整数倍。

着眼点目算で合わないときは係数を a, b, c, \ldots とおき、元素ごとに方程式を立てる。どれか1つを1とおいて解く。

着眼点反応に関わったイオンだけで書く。原子の数に加えて、両辺の電荷の合計もそろえる。

着眼点反応式の係数は分子（粒子）の数の比＝物質量の比。気体どうしなら同温同圧での体積の比にもなる。質量の比ではない。

着眼点①反応式を書く ②与えられた量を mol に ③係数比で求める物質の mol ④求める単位（g, L, 個）に直す。

着眼点それぞれの物質量を係数で割って小さいほうが「足りないほう」。生成物の量は足りないほうで決まる。

着眼点気体どうしの反応で同温同圧なら、mol に直さずに体積のまま係数比で計算できる（気体反応の法則）。

着眼点反応した成分の量を反応式から逆算し、試料全体の質量で割る。不純物は反応しないものとして扱う。

着眼点一方を少しずつ加えると、生成物の量は増えてから一定になる。折れ曲がる点が「ちょうど過不足なく反応した点」。

着眼点成分の量を x, y とおき、「全体の量」と「生じた物質の量」で連立方程式を立てる。

着眼点質量の式と、発生した気体の物質量の式の2本で連立する。

着眼点各段階の反応式をつなげて「原料1 mol から製品が何 mol できるか」だけを出す。途中の物質の量は求めなくてよい。

着眼点質量保存（ラボアジエ）、定比例（プルースト）、倍数比例（ドルトン）、気体反応（ゲーリュサック）、分子説（アボガドロ）。

着眼点アレニウス: 水に溶けて \ce{H+}（\ce{H3O+}）を出すのが酸、\ce{OH-} を出すのが塩基。ブレンステッド: \ce{H+} を渡すのが酸、受け取るのが塩基。

着眼点強酸・強塩基は数が少ないので丸暗記し、それ以外は弱いと判断する。価数は出せる \ce{H+} / \ce{OH-} の数。

着眼点[\ce{H+}] ＝ 酸の濃度 × 価数 × 電離度。強酸は電離度 1 とみなす。

着眼点[\ce{H+}]=1.0\times10^{-n} なら pH =n。塩基は先に [\ce{OH-}] を出し、[\ce{H+}][\ce{OH-}]=1.0\times10^{-14} で直す。

着眼点強酸を10倍に薄めると pH は1大きくなる。ただし酸をいくら薄めても pH は7を超えない（塩基なら7を下回らない）。

着眼点\ce{H+} と \ce{OH-} の物質量を比べ、余ったほうを混合後の全体積で割る。体積が足し算になることを忘れない。

着眼点酸が出す \ce{H+} の物質量 ＝ 塩基が出す \ce{OH-} の物質量。強弱は関係ない。

着眼点濃度を変えてはいけない器具（ホールピペット・ビュレット）は使う液で共洗い。中に入れる量が決まっている器具（メスフラスコ・コニカルビーカー）は水でぬれたままでよい。

着眼点名前の「酸性塩」「塩基性塩」は化学式の形による分類で、水溶液の液性とは関係ない。液性は「もとの酸と塩基の強いほう」で決まる。

着眼点中和点の pH は「できた塩の液性」。中和点付近の pH の急な変化の中に変色域が入る指示薬を選ぶ。

着眼点気体の塩基（\ce{NH3}）を過剰の酸に吸収させ、残った酸を塩基で滴定する。「酸の \ce{H+} ＝ \ce{NH3} ＋ 滴定した \ce{OH-}」。

着眼点\ce{Na2CO3} は \ce{HCl} と2段階で反応する。第1中和点はフェノールフタレイン、第2中和点はメチルオレンジで見る。

着眼点K_a=\frac{[\ce{H+}][\ce{CH3COO-}]}{[\ce{CH3COOH}]} を使って弱酸や緩衝液の pH を求める。

着眼点非共有電子対を受け取るのが酸、与えるのが塩基という、さらに広い定義。

着眼点最終的には「電子」と「酸化数」で判定する。酸化と還元は必ず同時に起こる。

着眼点単体は0、化合物は合計0、イオンは合計がイオンの電荷。H は +1、O は −2 を基準に残りを出す。

着眼点同じ元素の原子が異なる状態で含まれると、平均として分数の酸化数になる。

着眼点左辺（反応前）と右辺（反応後）の物質だけ覚え、残りは次の項目の手順で毎回つくる。

着眼点①反応前後の物質を書く ②O の数を \ce{H2O} で合わせる ③H の数を \ce{H+} で合わせる ④電荷を \ce{e-} で合わせる。

着眼点電子の数をそろえて2式を足し、\ce{e-} を消す（イオン反応式）。化学反応式にするには、省いた対イオンを両辺に足す。

着眼点相手がより強い酸化剤なら還元剤として、より強い還元剤なら酸化剤としてはたらく。

着眼点酸化剤が受け取る \ce{e-} の物質量 ＝ 還元剤が渡す \ce{e-} の物質量。中和の「価数」の位置に「受け渡す電子の数」が入る。

着眼点酸化剤に過剰の \ce{KI} を加えて \ce{I2} を出し、その \ce{I2} をチオ硫酸ナトリウムで滴定する。指示薬はデンプン（青紫色が消えたら終点）。

着眼点水中の有機物を酸化するのに使った \ce{KMnO4} の量を、同じ電子数の \ce{O2} の質量 [mg/L] に換算した値。

着眼点並び順を覚え、「水・酸との反応」の区切り位置をセットにする。

着眼点イオン化傾向が大きい金属を、小さい金属のイオンの水溶液に入れると、小さいほうが析出する。逆は起こらない。

着眼点イオン化傾向が大きい金属が負極（酸化される・電子を出す）、小さいほうが正極（還元が起こる）。電子は負極から導線を通って正極へ。

着眼点金属は鉱石の中で酸化物などの陽イオンの状態。製錬は還元して単体を取り出すこと。イオン化傾向が大きい金属ほど還元が難しい。

着眼点状態変化の名前と、その間は温度が一定になること。加熱曲線の水平部分は「熱が状態変化だけに使われている」区間。

着眼点横軸温度・縦軸圧力の図で、3本の線（融解曲線・蒸気圧曲線・昇華圧曲線）に囲まれた領域が固体・液体・気体。点がどの領域にあるかで状態が決まる。

着眼点飽和蒸気圧は温度だけで決まり、容器の体積や他の気体の有無に関係しない。沸騰は「飽和蒸気圧＝外圧」になったとき。

着眼点「全部気体だと仮定して圧力を計算 → 飽和蒸気圧と比べる」の2段階。仮定の圧力が飽和蒸気圧を超えたら、実際の圧力は飽和蒸気圧で、残りは液体。

着眼点物質量が一定の気体で、条件が「前」と「後」の2つあれば、この式。温度は必ず絶対温度（セルシウス温度 + 273）で入れる。

着眼点条件が1つ（ある瞬間の状態）なら pV=nRT。物質量を質量で書き換えると分子量・密度が出る。

着眼点各成分が「単独で容器全体を占めたときの圧力」が分圧。分圧の比＝物質量の比、全圧＝分圧の和。

着眼点捕集した気体には水蒸気が混ざっている。目的の気体の分圧 ＝ 大気圧 − その温度の水の飽和蒸気圧。

着眼点同温・同体積なら分圧は物質量に比例する。反応式の係数比を、分圧のまま「反応前・変化量・反応後」の表で追える。

着眼点ずれの原因は2つだけ。分子間力（体積を小さくする方向）と分子自身の体積（大きくする方向）。

着眼点実在気体の補正を式にしたもの。a は分子間力、b は分子の体積の補正。

着眼点極性の似たものどうしがよく溶ける。水（極性溶媒）にはイオン結晶・極性分子、ヘキサン（無極性溶媒）には無極性分子。

着眼点換算は「溶液 1 L（または溶媒 1 kg）を仮定して、溶質の質量と物質量を出す」で必ず解ける。

着眼点溶解度は「水 100 g に溶ける溶質の最大質量（g）」。飽和溶液は「水 100 g ＋ 溶質 S g」の比で、どの量でも比例計算できる。

着眼点析出する結晶が水和水を含むと、溶液から水も一緒に抜ける。析出量を x と置き、「残った溶液が低温の飽和溶液」という式を立てる。

着眼点溶ける気体の物質量は、その気体の分圧に比例する（温度一定、溶解度の小さい気体）。気体は温度が高いほど溶けにくい。

着眼点不揮発性の溶質を溶かすと溶液の蒸気圧は下がる。だから外圧に達する温度（沸点）が上がる。グラフでは溶液の蒸気圧曲線が純溶媒の右下にくる。

着眼点\Delta t = K m。m は質量モル濃度、電解質なら電離後の粒子の総数で。

着眼点\Delta t = K\dfrac{w/M}{W}（w 溶質 g、W 溶媒 kg）を M について解く。

着眼点過冷却のあと温度が少し上がる。純溶媒は凝固中に温度一定、溶液は凝固中も温度が下がり続ける（溶媒だけが凍って濃くなるため）。

着眼点半透膜を通って溶媒が濃いほうへ移動する。それを止めるのに必要な圧力が浸透圧で、気体の状態方程式と同じ形。

着眼点溶液の蒸気圧 ＝ 純溶媒の蒸気圧 × 溶媒のモル分率。

着眼点直径およそ 10^{-9}〜10^{-7}\ \mathrm{m} の粒子。ろ紙は通るが半透膜（セロハン）は通らない。性質は用語と現象を1対1で結ぶ。

着眼点発熱反応は \Delta H < 0、吸熱反応は \Delta H > 0。反応式の右に ΔH を書き、物質の状態を必ず添える。

着眼点名前ごとに「何を 1 mol とするか」が決まっている。式を書くときはその物質の係数を1にする。

着眼点q = mc\Delta t で熱量を出し、反応した物質量で割る。最後に発熱なら負号を付ける。

着眼点実験では熱が逃げるので、最高温度をそのまま使わない。温度が下がっていく直線部分を反応開始時刻まで延長した値を使う。

着眼点同じ反応でも生成物が液体か気体かで ΔH が変わる。差は蒸発エンタルピー。

着眼点ΔH は最初と最後の状態だけで決まる。求めたい式に出てくる物質を、与えられた式から「消したい物質が消えるように」足し引きする。

着眼点生成エンタルピーなら「生成物 − 反応物」、燃焼エンタルピーなら「反応物 − 生成物」。向きが逆になる点だけ注意。

着眼点結合を切るのに吸収、できるときに放出。ΔH ＝（反応物の結合エネルギーの和）−（生成物の結合エネルギーの和）。すべて気体のときに使える。

着眼点縦軸にエンタルピー、物質の組を横線で描く。発熱反応は下向きの矢印。図にすれば足し引きの向きが目で見える。

着眼点各成分の物質量を x, y と置き、「物質量の合計」と「発熱量の合計」の連立方程式。

着眼点光のエネルギーを吸収して進む反応（光化学反応）と、反応のエネルギーを光として出す現象（化学発光）を区別する。

着眼点イオン結晶をばらばらの気体イオンにするのに必要なエネルギー。直接測れないので、ヘスの法則の回り道で求める。

着眼点反応が自然に進むかどうかは ΔH だけでは決まらない。乱雑さ（エントロピー）が増える変化も起こりやすい。

着眼点速度＝単位時間あたりの濃度変化。速くする要因は「濃度（圧力）を上げる・温度を上げる・触媒・固体の表面積を大きくする」の4つ。

着眼点1つの濃度だけを変えた2つの実験を比べる。濃度2倍で速度が4倍なら2次、2倍なら1次、変わらなければ0次。

着眼点反応物が越える山の高さが活性化エネルギー E_a。触媒は山を低くするだけで、ΔH（スタートとゴールの高さの差）と平衡の位置は変えない。

着眼点速度定数の温度依存を表す式。E_a が大きいほど温度の影響が大きい。

着眼点平衡時のモル濃度を「生成物 ÷ 反応物」で、係数を指数にして掛ける。K は温度だけで決まる。

着眼点変化量を x と置いて表を作り、K の式に代入して解く。解が2つ出たら、物質量が負にならないほうを選ぶ。

着眼点気体の反応では濃度の代わりに分圧で書ける。分圧 ＝ 全圧 × モル分率。

着眼点加えた変化を打ち消す向きに平衡が移動する。条件ごとに向きを機械的に決められるようにする。

着眼点電離度 \alpha が小さい（1 - \alpha \fallingdotseq 1）とみなして、[\ce{H+}] = \sqrt{cK_a}。

着眼点弱酸とその塩（または弱塩基とその塩）の混合液。酢酸イオンの濃度は塩の濃度、酢酸の濃度は加えた酸の濃度とみなす。

着眼点弱酸と強塩基の塩は塩基性、強酸と弱塩基の塩は酸性。計算は加水分解定数 K_h = K_w/K_a を使って弱塩基と同じ形にする。

着眼点混ぜた直後のイオン濃度の積が K_{sp} を超えたら沈殿が生じる。等量混合なら濃度は半分になる。

着眼点2段階の電離をまとめると [\ce{S^2-}] は [\ce{H+}]^2 に反比例。酸性では [\ce{S^2-}] が小さく、溶解度積の非常に小さい硫化物（\ce{CuS} など）だけが沈殿する。

着眼点負極 ＝ 電子を出す（酸化）＝ イオン化傾向の大きい金属。正極 ＝ 電子を受け取る（還元）。電子は外部回路を負極 → 正極へ流れる（電流は逆）。

着眼点亜鉛板を硫酸亜鉛水溶液に、銅板を硫酸銅(Ⅱ)水溶液に浸し、素焼き板で仕切る。負極で \ce{Zn} が溶け、正極で \ce{Cu} が析出する。

着眼点亜鉛板と銅板を希硫酸に浸したもの。正極（銅）で起こるのは銅の析出ではなく水素の発生。

着眼点放電で両極とも \ce{PbSO4} になり質量が増える。電子 2 mol あたり、負極 +96 g、正極 +64 g、硫酸 2 mol 消費・水 2 mol 生成。

着眼点水素の燃焼反応のエネルギーを電気として取り出す。負極に \ce{H2}、正極に \ce{O2}。生成物は水だけ。

着眼点一次電池（使い切り）か二次電池（充電できる）か、負極と正極の活物質を表で押さえる。

着眼点陰極（電源の負極側）では還元、陽極（電源の正極側）では酸化。下の表を上から順に当てはめる。

着眼点前項のルールを当てはめた結果を一覧で確認する。「水溶液・電極」の2つを見れば決まる。

着眼点電気量 Q = It → 電子の物質量 Q/F → 半反応式の係数比で生成物の物質量。この3段で全部解ける。

着眼点塩化ナトリウム水溶液を陽イオン交換膜で仕切って電気分解。\ce{Na+} だけが膜を通って陰極側へ移り、陰極側に \ce{NaOH} がたまる。

着眼点直列ならどの槽にも同じ電子の量が流れる。並列なら各槽の電子の量の和が全体の量。

着眼点電解精錬は「粗銅を陽極、純銅を陰極」。アルミニウムはイオン化傾向が大きく水溶液からは得られないので、融解した塩を電気分解する。

着眼点各電極の電位の差として起電力を求める考え方。高校の教科書では発展扱い。

着眼点試薬を丸暗記せず反応の型（弱酸の遊離・揮発性酸の遊離・弱塩基の遊離・酸化還元・分解）で分けると、反応式が自分で書ける。

着眼点捕集は「水に溶けるか」→「空気より重いか（分子量29と比較）」の順に判断。乾燥剤は酸と塩基をぶつけないが原則。

着眼点色がつく気体は少ない（\ce{Cl2} 黄緑・\ce{NO2} 赤褐・\ce{O3} 淡青）。検出は「何と反応して何が見えるか」をセットで。

着眼点原子番号が小さいほど酸化力が強い（\ce{F2 > Cl2 > Br2 > I2}）。強い方が弱い方のイオンを酸化して単体を追い出す。