この項目は、高等学校の化学基礎を学ぶ上で、そのもっとも基本的な考え方である「物質の源泉を探る」というテーマに対して、物質がどのようなものからできているのか、それらによってどう構成されているのか、といった事柄を基本にして、解説を記述したページである。
化学とは、物質同士の反応を扱った学問であり、その知識によって自然観察の視野を広げることを目標としている。まずその基礎である物質と元素について知ることからはじめよう。
物の呼び方として、物質という言葉がある。物質とは次の二つの事柄を満たすことを言う。
例えば、プラスチックは物質であり、鉄も物質である。これらは上の事柄を満たす。しかし、虹や映像は物質ではない。虹はあくまで人間の網膜に光が届くことで認識されるものでしかない。映像も、単なる光学現象に過ぎない。物質は、現象ではない。ただし、虹を見せる原因になっている空気中の水滴などは物質である。また、映像を見せるスクリーンやモニターも物質である。同様に、夢や時間といった観念も物質ではない。これは、容易に理解出来得るだろう。人の考えなどによって生み出されたものである観念は、空間を占めないし、質量も持たない。
これら物質は、元素(Element)と呼ばれる基本要素が組み合わさることでできていることがわかっており、また、原子(atom)という基本構造が組み合わさることによって構成されていることもわかっている。それでは、元素について、基本的な事柄を知ろう。
元素は、現在では118種類見つかっており、それぞれに名前と、原子番号、元素記号が割り当てられている。元素記号はラテン語、英語、ドイツ語の元素名から1文字または2文字を取って表される。一文字目は必ず大文字であり、二文字目は必ず小文字である。後で詳しく述べるが、物質を表す際に、2つ以上の元素記号を並べて書くことがあるので、大文字・小文字を正しく使い分けなければ混乱してしまう。以下に、代表的な元素の元素記号を右の表に記したので、参考にしてほしい。詳しい元素記号の表は、関連項目に掲載しておいた。
一つの物質がどのような種類の元素の組み合わせになっているか、どのような元素の集まり方によって成立しているか、といったことは当然ながら物質ごとに異なっている。具体的にある物質がどういった元素から組み合わさっているのか、といったことはこれから先で学んでいく。まずは、元素の組み合わさり方から生まれる物質の分類について記述しておく。
物質は元素から構成されているが、ある物質が一様な元素のパターンで形作られているとき、それらの物質は単体と化合物に分けることができる。
一種類の元素のみから構成されている物質を単体という。鉄は鉄元素のみからなる単体であり、水素は水素元素のみからなる単体である。ダイヤモンドも、炭素元素が結びついた単体である。炭素の単体には黒鉛やフラーレンなどが存在する。鉄や銅、水素、酸素、窒素など、代表的な単体が存在する元素は、その単体の名前が元素名になっていることがある。
単体に対して、二種類以上の元素から構成されている物質を化合物という。水（H2O）はH元素とO元素からなる分子から構成されている化合物である。他にも、酸化銅II(CuO)や、塩化アルミニウム(AlCl3)など、多くの種類がある。これらの言葉は、物質を、その要素となる元素の集まり方に着目して分類している。単体か化合物か、どちらかに属する物質を純物質というが、この言葉については後述する。
単体は、ひとつの元素によって構成されている物質を言うが、単体に属する物質の中には、同じ元素から成る単体であってもその性質が異なる場合がある。これらを互いに同素体(allotrope)という。イメージでとらえるのなら、同じ組木細工を使った工作品でも、組み合わせ方によって大きく形が変わることがある様に、元素の組み合わさり方によって物質全体の形が大きく変わることがある、ということである。
主な同素体は次の表の通りである。
この表にあげた同素体を持つ4つの元素 S, C, O, P はSCOP(スコップ)と覚えられることがある。
炭素の同位体には、上表で上述した以外にも、フラーレンやカーボンナノチューブなどが知られている。
純物質は、物理的操作(叩く、引っ張る、ろ過する、といった操作)によってそれよりも小さい構成パターンに分けることができないようなパターンの集まりだと考えられる。ここで言うパターンとは、元素の組み合わせのことである。単体や化合物は、物理的な操作だけではその構成を変えることができない。例えば、水は蒸発させても凍らせても叩いてもろ過しても、水のままである。しかし、電気分解を行うことで水素と酸素に分解できることは、中学校で学習した通りだ。具体的には、前者を物理的操作、後者を化学的操作と呼ぶ。
混合物は、単体や化合物が混ざり合っている物質である。液体や気体が容易に想像できるが、固体にも混合物は多く存在する。多くの岩石は混合物である。火成岩にさまざまな鉱石が含まれていることは中学校で学習したことであろう。鉱石ひとつひとつは、一部には不純物が含まれることはあるものの基本的には純物質であり、それらが集まってできている火成岩は混合物である。ほかにも、塩酸は塩化水素(HCl)と水(H2O)の混合物であるなど、混合物は非常に多い。
純物質と混合物の分類の定義自体に対しては、直観的な理解をしていればかまわない。しかし、ある物質が純物質か混合物かということはしっかりと把握する必要がある。
これまでに学習した単体、化合物、混合物についてまとめた。右側には具体例となる物質を挙げたので、参考にしてほしい。
物質は元素から成り立っている。この、元素というものは、物質を構成する物の性質について言った言葉である。したがって、実際の「物質を構成している最少の粒」を言うものと元素とでは、言葉の意味が異なってくる。物質は原子という構造によって構成されており、元素という要素によって成立している。
物質は、原子(Atom)と呼ばれる、小さないくつかの粒子(これらを素粒子と呼ぶ)が集まった構造を持つ粒で構成されている。物質は原子という小さな構造から作られていると考えることができる。
原子が物質を構成する粒子であるのに対し、元素は物質がどんな性質のものの集まりであるかを示す。「水は水素元素と酸素元素からできている」というのは「水が水素という基本要素と酸素という基本要素から成り立っている」という意味である。この、基本要素とは原子の集合のことでもあるため、元素と原子は非常に意味が似ている。
意味が似ている上に、日本語では音が似ていることもあり、しばしば混同されるが、両者はまったく別の概念であり、英語にすると元素は「element」、原子は「atom」と、まったく異なる単語である。元素は世界を形作る要素のことであり、原子はそれ以上分割できない最小の単位である。元素は構成しているものの種類のようなものを指すのに対し、原子はそれ自体分類の意味を含まず、単に最小の粒の意味にとどまっている。これが、元素と原子の意味の違いである。
実際には、元素は原子の種類を表す語であるという認識が普通である。また、発見当初は最小単位だと思われていた原子は、素粒子と呼ばれるさらに小さな粒から出来上がっていて、最小の単位ではないことがわかっている。しかし、通常の化学反応や物質の性質を見ていく中で、素粒子のことまで考える必要はないので、ここでは扱わない。原子がどのような構造をしているかということについては、次のセクションで解説していく。
高等学校では、素粒子については高等学校理科 物理IIで扱う。
この、原子と元素の言葉の違いについては、できるだけしっかりと理解しておくことができれば、後々の内容で混乱しないと思われる。どうしてもイメージがつかめないのなら、読み飛ばしてもかまわない。
基本的に、原子がいくつか結びつきあうことで分子が生じ、原子や分子が電荷をもつことでイオンが生じる。これらの語について簡単に説明しておく。この、分子やイオンも、物質を構成する単位であるが、詳しくは後述する。
原子とは、物質を構成する粒子一粒の呼び名である。膨大な数の原子が相互に結び付きあって、私たちの体や、他の様々なものは形作られている。原子そのものも、素粒子と呼ばれる粒が構造的に結びついて構成されているが、化学では、原子を基本単位としてその性質を分析していく。
元素と原子の違いについては物質を構成する実体を参照。
原子はあまりに小さいため、特殊な電子顕微鏡などを用いなければ観察することができない。その直径は約100億分の1メートル(1×10-10m = 0.1nm)である。つまり、原子をだいたい1億個くらい並べればやっと1cmである。原子がどれほど小さいか、想像することができるだろうか？
原子は、中心にある原子核(atomic nucleus)と、その周り(電子殻、electron shell)を飛び回るいくつかの電子(electron,図では黄色)の構造である。原子の構造は簡単には説明できないが、高等学校の化学においては一般的に、ボーアの原子模型と呼ばれるモデルを使って理解する。右に示した図は、ヘリウム原子(He)のボーアモデルである。ボーアモデルでは、原子の化学的な性質を全て説明することはできない。その意味でこのモデルは不十分ではあるが、高等学校の化学の範囲ではこのモデルでも十分にイメージをつかめる内容を扱っているため、紹介した。原子の構造について記述するときは、基本的にこのモデルを用いて行う。
まず、原子の構造の要素である原子核と、陽子・中性子・電子について知ろう。これらは高等学校化学で扱う最も小さな粒である。
右に示した図で言えば、真ん中の赤い粒が陽子、おなじく真ん中の黄緑色の粒が中性子。それから、周りにある黄色い粒が電子である。全ての原子は、このような「原子核の周りに電子」という構造をしていると考えられている。
考えられている、というのは、原子があまりに小さく、直接観察することができないためである。科学者がさまざまな実験・考察を積み重ね、それらを総合的に判断した結果、「原子は中心に原子核、周囲には電子という構造をしている」ととらえるのが最も妥当だと考えられている。このことについては、ウィキペディアの「原子」項の「歴史」セクションやラザフォード散乱に記事があるので、興味のある人は参考にすると良いだろう。
原子の構造のうち、電子が並んでいる原子核の周りの部分について、より詳しく見ていこう。
この電子殻は何重かにわかれており、内側からK殻(K shell)、L殻(L shell)、M殻(M shell)、……と呼ぶ。基本的に電子は内側の電子殻から入っていく。それぞれの層に入ることのできる電子の数は決まっており、その数以上の電子が一つの層に入ることは無い。たとえば、K殻に入ることのできる電子の数は2つまでである。内側から数えてn番目の電子殻に入ることのできる電子の数は、2n2個である。
また、いちばん外側の電子殻にある電子を最外殻電子と呼ぶ。最外殻電子は化学反応などにおいて重要な役割を担うため原子の性質に大きな影響を与える。ある原子とある原子との接点が、実際には最も外側の電子殻であるため、原子の結合にはこの最外殻電子の個数が重要になってくる。原子の性質を決める最外殻電子を特別に価電子(valence electron)と呼ぶ。
最外殻にそれ以上電子が入ることのできない状態を閉殻という。閉殻になっている原子の価電子の個数は0であると約束する。
各々の原子の電子の、電子殻への配列の仕方を電子配置 (electron configuration)という。K殻に２個の電子が全て収められた場合の電子配置は、希ガスであるヘリウムHeの電子配置と同じである。L殻まで電子が全て収められ、L殻に8個の電子とK殻に2個の電子の合計10個の電子が全て収められた場合の電子配置は、希ガスであるネオンNeの電子配置と同じである。
同様に、M殻の終わりまで全て電子が収められた状態は、希ガスであるアルゴンArの電子配置と同じである。
原子の構造を理解する助けとして、これから先になって必要になってくる概念である電荷という言葉については、ここで簡単な説明を加えておく。
この電荷という概念は、高等学校物理などでも扱う。電荷を持った粒子がどのような振る舞いをするかについて興味を持ったなら、そちらを参考にすると良い。
電荷を持った粒子は基本的に次の性質を持っている。これらを知っていれば、高等学校の化学においては十分であろう。
ある原子核に陽子が3つ含まれているとき、原子核全体の電荷は
と表される。さらに、この原子核の周りに電子が3つ回っているならば、原子全体の電荷は、
となる。これは、原子全体では電荷を持っていないということである。このことがらを利用すれば、原子全体の電荷や、原子の名称などから、それにいくつの陽子や電子が含まれているかを計算することができる。
原子の性質は、その原子の原子核に含まれる陽子の数で決まる。これは、原子の性質そのものが、電子や周囲の原子に対してどのように結びつきあうか、ということと同じであるからだ。プラスの電荷はしりぞけあうため、原子核同士は容易に衝突はしない。しかし、電子は原子核に引き寄せられる。電荷が0の原子と電荷が+eの原子があれば、電子は-eの電荷を持っているので、+eの電荷を持つ原子に引き寄せられる。といった具合である。
実は、元素の分類、つまり原子がどの元素に属するかという判断は、その原子の原子核に含まれる陽子の数によって行われている。例えば、水素(H)に属する原子の場合、それに含まれる陽子の数は必ず1個である。同じように、炭素(C)に属する原子の原子核には、必ず6個の陽子が含まれている。逆に、ある原子の原子核に陽子が6個含まれるなら、その原子は炭素である。
このように、ある原子の原子核に含まれる陽子の数がわかれば、その原子がどの元素に属するかも分かる。逆に、ある原子がどの元素に属するのかがわかれば、その原子の原子核に含まれる陽子の数がわかる。よって、ひとつひとつの元素に分類される原子について、そこに属する原子の陽子の数を元に番号を付けることができる。こうしてつけられた番号を、原子番号(atomic number)と呼ぶ。原子番号は 6C のように、原子の左下に小さく書いて示す。原子番号は多くの場合において省略される。
炭素に属する原子を炭素原子、あるいは単に炭素などと呼ぶ。よって、「炭素」という言葉が元素としての炭素を指し示す場合もあれば、原子一粒としての炭素を指し示す場合もある。一般的には、炭素と言えば原子の方を指す。これは、元素と原子が同一視されやすい原因の一つである。さらにいえば、元素の項目で解説した番号とは、この原子番号を指す。元素の番号は、その元素に属する原子の原子核に含まれる陽子の数と一致する。元素記号も、多くの場合では、原子の分類を示す時に用いられる。
原子は陽子、中性子、電子から構成されているため、これらの粒子の質量の総和が、原子全体の質量になる。電子の質量はとても小さい(陽子の1/1836。9.1093826×10−31kg)が、陽子の質量は1.67262×10-27gで、中性子も大体同じくらいの質量を持っている。しかし、このような桁の多い数字をいちいち用いて計算するのは無駄手間である。幸い、陽子と中性子はほぼ同じ質量であり、また電子の質量はそれと比べて無視できるほど小さいので、原子全体の質量は、おおざっぱには陽子と中性子の数の和で表す事ができる。これを質量数 (mass number) と呼ぶ。質量数は 12C のように、原子の左上に小さく書いて示す。
質量数はあくまで、陽子と中性子の個数の和であり、質量そのものではないことに注意が必要である。さらに言えば、これら質量数はあくまで指標であり、実際の質量は厳密には異なってくる。また、ある質量数の原子の個数と実際の質量との関係については、物質量と化学反応式のページで解説していくことになる。
具体的には、ある原子の質量数が16で、その原子に中性子が8個含まれている場合、
より、8個の陽子が含まれていることが分かる。8個の陽子が含まれている原子は、酸素(O)である。
ある二つの原子について、原子番号が同じでも質量数が異なることがある。言い換えると、原子番号は陽子の数であるため、陽子の数が同じ二つの原子であっても、その原子核に含まれる中性子の数が違うことがある。
このような、同じ元素でも質量数のことなる原子を互いに同位体（isotope）と呼ぶ。あるいはアイソトープと呼ぶ。
なお、「同位体」という名前が「同素体」と似ているが、異なる概念なので混同しないように読者は注意のこと。
炭素Cの代表的な同位体には、12C と13C がある。
炭素Cの同位体には14Cも存在する場合もあるが、この14Cは不安定であり、すぐに崩壊して質量数が変わってしまう。原子核が壊れるとき、一般に放射線をだすので、不安定な同位体が壊れたときも放射線を出す。14Cも崩壊するときに放射線を出す。
14Cのような、すぐに崩壊して放射線を出す同位体を放射性同位体（ラジオアイソトープ,radioisotope）という。
これに対して安定して存在できる同位体を安定同位体(stable Isotope)という。
同位体であっても、安定な同位体の化学的な性質は、ほとんど等しい。なぜなら、それらの原子核に含まれる陽子の数が同じだからである。
他の多くの元素にも同位体は存在する。
たとえば水素Hには、自然界には1H と2Hがある。1Hの存在比率は、およそ99.98%である。2Hの存在比率は、およそ0.02%である。質量数2の水素2Hのことを重水素（じゅうすいそ）あるいはジュウテリウム(deuterium)という。
原子力発電所の原子炉内では、質量数3の水素3Hも存在する。この水素3Hをトリチウム(tritium)という。3Hは放射性同位体である。
なお、すべての元素に、自然界で同位体が存在するわけではない。
Be,F,Na,Al,P,Sc,Mnなどには、天然には同位体は存在しない。
元素を原子番号の順に並べると、性質のよく似た元素が周期的に現れることがある(例：1価の陽イオン(→高等学校化学Ⅱ/化学結合)になりやすい物質……3Li、11Na、19K、など。ここまでは8個間隔で現れている)。このことを元素の周期律(periodic law)という。また、図のような表を、周期表(periodic table)という。
元素を原子番号の順に並べて、かつ周期律に併せて配列した表を周期表という。周期表の縦の列を族(group)といい、同族内では性質のよく似た元素が並ぶ。周期表の横の列を周期(period)と呼び、周期の番号は電子殻の数と一致する。
「族」は、1族から18族までの、合計18個がある。「周期」は、1族から7族までが、現在（2013年に本文を執筆。）では確認されている。
具体例をいくつか挙げると、族については、水素HとリチウムLiとナトリウムNaとカリウムKは、ともに1族の元素である。周期に関しては、水素Hは第一周期であり、リチウムLiは第二周期であり、Naは第三周期である。
他の族の元素でも、例を挙げる。酸素Oは、16族で第二周期の元素である。炭素Cは14族で第2周期である。塩素Clは17族元素で第3周期である。
族が同じ元素どうしを同族元素という。たとえば、HとLiとNaとKとルビジウムRbとセシウムCsとフランシウムFrとは、お互いに同族元素である。
他の族でも例を挙げれば、14族の炭素Cと,シリコンSi,ゲルマニウムGeと,すずSnと,鉛Pbとは、お互いに同族元素である。
1族の同族元素のうち、水素Hを除いた残りの元素の、LiとNaとKとルビジウムRbとセシウムCsとフランシウムFrを、アルカリ金属(alkali metals)という。Hはアルカリ金属には含めない。
2族元素のうち、ベリリウムBeとマグネシウムMgを除いた残りの元素の、カルシウムCa,ストロンチウムSr,バリウムBa,ラジウムRaをアルカリ土類金属(alkaline earth metal)という。ベリリウムBeとマグネシウムMgはアルカリ土類金属には含めない。
17族の元素のフッ素F,塩素Cl,臭素Br,ヨウ素I,アスタチンAtをハロゲン元素(halogen)という。
18族のヘリウムHe,ネオンNe,アルゴンAr,クリプトンKr,キセノンXe,ラドンRnを希ガス元素(rare gas)という。
3族から11族の元素を遷移金属（せんいきんぞく,transition metals）という。
遷移金属は、価電子の数が1個または2個であることが多く、族と価電子数が一致しない。
遷移金属以外の元素である元素はどうだろうか。1族と2族と12族～18族の元素を典型元素(main group element)という。典型元素では、族の番号の1の位の数が、最外殻電子の数と一致する。
1族の元素と2族の元素は陽イオンになりやすい。
17族の元素は陰イオンになりやすい。
18族の元素は化合物をつくりづらい。天然には単分子で存在するのが一般である。
なお、原子番号、核子の個数をa,bとすればその原子を

a

b

{\displaystyle _{a}^{b}}
Aの様に書く事がある。
物質は、元素という成分から成り立っていることは前述の通りである。しかし、物質が原子という小さな構造によって構成されているという側面もある。そこで、原子同士がどのような構造を形成して物質が形作られているのか、といった視点から物質を分けることもできる。高等学校化学では主に、イオンからなる物質、分子からなる物質、原子からなる物質の三種類を考える。
これらの物質に関して理解する前に、まずは物質を構成する原子の異なった姿である分子・イオンについて知ろう。
分子は電気的に中性であるため、これらが物理的に運動する限りにおいては、電磁気の問題は基本的に発生しない。
一般に分子は原子が複数個集まってできていることが多いが、ただ一つの原子だけで独立して分子となるものもいる。希ガスと呼ばれる種類の原子は、他の原子と結びつかず、独立で分子を構成する。
ある分子が、どのように原子が結びついて出来ているのかということを表記するとき、一般的には分子式を用いる。
以下に、様々な分子の例を示した。また、それらの分子式も付け加えた。分子名はウィキペディアのそれぞれの分子の項目にリンクしているので、より詳しい性質を見たい人は参考にすると良い。
最外殻電子に含まれる電子の数が8個(K殻のみ2個)である状態を閉殻構造と呼ぶ。原子は、電子を受け取ったり、他の原子に電子を渡したりして、閉殻構造を作ろうとする。これは、閉殻構造が非常に安定した形であるためだと考えられている。原子は通常の状態であれば電荷的に中性だが、このように電子を渡したり受け取ったりして粒子全体として電荷をもつことがある。このように、電荷を持った粒子のことをイオン(ion)という。特に正の電荷を持つ粒子を陽イオン(positive ion)と言い、負の電荷を持つ粒子を陰イオン(negative ion)と言う。
価電子の少ない原子は、電子を失って陽イオンになりやすい。逆に価電子の多い原子は、電子を受け取って陰イオンになりやすい。このように失ったり受け取ったりした電子の数を、そのイオンの価数(valence)という。価数が1のときそのイオンは1価であるといい、以下2価、3価と数える。電子の電荷は-eであるが、ここでは、電子一つを基準にしていることに注意。
左の図はナトリウム原子(Na)のボーアモデルである。ナトリウムの原子番号は11であるため、K殻に2個、L殻に8個、M殻に1個の電子が含まれる。電子が11個あり、この時点では原子核の電荷+11eと電子の電荷-11eが相殺し合って、原子全体としては電荷的に中性である。しかし、価電子数が1で、閉殻構造を取れていない。右の図は塩素(Cl)のボーアモデルである。塩素の原子番号は17であるため、K殻に2個、L殻に8個、M殻に7個の電子が含まれる。これもやはり電荷的に中性であるが、閉殻構造を取れていない。最外殻電子の数、すなわち価電子数は7である。
そこで、この二つの原子がある条件下でお互いに電子を受け渡すことが起こる。上の図は、最外殻電子のみを描いたボーアモデルで、電子の受け渡しを表現したものである。ナトリウム原子は原子核の+11eと、ひとつ数の少なくなった電子による-10eで、全体として+eの電荷をもっていることになる。塩素は、ナトリウムから電子を一つ受け取って、全体で電子が一つ多いので、-eの電荷をもっていることになる。イオンは普通、このようにして作られると考えられている。また、NaCl全体で見れば電荷的に中性であり、ナトリウムイオンも、塩化物イオンも、ともに閉殻構造を取っている。
イオンとなった原子は、その元素記号の右上に価数と符号をつけることで表現する。このような表現法をイオン式という。
これは、2価の陽イオンとなったマグネシウムをイオン式で表現したものである。数字が先に来ることにも注意したい。また、+1や-1のときには、数字は書かずに符号のみを付けることになっている。
イオンは必ずしも一つの原子からなるわけではない。原子がいくつか集まった原子団(もしくは、分子)でも、様々な理由からイオンになる。
一般的に、陽イオンは「～イオン」、陰イオンは「～化物イオン」と呼ばれる。また、多原子イオンであれば、それがイオンになる前の分子の名前に「～イオン」や「～化物イオン」と付けて呼ばれることが多い。上述の例で言うなら、アンモニアのイオンはアンモニウムイオンである。
これまでに学習してきた原子・分子・イオンという粒を使って、実際の物質がどのように構成されているかを見て行こう。このセクションの多くは具体的な物質の紹介になっている。ウィキペディアへのリンクも付けているので、参考にしてほしい。分子の名称は、一般的に用いられているものを示した。ここで挙げた以外の名称で呼ばれる物質もあるため、注意が必要である。
分子は基本的に独立した一粒である。身近な例を挙げるなら、水や多くの気体などの構成単位は、分子である。分子が構成単位になっている結晶(固体)を分子結晶(molecular crystal)という。分子結晶は融点・沸点が低く、やわらかい。また電気を通さない。ずっと拡大すると、分子が規則正しく並んでいるのも、分子結晶の特徴である。
水は、実際には不純物を含んでいることが多い。純粋な水は天然には存在しない。
NaCl(塩化ナトリウム)という化合物は、ナトリウムイオンNa+と塩化物イオンCl-がお互いに偏った電荷を補い合おうとして結合する。このようにイオン同士がひきつけあってできた結合をイオン結合(ionic bond)という。また、イオン結合によってできた固体をイオン結晶(ionic crystal)という。イオン結晶は融点・沸点が高く、硬いがもろい。これらは基本的にイオンが並んで出来ており、水に解ければ簡単にそれぞれのイオンに分かれる。そのため、固体のときは電気を通さないが、液体あるいは水に溶解した状態では電気をよく通すという性質を持っている。
原子からなる物質には、自由電子を共有する金属結合によってできるものと、共有結合によってできるものとがある。金属結合によってできた物質は金属光沢を持ち、熱や電気をよく通し、展性(たたくと広がる性質)・延性(引っ張ると延びる性質)を持つ。また共有結合によってできた物質は硬く、融点が高い。例えば、ダイヤモンドは炭素原子が共有結合してできた物質である。
このセクションで用いられた「共有結合」「イオン結合」「金属結合」に関しては、詳しくは粒子の結合で扱う。そのため、ここではそのような種類がある、という理解に留めておいてかまわない。


塩化ナトリウムNaClでは、ナトリウム原子は電子の1個を出して陽イオンのナトリウムイオンNa+になっている。塩素原子Clは、ナトリウムから放出された電子を受取り、陰イオンの塩化物イオンCl-になっている。
N
a
→

N
a

+

+

e

−

{\displaystyle \mathrm {Na} \rightarrow \mathrm {Na} ^{+}+\mathrm {e} ^{-}}
C
l
+
e
−

→
C
l
−

{\displaystyle \mathrm {Cl+e^{-}\rightarrow Cl^{-}} }
この

Na
+

{\displaystyle {\ce {Na+}}}
 と

Cl
−

{\displaystyle {\ce {Cl-}}}
 との電気的な引力(クーロン力)によって、分子が互いに引き付け合い

Na
+

{\displaystyle {\ce {Na+}}}
と

Cl
−

{\displaystyle {\ce {Cl-}}}
が交互に配置することによって

NaCl

{\displaystyle {\ce {NaCl}}}
 の結晶が作られている。
このように、陰イオンと陽イオンによる電気的な引力による結合をイオン結合といい、そのイオン結合をしている陰イオンと陽イオンからなる結晶をイオン結晶(ionic crystal)という。イオン結晶では、陽イオン(positive ion)と陰イオン(negative ion)が規則的に配列をしている。
イオン結合は非金属元素と金属元素の化合物で発生しやすい。元素の電気陰性度の差が1.8以上の場合はイオン結合になると考えていい。
イオン結合の電気的な引力は強いためイオン結晶の融点は高い。イオン結晶は電気を通さないが、イオン結晶を加熱して溶融したものや、イオン結晶を水に溶かした水溶液は電気を通しやすい。これは、自由に動けるようになったイオンが電気を通すためである。
イオン結晶は分子では無いため分子式を持たないが、イオン結晶を構成する原子数の比を使った組成式で表すことが出来る。イオン結晶の組成式では左側に陽イオン、右側に陰イオンを書く。
例えば、塩化ナトリウムは、ナトリウムイオンと塩化物イオンが1:1の割合で構成されているため、その組成式は

NaCl

{\displaystyle {\ce {NaCl}}}
 である。
一般に、陽イオン

A

m

+

{\displaystyle {\ce {A^{\it {m}}{}^{+}}}}
 と陰イオン

B

n

−

{\displaystyle {\ce {B^{\it {n}}{}^{-}}}}
 のイオン結晶の組成式は

A

n

B

m

{\displaystyle {\ce {A_{\it {n}}B_{\it {m}}}}}
 となる。なぜなら、イオン結晶は全体で電気的に中性であるため、陽イオンの価数 × 陽イオンの個数 = 陰イオンの価数 × 陰イオンの個数　が成り立つためである。
イオン結晶の名称は、陰イオン、陽イオンの順に、そのイオンの名前をつなげることで命名する。ただし、「-(物)イオン」の部分は省略する。
例えば、

NaCl

{\displaystyle {\ce {NaCl}}}
 は塩化物イオンとナトリウムイオンの組み合わせなので、名前は塩化ナトリウムである。
Na
2

SO
4

{\displaystyle {\ce {Na2SO4}}}
 は硫酸イオンとナトリウムイオンの組み合わせなので、名前は硫酸ナトリウムとなる。
共有結合は、おおむね、以下のような仕組みである。
例として、水素分子での水素原子どうしの結合で説明する。
ここで注意すべきなのは、電子どうしには引力が生じない、ということである。原子核どうしにも引力は生じない。あくまでも電荷の異なる粒子どうしの、原子核と電子とが電気引力を及ぼしているのである。同種の電荷である原子核どうしには反発力が生じている。同様に、同種の電荷である電子どうしにも反発力が生じている。
このように価電子を仲立ちとして、電子を共有することによって生じる結合を共有結合(covalent bond)という。
対電子は、なにも結合だけではなく、１個の原子の電子殻上でも、価電子が多い場合は、対電子が生じる。
たとえば、L殻の原子では、5個の価電子を持つN原子は1組の電子対をもつ。6個の価電子を持つO原子は2組の電子対をもつ。7個の価電子を持つF原子は3組の電子対をもつ。比較のため、同じL殻のC原子を例に出すと、4個の価電子を持つC原子は0組の電子対をもつ。
電子対は、必ずしも全てが結合に寄与するわけではない。結合に寄与する電子は、他の原子の価電子と対を作る場合のみである。したがって、同じ原子内の電子どうしで対を作っている場合は結合に寄与しない。このような同じ原子内の価電子どうしで対を作っている電子対を非共有電子対（ひきょうゆうでんしつい,shared electron pair）という。
対を作らない価電子を不対電子(unpaired electron)という。
たとえばL殻の原子では、4個の価電子を持つ炭素原子Cは不対電子を4個もつ。5個の価電子を持つ窒素原子Nは不対電子を3個もつ。6個の価電子を持つ酸素原子Oは不対電子を2個もつ。7個の価電子を持つフッ素原子Fは不対電子を1個もつ。
なお、K殻原子である水素原子の不対電子は1個である。
共有結合を行う電子は、不対電子である。たとえば4個の不対電子をもつ炭素原子Cは、水素Hと結合してメタン CH4 を作る事ができる。
3個の不対電子を持つ窒素原子Nは、水素原子Hと結合すれば、アンモニアNH33 を作ることができる。
また、水素との結合のように、各原子が1個ずつ相手原子に不対電子を提供して共有電子対になった結合を単結合（たんけつごう）という。
構造式では単結合を1本の棒線で表す。たとえば水素分子は
である。棒線の1本あたり、1組の共有電子対を表している。
なお、このような共有電子対を表す線を価標（かひょう,bond）という。
ニ酸化炭素CO2 でのCとOと結合を考える。不対原子は、O原子には2個あり、C原子には4個ある。
そうすると、1個のC原子と1個のO原子との結合に参加する不対原子は、O原子からは2個であり、C原子からはOの不対電子の相手をするC原子の不対電子が2個ほど必要である。
そうすると、結合は4個の不対電子から2対の共有電子対が形成される。このように2対の共有電子対が形成される結合を二重結合(double bond)という。
構造式で表す場合、二重結合は = のような、上下の長さが等しい2本線で表す。（つまり2本の価標である。）棒線の1本あたり1組の共有電子対を表している。
ニ酸化炭素CO2の構造式は
である。
なお、構造式は、分子の実際の形には対応しない。あくまで構造式は共有電子対の共有の様子を表示したものである。
たとえば窒素分子N2のN原子どうしは3組の共有電子対で結合している。3組の共有電子対による結合を三重結合(triple bond)という。構造式では、3本の価標で表す。
アンモニアNH3を水や濃塩酸HClと反応させるとアンモニウムイオンNH4+が生じる。
これはアンモニアの非共有電子対に、水素イオンが吸引された結果である。水素イオンは価電子を放出して正電荷になっているので、電子に引きつけられる。
このように非共有電子対に、価電子が空のイオンが吸引されてできる結合を配位結合（はいい けつごう ,coordinate bond）という。
NH4+の結合について、アンモニウムイオンNH4+の持つ結合N-Hの4個の結合は、4個とも同等であり、配位結合したあとは区別できない。
このような理由から、配位結合は共有結合の一種と見なされる。
水H2Oや、希塩酸などの酸性溶液では、少しだけイオン化をしていて、H3O+とOH-とにイオン化をしている。このH3O+は、H2OにHが配意した配位結合である。このH3O+をオキソニウムイオン(oxonium ion)という。
水素分子H2や塩素分子Cl2のように同種の原子の共有結合で出来た結合において、電子対はどちらにも片寄らず、したがって電荷はかたよらない。
このような電荷の片寄りのない分子を無極性分子（むきょくせいぶんし,nonpolar molecule）という。
いっぽう、塩化水素分子HClでは、塩素に電子は片寄っている。その結果、H原子は、すこしばかりの正の電荷 δ+ を持ち、塩素原子は少しばかりの負の電荷 δ－ を持つ。このように分子内に電荷の片寄りのある状態を極性（きょくせい,polarity）と言い、極性の有る分子を極性分子(polar molecule)という。
ニ酸化炭素CO2ではC=Oの結合には極性があるが、分子全体ではO=C=Oが直線上の形状のため、2個のC=O結合の極性同士が反対向きになり、極性が打ち消し合う。したがって、分子全体ではニ酸化炭素は極性をもたない無極性分子である。このように原子数が3子以上の場合は、分子の形状が極性に関係してくる。
水H2Oは極性分子である。分子全体では折れ線の形になっている。
メタンCH4は無極性分子であり、正四面体の構造をとる。正四面体の4個の頂点に対応する位置に水素原子Hがあり、正四面体の中心に対応する位置に炭素Cがある。
16族原子のOと結合したH2Oは、同じ16族原子との化合物のH2SやH2Seとくらべて、沸点が特に高い。
17族のFとの化合物のHFは同じ17族原子の HCl などとくらべて沸点が特に高い。
15族のNとの化合物のNH3も同様に、他の同属化合物より沸点が特に高い。
このような現象の仕組みを述べる。
O、F、Nとも電気陰性度の高い元素である。
例としてHFを解説する。フッ化水素HFはフッ素の電気陰性度が大きく、電子はフッ素に吸引される。この結果、水素原子は静電荷にかたよる。この大きく分極した水素を仲立ちとして、周囲のHF原子のFを吸引することで、物質全体として強い結合をする。
これを水素結合(hydrogen bond)という。水素結合は、相手の原子がO、F、Nなどの電気陰性度の高い場合である。
電気陰性度が3番目に高いClは、原子半径が大きいため、電荷密度が小さい。そのため、水素結合は起こらない。
金属では、電子は金属全体を動ける。電子殻の視点で見れば、実際に電子殻を周辺の多くの原子と共有している。共有結合と違って特定の原子間で電子を共有しているのでは無い。金属原子は、電子の広がらせやすさが大きい。
金属内の電子は、その結晶全体を動け、特定の原子には拘束されない。このような電子を自由電子(free electron)という。
また、自由電子による金属同士の結合を金属結合(metallic bond)という。
金属の特徴的な性質は、展性と延性や金属光沢、また、熱や電気を伝えやすいといったようなものがある。
金属を強く叩く加工をすると、箔状に広げることが可能だが、箔状に広げても、金属がつながったままで、割れたり切れたりしにくく、叩いても金属がつながったままで広げやすい性質を展性（てんせい,ductility）という。また、金属を伸ばして線状に引き伸ばしても、切れにくくつながったままの性質を延性（えんせい,malleability）という。
この展性や延性は、自由電子による。金属結合が自由電子による結合なので、加工によって変形をしても、原子の配列が変わっただけで、金属全体では自由電子を共有しつづけるので、金属結合を維持し続けるからである。
金属には光沢が有る。これは、金属表面で光の反射が起こるからである。より正確に言うと、光をいったん吸収して、その直後に再放出をするので、反射をする。金属によっては、全ての波長を反射せずに波長の一部の光を吸収するので、その結果、金属は色みを帯びて見えることになる。
銀では、ほぼすべての入射光を反射するので、銀白色に見える。（白色とは、可視光の波長が全て揃っている光の状態である。）
銅や金など、色づいて見える金属は、入射光の一部の波長の光を金属が吸収している事による。
金属は自由電子の働きで熱や電気をよく伝えるため導体である。さらに、単体のケイ素Siや、ゲルマニウムGeのように、導体と絶縁体の中間的な性質をもつものを半導体という。
金属は一般に温度が高くなればなるほど電気抵抗が大きくなる。これは、金属原子の熱運動が激しくなり、自由電子の移動を妨げるためである。また、金属の中には、低温状態で電気抵抗が0になるものがあり、この現象を超伝導という。


高等学校の学習＞高等学校理科＞化学基礎＞物質量
原子の質量は非常に小さく、1個単位で扱うのは非常に煩雑である。そこで化学ではふつう、6.0×1023個をひとまとまりにして原子・分子などを数える。この6.0×1023個のまとまりを1molと呼ぶ。「mol」は「モル」と読む。molは原子や分子の、まとまりを表す単位である。
1個、2個、……と「個」の単位で数えたものを数というのに対して、1mol,2mol,……と「mol」の単位で数えたものを物質量（ぶっしつりょう, amount of substance）という。
1mol、すなわち6.0×1023という数値は、12gの炭素の中に含まれる炭素原子12Cの数にほぼ近い。しかし、厳密には少し質量がずれるので、相対的に、12Cが1molの相対質量を12と定義する。なお、1molに相当する6.0×1023という数値この数値はアボガドロ定数(Avogadro constant)と呼ばれ、記号NAを用いて表す。
ある原子Aについて、炭素12Cの相対質量を12とおいた時の、その原子Aの質量の相対値を原子量（げんしりょう, atomic mass）と呼ぶ。よって、原子量には単位を付けない。
正確に言うと、原子量の計算には、同位体も考慮する。たとえば天然の炭素Cは安定同位体が2種類あり、12Cと13C（相対質量は13.003）がある。存在比は、12Cが98.90%に対し、13Cが1.10%なので、炭素Cの原子量は、
よって炭素Cの原子量は12.01である。
分子についても、質量の基準として12C=12を基準とした相対質量で表す。この分子の相対質量を分子量（ぶんしりょう, molecular mass）という。分子量の大きさは、原子を構成する各々の原子の、原子量の総和である。
H2Oの分子量は18.0である。H2SO4の分子量は 98.1である。CO2の分子量は 44.0 である。
塩化ナトリウムNaClのようにイオン結晶構造をとる化合物は1個の分子のような単位粒子の形を取らない。金属結晶も同様に単位粒子の形を取らない。これ等の化合物は、組成式の中に含まれる原子の原子量の総和を相対質量として、この組成式を構成する原子の原子量の総和を式量（しきりょう, formula weight）という。
物質1molあたりの質量のことをモル質量(molar mass)といい、単位[g/mol]を用いて表す。ある物質のモル質量は、その物質の原子量・分子量・式量にg/molをつけたものである。
気体は、物質の種類にかかわらず、温度0℃かつ圧力101kPaていどの状態(これを標準状態という)のもとでは1molの体積は22.4Lになる。単位の L はリットルのことである。
101kPaは、通常の大気の平均的な気圧である。「kPa」とは圧力の単位Pa（パスカル）の、キロパスカルである。
1kPaとは1000Paである。 101.3kPaとは、1.013×105 Paである。
中学で「気圧は平均で1013hPa」とならったが、高校や大学の物理学や化学では、ケタの多い場合の圧力単位にはhPa（ヘクトパスカル）ではなく、kPa（キロパスカル）を使う機会が多い。
なお、やや古い単位だが100kPaていどの圧力のことを「1気圧」といい、1atmと書くことも昔はあった。（atmは「アトム」と読む。1atmは「いちアトム」と読む。）
高校の検定教科書でも、近年では「0 °C，1.013×10⁵ Pa」と温度と圧力を明記するスタイルになってきている[1]。初出のページでだけ「標準状態」という用語を教え、あとのページでは数値を明記する編集方針を検定教科書会社が行っている。
1molというのは、原子の数を示す単位である。
例えば、リンゴを6個入れた箱が、3箱あると考えると、合計でリンゴは 6×3=18個 あることになる。
つまり、箱の数と実際のリンゴの数には関係があるが、箱の数とリンゴの数は同じ数値で表現できるものではない、ということである。
原子を仮にa個集めたとしよう。このとき、この原子の集まりが、原子量に重さの単位であるグラムを付けただけの質量を持つとしたらどうだろう。
例えば、H2は分子量2であり、これをある個数あつめたときにちょうど2ｇになったとしたら、このある個数は非常に重要ではないだろうか？ なぜなら、どの原子や分子でも、その数分だけ集めれば、その質量数にｇを付けた質量を持つのだから。
このように、本来ならばとらえにくい原子や分子を、まとまった個数にして扱おう、というのが物質量、すなわちmolの考え方である。
ある物質がある液体に溶かし込まれて均一に混じりあったとき、このような現象を溶解と呼ぶ。このとき溶かし込んだ物質を溶質(solute)と呼び、溶かした物質を溶媒(solvent)と呼び、できた液体を溶液(solution)と呼ぶ。
ある溶液の濃度の表し方には2通りある。質量パーセント濃度は溶液の質量に対する溶質の質量を百分率で表したものである。また、モル濃度は、溶液1リットル中の溶質の物質量を表したものである。
イオン結晶が水へ溶解して、陽イオンと陰イオンに分かれることを電離(ionization)という。水溶液で電離する物質を電解質(electrolyte)という。これに対し、電離しない物質を非電解質ということもある。
水素と酸素が反応して水ができるなど、化学結合が変化してある物質が異なる物質に変化することを化学変化（化学反応）という。これに対して、水が蒸発して水蒸気になるなど、物質を構成する粒子そのものが変化しない状態変化を物理変化という。ここでは主に化学変化のみを扱う。物理変化については、高等学校化学Ⅱ/物質の三態を参照すること。
化学変化を表した式を化学反応式(chemical equation)という。
化学反応式では左辺に変化前の物質（反応物）の化学式を、右辺に変化後の物質（生成物）の化学式を書き、矢印「→」でつなぐ。さらに、それぞれの化学式の前に係数をおいて全体の原子の比率があうようにする。触媒などの変化しない物質は記述しない。
化学反応式では係数の比と物質量の比が等しい。
化学反応式における量的関係は、以下のような基礎法則がもととなっている。


高等学校の学習＞高等学校理科＞化学基礎＞酸と塩基の反応
塩酸HCl 、硫酸H2 SO4 、硝酸HNO3 、酢酸CH3 COOH などの水溶液は、次のような性質を示す。
このような性質を酸性（さんせい、acidity）といい、水溶液が酸性を示す物質を酸（さん、acid）という。または、その酸の溶液を簡略化して酸という。
酸は、次のような性質を持つことが多い。
酸性の溶液に対して、水酸化ナトリウムNaOHのように、酸性の溶液に添加することで、その酸性の性質を打ち消す種類の物質がある。このような酸性を打ち消す性質を塩基性（えんきせい、basic）またはアルカリ性（alkaline）という。また、水溶液が塩基性を示す物質を塩基（base）という。塩基性の物質には以下のような特徴がある。
酸性を示さなければ塩基性も示さない物質の性質を中性（ちゅうせい,）という。塩基性の物質が酸性を打ち消して、溶液を中性にすることを中和（ちゅうわ、neutralization）という。また、塩基性の溶液に、酸を加えて溶液を中性にさせることも中和という。
例えば、酢酸、塩酸、硫酸などは酸であり、水酸化ナトリウム、アンモニアなどは塩基である。さまざまな水溶液が、酸性や塩基性や、そのどちらでもない中性といった性質を持つ。
1887年、スウェーデンの化学者アレニウスは、酸と塩基を次のように定義した。
「酸とは、水に溶けて水素イオンH+を生じる物質であり、塩基とは、水に溶けて水酸化物イオン OH− を生じる物質である。」
塩化水素HClや硫酸H2SO4は、水溶液中で次のように電離して、水素イオン H+ を生じる。
アレニウスの酸の定義の提唱よりも後の研究では、水素Hは単独で塩基と電荷のやりとりを生じているのではなく、オキソニウムイオン H3O+ として、電荷の授受をしていることが明らかになった。たとえば、塩酸の場合は以下の様な式である。
しかし書式では、簡略化のため、特別にオキソニウムイオン(oxonium ion)を強調したい場合を除いて、酸の水素イオンは単にH+と書くことが多い。
アレニウスによる酸と塩基の定義の後、彼の定義では例外の物質があり、不都合なことが分かってきた。たとえば、アンモニアNH3は分子中には水酸基OHを含んではいないが、塩酸HClなどの酸を中和する能力をアンモニアは持ち、明らかにアンモニアは塩基性を持つと見なせることが分かってきた。このような例に基づき、そこでブレンステッド(デンマーク)とローリー(イギリス)は、アレニウスの酸・塩基を拡張して、1923年に、次のように酸と塩基を定義した。
「酸とは、水素イオンH+を与える分子・イオンである。塩基とは、水素イオンH+を受け取る分子・イオンである。」
今日（西暦2023年）における、酸と塩基の化学上の定義は、このブレンステッドの定義に近い定義である。
ブレンステッドの定義によると、塩酸HClが水H2Oに溶解して電離する反応では、水H2Oは水素イオンを受け取りオキソニウムイオンになるので、水H2Oを塩基と見なせる。
いっぽう、アンモニアが水に溶解して電離する反応では、水H2Oは、アンモニアに水素イオンを提供し、水酸化イオンOH-になるので、水は酸と見なせる。
このような例から、ブレンステッドの定義では、水は反応する相手によって酸として働いたり、塩基として働いたりする物質(両性物質)になる。
酸では、化学式中に含まれる水素原子のうち、H+イオンになることのできる水素原子数を酸の価数（かすう、degree of acidity）という。たとえば塩酸HClでは価数は1である。酢酸CH3COOHの価数は1である。酢酸のCH3の基の部分のイオンにはならず、酢酸でイオンになるのはCOOHの部分に含まれる水素Hのみである。硫酸H2SO4の価数は2である。
塩基では、化学式中に含まれる水酸化物イオンOH-の数を塩基の価数 (degree of basicity) という。または塩基1化学式が受け取ることができるH+イオンの数ともいえる。例として水酸化ナトリウムNaOHの価数は1である。水酸化カルシウムCa(OH)2の価数は2である。
塩酸と酢酸は、ともに1個の酸であるが、同じモル濃度のこれらの酸に亜鉛を加えると、塩酸のほうが酢酸より激しく水素を発生する。この反応は、次のイオン反応式で表されれるが、H+
イオンの濃度は、塩酸のほうが非常に大きいためである。
水に溶けて陽イオンと陰イオンを生じる物質を電解質（でんかいしつ、electrolyte）という。電解質の水溶液で溶けている電解質全体の物質量に対して、そのうち電離している電解質の物質量の割合を電離度（でんりど、degree of electrolytic dissociation）という。
電離度αを式であらわせば、
電離度α= (電離した電解質の物質量)/(溶解した電解質の物質量)
である。電離度αの値は 0<α≦1 である。
電離度は温度によって変わる。
酸の強さの定量化は、電離度を用いて定量化ができる。塩酸HClや硫酸HNO3などは電離度が、塩酸の電離度は約0.9、硝酸の電離度は約0.9、などと電離度が1に近く、このように電離度の大きい酸を強酸（きょうさん、strong acid）という。
いっぽう、酢酸CH3COOHの電離度は0.01程度と非常に小さく、このように電離度の小さい酸を弱酸（じゃくさん、weak acid）という。
塩基の強さについても、電離度を用いて定量化される。水酸化ナトリウムNaOHの電離度は約0.9であり、水酸化カリウムKOHの電離度は約0.9である。これら水酸化ナトリウムのように、電離度の大きい塩基を強塩基(strong base)という。アンモニアは電離度の観点からは、アンモニアの電離度が約0.01と低い。アンモニアのように電離度が低い塩基を弱塩基(weak base)という。
強酸や強塩基のように電離度の高い電解質のことを強電解質という。
弱酸や弱塩基のように電離度の低い電解質のことを弱電解質という。
溶液中で、多価の酸が水素イオンを電離するときは、段階的に１個ずつ水素イオンを電離をしている。 たとえば２価の酸である硫酸では、以下のように電離をする。
このように段階的に多段階に電離することを、多段階電離という。
一般に、多価の酸の電離度は、第2段階以降の段階の電離度と比べて、第1段階の電離度がもっとも大きい。
硫酸の場合も第一段階の電離度が、もっとも大きい。
いっぽう、多価の塩基が電離するときについては、事情が異なる。たとえばイオン結晶である水酸化カルシウムCa(OH)2の水に溶けて生じた電離では、１段階でまとめて電離をする。
純水の水は、わずかであるが電離をしていて、水素イオンH+と水酸化物イオンOH-を生じて、電離平衡（でんりへいこう）の状態になっている。このとき、水素イオン濃度[H+]と水酸化物イオン濃度[OH-]は等しく、25℃で1.0×10-7[mol/l] となっている。
水の電離は[H2O]の値はほぼ一定で、定数とみなせる。これより、[H+]と[OH-]の積の値も温度一定のときに一定値となる。この値を水のイオン積（ion product）といい、Kwで表す。イオン積Kwは以下の関係にある。
このイオン積の値が成り立つのは、水だけでなく、酸や塩基や他の中性の水溶液でも同様に、水素イオン

[
H
+

]

{\displaystyle \mathrm {[H^{+}]} }
と水酸化イオン

[
O
H
−

]

{\displaystyle \mathrm {[OH^{-}]} }
とのイオン積

[
H
+

]
[
O
H
−

]

{\displaystyle \mathrm {[H^{+}][OH^{-}]} }
は一定で、1.0×10-14 [mol2/l 2]が成り立つ。また、値の1.0×10-14 [mol2/l 2]は常温付近での値であり、温度がかわると少しだけ値が変わるが、常温付近ならば桁の10-14のところまでは変わらないので、実用上は一定値1.0×10-14 [mol2/l 2]と見なすことが多い。
この

[
H
+

]

{\displaystyle \mathrm {[H^{+}]} }
や

[
O
H
−

]

{\displaystyle \mathrm {[OH^{-}]} }
といったイオン濃度の概念を用いると、水溶液における酸性の定義や塩基性の定義を以下のように数値的に定義できる。
水溶液における酸性とは、水素イオン濃度

[
H
+

]

{\displaystyle \mathrm {[H^{+}]} }
が水酸化イオン

[
O
H
−

]

{\displaystyle \mathrm {[OH^{-}]} }
よりも大きい状態である。
同様に、水溶液の中性や塩基性も、イオン濃度で定義できる。
水溶液の酸性は、水素イオン濃度[H+]が大きいほど強くなり、塩基性は水酸化物イオン濃度[OH-]が大きいほど強くなる。
[H+]の値は広い範囲で変化するため、扱いにくい。そこで、[H+]の常用対数をとって、それに負符号を付けたものを用いて、酸性／塩基性の程度を表す。この値を水素イオン指数といい、pHで表す。pHの読みは「ピーエイチ」またはドイツ語読みで「ペーハー」と読む。日本語訳ではpHを水素イオン指数(hydrogen ion exponent)ともいう。
pHの値がpH=7ならば中性である。
pHの値は塩基性になるほどpHが高くなる。pHが7より高いpH>7の状態では塩基性である。pHがとりうる最大値は理論上では14である。pH=14のときは、 [H+]=10-14 である。
pHの値は酸性になるほどpHが低くなる。pHが7より低いpH<7の状態では酸性である。pHがとりうる最大値は理論上では0である。pH=0のときは、 [H+]=100=1 である。
水酸化イオン[OH-]の対数をとったものをpOHという。（「ピー オーエイチ」と読む）
pHとpOHについて、イオン積から次の公式が成り立つ。
あるいは
物質の中には、水溶液に接触させた時に、水溶液のpHの値によって色が変化するものがある。このような物質はpHを調べるのに用いることができるので、これらの物質のうちpHを調べる物質として実用化されている物質をpH指示薬(pH indicator)という。いわゆるリトマス試験紙もpH指示薬に含まれる。またリトマス試験紙のように、pH指示薬を試験用の紙に染み込ませて用いる事が多い。このようなpH指示薬を染み込ませてある紙をpH試験紙(pH indicator paper)という。
pH指示薬は、その物質によって、色を変えるpHの範囲が限られている。たとえば、メチルオレンジはpH=3.1以下では赤色で、そこからpHが高くなると黄色味を増していき、pH=4.4では橙黄色である。pH=4.4より高いpHでは橙黄色のまま、ほとんど色が同じなので、このpHの範囲では指示薬として用いられない。
このように指示薬の色が変わるpHの範囲を変色域（へんしょくいき）という。
pHを正確に測定するには、電位差を測定する方法が用いられる。そのための測定機器としてpHメータがある。
酸と塩基が反応すると、酸から生じるH+と塩基から生じるOH-が結びついてH2Oとなり、互いの性質が
打ち消されるこのような変化を中和という。
たとえば、塩酸HClと水酸化ナトリウムNaOH水溶液の反応は、次のように表される。
また中和後の反応液を蒸発させると、塩化ナトリウムNaClの結晶が得られる。
NaClのように、中和反応で生じる酸の陰イオンと塩基の陽イオンとからなる化合物を塩（えん）という。
中和反応は、次のようにまとめられる。
'注意'　この分類は、塩の水溶液の液性とは無関係なので要注意。
例　NaHCO3は、酸性塩だが水溶液は塩基性。
　　NH4Clは、正塩だが、水溶液は酸性。
この単元「酸と塩基の反応」の内容は、詳しくは化学Ⅱの「化学平衡」などに続く。


銅Cuの粉末を空気中で加熱すると、銅が空気中の酸素と結合して、酸化銅(II) CuO が得られる。
このように物質に酸素が化合することを酸化（oxidation）という。酸素が化合した物質については、その物質は酸化されたという。酸化によって生成した生成物を酸化物という。以上のような酸化の反応を酸化反応という。
つぎに、この酸化銅の粉末を耐熱ガラスなどに入れ、水素を通じながら加熱をすると、粉末は赤褐色の銅に戻る。
これは酸化銅から水素が酸素を奪い、もとの銅に戻した現象である。
このように、ある物質が酸素を失うことを還元（reduction）という。このような還元の反応を還元反応という。この銅の還元反応では、水素は逆に酸化をして水になっている。このように酸化反応と還元反応は、同時に起こる。そこで、これら同時に起こる酸化反応と還元反応とをまとめて、酸化還元反応という。
銅の電荷を考えると、還元されることによって、酸素に吸引されていた電子が銅に戻り、銅は電子を獲得している。
このような考えのもと、還元の定義を拡張して、原子が電子を獲得することを還元という。また、原子が電子を放出することを酸化という。
この化合の際の、原子の電子の授受に基づく定義で酸化と還元とを定義すると、酸素と化合しない反応の場合にも、酸化の定義を拡張できる。同様に、原子の電子の授受に基づいた定義で、水素と化合しない反応にも、還元の定義を拡張できる。
このように、普遍的に物質の酸化と還元とを判別するには、電子の授受で考える。
酸化と還元とをまとめると、以下のようになる。
酸化とは
1. 酸素を得る(化合する)こと
2. 水素を失うこと
3. 電子を失うこと
還元とは
1. 酸素を失うこと
2. 水素を得ること
3. 電子を得ること
（マグネシウムが酸化(酸素が化合)して酸化マグネシウムになった）
この化学反応式は以下の２つのイオン半反応式に分解することができる。
酸化還元反応の化学反応式は、まず半反応式をつくり、それを足し合わせることで作る。
イオン結合では、電子の授受の方向が判別しやすいが、いっぽう共有結合からなる化合物の化合反応では、電子の授受の方向が判別しづらい場合が多い。そこで、共有結合のような、電子の授受の方向が判別しづらい場合でも、酸化の度合いを定義できるように、次のような酸化数（oxidation number）という概念が考えられた。
（例）
単体の水素H2の酸化数は0である。単体の酸素O2の酸化数は0である。単体の炭素Cの酸化数は0である。単体のFeの酸化数は0である。
（例）
Na+の酸化数は+1。Cl-の酸化数は(-1)。Al3+の酸化数は+3。
（例）
H2Oの酸化数の総和は0である。実際に総和を計算すると、水素原子の酸化数(+1)×2と、酸素原子の酸化数(-2)の和であり、確かに、酸化数の総和は (+1)×2+(-2)=0 となる。
酸化還元反応で、相手の物質から電子を奪って酸化をする物質を酸化剤という。また、相手の物質に電子を与えて還元をする物質を還元剤という。
主な酸化剤と還元剤とその反応は次の表の通りである。
これらの酸化剤・還元剤とその反応は覚えておくと良い。この際、酸化剤・還元剤が還元・酸化される前後の物質のみを覚えていればその反応が分かる。
例えば、二クロム酸カリウムが還元される反応は二クロム酸イオンが

Cr
2

O
7

2
−

⟶
Cr
3
+

{\displaystyle {\ce {Cr2O7^2- -> Cr^3+}}}
 と変化することさえ覚えておけば、次のように両辺で原子の個数、電荷の和が等しいことより、その反応式が導ける。
金属元素の単体を水または水溶液に入れたときの、陽イオンのなりやすさをイオン化傾向（ionization tendency）という。
例として、亜鉛Znを希塩酸HClの水溶液に入れると、亜鉛Znは溶け、また亜鉛は電子を失ってZn2+になる。
一方、銀Agを希塩酸に入れても反応は起こらない。
このように金属のイオン化傾向の大きさは、物質ごとに大きさが異なる。
今度は、銅を希塩酸の溶液に入れてみた場合を考える。この場合は、なにも反応しない。
以上の例では、銅と銀のイオン化傾向の大きさの大小は不明である。
そこで、銅と銀のイオン化傾向を比べるための実験例として、硝酸銀AgNO3の溶液に、銅線や銅板などの銅の固体を添加する。ここでは、銅板を添加したとしよう。すると、銅板の表面に銀が付着し、銀が析出する。いっぽう、この硝酸銀の溶液中では銅板は陽イオンとなり溶ける。溶液は、しだいに青くなるが、この青色は銅イオン溶液の色である。
以上の変化を反応式で書くと、
なお、この反応で生じた銀を、生じ方が樹木が伸びるように析出した銀が伸びることから銀樹（ぎんじゅ）という。
いっぽう、今度は溶液を変え、硫酸銅 H2SO4 の溶液に銀板Agをいれても、なにも析出せず、なにも変化は起きない。
これらのことから、銅は銀よりもイオン化傾向が大きいであろうことが予測できる。
また溶液を変え、硫酸銅の水溶液に亜鉛板Znを添加すると、亜鉛の表面に銅が析出する。このことから、亜鉛Znは銅Cuよりもイオン化傾向が大きいことが予想できる。
さまざまな溶液や金属の組み合わせで、イオン化傾向の比較の実験を行った結果、イオン化傾向の大きさが決定された。
左から順に、イオン化傾向の大きい金属を並べると、以下のようになる。
金属を、イオン化傾向の大きさの順に並べたものを金属のイオン化列という。
水素は金属では無いが比較のため、イオン化傾列に加えられる。
金属原子は、上記の他にもあるが、高校化学では上記の金属のみのイオン化列を用いることが多い。
イオン化列の記憶のための語呂合わせとして、
「貸そうかな、まあ、あてにすな、ひどすぎる借金。」
などのような語呂合わせがある。ちなみにこの語呂合わせの場合、
「Kか そう かCa なNa、まMg あAl、あZn てFe にNi す なPb、ひH2 どCu すHg ぎAg る 借金Pt,Au。」
と対応している。
Mgは希塩酸とも強く反応し、水素を生じる。
（KやCaについては、溶媒の水そのものと激しく反応するので、ここでは考察対象から外される。）
Al,Zn,Feは希塩酸 HCl や希硫酸 H2SO4 とも反応し、水素を発生する。
Pbは希酸とは反応しない。
Cu,Hg,Agは塩酸や希硫酸には溶けない。これを溶かす酸には、硝酸HNO3か、熱した濃硫酸が必要である。
Pt,Auは硝酸や濃硫酸では溶けない。これを溶かす酸は、王水（おうすい、ラテン：aqua regia）と呼ばれる、濃塩酸と濃硝酸の混合液を、体積比が塩酸3：硝酸1の体積割合で混合した混合酸で溶ける。
Al,Fe,Niなどは濃硝酸とは表面に緻密な酸化物の被膜を作るため反応しない。このような金属の状態を不動態(アルマイト)という。
電池の化学反応


この単元では、イオン同士が結合する仕組みと、結合したイオンからなるイオン結晶について学ぶ。
生成されたイオンには大きく分けて陽イオンと陰イオンがあった。これらのイオンは静電気力(クーロン力)で引き合って結びつく。このようにしてできた結びつきをイオン結合という。例えば、陽イオンのNa+と陰イオンのCl-はイオン結合をしてNaCl(塩化ナトリウム)となる。
個体のNaClは、同じ数のNa+とCl-が交互に並んだ構造になっている(図を参照のこと。紫色の球はNa+を表し、緑色の球はCl-を表す。)。このように、多くの粒子が規則正しく配置されている個体のことを結晶といい、そのうち、イオン結合によるものをイオン結晶という。イオン結晶は、全体としては電気的に中性となる。イオン結晶を表すには組成式が用いられる。組成式は化学式の一種であり、同じく化学式の一種である分子式との違いは、物体がイオン結晶を取るか否かである。(つまり、H2Oは分子式であり、NaClは組成式である。)このような違いが存在するのは、分子には区切りがあるのに対し、イオン結晶には区切りがないためであり、イオン結晶を化学式で表すのに最小単位を取ろうとしたためである。
　粒子同士の結合のうち、イオン結合は強い結合であるため、イオン結晶は融点が高く、硬い。しかし、外部からの力には弱い。これは、外部からの力によって結晶がずれ、陽イオンや陰イオン同士が隣り合うことで反発するためである。また、結晶のままでは電気は導かないが、水溶液にしたり、融解させると電気を導くようになる。
結晶を構成する粒子の規則正しい配列構造を結晶格子といい、この結晶格子の最小の繰り返し構造を単位格子という。右の図は、塩化ナトリウムNaClの単位格子を表しており、Cl-に最も近いNa+の数は6であり、このように、ある粒子に最も近いほかの粒子の数を配位数という。NaClにおけるNa+とCl-の配位数は、ともに6である。
　図より、塩化ナトリウムの単位格子に含まれるイオンの数は、点に

1
8

{\displaystyle {\frac {1}{8}}}
個、辺に

1
4

{\displaystyle {\frac {1}{4}}}
個、面に

1
2

{\displaystyle {\frac {1}{2}}}
個含まれているため、次のようになる。
Na+:

1
4

×
12
+
1
×
1
=
4

{\displaystyle {\frac {1}{4}}\times 12+1\times 1=4}
　　Cl-:

1
8

×
8
+

1
2

×
6
=
4

{\displaystyle {\frac {1}{8}}\times 8+{\frac {1}{2}}\times 6=4}

よって、それぞれ4つづつあるので、イオンの数の比は Na+:Cl-=1:1 となり、組成式はNaClとなる。
金属結合では、原子は規則的に配列をして結晶を作る。金属の結晶の配列を結晶格子（crystal lattice）といい、その結晶格子の最小となる単位を単位格子（unit cell）という。 その結晶は主に3種類ある。列記すると、
である。
単位格子の中に1個の原子があり、単位格子の立方体の8頂点にあるそれぞれの原子は単位格子の中に

1
8

{\displaystyle {\frac {1}{8}}}
 存在する。
したがって、単位格子中の原子の数は
1
8

⋅
8
+
1
=
2

{\displaystyle {\frac {1}{8}}\cdot 8+1=2}
立法体の隅の原子は、格子に属する部分の大きさが球の

1
8

{\displaystyle {\frac {1}{8}}}
である。これが8か所ある
面の中央の原子は、大きさが、球の

1
2

{\displaystyle {\frac {1}{2}}}
 である。これが6か所ある。
したがって、単位格子中の原子の数は
六方最密構造の所属原子数は、図から分かるように、2個である。
結晶構造で1個の原子に最近接している原子が何個かを表した数を配位数（coordination number) という。結晶格子の種類によって配位数は決まる。配位数の計算では、単位格子の図では省略された隣の格子の近接原子の数も考慮しなければならない。
たとえば、面心立方格子では配位数は12である。 配位数の算出の数え方では、まず単位格子を見る。単位格子の図だけだと面心立法格子では、面の中心の原子には8個が近接しているが、この図はあくまでも単位格子だけの原子を表したものにすぎない。実際の結晶配列では、単位格子のとなりには同じ配列の格子が繰り返しているので、そのような単位格子の図では省略された近接原子の数も考慮しなければならない。図示で省略された分の近接原子数も数えると、省略された最近接原子は、4個である。
なので、配位数は
となるので、面心立方格子の配位数は12である。
つぎに体心立方格子の場合に配位数を考えよう。 「体心」という名の通り、単位格子の立体の中心にある原子に注目する。 まず、他に格子の図上だけで見た、格子中央の原子の最近接原子数は8である。
つまり、体心立方格子の配位数は8である。
6角形の真ん中の原子に注目すると計算がラクである。 まず、単位格子図上では9個と接触している。（6角形の6個と、下の3個）。6角計の上の3個を足して、合計12個である。 よって六方最密構造の配位数は12である。
密度を求めるには、単位格子の1辺あたりの長さを知らなければならない。もし、原子半径 r と、単位格子の1辺あたりの長さ l には、図からわかるように、次の関係がある。
体心立方格子の場合、原子半径rと、単位格子の1辺あたりの長さ l との関係式は、図のように三平方の定理より、
よって
である。
面心立方格子の、原子半径rと、単位格子の1辺あたりの長さ l との関係式は、三平方の定理より、
である。
単位格子中に原子の占める体積の割合を 充填率（じゅうてんりつ） という。充填率を計算で求めるには、定義どおりに、単位格子中の体積を、単位格子の体積で割れば、求まる。
まず、単位格子中の原子の体積は、以前の節で説明したように、原子2個ぶんの体積である。
つまり体積は、
である。
そして、 体心立方格子の場合の原子半径rと、単位格子の1辺あたりの長さ l との関係式は、前の節で計算したとおり、
なので、代入するなどして連立方程式を解けば、充填率が求まる。
よって体心立方格子の充填率は 68％ である。
よって面心立方格子の充填率は 74％ である。


物質は温度・圧力によって物質の状態が変化する。物質自体は同じであり、状態だけ変わるので物理変化である。化学変化とは違うので注意すること。
どの物質にも、固体・液体・気体の3つの状態がある。これを 物質の三態（さんたい、three states） という。
一般に、物質の温度や圧力を変化させていくと、物質の状態が変わる。
物質の三態は、物質を構成する粒子の集合する状態によって決まり、粒子の熱運動の激しさと、分子に働く引力との関係によって決まっている。
・固体から液体になる変化を融解、液体から気体になる変化を蒸発(気化)と呼ぶ。気体から液体になる変化を凝縮(液化)、液体から固体になる変化を凝固と呼ぶ。固体から気体になる変化を昇華、気体から固体になる変化を凝華という。
状態が変わっても物質の名前は変わらない。ただし例外として水(H2O)がある。水は固体を特別に氷、液体を水、気体を水蒸気と呼ぶ。また、液体窒素など慣用的に呼ばれるものもある。ただしどのような状態でも化学式は変わらない。
また、純物質において固体が液体になる温度は物質ごとに決まっており、その温度をその物質の融点と呼ぶ。同様に液体が気体になる温度をその物質の沸点と呼ぶ。大気圧での水の融点は0度、沸点は100度である。
ふつうの純物質は、温度と圧力が決まると、その状態が決まる。
温度と圧力によって、その物質がどういう状態をとるかを表した図を状態図（phase diagram）という。
図に、水の状態図と、二酸化炭素の状態図を表す。
図の中央付近にある3本の曲線が交わったところは三重点(triple point)といい、気体・液体・固体の状態が共存する。
なお、図中にある 1.013×105Pa は、大気圧である。図より、大気圧で水の融点は0℃、沸点は100℃であることが分かり、たしかに実験事実とも一致してる。
また、物質の温度と圧力を高めていき、温度と圧力がそれぞれの臨界点（critical point）を超える高温・高圧になると、その物質は超臨界状態（supercritical state）という状態になり、粘性が気体とも液体ともいえず（検定教科書の出版社によって「気体のような粘性」「液体のような粘性」とか、教科書会社ごとに記述が異なる）、超臨界状態は、気体か液体かは区別できない。
二酸化炭素の超臨界状態ではカフェインをよく溶かすため、コーヒー豆のカフェインの抽出に利用されている。
物質はどんなに冷却しても、-273.15℃(0K)までしか冷却しない。この温度のことを絶対零度（ぜったい れいど）という。（※ 詳しくは『高等学校物理/物理I/熱』で習う。）


実際の気体はボイル・シャルルの法則は、高温・低圧の場合はよく当てはまるが、低温・高圧の場合には、ずれが大きくなってくる。ボイル・シャルルの法則が、厳密に成り立つ気体を考えると、計算の都合がいい。このような、ボイル・シャルルの法則が厳密に成り立つ想像上の気体のことを理想気体（ideal gas）という。現実の気体を実在気体という。
分子の大きさと分子間力を考慮して、理想気体の状態方程式を改良したファンデルワールスの状態方程式がある。
ファンデルワールスの状態方程式は、
である。a,bは定数であり、aが分子間力、bが分子の大きさを反映したものである。
まず式中のaの係数について考えよう。
係数の

+

n
2

v
2

{\displaystyle +{\frac {n^{2}}{v^{2}}}}
が分かりづらいかもしれないが、プラス符号がついているのは、分子間力によって圧力が減少するからであり、そのためには、符号をプラスにする必要がある。
では、

+

n
2

v
2

{\displaystyle +{\frac {n^{2}}{v^{2}}}}
 をどう解釈するかを述べる。
先に結論を述べるが、
である。
では、この結論を導く。
まず、このような気体中の、ある1つの分子に作用する分子間力の大きさは、その分子の近くにあるまわりの分子の数に比例するので、よって、ある1つの分子に作用する分子間力の大きさは、気体の濃度

c
=

n
v

{\displaystyle c={\frac {n}{v}}}

に比例する。
そして、すべての分子が、このような分子間力を作用しあっている事を考慮する必要があるが、しかし分子間力の性質として、近くどうしの分子のみを考えれば充分なので、現実的には、単位体積中の分子数で計算する事になる。
単位体積中の分子数とは、つまり、その気体のモル濃度

c
=

n
v

{\displaystyle c={\frac {n}{v}}}
 である。
（なお、理想気体の式 pv＝nRT は、

P
=
c
R
T

{\displaystyle P=cRT}
と変形できたことも、思い出そう。）
結局、

+

n
2

v
2

{\displaystyle +{\frac {n^{2}}{v^{2}}}}
は、単に、
という計算である。
さて、bの係数について考えよう。
ボイル・シャルルの法則

P
V
=
n
R
T

{\displaystyle PV=nRT}
での体積Vとは、何かというと、これは気体分子が動ける空間である。だったら、それぞれの分子が動ける空間の体積は、その分子以外の他分子の体積を減算する必要がある。一般の気体の分子数は膨大なので他分子の数はn[mol]に比例すると見て良い。こうして、他分子の体積を減算した、気体分子が動ける分だけの体積

(
V
−
n
b
)

{\displaystyle (V-nb)}
を考慮すればよい。
このような気体における、上述のようなファンデルワールス方程式のような実験結果をひきおこす分子間力の原因は何だろう？
読者の高校生は、化学Iで「ファンデルワールス力」を習ったと思う。
このファンデルワールス力こそが、このような実在気体での、分子間力の原因だと考えられてる。
分子や原子では瞬間的な分極が頻繁に起きていて、つまり、瞬間的に、プラス電荷とマイナス電荷が分子の両端に発生していて、ほかの分子と電気的な引力をおよぼしあっている、・・・というような説が、定説である。(量子力学などによるエネルギーの「ゆらぎ」が、その瞬間的な分極の起きる根拠とされている。）
分極の影響は、たとえば磁石なら遠くにいくほど、測定位置から両極の距離がほぼ同じになり、そして反対符号のN極とS極の磁力が打ち消しあうので、磁石全体の影響は逆2乗よりも急激に減少していく。このような原理で、分極では、遠くの物体の影響は無視できるのである。
反応しあわない分子式の異なる気体を混合させた複数種の気体を、一つの密閉した容器に混ぜた気体を、混合気体という。
混合して生じた混合気体の圧力を、その混合気体の全圧という。
例として、２種の気体Aと気体Bを混ぜた混合気体を考える。混合気体の各成分AとBをそれぞれ別に、Aだけにして同じ容器に同じ温度で入れた時の圧力を気体Aの分圧（ぶんあつ）という。同様に、気体Bを気体Bだけにしておなじ容器に同じ温度で入れたときの圧力を気体Bの分圧という。
気体Aの分圧を

p
A

{\displaystyle p_{A}}
 として、気体Bの分圧を

p
B

{\displaystyle p_{B}}
 とすると、全圧pと分圧の間に次の関係が成り立つことが知られている。
p
=
p
A

+
p
B

{\displaystyle p=p_{A}+p_{B}}
このような、「全圧は分圧の和に等しい。」という関係式をドルトンの分圧の法則という。
気体成分が3個以上の場合でも、同様の結果が成り立つ。３種の場合は、気体A,B,Cについて、全圧と分圧の関係は、
p
=
p
A

+
p
B

+
p
C

{\displaystyle p=p_{A}+p_{B}+p_{C}}
である。気体成分の種類の数に関わらず、これらの「全圧は分圧の和に等しい。」という関係式をドルトンの分圧の法則という。
分圧の法則は、「混合気体でも、状態方程式が各成分単独の場合と同様に成り立つ」と仮定すれば、状態方程式から分圧の法則を導出できる。この法則は、気体成分の種類が何種類でも成り立つが、説明のため、気体成分は3種類と仮定しよう。混合気体の物質量について、以下のような関係が導出できる。
n
=
n
A

+
n
B

+
n
C

{\displaystyle n=n_{A}+n_{B}+n_{C}}
これを示そう。まず、状態方程式より、全圧の状態方程式を表すと、
p
v
=
n
R
T

{\displaystyle pv=nRT}
である。
このとき、分圧と物質量は、分圧の定義より、次の式になる。
p
A

v
=
n
A

R
T

{\displaystyle p_{A}v=n_{A}RT}
p
B

v
=
n
B

R
T

{\displaystyle p_{B}v=n_{B}RT}
p
C

v
=
n
C

R
T

{\displaystyle p_{C}v=n_{C}RT}
これ等の３個の式を足し合わせると
(
p
A

+
p
B

+
p
C

)
v
=
(
n
A

+
n
B

+
n
C

)
R
T

{\displaystyle (p_{A}+p_{B}+p_{C})v=(n_{A}+n_{B}+n_{C})RT}
これを、pv=nRTで割ると、
p
A

+
p
B

+
p
C

p

=

n
A

+
n
B

+
n
C

n

{\displaystyle {\frac {p_{A}+p_{B}+p_{C}}{p}}={\frac {n_{A}+n_{B}+n_{C}}{n}}}
また、物質量の

n

{\displaystyle n}
 と、

n
A

+
n
B

+
n
C

{\displaystyle n_{A}+n_{B}+n_{C}}
 との関係は、質量保存の法則より、以下の関係が成り立つ。
n
=
n
A

+
n
B

+
n
C

{\displaystyle n=n_{A}+n_{B}+n_{C}}
これより、
p
A

+
p
B

+
p
C

p

=

n
A

+
n
B

+
n
C

n

=
1

{\displaystyle {\frac {p_{A}+p_{B}+p_{C}}{p}}={\frac {n_{A}+n_{B}+n_{C}}{n}}=1}
つまり、
p
A

+
p
B

+
p
C

p

=
1

{\displaystyle {\frac {p_{A}+p_{B}+p_{C}}{p}}=1}
両辺に分母を掛けて
p
A

+
p
B

+
p
C

=
p

{\displaystyle p_{A}+p_{B}+p_{C}=p}
これは、分圧の法則に他ならない。
かくして、ドルトンの分圧の法則は導出された。
混合気体の物質量の総和に対する、各成分の物質量の比をモル分率という。
たとえば、３種類の混合気体A,B,CにおけるAのモル分率は

n
A

n

{\displaystyle {\frac {n_{A}}{n}}}

である。
同様に、Bのモル分率は、

n
B

n

{\displaystyle {\frac {n_{B}}{n}}}

である。
モル分率と全圧について、次の関係式が成り立つ。
各成分の分圧は、全圧にその成分のモル分率を掛けたものに等しい。
p
A

v
=
n
A

R
T

{\displaystyle p_{A}v=n_{A}RT}
 ・・・(1)
p
v
=
n
R
T

{\displaystyle pv=nRT}
 ・・・(2)
これより、(1)を (2)で割って、
p
A

p

=

n
A

n

{\displaystyle {\frac {p_{A}}{p}}={\frac {n_{A}}{n}}}
分母の全圧pを両辺に掛ければ、
p
A

=
p

n
A

n

{\displaystyle p_{A}=p{\frac {n_{A}}{n}}}
となり、命題「各成分の分圧は、全圧にその成分のモル分率を掛けたものに等しい。」を状態方程式から導出できた。以上。
水素H2などを水上置換法で集める場合を考える。水上置換法で集められる気体は、水蒸気の混じった混合気体である。捕集した気体の圧力には、水蒸気の分圧が含まれている。
この例の水素の場合、水素のみの分圧を求めたい場合は、捕集した気体の全圧から、水蒸気の分圧を差し引く必要がある。
つまり水素の分圧

p

H
2

{\displaystyle p_{H_{2}}}
は、全圧

P

{\displaystyle P}
から水蒸気の分圧

p

H
2

O

{\displaystyle p_{H_{2}O}}
を差し引いた値になる。
p

H
2

=
P
−
p

H
2

O

{\displaystyle p_{H_{2}}=P-p_{H_{2}O}}
大気圧下での水蒸気圧については表などで与えられるので、それを利用する。なお、参考値を言うと、温度t=27℃で、水蒸気圧は、およそ3.6kPa、あるいは単位を変えれば27mmHgである。
酸素と窒素のまじった大気中の空気などのように、２種類以上の気体が混在してる時、この混合気体を、仮に１種類の気体からなると仮定して、その気体の分子量[mol]を算出したものを平均分子量という。たとえば、空気は混合気体であり、主成分の窒素と酸素の物質量[mol]の割合が、
窒素：酸素＝4:1
であるが、モル質量が窒素28g/molであり、酸素は32g/molなので、空気の平均分子量は
28.0[g/mol] ×

4
5

{\displaystyle {\frac {4}{5}}}
 + 32.0[g/mol]×

1
5

{\displaystyle {\frac {1}{5}}}
= 28.8[g/mol]
となる。
実際にはアルゴンやニ酸化炭素なども含まれているので、これより少し式や値は変わるが、ほとんど同じ値になる。
以上の例では、大気中の空気を例に平均分子量を解説したが、なにも空気で何くても平均分子量は必要に応じて定義される。


水 H2O に、塩化ナトリウム NaCl を、混ぜると、塩化ナトリウムは水中に拡散していき、やがて肉眼では見えなくなる。そして、混ぜた食塩の量が少なければ、水中にも食塩は沈殿しない。このように、液体に混ぜた物質が、沈殿や凝集物を作らず、液中に拡散することを溶解（dissolution）という。そして、水のように他のものを溶解する物体を溶媒（ solvent）という。塩化ナトリウムのように溶けた側の物質を溶質（ solute）という。
溶媒が液体の場合に、溶解によって生じた均一な混合液体を溶液（solution）という。
この例の場合は、食塩の量をもっと増やすと、やがて、かき混ぜても、溶けきらずに、時間が経てば底に食塩の沈殿が貯まるようになる。
このように、一定量の溶媒に溶ける溶質の量には限度がある。この溶ける限度の限界まで、溶質が溶けている状態の溶液を飽和溶液（saturated solution）という。これに対して、溶質がまだ溶ける溶液を不飽和溶液という。
塩化ナトリウムNaClを水に溶かすと、ナトリウムイオンNa+と塩素イオンCl-のような、正負のイオンに分かれる。このように溶解の際に、イオンに分かれる現象を電離（でんり, ionizasion）という。そして、水に解けて電離する物質を電解質（でんかいしつ, electrolyte）という。
グルコースの溶液は、水に溶けても電解しない。このような水に溶けても電解しない物質を非電解質という。
電解現象と溶解とを混同しないように注意しよう。
電解質のうち、塩化ナトリウムの水溶液と、酢酸の水溶液との比較をすると、酢酸は溶解をするし電離もするが、塩化ナトリウムよりも電離しづらいことが分かっている。
電解質のうち、塩化ナトリウムのように電離をしやすい物質を強電解質という。酢酸のように、溶液中のイオンの電離が弱いが、電離をしている物質を弱電解質という。
水分子の酸素原子が分子中の電子を引き付けるため、酸素原子は負の電荷を帯び、水素原子は正の電荷を帯びる。このような分子を極性分子(polar molecule)という。
塩化ナトリウムを水に入れると、電離したそれぞれのイオン原子１個ずつについて、ナトリウムイオンNa+は水分子の陰性の酸素原子と引き合い、塩素イオンCl-は水分子の陽性の水素原子と引き合う。その結果、イオン原子は、周囲を水の分子によって囲まれる。
このように、溶質原子が水分子によって取り囲まれる現象を水和（すいわ, hydration）という。溶媒が水でない場合には、イオンが溶媒に取り囲まれるこのような現象は、溶媒和(solvation)と呼ばれる。
食塩の水和では、ナトリウムイオンでは隣に水分子の酸素原子の側が来る。塩素イオンでは、隣に水分子の水素原子の側が来る。
水和しているイオンを水和イオン(hydrated ion)という。
エタノールC2H5OHやグルコースC6 H12 O6 などは水に良く溶ける。このエタノールの分子は、分子中にヒドロキシ基 OH を持つ。エタノールでは、このヒドロキシ基の部分が、水分子と水素結合を生じて、エタノール分子が水和をする。グルコース分子も、実はヒドロキシル基を持っており、このヒドロキシ基の部分が、水分子と水素結合を生じて、グルコース分子が水和をする。
このエタノール分子中のヒドロキシ基のように、水和されやすい原子団の部分を親水基（しんすいき, hydrophilic group）という。水和されやすい性質を親水性(hydrophilicity)という。
これに対して、ベンゼンC6H6などは水に溶けない。このような分子は極性をもたない無極性分子である。一般に、親水基を持たない無極性分子は、水には溶けない。
また、エタノール分子中のエチル基C2H5の部分は、極性を持たず、この部分は水和には寄与していない。この分子の他にも、一般の炭化水素CmHnは無極性で、水和には寄与しない。このような、炭化水素のみからなりエタノールと違って親水基を持たない炭化水素分子は水和されにくい。このような親水性をもたない原子団を疎水基（そすいき, hydrophobic group）という。水和されにくい性質を疎水性(hydrophobicity)という。
無極性分子からなるヨウ素I2やナフタレンC10 H8 は、無極性分子の液体であるベンゼンC6 H6や、四塩化炭素CCl 4 （テトラクロロメタン）には、よく溶ける。
このように無極性分子の物質は、無極性分子の液体に溶けやすい。いっぽう、極性分子の物質は、極性分子からなる水に溶けやすいのであった。
これらのように、一般に極性の似ている分子は溶けあいやすい。
ある一定の温度で、ある一定の質量の溶媒に対して、溶質を溶かして、溶質が溶けきる最大限の飽和溶液を得た場合、その飽和溶液に溶けている溶質の量を溶解度(solubility)という。つまり、溶解度とは、未混合の溶媒に対して、「この溶媒は、これから、どれだけの溶質を溶かせるか」という能力のことである。溶解度と濃度とは、別の概念なので、混同しないように。
溶解度の数値の表し方は、２種類ある。
一般的なのは、溶媒の質量100gに対して、溶かせる溶質の質量の割合[g/100g]、またはその溶質の質量[g]で定義する方法である。
溶解度の単位は、無次元で表す場合もあるが、無次元だと状況が分かりづらいという考えのもと、[g/100g]や、[g]などと表す場合もある。
溶解度は、溶媒の温度によって変化する。溶媒が水の水溶液の場合、水の温度によって、溶解度は変化する。
水に溶かす溶質では、一般に水の温度が高まるほど、ほとんどの溶質で、溶解度は高まる。ただし、例外的に水酸化カルシウムCa(OH) 2など、いくつかの分子では、温度上昇によって溶解度が下がる物質もある。
溶解度の温度変化をグラフで表したものを溶解度曲線(solubility curve)という。
不純物の混ざった混合物の固体に対して、その各成分の溶解度が大きく異なる場合は、その混合質を、熱した溶媒に飽和するまで溶かし、飽和後に冷却をしていけば、溶解度の小さい物質の側から先に、結晶が析出をしていくので不純物を取り除ける。このように、何らかの方法で溶質の結晶を析出させて不純物を取り除き精製する方法を再結晶法(recrystallization)という。
「再結晶」という語について、この例では、水溶液を用いた再結晶を紹介したが、「再結晶」とは、なにも水溶液にかぎらず、何らかの方法で結晶をいったん溶解または溶融させて、そのあとに結晶を析出させてえられた結晶ならば、一般に再結晶という。
なお、溶媒を冷却していく時に、あらかじめ他の実験で得られた、その物質の、平均的な溶解度を超えるまで冷やしても、析出しない場合がある。このように通常の溶解度を超えて溶質を含んでいる状態を過飽和（かほうわ, supersaturation）という。溶質を溶解度よりも過飽和に含んでいる溶液のことを過飽和溶液という。過飽和の状態は不安定であるので、過飽和溶液の場合は、少量の撹拌や振動などが加わるだけで、結晶の析出を始める。
溶質の種類によっては、再結晶法で結晶分子中に水分子が化合した結晶が得られる場合がある。このように結晶分子と化合している水を結晶水あるいは水和水という。結晶水は、加熱などによって除去できる場合が多い。
結晶から水和水を除去することを無水化などという。無水化して得られた結晶水を含まない固体を無水物（むすいぶつ, anhydride）という。
結晶が水和水を含む物質に対する溶解度の定義は、無水物の質量を、溶質の質量とみなして、溶解度を定義する。
砂糖水や食塩水は、100℃にしても沸騰しない。
不揮発性の溶質を溶媒に溶解させると溶液の沸点が上昇する現象を沸点上昇(boiling-point elevation)という。
純溶媒の沸点t1 [K]と溶液の沸点t2[K]との沸点の差Δtb=t2- t1 [K] を沸点上昇度(boiling-point elevation constant)という。
水が蒸気になる時に、水に溶けていた溶質は蒸気からは追い出され、蒸気には溶質は混じらない。このときに、溶質を追い出すためには、蒸気にエネルギーを与えなければならない。その結果、溶質がなかった場合より、高い温度にしないと沸騰しないのである。
沸点上昇Δtb は質量モル濃度c[mol/kg]に比例するので、式で書けば、
である。
なお、「質量モル濃度」とは、その溶媒 1kgあたりに溶けている、溶質のモル数のことである。
なお、沸点上昇度Δtbの比例係数をKb とした。比例係数Kb の単位は、[K/(mol/kg)]つまり[K・kg/mol]で定義される。この比例係数Kb　[K・kg/mol]をモル沸点上昇(molal boiling-point elevation constant)という。
真空ポンプなどで水が入った溶液の周囲の気体を減圧していくと、100℃にならなくても沸騰する。このときの気体圧を飽和蒸気圧(saturated vapor pressure)という。この飽和蒸気圧が、溶液では下がり、より減圧しないと沸騰しなくなる。このことを蒸気圧降下(vapor pressure depression)という。
砂糖水や食塩水を冷やしても0℃では凍らない。このように不揮発性の溶質を溶媒に溶かすと溶媒の凝固点が下がる。
水が氷になる時に、溶質を追い出す。このときに、溶質を追い出すためには、溶質の動きを押さえなければならない。その結果、溶質がなかった場合よりも低い温度にしないと氷にならないのである。
不揮発性の溶質を溶媒に溶解させると溶液の凝固点が下がる現象を凝固点降下(freezing-point depression)という。
純溶媒の凝固点t1 [K]と溶液の凝固点t2[K]との凝固点の差Δtf=t1- t2 [K] を凝固点降下度(freezing-point depression constant)という。
凝固点降下度は質量モル濃度 m [mol/kg] に比例するので、凝固点降下度 Δtf の比例係数を Kf としたとき、つまり
の比例係数 Kf の単位は、 [K/(mol/kg)] つまり [K・kg/mol] で定義される。この比例係数 Kf　[K・kg/mol] をモル凝固点降下(molal freezing point depression constant)という。
右図のように、冷却による温度変化と時間との関係をあらわしたグラフのことを冷却曲線という。
液体を冷却していって凝固点になっても、すぐには凝固しない。この状態を過冷却（かれいきゃく、supercooling）という。
冷却が進んで凝固点よりも少し温度が下がってから、凝固点まで温度が上がり、凝固が始まる。
凝固点降下と過冷却の関係は、右図のグラフのようになる。
セロハンは、水分子など小さな分子は通すが、スクロース分子などの大きな分子を通さない。このように、分子サイズの小さな分子を通し、分子サイズの大きな分子を通さない膜を半透膜（semipermeable membrane）という。
半透膜には、セロハン膜の他にも、動物の膀胱膜（ぼうこうまく）や、セルロースを硝酸でニトロ化した化合物の一種のコロジオン(collodion)という物質から作られるコロジオン膜や、生物の細胞膜がある。
ろ紙はセルロースなどの溶質を通してしまうため、ろ紙は半透膜ではない。
U字管の下部を半透膜で仕切って、片側に純水を入れ、もう片方にスクロース溶液を入れると、純水の一部がスクロース溶液の側に移動して、純水の液面が下がる。この現象を浸透という。このように両溶液に濃度差がある場合は、溶液を薄めて濃度差を無くそうとする力が働くので、この濃度差を無くそうとする力を浸透圧（osmotic pressure）という。
両液の水位を等しくするには、スクロース水溶液に圧力を加えないといけない。この圧力の大きさを浸透圧の大きさとする。
浸透圧を数値化する際や数式化する際に、純水を基準にして、純水と溶液との浸透圧を、単に浸透圧と言って用いる場合が多い。
絶対温度Tで、濃度c[mol/L]の溶液の浸透圧Π[Pa]は、気体定数をRとして、
Π = cRT
であることが知られている。
モル濃度c[mol/L]は、溶液中のモル数をn[mol]として、その体積をV[m3]とすれば、
である。（1L=1000cm3なので、モル濃度を体積に換算できる。）
これを浸透圧の公式に代入して、
という式が得られる。このように、気体の状態方程式 PV = nRT と似た形の式が得られる。この ΠV = nRT の式を浸透圧に関するファントホッフの式という。
直径がおよそ10-9mから、10-7mの粒子をコロイド粒子(colloid)という。デンプンはコロイド粒子である。
コロイド粒子はろ紙を通過できるが、半透膜を通過できない。
コロイド粒子が液体中に均一に分散している液をコロイド溶液という。
コロイド粒子を分散させている液体を分散媒（ disperse medium）といい、コロイド溶液中のコロイド粒子を分散質（ dispersoid）という。
セッケン分子は、親水性の水に水和しやすい部分と、疎水性の水とは水和しない部分とからなる。 疎水性の部分が、まるで疎水コロイドと同じように集まり、その結果としてセッケン分子は数百個ほど集まる。しかし、分子に親水性の部分があるので、まるで保護コロイドのように、セッケン分子は沈殿せず、コロイド溶液であり続ける。
このセッケン分子が凝集する際、親水性の部分を外側に向けて集まり、疎水性の部分は内側に向けて集まる。 セッケン分子の集合体のように、親水基と疎水基を持つ分子が、親水基を外側に向けて集合したものをミセルという。
このようなコロイドを会合コロイド（association colloid）という。会合コロイドは親水コロイドの一種に分類される。
デンプンやタンパク質の分子は大きく、分子1個でコロイド粒子として存在する。このようなコロイドを分子コロイド(molecular colloid)という。
溶媒には本来溶解しない不溶性物質が細かく分散される事によって構成されるコロイド。 炭素や水酸化鉄など疎水コロイドの多くを占める。
沸騰している水に、塩化鉄FeCl3 を少量ほど加えると、赤色の水酸化鉄Fe(OH)3 のコロイド溶液ができる。
Fe(OH)3 は水に不溶であり、これのコロイド溶液は不溶のFe(OH)3 が水に分散したものである。このような不溶の物質が分散したコロイド溶液を分散コロイド(dispersion colloid)という。
U字管にコロイド溶液を入れ、電極を用いて、直流電圧を掛けておくと、コロイド粒子はいっぽうの電極の側に移動する。
電気を用いて液体の中から特定の粒子を移動させる現象を電気泳動（electrophoresis）という。
このことから、コロイド粒子は電荷を帯びている事が分かる。コロイド粒子は溶液ごとに、正または負の電荷を帯びている事が分かる。
水酸化鉄 Fe(OH)3 は正に帯電している。コロイド粒子が正に帯電している場合を正コロイド (positive colloid)という。また水酸化アルミニウムAl(OH)3は正に帯電している。水酸化アルミニウムも正コロイドである。
一般に金属の水酸化物と液体との混合物がコロイド溶液になる場合は、正コロイドであることが多い。
負電荷び帯電するコロイドを負コロイド(negative colloid)という。負コロイドの具体例は、粘土、イオウS、CuS などの金属硫化物、デンプン,Au, Ag, Pt, などである。
コロイドが沈殿しないのは、この帯電によって、互いの粒子どうしを反発させているからである。
では、なぜコロイドが電荷を帯びるのか。水酸化鉄Fe(OH)3のコロイドが正に帯電するのは、化合物中のOH基の部分が、溶液中の陽イオンのH+あるいはFe+を吸引しやすいからだと考えられている。
セッケンのコロイドでは、コロイド粒子そのものがイオン化している。
セッケンは
と電離する。
水酸化鉄Fe(OH)3 のコロイド溶液に、少量の電解質を加えるとコロイドが沈殿する。
粘土のコロイド溶液に電解質を加えても同様に沈殿をする。
水酸化鉄は正コロイドであり、粘土は負コロイドであることから、この沈殿現象はコロイドが正負どちらの電荷でも生じる。
少量の電解質で沈殿するのは、最初に加えた電解質によって、コロイド粒子に反対符号のイオンが吸着し、その結果、分子間力が増えた結果、凝集しあって沈殿するからである。
このように少量の電解質で沈殿するコロイドを疎水コロイド(hydrophobic colloid)という。疎水コロイドが少量の電解質で沈殿する現象を凝析（ぎょうせき, flocculation）という。
海水の陽イオンによって粘土のコロイドが凝集する。これは地理で習う三角州の形成の原因である。
いっぽう、デンプンやタンパク質のコロイドは、多量の電解質を加えないと沈殿しない。このデンプンやタンパク質の化学式を見ると、-OH基や-COOH基や-NH2基などの基がある。これらは水と吸着しやすい親水性の原子団の親水基である。
このため、沈殿させるには、水との吸着を無くすために多量の電解質を加えて、溶液全体のイオンにおける、水の影響を薄めて吸着を無くさなければならない。電解質を加えても溶液全体の電荷の合計自体は同じだが、水素結合は、他の結合よりも強いことを思いだそう。
デンプンやタンパク質などのように、水和しているコロイドを親水コロイドという。
親水コロイドに多量の電解質を加えて沈殿させることを塩析（えんせき, salting out）という。
電気泳動に関して、親水コロイドは水和のため、疎水コロイドと比べて、親水コロイドは移動速度が小さい。
疎水コロイドと親水コロイドとを混ぜたコロイド溶液は、どういった特性を持つだろうか。
疎水コロイドが、電解質を加えても沈殿しにくくなる。
親水コロイドは疎水コロイドと吸着しても、親水コロイドの親水性のため、少量の電解質を加えても親水コロイドは沈殿しない。その親水コロイドと吸着した疎水コロイドは、吸着している親水コロイドが少量の電解質では沈殿しないため、一緒の疎水コロイドも少量の電解質では沈殿しない。
このように親水性の高い親水コロイドとの吸着を仲立ちとして疎水コロイドが沈殿しづらくなる現象を、親水コロイドによる保護あるいは保護作用といい、この親水コロイドによる疎水コロイドの保護を目的として加える親水コロイドを加えた場合、その親水コロイドを保護コロイドという。
保護コロイドの例として、タンパク質の一種であるゼラチンや、墨汁に含まれるニカワなどがある。
ゼラチンもニカワも親水コロイドでもある。
インキに含まれるアラビアゴムも保護コロイドである。ゴムというと、つい連想で輪ゴムのような固体状のものを連想しがちかもしれないが、このアラビアゴムの純物質は、多糖類であり、水溶性が高い親水コロイドである。
ゼラチンのコロイド溶液を冷やすと固体状に固まる。寒天のコロイド溶液を冷やすと固体状に固まる。
このようにコロイド溶液が冷えて固まったものをゲル(ドイツ語：Gel)という。
ゲルを乾燥させたものをキセロゲル(xerogel)という。高野豆腐やシリカゲルは、キセロゲルである。
乾かした寒天やゼラチンなどもキセロゲルである。キセロゲルを水につけると水を吸って膨らむ。これを膨潤（ぼうじゅん）という。
コロイド溶液とも言う。
コロイド粒子が分散している流動性のある溶液のこと。
コロイド粒子が光を散乱させ、光の通路が輝いて見える現象。
コロイド粒子が、熱運動する分散媒粒子に衝突されて行う不規則な運動。
水50mLとエタノール50mLを混ぜると、合計の容積は97mLになり、単独の液体の体積の単純な和よりも小さくなる。
これは、エタノール分子の方が水分子より大きいため、エタノール分子の間に水分子が入り込んでいるためである。


化学反応や状態変化に伴って熱エネルギーの出入りが起こる時の熱のことを反応熱(heat of reaction)という。反応熱には燃焼熱、溶解熱(heat of dissolution)、中和熱(heat of neutralization)、生成熱、融解熱、蒸発熱(heat of evaporation)、昇華熱などがある。熱量の単位にはJ(ジュール)を使う。反応熱の表記は、1molあたりの熱量（単位はkJ/mol）で表すことが多い。
化学反応式の右辺に反応熱を記し、両辺を等号で結んだ式を熱化学方程式(thermochemical equation)または熱化学反応式という。
たとえば、炭素（黒鉛）の1molを燃焼させた場合の熱化学方程式は次のようになる。
水素を燃焼させた場合、次のようになる。
反応熱は、上の式のように右辺に表す。
反応熱を測定するには、外部からの熱の出入りのない断熱した容器が必要である。反応熱などの熱量を測定するための測定器を熱量計という。反応熱の熱量計には、燃焼熱測定用のボンベ熱量計や、溶解熱測定用熱量計などがある。
ボンベ熱量計の測定原理は、試料を燃焼させた後に、容器内の水の温度変化を測定することで燃焼熱を測定する方式である。
図のように、固体の水酸化ナトリウムから塩化ナトリウムを生成する反応には2つの経路があるが、どちらの経路で合成を行っても、出入りする熱量（反応熱）の総和は同じである。
化学反応の反応熱は、反応途中の経過には影響しない。反応の始めの状態と反応の終わりの状態によってのみ、反応熱が決定する。このことをヘスの法則という。
水素分子1molに432kJのエネルギーを与えると、結合を切り離すことができる。この結合を切り離すのに必要なエネルギーは、結合の強さを表すと考えて、この結合の切り離しに要したエネルギーを結合エネルギー(bond energy)と言う。結合エネルギーは1molあたりのエネルギーで示されるのが通常である。
たとえば水素の結合の切り離しを熱化学方程式で表すと、以下の様になる。
検定教科書では、よく練習問題で、COの生成熱を求めさせる問題が出題される。
解法は、図より
よってCOの生成熱は 111 kJ/mol である。
気体や液体、固体などといった状態変化も同様に、経路によらず、発生する熱量の総和は一定である。
同じ結合でも、周辺の分子の配置や数によって、すこしだけ結合エネルギーが変わってくる。そのため、正確な結合エネルギーの値は、分子ごとに違ってくる。高校では、ふつう、これら周辺分子の影響は扱わないので、無視してよい。
以上の表での結合エネルギーは、おおよそのエネルギーであり、正確なエネルギーの値は分子ごとに違うので、学校のテスト問題などを解くときは問題文を参照のこと。
3個以上の分子は、結合の数が複数になる。この分子の全ての結合を切り離すのに必要なエネルギーを解離エネルギー(bond dissociation energy)という。通常は1molあたりの切り離しのエネルギー量で解離エネルギーを表す。
解離エネルギーは、その分子の持つ全ての結合の結合エネルギーの総和である。H2やO2などの結合を一個しか持たない分子では、結合エネルギーの値と解離エネルギーの値は一致する。
反応熱や生成熱は、反応の前後の物質の結合エネルギーが分かっている場合は、計算で求められる。その物質の、反応後の結合エネルギーの総和から、反応前の結合エネルギーの総和を引いた値で、反応熱を近似できる。
「近似」といったのは、分子間引力などの、結合の変化以外にもエネルギーが使われる場合があるからである。
である。
（※ 数研出版の教科書、第一学習社の教科書などで紹介されている。）
金属結合や、イオン結合の結晶、共有結晶（ダイヤモンド）などの、結晶を構成するために必要とされるエネルギーのことを「格子エネルギー」という。この格子エネルギーは直接には測定できないので、ヘスの法則で間接的に求める。
化学の用語で、「エンタルピー」というのがあるのだが、これは何かというと、エンタルピーとは、内部エネルギーUに、圧力Pと体積Vの掛け算 PV を足したもののことである。
物理学では、加えた熱エネルギーをQとすると、熱は物質内部に内部エネルギーUとして蓄えられて内部エネルギーの変化分ΔUに寄与するか、または体積変化による膨張の力学的仕事 PΔV を行うので、
のような公式が（物理学では）知られている。
さて、あまり学問的には深い意味が無いのだが、たいていの化学反応の実験では、普通、圧力が一定なので、
となる。
熱力学の別の理論で、もともとエンタルピーHという物理量があり、
と定義されている。これを差分形を下記のように式変形すると、
と式変形できるので、
もし圧力一定の環境なら、
とも表せる。
だが、あくまでも、圧力一定の環境でしか成り立たないので、あまり、この式に深い意味は無い。
なので、たとえば右に再掲したヘスの図の表などでは、縦軸の「エネルギー」のところを、「エンタルピー」と書いてもいい。


金属の水または水溶液中での、陽イオンへのなりやすさをイオン化傾向（ionization tendency）という。
硫酸銅

CuSO
4

{\displaystyle {\ce {CuSO4}}}
 水溶液に亜鉛板Znを入れると、亜鉛の表面に銅が付着する。これは、亜鉛Znは銅Cuよりもイオン化傾向が大きいため、

Zn

{\displaystyle {\ce {Zn}}}
 がイオン化し、

Cu

{\displaystyle {\ce {Cu}}}
  の単体が析出したためである。
銅と銀のイオン化傾向を比べるために、硝酸銀AgNO3の溶液に銅板を入れる。すると、銅板の表面に銀が析出する。いっぽう、銅は陽イオンとなり溶ける。この銅イオンのため溶液はしだいに青くなる。以上の変化を反応式で書くと、
なお、この反応で生じた銀を、生じ方が樹木が伸びるように析出した銀が伸びることから銀樹（ぎんじゅ）という。
また、硫酸銅 CuSO4 の溶液に銀板Agをいれても、変化しない。
これらのことから、銅は銀よりもイオン化傾向が大きいことがわかる。
さまざまな溶液や金属の組み合わせで、イオン化傾向の比較の実験を行った結果、イオン化傾向の大きさが決定された。
イオン化傾向の大きい金属を並べた金属のイオン化列は、以下のようになる。
水素は金属では無いが比較のため、イオン化列に加えられる。金属原子は他にもあるが、高校化学ではこの金属のイオン化列がよく使われる。
語呂合わせとして、
「リッチにかそうかな、まあ、あてにすんな、ひどすぎるハク金」
がある。
二種類の金属単体を電解質水溶液に入れ、極間を導線でつなぐと電池ができる。これはイオン化傾向が大きい金属が電子を放出して陽イオンとなって溶け、電子が導線を伝って、水溶液中のイオン化傾向の小さい金属のイオンが電子を得て析出するためである。
電子の流れ出す側の電極の金属を負極（negative electrode）という。電子を受け取る側の金属の電極を正極（positive electrode）という。
正極と負極の電位差を起電力という。正極で還元される物質を正極活物質、負極で酸化される物質を負極活物質という。
亜鉛板Znを入れたZnSO4水溶液と、銅板Cuを入れたCuSO4水溶液を、両方の溶液が混ざらないように素焼き板(溶液は混合しないがイオンは通過できる)などで区切った電池をダニエル電池（Daniell cell）という。素焼き板の間をSO42-が亜鉛板側に移動する。CuSO4水溶液は濃く、ZnSO4水溶液は薄い方がよい(Znの溶出が進み、Cuの析出が進む方向)。
陽極(負極)での反応
陰極(正極)での反応
電池式：(-) Zn| ZnSO4aq | CuSO4aq |Cu (+)
起電力：1.1 V
電池の電解液は液体なので、そのままでは持ち運びに不便である。電解液を糊状にして携帯できるようにした電池を乾電池（dry cell）という。
代表的な乾電池にマンガン乾電池（zinc–carbon battery）がある。
電池式：(-) Zn | ZnCl2aq, NH4Claq | MnO2,C (+)
起電力：1.5 V
反応式は、負極では亜鉛が以下のように反応して溶け出る。
正極の炭素棒は電子を媒介するだけで、炭素は反応しない。電子を受け取るのはMnO2である。
ダニエル電池や乾電池は、使用していると、だんだん起電力が低下し、再び電池として使えるようにすることは出来ない。このような電池を一次電池（primary cell）という。充電によって、放電時との逆反応が起こし、繰り返して使用できる電池を蓄電池または二次電池（secondary cell）という。
電池から電流を取り出している状態を放電（discharge）という。
鉛蓄電池は代表的な二次電池で、自動車のバッテリーなどに利用される。
電池式：(-) Pb | H2SO4aq | PbO2 (+)
起電力：2.1 V
放電
放電時の反応は、
負極：

Pb
+
SO
4

2
−

⟶
PbSO
4

+
2

e
−

{\displaystyle {\ce {Pb + SO4^2- -> PbSO4 + 2e^-}}}
正極：

PbO
2

+
4

H
+

+
SO
4

2
−

+
2

e
−

⟶
PbSO
4

+
2

H
2

O

{\displaystyle {\ce {PbO2 + 4H^+ + SO4^2- + 2e^- -> PbSO4 + 2H2O}}}
である。放電では、正極と負極の両方に、

PbSO
4

{\displaystyle {\ce {PbSO4}}}
 が付着する。電解液である硫酸は消費され、硫酸の濃度は低下していく。
充電時は放電の逆反応が起こる。
負極：

PbSO
4

+
2

e
−

⟶
Pb
+
SO
4

2
−

{\displaystyle {\ce {PbSO4 + 2e^- -> Pb + SO4^2-}}}
正極：

PbSO
4

+
2

H
2

O
⟶
PbO
2

+
4

H
+

+
SO
4

2
−

+
2

e
−

{\displaystyle {\ce {PbSO4 + 2H2O -> PbO2 + 4H^+ + SO4^2- + 2e^-}}}
鉛蓄電池の反応をまとめると次のようになる。
Pb
+
2

H
2

SO
4

+
PbO
2

⇌

c
h
a
r
g
e

d
i
s
c
h
a
r
g
e

2

PbSO
4

+
2

H
2

O

{\displaystyle {\ce {Pb + 2H2SO4 + PbO2 <=>[{discharge}][{charge}] 2PbSO4 + 2H2O}}}
放電時は、極板の質量が増加し、硫酸の濃度が減少する。
充電時は、極板の質量が減少し、硫酸の濃度が増加する。
水素などの陽極の燃料を、触媒を用いてイオン化させ、余った電子を取り出す電池。陽極の燃料が水素の場合は、陰極で酸素および回収した電子と反応し水になる。
様々な方式の燃料電池がある。
リン酸型燃料電池の場合、
電解質にリン酸水溶液を用いている。負極に水素を供給する必要があり、正極に酸素を供給する必要のある電池である。
負極で起きる反応は、
である。負極で生じた水素イオンが電解質を移動し、反対側の正極にまで達し、つぎの反応が起きる。
つまり、水素イオンが酸素によって酸化したわけである。つまり、水素イオンが燃焼したわけである。
この方式の燃料電池の反応式については、高校生はとりあえず、負極で水素が反応して水素イオンが発生することを、覚えておけばよい。そして、正極では酸素と反応して水が生じることを覚えておけばよい。
起電力は約1.2Vである。このリン酸型燃料電池は、酸素の酸化によって生じたエネルギーの一部を、電気エネルギーにしている装置として、解釈できる。
水の電気分解の、逆の原理であると、解釈してよい。
なお、正極と負極は多孔質になっており、水素や酸素を通過させられるようになっている。
この燃料電池の生成物が水なので、環境にやさしいと考えられおり、開発が進められていて、一部は実用化もしている。
また、反応源の水素を発生するためにも、電気分解などの電力エネルギーなど、なんらかのエネルギーが必要なことから、この電池は、水素のエネルギーを電気エネルギーに変換している装置として、解釈もできる。
アルカリ型燃料電池とは、電解質に水酸化カリウム KOH などを用いる方式である。
他に、固体高分子型や固体酸化物型などがある。
リチウムイオン電池は軽く、起電力が大きいので、携帯電話やノートパソコンなどに幅広く利用されている。
実用電池には上述した乾電池や鉛蓄電池の他にも、さまざまな電池があるが、イオン化傾向を利用しているということなどの基本的な仕組みは、あまり変わらない。
その他の実用されている化学電池には、
などがある。

銀電池は電圧が安定しているため、時計や電子体温計などに用いられる場合が多い。
リチウムは水と反応するので、電解質に水を使うことができない。このため、エチレンカーボネートなどの有機物を電解に用いる。
リチウム電池は長寿命のため、時計や電卓、心臓用ペースメーカなどに用いられている。
空気電池は軽量なので、よく補聴器に用いられている。購入時には、空気の侵入をふせぐシールが貼られている。使用し始める際には、シールをはがす。シールをはがすと放電が始まる。はがしたシールを貼り直しても、保存は効かない。
ニッケルカドミウム電池は電動工具などによく利用されている。カドミウムの有害性の問題があるので、生産量は減少しており、代替品としてニッケル水素電池に置き換えられていっている。
負極の水素吸蔵合金は、結晶格子の間に水素を取り込め、必要に応じて取り込んだ水素を放出できる。ニッケル水素電池は自動車のハイブリッドカーのバッテリーに用いられる。なお、水素記号のことを記号でMHと表す場合もある。
ボルタ電池
ボルタ電池は教科書では次のような説明がされるが、不正確な部分があるため、定期試験で出題されない限りは、覚える必要はない。
負極（亜鉛板）での反応
正極（銅板）での反応
ボルタの電池では、得られる両極間の電位差は、1.1Vである。起電力は、両電極の金属の組み合わせによって決まる物質固有の値である。
ボルタの電池の亜鉛板で起きている反応は、電子を放出することから酸化反応である。また銅板で起きている反応は、電子を受けとっているので還元反応である。
ボルタ電池の構造を以下のような文字列に表した場合、このような表示を電池図あるいは電池式という。
aqは水のことである。H2SO4aqと書いて、硫酸水溶液を表している。
ボルタ電池では、正極の銅板で発生する水素が銅板を包むので、銅板と溶媒とのあいだの電子の移動が妨げられる分極が起きる。このような分極を防ぐために酸化剤を溶液に加える。この分極を防ぐ目的で加える酸化剤を減極剤という。減極剤としては過酸化水素水 H2O2，またはMnO2，またはPbO2を使用する。
電解質の水溶液に、電極を2本入れて、それぞれの電極に、外部の直流電源から電気を通じると、各電極で水溶液中の物質に化学反応を起こせる。これを電気分解という。
電気分解で、直流電源の負極につないだ側の電極を陰極という。
電気分解で、直流電源の正極につないだ側の電極を陽極という。
陰極の電荷は、電源の負極から電子が送られてくるので、陰極は負電荷に帯電する。いっぽう、陽極の電荷は、正電荷に帯電する。
なお、電気分解の電極には、化学的に安定な白金 Pt や炭素 C などを用いる。
電気分解のさい、陽極では酸化反応が起こり、陰極では還元反応が起こる。
この電気分解の実用例として、金属の精錬に利用されている。
陰イオンのイオン化傾向は

NO
3

−

>
SO
4

2
−

>
OH
−

>
Cl
−

>
Br
−

>
I
−

{\displaystyle {\ce {NO3^- > SO4^2- > OH^- > Cl^- > Br^- > I^-}}}
である。語呂合わせとして、昇龍の水は演習用がある。
水溶液の電気分解では、水溶液中で、もっとも還元されやすい物質が電子を受け取り、還元反応が起こる。
電極がPt,Au,炭素の場合、イオン化傾向が OH- より小さい Cl-,I- ,Br- があれば、酸化されてCl2、I2などが発生する。
イオン化傾向が OH- より大きい SO42-、NO3- は酸化されにくいため、かわりにH2Oが還元される酸素O2が発生する。
塩基性溶液では、OH-が酸化されてO2が発生する。
白金や炭素以外の物質を陽極(Cuの場合が多い)にした場合、陽極が酸化されて溶け出す。
電極には、炭素電極または白金 Pt を用いる。塩化銅CuCl2水溶液では、陰極付近の水溶液では、電源から電子が送られてくるので以下の還元反応が起こり、陰極からは銅が析出する。
陽極では、電源へ電子が奪われるので、以下の酸化反応が起こり、陽極からは塩素が発生する。
電極には、白金 Pt を用いるとする。硫酸銅 CuSO4 水溶液。
陰極での反応は還元反応である。
陽極での反応は酸化反応である。
この硫酸銅での電気分解の現象は、銅の電気精錬に応用されている。
純水な水は電気を通さないので、導電性を高めるために硫酸か水酸化ナトリウムを加える。
H2とNaのイオン化傾向を比べた場合、Na>H2なので、陰極で還元されるのは水素イオンH+である。
陰極では、水素H2が発生。
工業的な水酸化ナトリウムの製造にはイオン交換膜法が使われている。
図のように陽イオン交換膜による隔壁でへだてて片方に陽極、もう片方に陰極の電極を配置する。
そして、陽極側にNaCl水溶液を入れる。電圧をなにも加えて無い状体では、NaイオンとClイオンに分離している。
そして電圧を加えると、電気分解が起きる。
陰極では
陽極では
という反応が起きる。
その結果、Cl-イオンが発生する。このCl-イオンは陽イオン交換膜を通れず、Cl-イオンはそのまま陽極側にとどまる。そしてCl-イオンは陽極のプラス電荷を受け取って塩素ガスになり気体となって排出される。
いっぽうで、Na+イオンはそのまま水溶液中にとどまり、また陽イオン交換膜を通過する。
いっぽう陰極側ではOH-は陽イオン交換膜を通過できないので、そのまま陰極側にとどまる。また、水素イオンH+は陰極で電荷を受け取り、水素ガスを発生して、排出される。
こうして、陰極側の溶液ではNa+イオンとOH-イオンばかりになる。
Naはイオン化傾向が水よりも大きいので、陰極ではNa+はイオンのままである。なので陰極では水H2Oだけが還元されてOH-ができる。
こうして、陰極ではNaOHの濃度の高い水溶液が得られる。この水溶液を濃縮することによって、水酸化ナトリウムNaOHが得られる。
以前は、アスベストなどをもちいた隔膜法（かくまくほう）が用いられていた。この隔膜法も、電気分解を用いる。濃い食塩水（塩化ナトリウム水溶液）を電気分解する方法で水酸化ナトリウムは生産できる。電気分解したときに、塩素の気体が発生するので、気体を排出することにより、溶液中にNa+イオンを多くさせている。
なお、陽イオン交換膜をもちいた方法とは違い、隔膜法の隔膜では塩素イオンも通過してしまうので、この方法では、得られる水溶液に不純物としてNaClが混ざる。
またなお、陽極は炭素Cである。陰極は鉄網Feである。隔膜の外部を鉄網で覆っている。
陽極では
陰極では
という反応が起きる。Naはイオン化傾向が水よりも大きいので、水が還元されてOH-ができる。
陰極で発生したOH-によってNaOHができるが、そのままだと陽極のCl2と反応してしまいNaClになってしまうので、NaとClとを結合させず隔離するために、隔膜としてアスベスト（「石綿」ともいう。）などでつくった多孔質の膜を用いる。アスベストは人体に有害である。
なお、水酸化ナトリウムのことを苛性ソーダ（かせい）ともいう。
銅の鉱石を、コークスCなどとの加熱反応で還元したものは、純度が約99％で、粗銅とよばれる。粗銅には、亜鉛や銀などの不純物が含まれるので、純度をあげためには、不純物を分離する必要があり、そのために電解が利用されている。
硫酸銅（II）水溶液をもちいる。そのさいの電極（陽極）に、純度をあげたい銅を用いる。つまり、粗銅を陽極に用いる。純度の高い銅を陰極に用いる。電気分解により、次の反応が起こる。
陽極からは、銅だけが溶け出すのではなく、イオン化傾向の大きい鉄や亜鉛やニッケルなども溶け出す。しかし陰極で析出するのは、ほとんど銅だけなので、よって陰極にて高純度の銅が得られる、という仕組みである。
粗銅中に含まれている銀や金はイオン化傾向が銅よりも小さいため、陽極の下に沈殿する。これを陽極泥（ようきょくでい、anode slime）という。
陰極には純度の高い純度99.99%程度の銅が析出する。これを純銅という。
アルミニウムやマグネシウムやアルカリ金属やアルカリ土類金属はイオン化傾向が大きいため、そのイオンをふくむ溶液を電気分解しても、アルミニウムなどの単体は得られない。そこで、イオン化傾向の大きい金属を電気分解で得たいときは、塩や酸化物を融解し、これを電気分解することで単体を得る。このような方法を、溶融塩電解（ようゆうえん でんかい）という。
酸化アルミニウムAl2O3の電気分解によって、アルミニウムが得られる。
酸化アルミニウムAl2O3は、鉱石のボーキサイト（Al2O3・nH2O）から、つくられる。そのボーキサイトからの酸化アルミニウムのつくりかたの説明は省略する（検定教科書でも、くわしい説明は省略）。Al2O3は、アルミナとも呼ばれる。
アルミニウムを得たい場合、アルミナAl2O3は融点 2072 °Cと非常に高いため、そのままでは融解させづらい。そこで融点を下げるため、氷晶石Na3 AlF6（融点 1012℃）を、割合が氷晶石9.5重量%ほど加えると、溶融温度が下がり、融点が約970℃になる。これを炭素電極によって電気分解によって、陰極で、アルミニウムができる。
陽極では、電極の炭素が空気中の酸素と反応して、COやCO2ができる。
この一連のアルミニウムの電解方法をホール・エルー法（Hall-Héroult process）という。
1A（アンペア）の電流が１秒間、流れこんで貯まったときの電気量を1クーロンという。記号はCである。
電気量をQ[C]とすると、電流i[A]で時間t秒の電流を流した場合は、Q[C]とi[A]とt[S]の関係は、
である。
1molの電子がもつ電荷は約96 500 Cである。そこで、この96 500 C/mol をファラデー定数（Faraday constant）という。
電子1個の電荷は
である。
計算を実際にしてみると、電子1個の電荷に、1モルぶんの粒子の個数を掛け算したものは、下記のように、たしかにファラデー定数になる。
この法則を、電気分解におけるファラデーの法則という。
AgNO3の電気分解では、電流1Fで物質量1molのAgが析出する。なぜなら、Agは1価であり、反応式は
のように反応するからである。
CuSO4の電気分解では、電流1Fで0.5molのCuが析出する。なぜなら、Cuは2価であり、反応式は
のように反応するから、銅を1分子析出させるのに電子が2個必要だからである。
H2SO4の電気分解では、電流1Fで0.5molのH2が発生する。反応式は
のように反応するから、水素H2を1分子発生させるのに電子が2個必要だからである。
これ等の例のように、発生物の物質量を求める場合の手順は、
というふうに計算する。


化学反応の反応速度は、注目した物質の変化の速度で表す。反応速度で濃度に着目するときは、モル濃度の変化速度で考えるのが一般である。
化学反応する物質Aが

Δ
t

{\displaystyle \Delta t}
 の間に濃度が

Δ
[
A
]

{\displaystyle \Delta [\mathrm {A} ]}
 変化したとすると、この反応速度

v
A

{\displaystyle v_{A}}
 は

v
A

=
|

Δ
[
A
]

Δ
t

|

{\displaystyle v_{A}=\left|{\frac {\Delta [\mathrm {A} ]}{\Delta t}}\right|}
  と表される。
ここで、絶対値がついているのは、反応速度を正の値にするためである。
Aが反応物で、Bが生成物の場合は、Aの濃度は減少するためため、

Δ
[
A
]
<
0

{\displaystyle \Delta [\mathrm {A} ]<0}
 なので、

v
A

=
−

Δ
[
A
]

Δ
t

{\displaystyle v_{A}=-{\frac {\Delta [\mathrm {A} ]}{\Delta t}}}
である。反応物Bの濃度は増加するため、

Δ
[
B
]
>
0

{\displaystyle \Delta [\mathrm {B} ]>0}
 より、

v
B

=

Δ
[
B
]

Δ
t

{\displaystyle v_{B}={\frac {\Delta [\mathrm {B} ]}{\Delta t}}}
  である。
具体的に、

H
2

+
I
2

⟶
2
HI

{\displaystyle {\ce {H2 + I2 -> 2HI}}}
 の反応速度について考えよう。
注目する物質が3種類あるので、濃度変化の速度の定義には、3通りの定義の仕方が生じる。物質によって、反応速度が違ってしまうと不便なので、そういうことが無くなるように、定義式で化学反応式の係数の逆数を濃度変化速度に掛けるのが一般である。
つまり、以上をまとめると、このHIの反応での３種類の物質の反応速度vの定義式は以下のようになる。
v
=
−

Δ
[
H
2

]

Δ
t

=
−

Δ
[
I
2

]

Δ
t

=

1
2

Δ
[
H
I
]

Δ
t

{\displaystyle v=-{\frac {\Delta [H_{2}]}{\Delta t}}=-{\frac {\Delta [I_{2}]}{\Delta t}}={\frac {1}{2}}{\frac {\Delta [HI]}{\Delta t}}}
なお、反応速度の単位には[mol/(l・分)]を用いるのが一般である。
以上は反応速度の定義式であった。
つぎに、実際の化学反応で、反応速度を性質を考えよう。まず、ヨウ化水素HIの生成の例で考えよう。水素[H]とヨウ素[I]の濃度を色々変えて実験された結果、次の結果が、実際の測定でも確認されている。
反応速度vは、左辺の反応物

[
H
2

]

{\displaystyle [H_{2}]}
と

[
I
2

]

{\displaystyle [I_{2}]}
の濃度に比例する。つまり、
v
=
k
[
H
2

]
[
I
2

]

{\displaystyle v=k[H_{2}][I_{2}]}
である。ただしkは、反応速度の比例定数。この式の意味を考えてみれば、反応が起こるには、反応に必要な物質どうしが接触または衝突することが必要なのであろうということが想像できる。
他の物質の化学反応の場合も考慮して、反応速度の一般の式を求めよう。
a[A]+b[B] +c[C]+  ・・・・ → x[X]+y[Y]+・・・・
となるとき、ほとんどの物質で、反応速度は次の式で表される。（「ほとんど」というように例外もある。例外の場合は後述する。まずは一般の場合から学習してほしい。）反応速度は、
v
=
k
[
A
]
a

⋅
[
B
]
b

⋅
[
C
]
c

{\displaystyle v=k[A]^{a}\cdot [B]^{b}\cdot [C]^{c}}
となる。
反応速度の式で、係数のaを[A]に乗じたりしているのは、たとえばa=3のときには、反応式
3[A] + b[B] ・・・・ → x[X]+y[Y]+・・・・
の式は、以下のように、
[A] + [A] + [A] + b[B] ・・・・ → x[X]+y[Y]+・・・・
のように書けるからである。
上記のような例に従わない場合の、代表的な例として

N
2

O
5

{\displaystyle N_{2}O_{5}}
がある。この物質の反応の仕組みも解明されているので、これを説明する。まず

N
2

O
5

{\displaystyle N_{2}O_{5}}
の反応式は、
2
N
2

O
5

→
2
N
2

O
4

+
O
2

{\displaystyle 2N_{2}O_{5}\rightarrow 2N_{2}O_{4}+O_{2}}
である。式から推定した反応速度vは、
v
=
k
[
N
2

O
5

]
2

{\displaystyle v=k[N_{2}O_{5}]^{2}}
である。しかし、実際の反応速度を測定した結果は、
v
=
[
N
2

O
5

]

{\displaystyle v=[N_{2}O_{5}]}
である。
では、次にこの謎を解明しよう。
じつは、

N
2

O
5

{\displaystyle N_{2}O_{5}}
 から

N
2

O
4

{\displaystyle N_{2}O_{4}}
 が生成される反応は、ひとつの反応では無いのである。
以下に示すような順序で、4個の反応が行われているのである。
N
2

O
5

→
N
2

O
3

+
O
2

{\displaystyle N_{2}O_{5}\rightarrow N_{2}O_{3}+O_{2}}
  ・・・・(1)
N
2

O
3

→
N
O
+
N
O
2

{\displaystyle N_{2}O_{3}\rightarrow NO+NO_{2}}
   ・・・・(2)
N
2

O
5

+
N
O
→
3
N
O
2

{\displaystyle N_{2}O_{5}+NO\rightarrow 3NO_{2}}
  ・・・・(3)
2
N
O
2

→
N
2

O
4

{\displaystyle 2NO_{2}\rightarrow N_{2}O_{4}}
	・・・・(4)
この一つ一つの反応を素反応（そはんのう）という。また、

N
2

O
5

{\displaystyle N_{2}O_{5}}
の反応のように、複数の素反応からなる反応を多段階反応という。
式(1)の左辺の反応物と式(4)の右辺の生成物を見ると、

N
2

O
5

{\displaystyle N_{2}O_{5}}
 と

N
2

O
4

{\displaystyle N_{2}O_{4}}
がある。これが反応速度の謎の正体である。
式（1）から式（2）、式（3）、式(4)のそれぞれの反応速度を、反応式から推定すると、
N
2

O
5

→
N
2

O
3

+
O
2

{\displaystyle N_{2}O_{5}\rightarrow N_{2}O_{3}+O_{2}}
   ・・・・(1)

v
1

=
k
1

[
N
2

O
5
]

{\displaystyle v_{1}=k_{1}[N_{2}O5]}
N
2

O
3

→
N
O
+
N
O
2

{\displaystyle N_{2}O_{3}\rightarrow NO+NO_{2}}
   ・・・・(2)

v
2

=
k
2

[
N
2

O
3

]

{\displaystyle v_{2}=k_{2}[N_{2}O_{3}]}
N
2

O
5

+
N
O
→
3
N
O
2

{\displaystyle N_{2}O_{5}+NO\rightarrow 3NO_{2}}
   ・・・・(3)

v
3

=
k
3

[
N
2

O
5

]
[
N
O
]

{\displaystyle v_{3}=k_{3}[N_{2}O_{5}][NO]}
2
N
O
2

→
N
2

O
4

{\displaystyle 2NO_{2}\rightarrow N_{2}O_{4}}
 ・・・・(4)

v
4

=
k
4

[
N
O
2

]
2

{\displaystyle v_{4}=k_{4}[NO_{2}]^{2}}
となる。実験の結果では、４つの素反応の中で、もっとも反応速度が小さいのは式（１）の反応であることが知られている。このように、多段階反応では、もっとも反応速度が遅い反応によって、全体の反応速度が決まる。
全体の反応を決定する素反応を律速段階という。
温度が増えると、常温付近では、だいたい10℃あがるごとに、反応速度が2倍から3倍程度になる。
この理由は、温度が増えると、活性化エネルギー以上のエネルギーをもつ分子が増えるからである。
触媒もまた、反応速度を変える。前の節で既に記述したので、必要ならば参照のこと。
化学者のアレニウスが、多くの物質の反応速度と温度との関係を調べた結果、実験法則として、以下の関係式が分かった。
反応速度定数kは、活性化エネルギーを

E
a

{\displaystyle E_{a}}
絶対温度をTとすると、以下の式で表される。
k
=
A
e

−
E
a

R
T

{\displaystyle k=Ae^{\frac {-E_{a}}{RT}}}
ここで、Rは気体定数、eはネイピア数である。
この実験式をアレニウスの式という。
たとえば、ヨウ化水素HIの生成の反応、つまり、ヨウ素Iと水素Hを容器に入れて高温にして起こす反応では、
H
2

+
I
2

→
2
H
I

{\displaystyle H_{2}+I_{2}\rightarrow 2HI}
では、なにも熱を加えない常温のままだと、反応は起こらない。また結合エネルギーの和は、左辺の

H
2

+
I
2

{\displaystyle H_{2}+I_{2}}
のほうが右辺の2HIの和より大きい。エネルギー的にはエネルギーの低いほうが安定なので、2HIのほうが安定なはずなのに、熱を加えないと、反応が始まらないのである。
この状態から察するに、化学反応をする原子は、もとの分子よりエネルギーの高い状態を経由する必要がある。
たとえば、ヨウ化水素の生成の反応
H
2

+
I
2

→
2
H
I

{\displaystyle H_{2}+I_{2}\rightarrow 2HI}
では、解離エネルギーにより推測される必要なエネルギーと、実際の反応に要するエネルギーが一致しない。解離エネルギーを考えると、
H
2

+
432
k
J
→
H
+
H

{\displaystyle H_{2}+432kJ\rightarrow H+H}
I
2

+
149
k
J
→
I
+
I

{\displaystyle I_{2}+149kJ\rightarrow I+I}
により、合計で432 + 149 = 581 kJ のエネルギーが必要だと推測できる。しかし、実際の反応でのエネルギーは、そうではない。
HIの2molの生成でも、必要なエネルギーは348 kJ が必要であり、これは、解離エネルギーの和の581 kJよりも小さい。なお、この場合のヨウ化水素の反応温度は、およそ400℃である。348kJを1molあたりに換算すると、174 kJ/molである。
以上のような実験結果から、実際の反応では、分子は解離状態を経由しないと考えられている。代わりに経由するのは、「活性化錯体」（かっせいか さくたい）という状態であり、高温などのエネルギーを与えた状態の間のみに生じる、反応分子どうしの複合体である活性化錯体という複合体を経由して、そこから結合相手を変えて反応式右辺の生成物（この場合はHI）を生じる反応が行われていると考えられる。
この反応物と生成物との中間の状態を活性化状態（かっせいか じょうたい）と言い、その活性化状態にするために必要なエネルギーを活性化エネルギー（かっせいかエネルギー）という。反応が起こるためには、活性化エネルギー以上のエネルギーが分子に加わる必要がある。
「活性化状態」のことを「遷移状態」ともいう。
過酸化水素水

H
2

O
2

{\displaystyle H_{2}O_{2}}
は、そのままでは、常温では、ほとんど分解せず、ゆっくりと分解する。
H
2

O
2

→
2
H
2

O
+
O
2

{\displaystyle H_{2}O_{2}\rightarrow 2H_{2}O+O_{2}}
しかし、少量の二酸化マンガンを加えると、分解は速まり、酸素の発生が激しくなる。そして、二酸化マンガンの量は、反応の前後では変化しない。この二酸化マンガンのように、自身は量が変化せず、反応の速度を変える働きのある物質を触媒（しょくばい）という。
触媒では、反応熱は変わらない。
この二酸化マンガンのように反応速度を上げるものを正触媒（せいしょくばい）という。また、反応速度を下げる触媒を負触媒（ふしょくばい）という。ふつう、「触媒」といったら、正触媒のことを指すことが多い。
正触媒で反応速度が増えるのは、一般に、触媒の表面では、触媒の吸着力により、もとの結合が弱められ、そのため、反応物の活性化錯体を作るエネルギーが減少し、したがって原子の組み換えをするためのエネルギーが減少したことから活性化エネルギーが減少するからである。
ヨウ化水素の場合、白金が触媒になる。白金があると、ヨウ化水素の反応での活性化エネルギーが小さくなる。また、活性化エネルギーが小さくなったため、反応も速くなる。触媒があっても、反応熱は変化しない。
一般に、（正触媒）触媒によって、活性化エネルギーが小さくなれば、反応速度は速くなる。一般に、触媒では、反応熱は変わらない。


可逆反応において、順方向の反応と逆方向との反応速度がつりあって反応物と生成物の組成比がマクロ的に変化しなくなる状態を扱う分野である。
水素とヨウ素の混合気体を容器に入れ、一定温度に保っておくと、一部が反応してヨウ化水素を生じ、水素・ヨウ素・ヨウ化水素の混合気体になる。また、この容器にヨウ化水素だけを入れて同じ温度に保っておくと、一部が分解して水素とヨウ素が生じ、やはり水素・ヨウ素・ヨウ化水素の混合気体になる。
このように、「水素とヨウ素の化合」と「ヨウ化水素の分解」のように、ある反応に対してその逆の反応も起こるとき、一方を正反応、他方を逆反応といい、このどちらも進むような反応を可逆反応とよぶ。また、一方向にしか進まない反応を不可逆反応という。
可逆反応が平衡状態にあるとき、温度や圧力の条件を変化させると、正反応または逆反応のどちらかが進んで、新たな平衡状態になる。この現象を平衡移動という。
可逆反応が平衡状態にあるとき、濃度・温度・圧力といった条件を変化させると、条件の変化を和らげる向きに反応が進んで、平衡が移動する。これは、ルシャトリエの原理（平衡移動の原理）とよばれる。
条件変化を和らげる向きとは、条件変化の効果を打ち消す向きに反応が進むことを示している。つまり、圧力を上げれば、総気体分子数が少なくなる圧力が下がる向きに反応が進み、温度を上げれば吸熱する向きに反応が進むことになる。
例えば、

N
2

+
3

H
2

↽

−

−

⇀

2

NH
3

{\displaystyle {\ce {N2 + 3H2 <=> 2NH3}}}

Δ
H
=
−
92.2

k
J

{\displaystyle \quad \Delta H=-92.2\,\mathrm {kJ} }
 について考える。
ここで、

N
2

{\displaystyle {\ce {N2}}}
 の濃度を増加させると、

N
2

{\displaystyle {\ce {N2}}}
 の増加をやわらげる方向、

N
2

{\displaystyle {\ce {N2}}}
 が減少する右へ平衡が移動する。

N
2

{\displaystyle {\ce {N2}}}
 の濃度を減少させると、

N
2

{\displaystyle {\ce {N2}}}
 の減少をやわらげる方向、

N
2

{\displaystyle {\ce {N2}}}
 が増加する左へ平衡が移動する。
圧力を大きくすると、圧力の増大をやわらげる、つまり、気体分子の数が減少する右に平衡が移動する。圧力を小さくすると、圧力の減少をやわらげる、つまり、気体分子の数が増加する左に平衡が移動する[1]。
温度を上げるると、温度の増加をやわらげる方向、つまり、吸熱反応の左に平衡が移動する。温度を下げると、温度の減少をやわらげる方向、つまり、発熱反応の右に平衡が移動する。
のような可逆反応が起こるとき、この反応系が化学平衡に達すると、化学平衡のときの各物質の濃度の間には、Kを定数として、次の関係が成り立つ。
この関係を化学平衡の法則といい、そのときの定数Kを平衡定数という。1つの反応系では、温度が決まれば平衡定数は一定値をとる。あるいは、上で定義された平衡定数の定義が、濃度の平衡によることから濃度平衡定数ともいい、その意味で表す際には、記号Kcを用いる。
上で定義された濃度平衡定数とは異なる平衡定数として、各々の反応物・生成物の分圧pをもとに定義する平衡定数がある。
平衡時の分圧を考えると、次のように圧平衡定数Kpが定義される。
濃度平衡定数と圧平衡定数には、反応式が
a

A

+
b

B

↔
x

C

+
y

D

{\displaystyle a{\mathrm {A} }+b{\mathrm {B} }\leftrightarrow x{\mathrm {C} }+y{\mathrm {D} }}
で表わされる場合に、分圧がモル濃度と比例することから、次の関係式がある。
この関係式を導出する。理想気体の状態方程式の
は、圧力Vを右辺に移動すれば、
と、圧力Pとモル濃度cの関係式となり、圧力と温度とが比例する。この p=cRT を状態方程式を、圧平衡定数の式に代入すれば、
以上の計算例は、２個の反応物から２個の生成物が生じる反応式の場合だったが、他の反応式でも同様に、圧平衡定数と濃度平衡定数の関係式がある。
酢酸を水に溶かすと、次のように電離し平衡状態になる[2]。
CH
3

COOH

↽

−

−

⇀

CH
3

COO
−

+
H
+

{\displaystyle {\ce {CH3COOH <=> CH3COO- + H+}}}
このような化学平衡を電離平衡という。
酢酸の電離平衡についても、化学平衡の法則を当てはめると、
[
C
H
3

C
O
O
−

]
[

H
+

]

[
C
H
3

C
O
O
H
]

=
K
a

{\displaystyle {\frac {[\mathrm {CH_{3}COO^{-}} ][\mathrm {H^{+}} ]}{[\mathrm {CH_{3}COOH} ]}}=K_{a}}
となる。この平衡係数を電離定数という。
弱塩基についても同様に考える。
アンモニアの電離では、
NH
3

+
H
2

O

↽

−

−

⇀

NH
4

+

+
OH
−

{\displaystyle {\ce {NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}}}
より、

[

N
H
4

+

]
[
O
H
−

]

[
N
H
3

]
[

H
2

O
]

=
K

{\displaystyle {\frac {[\mathrm {{NH_{4}}^{+}} ][\mathrm {OH^{-}} ]}{[\mathrm {NH_{3}} ][\mathrm {H_{2}O} ]}}=K}
ここで、

[

H
2

O
]

{\displaystyle [\mathrm {H_{2}O} ]}
 はほぼ一定と考えて、電離定数

K
b

{\displaystyle K_{b}}
 を

K
b

=
K
[

H
2

O
]

{\displaystyle K_{b}=K[\mathrm {H_{2}O} ]}
 として、
[

N
H
4

+

]
[
O
H
−

]

[
N
H
3

]

=
K
b

{\displaystyle {\frac {[\mathrm {{NH_{4}}^{+}} ][\mathrm {OH^{-}} ]}{[\mathrm {NH_{3}} ]}}=K_{b}}
である。
濃度c[mol/L]の弱酸HAの水溶液では、電離度をαとすると、[H+]と[A-]はcα[mol/L]となる。
従って、電離定数Kaは、次のように表される。
ここで、電離度

α

{\displaystyle \alpha }
 が1より十分に小さい場合、

1
−
α
≈
1

{\displaystyle 1-\alpha \approx 1}
 と近似して、

K
a

=

c
α
2

1
−
α

≈
c
α
2

{\displaystyle K_{a}={\frac {c\alpha ^{2}}{1-\alpha }}\approx c\alpha ^{2}}
 である。これより、

α
=

K
a

c

{\displaystyle \alpha ={\sqrt {\frac {K_{a}}{c}}}}
を得る。
（無限等比級数を知っている場合、この近似は次のように理解することが出来る。

0
≤
α
<
1

{\displaystyle 0\leq \alpha <1}
 のとき、無限等比級数の和より、

1
+
α
+
α
2

+
α
3

+
⋯
=

1
1
−
α

{\displaystyle 1+\alpha +\alpha ^{2}+\alpha ^{3}+\cdots ={\frac {1}{1-\alpha }}}
 である。つまり、

c
α
2

1
−
α

=
c
α
2

(
1
+
α
+
α
2

+
⋯
)
=
c
α
2

+
c
α
3

+
c
α
4

+
⋯
≈
c
α
2

.

{\displaystyle {\frac {c\alpha ^{2}}{1-\alpha }}=c\alpha ^{2}(1+\alpha +\alpha ^{2}+\cdots)=c\alpha ^{2}+c\alpha ^{3}+c\alpha ^{4}+\cdots \approx c\alpha ^{2}.}
）
この水溶液の水素イオン濃度は

[

H
+

]
=
c
α
=

c
K
a

{\displaystyle [\mathrm {H^{+}} ]=c\alpha ={\sqrt {cK_{a}}}}
 である。
次に、電離度

α

{\displaystyle \alpha }
 が1より十分に小さくない場合は、

1
−
α
≈
1

{\displaystyle 1-\alpha \approx 1}
 と近似することはできない。
K
a

=

c
α
2

1
−
α

{\displaystyle K_{a}={\frac {c\alpha ^{2}}{1-\alpha }}}
 より、 二次方程式

c
α
2

+
K
a

α
−
K
a

=
0

{\displaystyle c\alpha ^{2}+K_{a}\alpha -K_{a}=0}
 を

α

{\displaystyle \alpha }
 について解いて、

α
=

−
K
a

+

K
a

2

+
4
c
K
a

2
c

{\displaystyle \alpha ={\frac {-K_{a}+{\sqrt {K_{a}^{2}+4cK_{a}}}}{2c}}}
 である。
水素イオン濃度は

[

H
+

]
=
c
α
=

−
K
a

+

K
a

2

+
4
c
K
a

2

{\displaystyle [\mathrm {H^{+}} ]=c\alpha ={\frac {-K_{a}+{\sqrt {K_{a}^{2}+4cK_{a}}}}{2}}}
 である。
電離度がだいたい

α
<
0.05

{\displaystyle \alpha <0.05}
 の場合、

1
−
α
≈
1

{\displaystyle 1-\alpha \approx 1}
 の近似を行うことが出来るが。

α
≥
0.05

{\displaystyle \alpha \geq 0.05}
 のときは近似は行わない。
水はわずかに電離して、電離平衡の状態になっている。
水はわずかにしか電離しないので、濃度[H2O]の値はほぼ一定とみなせる。そこで、

K

w

=
K
[
H
2

O
]

{\displaystyle K_{\mathrm {w} }=K\mathrm {[H_{2}O]} }
 とすると、
K

w

=
K
[
H
2

O
]
=
[
H
+

]
[
O
H
−

]

{\displaystyle K_{\mathrm {w} }=K\mathrm {[H_{2}O]=[H^{+}][OH^{-}]} }
これより、[H+]と[OH-]の積の値も温度一定のときに一定値となる。この

K

w

{\displaystyle K_{\mathrm {w} }}
 を水のイオン積という。
25℃におけるKwの値は
このイオン積の値は酸や塩基中など常に成り立つ。
また、温度がかわると水のイオン積の値は変化する。
水のイオン積と常温付近の温度の関係は、下記のとおり。
また、水の電離は吸熱反応であり（※ 上の表と関連づけて覚えよう。）、熱化学方程式は
である。
水素イオン指数 pH は

p
H
=
−
log
10

[

H
+

]

{\displaystyle \mathrm {pH} =-\log _{10}[\mathrm {H^{+}} ]}
 で定義されるものであった。
水酸化イオンについても、

p
O
H
=
−
log
10

[
O
H
−

]

{\displaystyle \mathrm {pOH} =-\log _{10}[\mathrm {OH^{-}} ]}
 を定義する。（「ピー オーエイチ」と読む）
pHとpOHについて、イオン積から次の公式が成り立つ。
[

H
+

]
[
O
H
−

]
=
1.0
×
10
−
14

{\displaystyle [\mathrm {H^{+}} ][\mathrm {OH^{-}} ]=1.0\times 10^{-14}}
 より両辺の対数をとって、

log
10

[

H
+

]
+
log
10

[
O
H
−

]
=
−
14

{\displaystyle \log _{10}[\mathrm {H^{+}} ]+\log _{10}[\mathrm {OH^{-}} ]=-14}
から
p
H
+
p
O
H
=
14

{\displaystyle \mathrm {pH} +\mathrm {pOH} =14}
あるいは
弱酸と強塩基の塩、または弱塩基と強酸の塩は水に溶けると、ほとんど完全に電離し次のように加水分解する。
弱酸と強塩基の塩(酢酸ナトリウムの場合)
CH
3

COONa
⟶
CH
3

COO
−

+
Na
+

{\displaystyle {\ce {CH3COONa -> CH3COO^- + Na^+}}}
CH
3

COO
−

+
H
2

O

↽

−

−

⇀

CH
3

COOH
+
OH
−

{\displaystyle {\ce {CH3COO^- + H2O <=> CH3COOH + OH^-}}}
弱塩基と強酸の塩(塩化アンモニウムの場合)
NH
4

Cl
⟶
NH
4

+

+
Cl
−

{\displaystyle {\ce {NH4Cl -> NH4^+ + Cl^-}}}
NH
4

+

+
H
2

O

↽

−

−

⇀

NH
3

+
H
3

O
+

{\displaystyle {\ce {NH4^+ + H2O <=> NH3 + H3O^+}}}
ここで、酢酸イオンの加水分解の平衡定数

K

{\displaystyle K}
 は
K
=

[
C
H
3

C
O
O
H
]

[
O
H
−

]

[
C
H
3

C
O
O
−

]

[
H
2

O
]

{\displaystyle K={\frac {\mathrm {[CH_{3}COOH]} \mathrm {[OH^{-}]} }{\mathrm {[CH_{3}COO^{-}]} \mathrm {[H_{2}O]} }}}
である。

[
H
2

O
]

{\displaystyle {\ce {\mathrm {[H_{2}O]} }}}
 は一定と考え、

K

h

=
K
[
H
2

O
]

{\displaystyle K_{\mathrm {h} }=K\mathrm {[H_{2}O]} }
 と置くと
K

h

=

[
C
H
3

C
O
O
H
]

[
O
H
−

]

[
C
H
3

C
O
O
−

]

{\displaystyle K_{\mathrm {h} }={\frac {\mathrm {[CH_{3}COOH]} \mathrm {[OH^{-}]} }{\mathrm {[CH_{3}COO^{-}]} }}}
が成り立つ。この

K

h

{\displaystyle K_{\mathrm {h} }}
 を加水分解定数という。
アンモニウムイオンについても同様に考える。平衡定数

K

{\displaystyle K}
 は
K
=

[
N
H
3

]

[
H
3

O
+

]

[
N
H
4

+

]

[
H
2

O
]

{\displaystyle K={\frac {\mathrm {[NH_{3}]} \mathrm {[H_{3}O^{+}]} }{\mathrm {[NH_{4}^{+}]} \mathrm {[H_{2}O]} }}}
加水分解定数

K

h

=
K
[
H
2

O
]

{\displaystyle K_{\mathrm {h} }=K\mathrm {[H_{2}O]} }
 を定義すると
K

h

=

[
N
H
3

]

[
H
3

O
+

]

[
N
H
4

+

]

=

[
N
H
3

]

[
H
+

]

[
N
H
4

+

]

{\displaystyle K_{\mathrm {h} }={\frac {\mathrm {[NH_{3}]} \mathrm {[H_{3}O^{+}]} }{\mathrm {[NH_{4}^{+}]} }}={\frac {\mathrm {[NH_{3}]} \mathrm {[H^{+}]} }{\mathrm {[NH_{4}^{+}]} }}}
加水分解定数

K

h

{\displaystyle {\ce {K_{\mathrm {h} }}}}
 と、弱酸または弱塩基の電離定数

K

a

{\displaystyle K_{\mathrm {a} }}
 または

K

b

{\displaystyle K_{\mathrm {b} }}
 について
K

w

=
K

a

K

h

{\displaystyle K_{\mathrm {w} }=K_{\mathrm {a} }K_{\mathrm {h} }}
K

w

=
K

b

K

h

{\displaystyle K_{\mathrm {w} }=K_{\mathrm {b} }K_{\mathrm {h} }}
が成り立つ。
実際、酢酸ナトリウムの場合、

K

a

=

[
C
H
3

C
O
O
−

]
[

H
+

]

[
C
H
3

C
O
O
H
]

,

K

h

=

[
C
H
3

C
O
O
H
]

[
O
H
−

]

[
C
H
3

C
O
O
−

]

{\displaystyle K_{\mathrm {a} }={\frac {[\mathrm {CH_{3}COO^{-}} ][\mathrm {H^{+}} ]}{[\mathrm {CH_{3}COOH} ]}},\quad K_{\mathrm {h} }={\frac {\mathrm {[CH_{3}COOH]} \mathrm {[OH^{-}]} }{\mathrm {[CH_{3}COO^{-}]} }}}
 より

K

a

K

h

=
[
H
+

]

[
O
H
−

]
=
K

w

{\displaystyle K_{\mathrm {a} }K_{\mathrm {h} }=\mathrm {[H^{+}]} \mathrm {[OH^{-}]} =K_{\mathrm {w} }}
また、塩化アンモニウムの場合、

K

b

=

[

N
H
4

+

]
[
O
H
−

]

[
N
H
3

]

,

K

h

=

[
N
H
3

]

[
H
+

]

[
N
H
4

+

]

{\displaystyle K_{\mathrm {b} }={\frac {[\mathrm {{NH_{4}}^{+}} ][\mathrm {OH^{-}} ]}{[\mathrm {NH_{3}} ]}},\quad K_{\mathrm {h} }={\frac {\mathrm {[NH_{3}]} \mathrm {[H^{+}]} }{\mathrm {[NH_{4}^{+}]} }}}
 より

K

b

K

h

=
[
H
+

]

[
O
H
−

]
=
K

w

{\displaystyle K_{\mathrm {b} }K_{\mathrm {h} }=\mathrm {[H^{+}]} \mathrm {[OH^{-}]} =K_{\mathrm {w} }}
 である。
弱酸と強塩基の塩を水に溶かすと、塩は完全に電離し、一部が加水分解し水酸化物イオンが生じるため液性は塩基性を示す。
弱酸と強塩基の塩(酢酸ナトリウムの場合)
CH
3

COONa
⟶
CH
3

COO
−

+
Na
+

{\displaystyle {\ce {CH3COONa -> CH3COO^- + Na^+}}}
CH
3

COO
−

+
H
2

O

↽

−

−

⇀

CH
3

COOH
+
OH
−

{\displaystyle {\ce {CH3COO^- + H2O <=> CH3COOH + OH^-}}}
同様に、弱塩基と強酸の塩の水溶液は酸性を示す。
弱塩基と強酸の塩(塩化アンモニウムの場合)
NH
4

Cl
⟶
NH
4

+

+
Cl
−

{\displaystyle {\ce {NH4Cl -> NH4^+ + Cl^-}}}
NH
4

+

+
H
2

O

↽

−

−

⇀

NH
3

+
H
3

O
+

{\displaystyle {\ce {NH4^+ + H2O <=> NH3 + H3O^+}}}
ここで、弱塩基と強酸の塩である

c
[
m
o
l
/
L
]

{\displaystyle c\mathrm {[mol/L]} }
 塩化アンモニウム水溶液の水素イオン濃度を求める。
塩化アンモニウムは完全に電離するため、電離後のアンモニウムイオンの濃度は

c
[
m
o
l
/
L
]

{\displaystyle c\mathrm {[mol/L]} }
 である。
NH
4

Cl
⟶
NH
4

+

+
Cl
−

{\displaystyle {\ce {NH4Cl -> NH4^+ + Cl^-}}}
電離したアンモニウムイオンの内、加水分解するアンモニウムイオンの物質量の割合

β
=

{\displaystyle \beta =}
 加水分解した

NH
4

+

{\displaystyle {\ce {NH4^+}}}
/電離した

NH
4

+

{\displaystyle {\ce {NH4^+}}}
 を定義し、

β

{\displaystyle \beta }
 を加水分解度呼ぶ。
アンモニウムイオンの加水分解の量的関係は次の表のとおりである。
加水分解度

β

{\displaystyle \beta }
 が1より十分に小さい場合
より、

β
=

K

h

c

{\displaystyle \beta ={\sqrt {\frac {K_{\mathrm {h} }}{c}}}}
 である。
水素イオン濃度は

[
H
+

]
=
c
β
=

c
K

h

=

c

K

w

K

b

{\displaystyle \mathrm {[H^{+}]} =c\beta ={\sqrt {cK_{\mathrm {h} }}}={\sqrt {c{\frac {K_{\mathrm {w} }}{K_{\mathrm {b} }}}}}}
 である。（

K

b

{\displaystyle K_{\mathrm {b} }}
 はアンモニアの電離定数、

K

w

{\displaystyle K_{\mathrm {w} }}
 は水のイオン積）
演習問題
c
[
m
o
l
/
L
]

{\displaystyle c\mathrm {[mol/L]} }
 酢酸ナトリウム水溶液のpHを、酢酸の電離定数

K

a

{\displaystyle K_{\mathrm {a} }}
、水のイオン積

K

w

{\displaystyle K_{\mathrm {w} }}
 で表せ。
少量の酸や塩基を加えたり、薄めたりしてもpHがほとんど変化しない溶液を、緩衝液あるいは緩衝溶液という。弱酸とその塩、または弱塩基とその塩の混合水溶液などが緩衝液として使われる。また、このようにpHを一定に保つような作用を緩衝作用という。
代表的な緩衝液として、酢酸 CH3COOH と酢酸ナトリウム CH3COONa との混合水溶液を考えてみよう。この溶液中の酢酸ナトリウムは、電離してCH3COO-とNa+とを生じる。一方、酢酸も電離するが、酢酸ナトリウムの電離により生じるCH3COO-の影響で、ルシャトリエの原理により、電離平衡は大きく酢酸の側に偏る。従って、実際には酢酸はほとんど電離せず、酢酸分子として水中に存在している。
まず、この混合溶液に酸を加えると、生じたH+は酢酸イオンと反応して、酢酸を生じる。これにより、[H+] はほとんど増加しない。また、この混合溶液に塩基を加えると、生じたOH-は酢酸分子と反応して中和される。従って、[OH-] もほとんど増加しない。
例えば、塩化ナトリウムを水に加えていくと、やがて溶けきれなくなり、飽和溶液になる。このような状態を溶解平衡といい、

N
a
C
l
↔
N
a
+

+
C
l
−

{\displaystyle \mathrm {NaCl\leftrightarrow Na^{+}+Cl^{-}} }
の電離平衡が成立する。ここで、この飽和溶液に濃塩酸を加えると、新たに塩化ナトリウムが沈殿してくる。これは、濃塩酸を加えることにより[Cl-] が増加し、ルシャトリエの原理により上式の平衡が左に移動するからである。濃塩酸の代わりに塩化水素ガスを吹き込んでも同様の結果が得られる。
このように、ある電解質の飽和溶液に、その電解質を構成するイオンと同じ種類のイオン（共通イオン）を生じる別の電解質を加えることで、もとの電解質の溶解度が減少して沈殿を生じる現象を、共通イオン効果という。
塩化銀AgClのような難溶性の塩でも、水に加えれば、わずかながら電離をする。
この難溶性の塩の場合も、以下のように平衡定数が定義できる。
[AgCl]の濃度の値は、一定値と見なせるから、これを右辺に移項して、
として、式が得られる。この式の、
を塩化銀の溶解度積（solubility product）といい、記号KSPで表す。
平衡定数Kが温度のみの関数であり、[AgCl]は一定と見なせることから、溶解度積KSPもまた温度のみの関数で濃度に無関係である。
塩化銀以外の他の難溶性の塩に対しても、同様に溶解度積が定義できる。一般の塩

A
m

B
n

{\displaystyle {\ce {A_{m}B_{n}}}}
 に対しては、溶解度積の定義KSPは、反応式が次の式の場合、
A

m

B

n

⇌
m

A
n
+

+
n

B
m
−

{\displaystyle \mathrm {A} _{m}\mathrm {B} _{n}\rightleftharpoons m\mathrm {A^{n+}} +n\mathrm {B^{m-}} }
化学平衡の法則より

[

A
n
+

]
m

[

B
m
−

]
n

[

A

m

B

n

]

=
K

{\displaystyle {\frac {[\mathrm {A^{n+}} ]^{m}[\mathrm {B^{m-}} ]^{n}}{[\mathrm {A} _{m}\mathrm {B} _{n}]}}=K}
溶解度積 KSP は、
で定義される。
塩化銀の水溶液に、塩化ナトリウムNaClを加えると、塩化ナトリウムは容易に電離することから、溶液中の塩素イオン濃度 [Cl]- が増える。すると、平衡定数を一定に保つには、 銀イオン濃度 [Ag]+ を減らさなければならなくなる。従って、塩化銀の電離が減少し、塩化銀銀の沈殿が生じる。これは共通イオン効果の一種である。
塩化ナトリウムの代わりに、塩酸HClや塩化カリウムKClなどを加えても塩化銀の沈殿現象は起こる。
この場合、銀イオンと塩素イオンのイオン積[Ag]+ [Cl]-が溶解度積 KSP よりも大きくなると沈殿を生じる。


3～12族までの元素を遷移元素、1,2族、13～18族の元素を典型元素という[1]。
典型元素は、1族から順に18族まで価電子数が規則的に変化する。価電子の数は18族は0であり、その他は族番号の1の位と等しい。価電子の数が周期的に変化するため、それに伴って性質も周期的に変化する。したがって、同じ族に属している元素（同族元素）は互いに似た化学的性質を持つ。
典型元素はさらに、それぞれの性質から次のような分類がされる。
一方、遷移元素は価電子数はほとんど変化せず、周期性も見られないが、周期表の隣り合う元素と互いに似た化学的性質を持つことが多い。
典型・遷移元素という分類の他、次のような分類のしかたもある。
金属とは、金属光沢があって、展性・延性をもち、電気や熱を伝えやすい性質をもった物質のことであり（→物質と原子）、単体がこの性質をもつ元素を金属元素と呼んでいる。遷移元素はすべて金属元素である。金属元素の原子は陽イオンになることが多い。また、単体が
金属でない元素を非金属元素と呼び、17・18族はすべて非金属元素である。18族はイオンになりにくく、また1族の水素は陽イオンになることが多いが、その他の非金属元素は陰イオンになることが多い。
物質と原子の章で学んだように、元素を原子番号の順に並べた表を周期表と呼ぶ。
周期表の中で、左上の水素と、右上にある典型元素は非金属元素であり、その他中央～左下にかけては金属元素が分布している。ただし、ホウ素やケイ素など、金属元素と非金属元素の境目にあるような物質は、金属と非金属との中間的な性質をもつものが多い。
ある原子から、電子を1個取り去って陽イオンとするために必要なエネルギーを、第1イオン化エネルギーと呼ぶ。これを単にイオン化エネルギーとも呼ぶ。これが小さければ小さいほど陽イオンになりやすく、そのような性質をもった元素を陽性が強いという。また、ある原子の最外殻電子に電子を1つ加えて陰イオンとする時に原子が放出するエネルギーを電子親和力と呼ぶ。これが小さければ小さいほど陽イオンになりやすく、そのような性質をもった元素を陽性が強いという。電子親和力が大きいということは陰イオンの状態の方が安定だから陰イオンになりやすく陰性が強い。
同じ周期の中では、族番号が小さいほどイオン化エネルギーが小さくなる。また、電子親和力は族番号が大きいほど大きくなる。同じ族の中で比較すると、周期が次になるほどイオン化エネルギーは小さくなり、電子親和力は小さくなる。したがって、周期表の中では、右上の元素ほど陰性が強く、左下の元素ほど陽性が強いということがいえる。


水素は、単体として宇宙で最も多く存在する元素である。地球上では水 H2O として最も多く存在する。単体 H2 は常温常圧で無色無臭の気体である。
工業的には、石油や天然ガスを高温水蒸気と反応させて、得られる。他には、純粋な水素を作る場合は、水を電気分解する。
実験室では、塩酸や希硫酸などの強酸に、亜鉛などの金属を加える。水素は水に溶けにくいため、水上置換で捕集する。
水素は、アンモニア、塩化水素、メタノールなどの原料である。
貴ガス(noble gas)[1]は、18族元素のヘリウム He, ネオン Ne, アルゴン Ar, クリプトン Kr, キセノン Xe, ラドン Rn の総称である[2]。
18族元素は価電子をもたないため、他の原子と結合したり、イオンになることがほとんどない。したがって、化学反応を起こして化合物となることがほとんどない。また、単体の気体として、原子1個で1つの分子を形成している。このような分子を単原子分子と呼ぶ。
貴ガスには次のような物質がある。これらはいずれも無色無臭で、常温常圧で気体である。また、いずれも融点および沸点が低い。
貴ガスは原子単体で安定なため、普通は化合物にならない。貴ガスに圧力を低くしてガラス管に封入し電圧をかけることで、それぞれ異なった色の光を放つ。そのため、電球やネオンサインとして用いられるものが多い。
アルゴン気体とフッ素気体をつめた放電管に放電をすると、不安定なアルゴンフッ素 ArF (エキシマ)が一時的に生成し、それが分解する際に波長197nmの紫外線を放出する。
この光は、半導体製造の際の光化学反応の光源に使われている。また、キセノンでもハロゲンとのエキシマによってレーザー光が放出されることが知られている。
貴ガスは、反応性が低く化合物を作らないと考えられていたが、1960年代に、

XePtF
6

{\displaystyle {\ce {XePtF6}}}
 や

XeF
4

{\displaystyle {\ce {XeF4}}}
 などキセノンの化合物の合成に成功した。その後も貴ガスの化合物は合成されたが、ネオンの化合物は未だ合成に成功していない。
キセノンとフッ素ガスを混合した気体に放電または熱を加えてできた、二フッ化キセノン XeF2 や四フッ化キセノン XeF4 や六フッ化キセノン XeF6 の固体は無色である。


周期表の17族に属する、フッ素 F、塩素 Cl、臭素 Br、ヨウ素 I、アスタチン At をハロゲンという。
ハロゲンの原子は最外殻に価電子を7つ持っている。ハロゲンは1価の陰イオンになりやすい。
このためハロゲンは化合物をつくりやすい。そのため、天然では、ハロゲンは鉱物（ホタル石 CaF2 、岩塩 NaCl）として存在している場合も多い。または、海水中に陰イオンとしてハロゲンが存在している場合が多い。
ハロゲンの単体はいずれも二原子分子で有色、毒性である。
沸点（bp）・融点（mp）は、原子番号の大きいものほど高い。
ハロゲンの単体は酸化力が強い。酸化力の強さは原子番号が小さいほど大きくなる。つまり酸化力の強さは、
F
2

>
Cl
2

>
Br
2

>
I
2

{\displaystyle {\ce {F2 > Cl2 > Br2 > I2}}}
である。
たとえば、ヨウ化カリウム水溶液に塩素を加えると、ヨウ素は酸化されて単体となる。
2
KI
+
Cl
2

⟶
2
KCl
+
I
2

{\displaystyle {\ce {2KI + Cl2 -> 2KCl + I2}}}
逆に、塩化カリウム水溶液にヨウ素を加えても、ヨウ素よりも塩素のほうが酸化力が強いため、反応は起こらない。
また、ハロゲンの各元素ごとの酸化力の違いは、水や水素との反応にも関わる。
最も酸化力のつよいフッ素は、水と激しく反応し、酸素を発生する。
常温常圧下では淡黄緑色の気体である。
酸化力が非常に強く、様々な物質と激しく反応する。ガラスでさえフッ素を吹き付けると燃えるように反応するため扱いが難しい。
水や水素との反応物であるフッ化水素(HF)が水に溶けたフッ化水素酸(HFaq)はガラスを侵すため、ポリエチレン容器に入れ保管する。
塩素 Cl2 は常温常圧で黄緑色の有毒な気体である。
工業的：塩化ナトリウム水溶液の電気分解でつくる。
実験室的：酸化マンガン(IV)に濃塩酸を加え、加熱する。
塩化ナトリウム、酸化マンガン(IV)に濃硫酸を加えて加熱する。
2
NaCl
+
3

H
2

SO
4

+
MnO
2

⟶
MnSO
4

+
2

NaHSO
4

+
2

H
2

O
+
Cl
2

↑

{\displaystyle {\ce {2NaCl + 3H2SO4 + MnO2 -> MnSO4 + 2NaHSO4 + 2H2O + Cl2 ^}}}
さらし粉に塩酸を加える。
CaCl
(
ClO
)
⋅
H
2

O
+
2
HCl
⟶
CaCl
2

+
2

H
2

O
+
Cl
2

↑

{\displaystyle {\ce {CaCl(ClO).H2O + 2HCl -> CaCl2 + 2H2O + Cl2 ^}}}
塩素は、水に少し溶けて、その一部が次亜塩素酸

HClO

{\displaystyle {\ce {HClO}}}
 になる。
次亜塩素酸は、強い酸化作用がある。塩素 Cl2 の水溶液を塩素水（chlorine water）という。
塩素水および次亜塩素酸は、漂白剤や殺菌剤として水道やプールの水の殺菌などに広く用いられている。
水酸化カルシウムと塩素を反応させると、さらし粉（主成分:CaCl(ClO)・H2O）ができる。
さらし粉または高度さらし粉（主成分:Ca(ClO)2・2H2O）に塩酸を加えることによっても塩素の単体を得ることができる。
工業的には塩化ナトリウム水溶液の電気分解を用いた、イオン交換膜法により製造される。
高度さらし粉は、漂白剤や殺菌剤として利用される。
塩素はさまざまな金属と反応して塩化物となる。たとえば、単体の塩素の中に加熱した銅線を入れると、煙状の塩化銅(II) CuCl2 を生成する。
ヨウ素（I2）は常温常圧で黒紫色の固体である。昇華性があり、加熱すると固体から液体にならず直接気体となる。これを利用して、固体のヨウ素の純度を上げることができる。1リットルビーカーに不純物を含むヨウ素の固体を入れ、ガスバーナーで加熱する。ビーカーの上部には冷水を入れた丸底フラスコを置いておく。加熱によりヨウ素のみが気体となり、上昇してフラスコの底部付近で冷やされて固体に戻る。そのため、フラスコ底部に純度の高いヨウ素の針状結晶が析出する。
ヨウ素は水に溶けにくいが、エーテルなどの有機溶媒にはよく溶ける。また、ヨウ化カリウム水溶液にもよく溶けて褐色の溶液となる。
デンプン水溶液にヨウ素を溶かしたヨウ化カリウム水溶液を加えると、青紫色を呈する。このようにデンプンにヨウ素を作用させて青紫色となる反応をヨウ素デンプン反応と呼ぶ。これにより、ヨウ素やデンプンの検出ができる。
ヨウ素デンプン反応を用いた試薬に、ヨウ化カリウムデンプン紙がある。これは、ろ紙にデンプンとヨウ化カリウムを含ませたものであり、酸化力の強い物質の検出に用いられる。酸化力の強い物質がある場合、ヨウ化カリウムは酸化されてヨウ素の単体となる。
このヨウ素がデンプンに作用して紫色から青紫色に変化する。
ハロゲンは水素と化合してハロゲン化水素となる。いずれも無色刺激臭の気体である。
また、ハロゲン化水素の水溶液は酸性を示す。
ハロゲン水溶液の酸性は、フッ化水素酸だけが弱酸である。それ以外は強酸である。
フッ化水素は、ホタル石（主成分 CaF2）に濃硫酸をくわえて加熱することで、得られる。
フッ化水素は水によく溶け、弱酸のフッ化水素酸（hydrofluoric acid）となる。
フッ化水素酸は、ガラスの主成分である二酸化ケイ素 SiO2）を溶かすため、保存するときはポリエチレン容器に保存する。
工業の用途として、ガラスの表面処理や、くもりガラスの製造に、フッ化水素酸が用いられる。
フッ化水素だけ沸点が他のハロゲン化水素よりも高いが、この原因は、フッ化水素では水素結合が生じるからである。（← ※ 実教出版、数研出版、第一学習社の教科書で紹介。）
フッ化水素酸だけ弱酸である理由も、同様に水素結合によって電離度が低くなっているためである。（← ※ 実教出版、第一学習社の教科書の見解。）
塩化水素の、実験室での製法は、塩化ナトリウムに濃い硫酸を加え加熱することで得られる。
塩化水素は水によく溶け、その水溶液は塩酸（hydrochloric acid）である。濃度の濃いものは濃塩酸、薄いものは希塩酸と呼ばれる。塩酸は強酸性を示し、多くの金属と反応して水素を発生する。
また、強酸性であることから、弱酸の塩と反応して塩を生じ、弱酸を遊離させる。
塩酸には揮発性があり、常温で一部が気体となる。そのため、アンモニアのついたガラス棒を近づけると、塩酸の気体とアンモニアとが触れて反応し、塩化アンモニウム NH4Cl が生じる。この反応は、塩化水素やアンモニアの検出に用いられる。
ハロゲン化銀は、フッ化銀を除いて、一般に水に溶けにくい。このため、ハロゲンの化合物の水溶液に、硝酸銀をくわえると、塩化銀、臭化銀、ヨウ化銀などのハロゲン化銀が沈殿する。
塩化水素（HCl）
塩化銀、臭化銀、ヨウ化銀には感光性があり、生じた沈澱に光を当てると銀が遊離する。また、これらはいずれもチオ硫酸ナトリウム水溶液によく溶ける。アンモニア水への溶けやすさは異なり、塩化銀はよく溶け、臭化銀も一部溶けるが、ヨウ化銀は溶けない。
塩素のオキソ酸には、酸化数の異なる次の4つがある。
さらし粉（化学式: CaCl(ClO)・H2O または Ca(ClO)2）は、次亜塩素酸イオンを含むため、その酸化作用により漂白剤や殺菌剤として広く用いられている。水酸化カルシウムと塩素を反応させることで得られる。
塩素酸HClO3は不安定な物質だが、カリウムやナトリウムの塩は安定で、強い酸化剤である。塩素酸カリウムKClO3は酸化マンガン(IV)を触媒として用いて加熱すると酸素を発生するため、花火やマッチの火薬中に燃焼を助けるため含まれる。
ハロゲンの化合物のなかには、日用品の中に広く用いられている物もある。たとえば、フッ素化合物の一つ、ポリテトラフルオロエチレン（テフロン）はフライパンの表面に薄く塗られ、焦げ付きを防ぐ役割を果たしている。また、臭化銀はその感光性を利用して、写真のフィルムに用いられている。塩素は多くのビニル・プラスチック製品に含まれている。また、ヨウ素は消毒剤や うがい薬 に用いられている。
洗剤の「まぜるな危険」の化学反応については、啓林館の教科書を除いて、検定教科書では書かれてない。


16族に属する酸素（O）、硫黄（S）はともに価電子を6つ持ち、2価の陰イオンになる。ともに単体は同素体を持つ。
酸素の単体には、原子2個で1つの分子を作っている酸素（O2）と、原子3個で1つの分子を作っているオゾン（O3）がある。いずれも常温では気体であるが、大きく異なった性質を示す。
酸素は空気中で約21％ふくまれる。また、酸素は地殻を構成する主な元素でもあり、およそ半分は酸素である。
酸素（O2）は常温で無色無臭の気体である。
工業的な製法は、液体空気の分留によって酸素を得る。
実験室で酸素を得るには、過酸化水素水に酸化マンガン(IV）を加えればよい。この反応で酸化マンガン（IV）は触媒として働き、過酸化水素が分解して酸素を発生する。
また、塩素酸カリウムと酸化マンガン（IV）を混合して加熱してもよい。この反応でもやはり酸化マンガン（IV）は触媒として働く。
オゾン（O3）は、酸素中で無声放電を行うか、強い紫外線を当てることで生成する。
オゾン O3 は分解しやすく、分解のさいに強い酸化作用を示す。オゾンは淡青色・特異臭の気体で、人体には有害である。オゾンの分子は、酸素原子が3つ結合して1つの分子を作っている。
また、オゾンの酸化作用は、ヨウ化カリウムデンプン紙を青変する。
このためオゾンの検出法は、水で湿らせたヨウ化カリウムデンプン紙でオゾンを検出できる。
大気中には上空25000mほどにオゾンが豊富に含まれる層があり、オゾン層と呼ばれる。オゾン層は人体に有害な紫外線を吸収する働きがあるが、近年このオゾン層が南極付近で局所的に薄くなっており（オゾンホール）、環境問題として取り上げられることが多くなっている。
酸素の化合物は一般に酸化物と呼ばれる。酸素はあらゆる物質と化合することができ、一般に金属元素とはイオン結合、非金属元素とは共有結合による酸化物を作る。
酸化物は、酸や塩基との反応のしかたから3通りに分類される。
一般に、非金属元素の酸化物は酸性酸化物であり、金属元素の酸化物は塩基性酸化物である。
二酸化炭素や二酸化硫黄など、非金属元素の酸化物の多くは、酸性酸化物である。
酸性酸化物の定義により、酸性酸化物は水に溶けると、酸性を示す。
また、酸性酸化物は塩基と反応すると、塩をつくる。
二酸化炭素（CO2）は塩基と反応して塩を生じる。
二酸化窒素（NO2）は水に溶けて硝酸（HNO3）となる。
水に溶けて塩基性を示したり、酸と反応して塩を生じる酸化物を、塩基性酸化物という。
金属元素の酸化物の多くは、塩基性酸化物である。酸化カルシウムや酸化ナトリウムなどが、塩基性酸化物である。
酸化カルシウム（CaO）は水に溶けて水酸化カルシウム（Ca(OH)2）となる。
また、これは酸と反応して塩を生じる。
酸・塩基のどちらとも反応して塩を生じる酸化物を、両性酸化物という。
酸化アルミニウム（Al2O3）や酸化亜鉛は、酸とも塩基とも反応して塩を生じる。
塩素の酸性酸化物を水に溶かすと、水と反応して酸を生じる。
塩素の酸化物には、いくつかの種類があるが、一例として酸を生じる反応として、下記の化学反応がある。
リンの酸性酸化物も、水と反応し、酸を生じる。
また、このように酸性酸化物を水と反応させて得られた酸は、分子中に酸素原子と水素原子を含む場合が多い。
塩素の場合は、過塩素酸 HClO4 などが得られるし、窒素の場合は、亜硝酸（HNO2）と硝酸（HNO3）などが得られるし、分子式を見ればわかるように酸素原子と原子が分子中に含まれてる。
一般に、分子中に酸素分子のある構造の酸のことをオキソ酸（oxoacid）という。（「オキソ酸」といった場合、水素原子は、なくても構わない。 ※ 東京書籍と実教出版の見解。 いっぽう、啓林館などが、「オキソ酸」の定義に水素原子を含ませる定義である。）
オキソ酸の分子構造についての議論のさいには、塩素原子や窒素原子など、由来となった酸性酸化物の元素を「中心原子」と設定して議論するのが一般的である。（つまり、酸素原子や水素原子は、中心ではない。）
中心元素が同じであれば、結合している酸素の数が多いほど、オキソ酸の酸性は強くなる。
たとえば窒素のオキソ酸として亜硝酸（HNO2）と硝酸（HNO3）があるが、硝酸の方が強い酸である。
また、中心元素が第3周期のリン、硫黄、塩素であるようなオキソ酸は、この順に酸性が強くなる。リン酸（H3PO4）は弱酸であるが、硫酸（H2SO4）は強酸であり、過塩素酸（HClO4）はさらに強い酸性を示す。
塩素のオキソ酸の酸性の順は、
名称は
である。
硫黄（S）の単体には、斜方硫黄、単斜硫黄、ゴム状硫黄などの同素体がある。単体は火山地帯から多く産出され、また重油の精製過程のひとつである脱硫（だつりゅう）の工程において多く得られる。
斜方硫黄は常温で安定な黄色・塊状の結晶である。硫黄原子が8つ環状に結合して1つの分子を形成している。
単斜硫黄は高温で安定な黄色・針状の結晶である。硫黄原子が8つ環状に結合して1つの分子を形成している。斜方硫黄を加熱することで得られる。
ゴム状硫黄は褐色の無定形固体である。ただし、純粋なものは黄色を示すものがある。数十万の硫黄原子がジグザグに結合しているため、引っ張ると結合角が変わり弾力性がある。
斜方硫黄を加熱するとコハク色の液体となる。これを加熱し続けると次第に暗褐色となり、粘性が増してくる。さらに加熱すると濃青色の液体となり、これを水中に入れ急冷するとゴム状硫黄となる。
硫黄は、高温で反応性が高い。
硫黄は高温では多くの元素と化合して硫化物となる。たとえば鉄粉と硫黄の粉末を混合して加熱すると、硫化鉄（II） FeS が生じる。
また、空気中で青白い炎をあげて燃焼し、二酸化硫黄となる。
硫化水素（H2S）は無色腐卵臭の気体である。人体に有毒であるため、使用時には十分な換気に注意しなければならない。硫化水素は水に溶け、弱酸性を示す。
火山ガスや温泉に豊富に含まれるが、実験室では硫化鉄（II）に強酸を加えることで得られる。
硫化水素は、おおくの場合に還元剤として働き、二酸化硫黄を還元して硫黄の単体を生じる。
多くの金属イオンと反応して硫化物の沈殿を作るため、金属イオンの分離や検出に多く用いられる。
二酸化硫黄（SO2)は腐卵臭をもつ無色の有毒な気体で、刺激臭がある。また、火山ガスや温泉などに含まれる。
酸性酸化物であり、水に溶けて弱酸性を示す。
実験室では、銅を濃硫酸に加えて加熱するか、亜硫酸塩を希硫酸と反応させることにより得られ、下方置換で得る。
工業的には、硫黄の燃焼により製造される。
二酸化硫黄は還元性があり、漂白作用がある。ただし、硫化水素のような強い還元剤がある場合は、酸化剤として作用する。
硫黄を含む物質は燃焼により二酸化硫黄を生じる。二酸化硫黄の水溶液は、弱い酸性を示す。
硫黄は石油や石炭に多く含まれているため、このような化石燃料を大量に燃焼させると、大気中に多量の二酸化硫黄が放出され、雨水に溶け込み、酸性雨の原因となる。
硫酸（H2SO4）は工業的に接触法（contact process）により、酸化バナジウムを主成分として触媒をもちいて、次のような工程で製造されている。
硫酸は、硫黄のオキソ酸である。通常はH2SO4の水溶液を硫酸と呼ぶ。硫酸は無色透明で粘性があり、密度の大きい重い液体である。濃度により性質が異なり、濃度の90％以上程度の濃いものを濃硫酸（concentrated sulfuric acid）といい、薄いものを希硫酸(diluted sulfuric acid)と呼ぶ。
濃硫酸を水で希釈することで希硫酸が得られる。希釈する際は水を入れたビーカーを水を張った水槽中に入れ、冷却しながら濃硫酸を静かに加えるようにする。これは、硫酸の水への溶解熱が非常に大きいためである。けっして、これを逆にしてはならない。もし、濃硫酸に水を加えるようにすると、溶解熱によって水が蒸発し濃硫酸が跳ねることがあり、たいへん危険である。
硫酸は沸点が高い、不揮発性の酸である。したがって、塩酸や硝酸のような揮発性の酸の塩と反応して塩を作り、揮発性酸が遊離する。
濃硫酸には次のような性質がある。
希硫酸は強酸であり、多くの金属と反応して水素を発生する。一方濃硫酸は水をほとんど含まないため電離度が小さく、ほとんど酸性を示さない。
硫酸イオン（SO42-）はBa2+やCa2+と反応して白色沈殿を生じる。そのため、これらのイオンの検出・分離に用いられる。また日常生活においても、硫酸はカーバッテリーや非常用電源などとして使われる鉛蓄電池の電解液として用いられている。


水素を除く1族元素のリチウム Li, ナトリウム Na, カリウム K, ルビジウム Rb, セシウム Cs, フランシウム Fr のことをアルカリ金属という。
アルカリ金属の単体は、いずれも銀白色の固体である。融点が低くやわらかい金属で、カッターで簡単に切断することができる。
アルカリ金属の原子は価電子を1個もち、1価の陽イオンになりやすい。
このため、アルカリ金属の原子は酸化されやすいので、天然には単体の状態では存在せず、塩として存在する。
単体を得るには、化合物の融解塩電解を行う。加熱して融解させた化合物に電極を入れ、電気分解を行うと、陰極側に金属の単体が析出する。
アルカリ金属は反応性が高く、還元性も高い。アルカリ金属は常温で空気中の酸素や水と簡単に反応する。特に水とは、アルカリ金属は常温で水と反応して水素を発生しながら激しく反応し、反応後の溶液は強塩基性の水溶液になる。
そのため、アルカリ金属の単体を保存する際には、空気中の酸素や水との反応をふせぐために石油中（灯油）に保存する。リチウムは石油よりも軽いため、石油に浮く。また、単体は素手で触れず、必ずピンセットなどを用いて扱う。
イオンは炎色反応を示し、白金線にイオン水溶液をつけガスバーナーの炎に入れると、リチウムイオンでは赤色に、ナトリウムイオンでは黄色に、カリウムでは赤紫色にそれぞれ炎が色づく。
アルカリ金属は様々な化合物を作る。この章ではアルカリ金属の中でも、特にナトリウムの化合物について学ぶ。
アルカリ金属の単体が水と反応すると水酸化物となる。たとえばリチウムは水酸化リチウム（LiOH）に、ナトリウムは水酸化ナトリウム（NaOH）に、カリウムは水酸化カリウム（KOH）になる。
水酸化ナトリウムの工業的な製法については、塩化ナトリウム NaCl 水溶液の電気分解によって製造される。
常温では白色の固体であり、水によく溶けて、いずれの水溶液も強塩基性を示す。このため皮膚を冒す性質があり、取り扱いに注意する。
水酸化ナトリウムと水酸化カリウムの固体は吸湿性があり、空気中に放置すると水蒸気を吸収してその水に溶けてしまう。この現象を潮解（ちょうかい、deliquescenece）という。
水溶液も吸湿性があるため、長時間放置すると溶液の濃度が変化する。したがって精密さを要する実験では、直前に水溶液を調整するようにするとともに、中和滴定などにより正確な濃度を測る必要がある。
また水酸化ナトリウムは水分を吸収するだけでなく、空気中の二酸化炭素も吸収して、炭酸塩の炭酸ナトリウム（Na2CO3）を生じる。
この性質から、二酸化炭素の吸収剤として用いられることがある。
水酸化ナトリウムの産業上の用途は、製紙業でのパルプの製造、石油の精製、繊維の製造、セッケンの製造、などで用いられている。 水酸化ナトリウムは苛性ソーダとも呼ばれる。
炭酸水素ナトリウム（NaHCO3）と炭酸ナトリウム（Na2CO3）は共に白色の粉末である。工業的にはアンモニアソーダ法により製造される。
アンモニアソーダ法は炭酸ナトリウムの工業的製法である。
反応で生じた生成物は次のように再利用できる。
アンモニアソーダ法は全体としては、

2
NaCl
+
CaCO
3

⟶
Na
2

CO
3

+
CaCl
2

{\displaystyle {\ce {2NaCl + CaCO3 -> Na2CO3 + CaCl2}}}
  という反応式で表される。
炭酸水素ナトリウムは、熱分解して炭酸ナトリウム（sodium carbonate）となる。炭酸ナトリウムは白色の粉末で、水に溶け、水溶液は塩基性を示す。
炭酸ナトリウムは加熱しても、分解しない。
炭酸ナトリウムは弱酸と強塩基の塩であり、水に溶けると加水分解して塩基性を示す。
炭酸ナトリウム水溶液を冷却すると十水和物 Na2CO3・10H2O の無色透明の結晶が得られる。この Na2CO3・10H2O の結晶は空気中に放置すると水和水の大部分を失って、白色粉末の一水和物 Na2CO3・H2O となる。この現象は風解（ふうかい、efflorescence）と呼ばれる。
炭酸水素ナトリウム、炭酸ナトリウムは、ともに強酸と反応して二酸化炭素を生じる。
炭酸ナトリウムは、ガラスの製造などに用いられる。
炭酸水素ナトリウム NaHCO3 は白色粉末で、水に少し溶け、水溶液は加水分解により弱塩基性を示す。炭酸水素ナトリウムは重曹（じゅうそう）ともいう。
炭酸水素ナトリウムを熱すると、分解して二酸化炭素を発生する。
（上記の反応は、ソルベー法での炭酸水素ナトリウムの分解反応と同じ。）
炭酸水素ナトリウムの用途は、発泡剤やベーキングパウダー（ふくらし粉）、入浴剤の発泡剤成分、などとして用いられている。
また、強酸で、二酸化炭素を発生する。
水酸化ナトリウムに塩酸を加えると、中和反応を起こし塩化ナトリウム（NaCl）を生じる。
塩化ナトリウムは天然では岩塩に豊富に含まれており、食塩の主成分としても有名である。工業的には海水を濃縮することにより得られる。
塩化ナトリウムを融解塩電解すると単体のナトリウムが得られる。
塩化ナトリウム水溶液を電気分解すると、陽極から塩素が発生し、陰極から水素が発生する。このとき陰極側では水の電気分解反応が起こっており、水酸化物イオンが生じている。
溶液中にはナトリウムイオンが残るため、陰極付近では水酸化ナトリウムの水溶液が得られる。この原理は工業的な水酸化ナトリウムおよび塩素・水素の製造法として応用されており、陽イオン交換膜を用いることからイオン交換膜法と呼ばれる。


周期表の2族の元素は、すべて金属元素である。2価の価電子をもち、2価の陽イオンになりやすい。天然には塩として存在している。
2族元素のことをアルカリ土類金属という[1]。
2族元素の単体は、いずれも、空気中で激しく燃焼して酸化物を生じる。たとえばマグネシウムは白い強い光を出しながら燃焼して白色の酸化マグネシウム（MgO）を生じる。
マグネシウムは二酸化炭素とも熱や光を出しながら激しく反応する。
2族元素の酸化物はいずれも塩基性酸化物であり、酸と反応する。たとえば酸化マグネシウムは塩酸と反応して塩化マグネシウムを生じる。
塩化マグネシウムは白色の固体であり、潮解性がある。
ベリリウム・マグネシウムとアルカリ土類金属とでは、次のような違いがある。
水酸化バリウムの水溶液などに希硫酸を加えると、硫酸バリウム BaSO4 の白色沈殿が得られる。
硫酸バリウム BaSO4 は白色の粉末で、水に溶けず、酸にも反応しない。
硫酸バリウムの実社会の用途として、医療では、この性質（水に溶けにくい、酸に反応しない、など）を利用して、人体のX線撮影の造影剤として、胃や腸など消化器官のようすを撮影するための造影剤として、硫酸バリウムは用いられる。
なおバリウムおよび硫酸バリウムは、X線を透過させにくい。そのため、X線撮影の際、人体内のバリウムのある場所でX線が遮断され、撮影装置にX線が届かなくなるので、胃や腸でのバリウムのようすが見える、という仕組みである。
カルシウム（Ca）はアルカリ土類金属のひとつである。単体は塩化カルシウムの融解塩電解により得られる。
単体を空気中で燃焼させると酸化カルシウム（CaO）を生じる。酸化カルシウムは生石灰（せいせっかい）とも呼ばれる。
酸化カルシウムに水を加えると熱を出しながら水酸化カルシウム（Ca(OH)2）を生じる。水酸化カルシウムは消石灰とも呼ばれる。
酸化カルシウムは水を吸収し、そのさい発熱することから、乾燥剤や発熱材として用いられる。
酸化カルシウムに水を加えると熱を出しながら水酸化カルシウム（Ca(OH)2）を生じる。
逆に、水酸化カルシウムを加熱すると酸化カルシウムが得られる。
水酸化カルシウムはカルシウムを水と反応させることによっても得られる。
水酸化カルシウムは白色の粉末であり、水酸化カルシウムは消石灰（しょうせっかい）とも呼ばれる。水酸化カルシウムの水溶液は塩基性を示し、一般に石灰水（せっかいすい、lime water）と呼ばれる。石灰水に二酸化炭素を通じると、炭酸カルシウムの白色沈殿を生じて白濁する。この反応は二酸化炭素の検出に用いられる。
しかし、白濁した石灰水にさらに二酸化炭素を通じ続けると、炭酸水素カルシウムとなって沈殿は溶解し、無色の水溶液になる。
この炭酸水素カルシウム水溶液を加熱すると、ふたたび炭酸カルシウムの沈殿が生じる。
水酸化カルシウム水溶液に塩酸を加えると、塩化カルシウムを生じる。塩化カルシウムは吸湿性があり、乾燥剤としてしばしば用いられる。
水酸化カルシウム水溶液に塩素を通じると、さらし粉を生じる。
炭酸カルシウム CaCO3 の固体は、天然には石灰岩や大理石として存在する。
鍾乳洞（しょうにゅうどう）や鍾乳石（しょうにゅうせき）は、炭酸カルシウムが地下水にいったん溶けて、水中で炭酸水素ナトリウムとなり、その後、炭酸カルシウムに戻り、再度、固まったものでる。
炭酸カルシウムは塩酸などの強酸と反応して、二酸化炭素を発生する。
炭酸カルシウムは、セメントの原料や、チョークの原料、ガラスの原料、歯みがき粉の原料などとして、使われている。
水酸化カルシウム水溶液に硫酸を加えると、硫酸カルシウム CaSO4 の白色沈殿を生じる。硫酸カルシウムは天然には二水和物がセッコウ（石膏）として存在する。セッコウを約130℃で焼くことにより、二分の一水和物である焼きセッコウの白色粉末となる。
焼きセッコウの粉末に水を少量まぜると、硬化して、体積が少し増え、セッコウになる。セッコウ像や医療用ギプスは、この性質を利用している。
カルシウムやバリウムの硫酸塩は水に溶けにくく、この性質は陽イオンの系統分離において重要である。また日常生活においても重要で、硫酸カルシウムは建築材や医療用ギプスに、硫酸バリウムBaSO4はX線撮影の造影剤として用いられる。
Ca2+やMg2+を多く含む水を硬水という。それらが少量しか含まれていない水のことを軟水という。
日本では一般に、地下水には硬水が多い。日本では河川水には軟水が多い。
また、硬水を飲むと、下痢を起こしてしまう。なので、食用には硬水は不適切である。
しかし、農業用水に硬水を使う分には問題がない。
もしボイラーで硬水を使うと、沈殿が残るので、配管の詰まりを起こしやすく、危険であり不適切である。
工業用水や生活用水には、硬水は不適切である。
大陸の河川水では、硬水が多い。その理由は、大陸の河川水は緩流なので、鉱物質が溶けこんでいるので、硬水が多い。
いっぽう、日本では急流が多いことが、日本の河川水に軟水が多い。
基本的に水の硬度の数値が低いほど軟水である。いっぽう、水の硬度の数値が高いと硬水である。
ベリリウムとマグネシウムは、金属に分類されている（高校教科書でも、ベリリウムなどは金属に分類されている。）。しかし、上述のように特殊な性質を示すこともあり、一説には、ベリリウムはやや共有結合よりの金属結合をしている中間的な結合であるかもしれないと解釈する理論も存在する。（※ 参考文献: 東京化学同人『無機化学 - その現代的アプローチ -』、第二版、94ページ ）
ベリリウムに他の金属が衝撃的にぶつかっても火花が飛び散りづらい性質があるので、そのため特殊なカナヅチの材料としてベリリウム系の合金（ベリリウムと銅の合金）が使われていることも多い。
またベリリウムはX線および電磁波を透過するので、X線管の材料のうち、X線を透過させたい部分の材料に使われる。
天然では、宝石のエメラルドにベリリウムが含まれる。
なお、化学的には、ベリリウムはアルミニウムに近い反応をすることも多い。（※ 参考文献: 東京化学同人『無機化学 - その現代的アプローチ -』、第二版、94ページ ）
エメラルドにも、アルミニウムは含まれる。（エメラルドの主成分は、シリコンとアルミニウムとベリリウムである。）
酸化マグネシウム MgO は融点が高く（約2800℃）、耐火レンガやるつぼの材料などに用いられている。（※ 数研出版のチャート式にこのように書かれている。）
（チャート式などでは範囲外（普通科高校の範囲外）なので触られてないが）、耐火レンガの材料などに酸化マグネシウムや酸化アルミニウムなどが用いられる理由のひとつとして、融点の高さのほかにも、熱の伝わりやすさという、重大な理由がある。（※ 工業高校などの一部の学科で習う。）（※参考文献: 文部科学省著作教科書『セラミック工業』平成15年3月25日 初版発行、平成18年1月25日、実教出版 発行、188ページや203ページなど。）転炉や電気炉で近年、マグネシアカーボンれんが が用いられているという。なお、高炉はアルミナ質れんが や 炭化ケイ素れんが が用いられているという。また、製鉄の溶融スラグは塩基性であると考えられており、酸化マグネシウムは耐塩基性としての耐腐食性が高い（つまり、腐食しにくい）と考えられていることも、各所で酸化マグネシウムが使われる一因である。
もし るつぼ等の使用中に高熱が一箇所に蓄積すると、るつぼ等が溶融してしまい破壊されてしまうので、熱を伝えやすい材料を適切な場所に用いることで、るつぼ等の寿命をのばしているのである。
酸化マグネシウムや酸化アルミニウムなど、いちぶの金属の酸化物は（金属酸化物を含まない単なる粘土レンガと比べれば）比較的に熱を伝えやすい。
名前こそ「耐火」レンガであるが、酸化マグネシウムを含まないからといって、耐熱性が低いわけでもないし、燃えやすいわけでもない。
酸化マグネシウム系レンガなどが必要とされる本当の理由は、熱を分散・拡散しやすいことである。
耐火レンガを作る際、そもそもレンガの母材として粘土が必要であるが、それに酸化マグネシウムや酸化アルミニウムなどを適量に混ぜることで、熱の伝わりやすさを調節して、耐火レンガは設計される。


アルミニウム Al は13族の金属元素で、価電子を3個もち、3価の陽イオンになりやすい。
銀白色の軽い金属である。展性や延性が大きく、薄く伸ばしたものはアルミニウム箔（いわゆるアルミホイル）として一般家庭でも用いられている。また、電気伝導性も良く、熱伝導性も良い。熱伝導性が良いことから、鍋などにも用いられる。
アルミニウムの単体を空気中に放置すると、表面に緻密な酸化膜（酸化アルミニウム Al2O3 ）の被膜ができ、内部を保護する。
アルミニウムやマグネシウムを主成分とする合金であるジュラルミンは軽量かつ強度が高く、航空機に用いられている。アルミニウム自体も、アルミ缶や1円硬貨に用いられている。
アルミニウムの製法は、工業的には、鉱石のボーキサイト（bauxite、主成分: 酸化アルミニウム Al2O3）を処理して酸化アルミニウム（Al2O3）にかえたあと、氷晶石（Na3AlF6）とともに溶融塩電解して製造される。
アルミニウムの電解には、大量の電力が必要となる。
製造の過程で得られる酸化アルミニウム（Al2O3）は水に溶けにくい白色の固体である。酸化アルミニウムはアルミナとも呼ばれ、融点が非常に高い（アルミナの融点は2054℃）ことから耐熱材の原材料としても用いられるほどである。氷晶石は、このアルミナの融点を降下させるために加えられる。
アルミニウムの粉末は、空気中または酸素中で熱すると、激しく燃える。
濃い水酸化ナトリウム水溶液でボーキサイト中の酸化アルミニウムが溶け、ほかの不純物はあまり溶けない。まず、この水酸化ナトリウム水溶液で酸化アルミニウムを溶かして アルミン酸ナトリウム Na［Al(OH)4］を得る。
（ここまでは、どの文献でも、ほぼ同じ。）
まず、ろ過をして、溶液から、不溶性の Fe2O3 などの余計な不純物を取り除く。
あとは、このアルミン酸ナトリウム水溶液をうまく処理し、アルミナに変えていく方法が必要なのである。
まず、アルミン酸ナトリウム Na［Al(OH)4］水溶液から、なんらかの方法で、加水分解を起こし、水酸化アルミニウム Al(OH)3 を沈殿させる。
あとは、この水酸化アルミニウムを高温で焼成すると、純度の高い酸化アルミニウムが得られる。
また、アルミニウム単体の粉末と、酸化鉄 Fe2O3 など他の金属酸化物の粉末を混合して、加熱すると、アルミニウムが激しく酸化され、ほかの金属酸化物が還元され、金属単体が得られる。たとえば酸化鉄（Ⅲ）とアルミニウムを混合して加熱すると、鉄が得られる。
これをテルミット法といい、レールの溶接などに用いられる。
アルミニウムは両性元素であり、酸とも塩基とも反応して水素を生じる。たとえば、塩酸と反応して水素を発生しながら塩化アルミニウムを生じる。
また、水酸化ナトリウム水溶液と反応して、水素を発生しながらテトラヒドロキソアルミン酸イオンを生じる。
しかし、アルミニウムは濃硝酸に溶けない。これは、反応開始直後に金属表面に緻密な酸化被膜を形成し、反応が金属内部まで進行しなくなるためである。このように、緻密な酸化皮膜により保護されて、それ以上は反応が進行しない状態を不動態（ふどうたい）という。
アルマイトという材料は、アルミニウムの表面を人工的に酸化させることで厚い不動態の膜で保護させ、そのアルミニウムの耐久性を上げた材料であり、日本で開発された。
アルミニウムイオン（Al3+）の水溶液は無色透明である。これに水酸化ナトリウム水溶液を少量加えると、水酸化アルミニウムの白色ゼリー状沈殿を生じる。
しかし、水酸化ナトリウム水溶液を過剰に加えると、沈殿は溶解して無色の水溶液となり、テトラヒドロキソアルミン酸イオンを生じる。
テトラヒドロキソアルミン酸イオン水溶液に塩酸を加えると、逆に水酸化アルミニウムの白色沈殿を生じ、過剰に加えれば塩化アルミニウムを生じる。塩化アルミニウムは潮解性のある白色の固体であるが、水に溶けやすく、電離してアルミニウムイオンを生じる。
アルミニウムイオンを含んだ水溶液に、塩基を加えると、水酸化アルミニウム Al(OH)3  の白色ゲル状の沈殿が生じる。
水酸化アルミニウムを熱すると、酸化アルミニウム Al2O3が生じる。
水酸化アルミニウム Al(OH)3 は酸とも塩基とも反応して溶けることのできる、両性水酸化物である。
酸化アルミニウム Al2O3 は、アルミナ（alumina）とも呼ばれ、白色の粉末で、水に溶けない。また、融点が高い（融点:2054℃）。
酸化アルミニウム Al2O3 は、酸にも強塩基にも溶ける両性酸化物であるが、アンモニア水には溶けない。
また、たとえば宝石のルビーやサファイアは、酸化アルミニウムが主成分の結晶である。酸化アルミニウムの結晶のうち、ごく微量のクロムやチタンなどの金属が混入したものが、赤いルビーや青いサファイアであり、ともに、かなり硬い。また、酸にも塩基にも、ルビーやサファイアは溶けない。
なお、ルビーにはクロム Cr が、サファイアには鉄 Fe やチタン Ti が含まれている。
ルビーやサファイアなどは組成がわかっているので、人工的に作ることもできる。
材料であるアルミナやクロムまたは鉄などに高温や高圧などを加えて熱することで、人工的にルビーやサファイアなどを作ることができる。
このように、人工的につくった宝石のことを人工宝石といい、さまざまな分野に応用されている。
また、アルミナ化合物ではないが、ダイヤモンドや水晶などアルミナ以外の宝石でも、人工的につくることができる。
人工ダイヤや人工水晶も、人工宝石に含める。
なお、人工ダイヤモンドは、その硬さを活用して、工場などの大型の回転カッターなどの切れ味を増すための材料などとして、刃先に人工ダイヤのある刃物が応用されている（いわゆるダイヤモンドカッター）。

硫酸カリウム水溶液と硫酸アルミニウム水溶液とを混合して濃縮して得られる結晶は、硫酸カリウムアルミニウム十二水和物 AlK(SO4)2・12H2O の結晶であり、この硫酸カリウムアルミニウム十二水和物をミョウバン（明礬）という。
ミョウバンの結晶は無色透明で正八面体形をしている。
ミョウバンを水に溶かすと、Al3+ 、K＋ 、SO42- の各イオンに電離する。
ミョウバンのように、2種類以上の塩が結合して物質を複塩（ふくえん、double salt）という。
ミョウバンを焼くと、無水物である焼きミョウバンが得られる。ミョウバンは温度による溶解度の変化が激しく、低温の水には少量しか溶けないが、温度を上げるとよく溶けるようになる。


亜鉛 Zn は周期表12族の元素であり、原子は価電子を2個もち、2価の陽イオンになりやすい。
亜鉛の単体は、銀白色の金属である。
亜鉛は両性元素であり、酸とも塩基とも反応して水素を発生する。たとえば塩酸と水素を発生しながら反応して塩化亜鉛になる。
また、強塩基の水酸化ナトリウムと反応し、水素を発生してテトラヒドロキソ亜鉛（Ⅱ）酸イオンを生じる。
たとえば、一般的な乾電池の負極は亜鉛板でできている。
また、鉄板に亜鉛をメッキした板はトタンと呼ばれ、屋根やバケツなどに用いられる。
亜鉛に塩酸を加えると先にみたように、水素を発生しながら溶け、塩化亜鉛（ZnCl2）を生じる。塩化亜鉛は水に溶ける物質で、水溶液中では亜鉛イオン（Zn2+）として存在している。
この亜鉛イオン水溶液に水酸化ナトリウム水溶液またはアンモニア水を少量加えると、水酸化亜鉛（Zn(OH)2）の白色ゼリー状沈殿を生じる。
しかし、これに水酸化ナトリウム水溶液またはアンモニア水を過剰量加えると、沈殿は溶けて無色透明の水溶液となる。水酸化ナトリウム水溶液ではテトラヒドロキソ亜鉛（Ⅱ）酸イオン（[Zn(OH)4]2-）を生じ、アンモニア水ではテトラアンミン亜鉛（Ⅱ）イオン（[Zn(NH3)4]2+）を生じる。
アンモニア水を過剰に加えて弱塩基性とした亜鉛イオン水溶液に硫化水素を通じると、硫化亜鉛（ZnS）の白色沈殿を生じる。
また、酸化亜鉛 ZnO は白色の粉末で、水に溶けにくく、白色絵の具の顔料として用いられる。
ZnOは両性酸化物であり、塩酸にも水酸化ナトリウムにも溶ける。
酸化亜鉛は亜鉛華（あえんか）とも呼ばれる。酸化亜鉛は、白色顔料などに用いられる。
亜鉛イオン Zn2＋ を含む水溶液を中性または塩基性にして、硫化水素を通ずると、硫化亜鉛 ZnS の白色沈殿を生じる。
硫化亜鉛は、夜光塗料などに用いられる。


スズ Sn と鉛 Pb は、ともに周期表14族であり、原子は価電子を4個もち、ともに酸化数が＋2または＋4の化合物をつくり、ともに両性元素であり、ともにイオン化傾向は水より大きい。
スズ（Sn）は銀白色の固体である。展性や延性に富み、また比較的さびにくい金属である。酸とも塩基とも反応して、水素を発生する。
スズは、青銅やハンダなど合金の材料でもある。
また、スズはメッキに多用される。鉄にスズをメッキしたものは「ブリキ」と呼ばれ、缶詰や金属玩具などに用いられる。
化合物中でのスズの酸化数には ＋2 と ＋4 があるが、スズの場合は 酸化数＝＋4 のほうが安定である。
スズを塩酸に溶かした溶液から、塩化スズ SnCl2 が得られる。
塩化スズ(II)二水和物 SnCl2・2H2O は無色の結晶。また、水溶液は還元作用がある。


鉛 Pb は青白色のやわらかい金属である。鉛とその化合物は有毒である。
鉛は、両性元素であり、硝酸、強塩基の水溶液と反応して溶ける。しかし、塩酸と希薄硫酸には、鉛の表面に難溶性の皮膜（塩化鉛 PbCl2 や、硫酸鉛 PbSO4 の皮膜は、水に難溶）が発生するため、溶けない。
Pb
+
2

HNO
3

⟶
Pb

(
NO
3

)

2

+
H
2

{\displaystyle {\ce {Pb + 2HNO3 -> Pb(NO3)2 + H2}}}

Pb
+
2
NaOH
+
2

H
2

O
⟶

[
Pb

(
OH
)

4

]

2
−

+
2

Na
+

+
H
2

{\displaystyle {\ce {Pb + 2NaOH + 2H2O -> [Pb(OH)4]^2- + 2Na^+ + H2}}}
ただし、塩酸と希硫酸には溶けない。また、アンモニア水のような弱塩基にも溶けない。
酸化鉛PbOは黄色く、古くは、黄色の顔料として用いられた。
鉛は放射線の遮蔽材や鉛蓄電池に使われている。
鉛の化合物は水に溶けにくいものが多いが、硝酸鉛 Pb(NO3)2 や酢酸鉛 (CH3COO)2Pb は水によく溶ける。
鉛(II)イオン（Pb2+）は様々な沈殿を作る。アンモニア水や少量の水酸化ナトリウム水溶液を加えると、水酸化鉛(II)の白色沈殿を生じる。
ただし、水酸化ナトリウム水溶液を過剰に加えると、テトラヒドロキソ鉛(II)酸イオンを生じて溶ける。
鉛(II)イオン水溶液に塩酸を加えると、塩化鉛(II)の白色沈殿を生じる。
これを加熱すると、鉛(II)イオンを生じて溶ける。
鉛(II)イオン水溶液に希硫酸を加えると、硫酸鉛(II)の白色沈殿を生じる。
鉛(II)イオン水溶液に硫化水素を加えると、硫化鉛(II)の黒色沈殿を生じる。
鉛(II)イオン水溶液にクロム酸カリウム水溶液を加えると、クロム酸鉛(II)の黄色沈殿を生じる。
鉛(II)イオン水溶液にヨウ化カリウム水溶液を加えると、ヨウ化鉛(II)の黄色沈殿を生じる。


鉄（Fe）の単体は灰白色で比較的やわらかい。また、合金にして、鉄道のレール、流し台や窓枠のステンレス鋼、建築材の鉄骨など、さまざまなものに鉄が用いられている。
なお、鉄は、磁石に引き寄せられる。
鉄は鉄鉱石（てっこうせき）から製造される。鉄鉱石には、酸化鉄(Ⅲ)などの鉄の酸化物とその他不純物が含まれている。鉄を取り出すために、溶鉱炉に鉄鉱石とコークス（C）、石灰石（CaCO3）を加え、加熱する。コークスは酸化され一酸化炭素（CO）となり、酸化鉄を還元して最終的に鉄の単体となる。
ここで溶鉱炉から得られる鉄は銑鉄（せんてつ）と呼ばれ、炭素を多く含んでいる。これは鋳物に用いられるが、もろいため、実用的な材料には向かない。銑鉄とともに溶鉱炉からは「スラグ」というものが得られる。鉄鉱石中にはケイ酸塩が含まれており、これと石灰石とが反応したものがスラグである。
銑鉄を転炉に移し、加熱して溶解しながら酸素を吹き込むと鋼（こう、steel）が得られる。鋼は、炭素の含有量が銑鉄より少なく、硬くて、弾性があることから、建築材や構造材などに用いられる。
鉄は、湿った空気中では酸化されて赤さびを生じる。また、鉄の塊は空気中で燃焼しないが、スチールウールは酸素中で激しく燃焼し、酸化鉄となる。（酸化鉄には何種類かあり、ここでは覚えなくてよい。）
鉄は、酸に溶けて、水素を生じる。
ただし、濃硝酸では、表面に皮膜ができる不動態となり、それ以上は反応が進行しない。
鉄イオンは陽イオンであるが2価と3価のものがある。価数により異なる性質をもつ。
鉄(Ⅱ)イオン（Fe2+）は淡緑色をしている。アンモニア水や水酸化ナトリウム水溶液のような塩基と反応して水酸化鉄(Ⅱ)の緑白色沈殿を生じる。
この沈殿は空気中で酸化されて水酸化鉄(Ⅲ)になる。
硫化水素とは塩基性条件下で反応して、硫化鉄(Ⅱ)の黒色沈殿を生じる。酸性条件下では反応しない。
酸化剤である過酸化水素水を加えると、イオンが酸化されてFe3+となり、黄褐色の水溶液となる。
このヘキサシアノ鉄(Ⅲ)酸カリウム水溶液の反応は、鉄イオンの検出に用いられる。
一方、鉄(Ⅲ)イオン（Fe3+）は黄褐色をしている。アンモニア水や水酸化ナトリウム水溶液のような塩基と反応して水酸化鉄(Ⅲ)の赤褐色沈殿を生じる。
硫化水素とは塩基性条件下で反応して、一度イオンを還元してFe2+とした後、硫化鉄(Ⅱ)の黒色沈殿を生じる。酸性条件下ではイオンを還元してFe2+とするのみで、沈殿を生じない。
鉄(Ⅲ)イオンの塩として、塩化鉄(Ⅲ)六水和物（FeCl3・6H2O）がある。黄褐色の固体であるが、潮解性がある。
鉄イオンは上記の他にも次のような反応をする。これらは、鉄イオンの検出・分離に有用である。
これらのチオシアン酸カリウム水溶液（KSCN）やヘキサシアノ鉄(Ⅲ)酸カリウム水溶液の反応は、鉄イオンの検出に用いられる。
なお、ベルリン青とターンブル青は、色調は異なるが、同一の化合物である。


銅（Cu）は赤色の金属光沢をもつ金属である。展性・延性に富み、電気伝導性・熱伝導性が大きいことから、電線、調理器具、装飾品等、幅広く用いられている。
銅は空気中で風雨にさらされると緑青（ろくしょう）と呼ばれる青緑色のさびを生じる。たとえば名古屋城の屋根や、アメリカの自由の女神などは緑色をしているが、これは緑青によるものである。
（※ 範囲外？ ）緑青について、第二次大戦前のかつては、緑青は毒性が強いと考えられていた。しかし、戦後、動物実験などによる検証の結果、緑青に毒性はほとんど無いことが分かった。
銅の鉱産資源は、化合してない単体が産出することもあるが、ほとんどは黄銅鉱（CuFeS2）などの鉱石として産出する。
銅の鉱石を加熱してニッケルや金などの不純物を含む粗銅（そどう）を作り、これを電解精錬することにより純度の高い銅が得られる。電気精錬では、硫酸銅（Ⅱ）水溶液を電解液として、陽極には粗銅板を、陰極は純銅版として電気分解をすると、陽極の粗銅が溶解して銅（Ⅱ）イオンを生じ、陰極には銅が析出する。
陽極の下には溶液に解けなかった不純物がたまる。これを陽極泥といい、金や銀などを回収することができる。
銅は塩素と激しく反応して、塩化銅（Ⅱ）を生じる。
銅はイオン化傾向が小さく、希硫酸や塩酸には溶けない。しかし、硝酸や熱濃硫酸（濃硫酸に加え加熱したもの）といった酸化力の強い酸には溶けて、銅（Ⅱ）イオンを生じる。
銅（Ⅱ）イオン（Cu2+）水溶液は青色をしている。これに水酸化ナトリウム水溶液、またはアンモニア水を少量加えると、水酸化銅（Ⅱ）（Cu(OH)2）の青白色沈殿を生じる。
これに、さらにアンモニア水を過剰に加えると、テトラアンミン銅（Ⅱ）イオン [Cu(NH3)4]2+ を生じて溶け、深青色の水溶液となる。
水酸化銅（Ⅱ）を加熱すると、黒色の酸化銅（Ⅱ）（CuO）を生じる。
酸化銅（Ⅱ）は黒色であるが、高温で加熱すると赤色の酸化銅（Ⅰ）（Cu2O）となる。
銅（Ⅱ）イオン水溶液に硫化水素 H2S を通じると、硫化銅（Ⅱ） Cu2+ の黒色沈殿を生じる。
銅と硫酸の化合物である硫酸銅（Ⅱ）五水和物（CuSO4・5H2O）は青色の結晶である。水に溶かすと青色の水溶液となる。これを加熱すると白色の硫酸銅（Ⅱ）無水物 CuSO4 の粉末となるが、水を加えると再び青色となる。この反応は水の検出に用いられる。
銅は、さまざまな合金の原料である。


銀 Ag は白色の金属光沢をもつ金属である。すべての金属の中で、熱伝導性と電気伝導性が最も高い。
銀イオンの水溶液は無色であるが、水酸化ナトリウム水溶液、または少量のアンモニア水を加えると、酸化銀(I) Ag2O の褐色沈殿を生じる。
この沈殿に、さらに過剰のアンモニア水を加えると、沈殿が溶けてジアンミン銀(I)イオン [Ag(NH3)2]+ を生じ、無色の水溶液となる。
銀イオン水溶液にクロム酸水溶液を加えると、クロム酸銀の赤褐色沈殿を生じる。
銀イオン水溶液に硫化水素を通じると、硫化銀の黒色沈殿を生じる。
銀イオン水溶液に塩酸HClを加えると、塩化銀の白色沈殿を生じる。塩酸に限らず、ハロゲン化水素の水溶液を加えると、ハロゲン化銀の沈殿を生じる。
フッ化銀 AgF 以外は、水に溶けにくい。塩化銀、臭化銀は、アンモニア水、チオ硫酸ナトリウム水溶液、シアン化カリウム水溶液全てに、錯イオンを形成して溶ける。水溶液はいずれも無色。ヨウ化銀はそもそも溶解度が非常に小さく、いずれにも溶けない。(水に対する溶解度は10^-8mol/L、アンモニア水に対する溶解度も10^-5mol/L程度と、非常に小さい。)
(Wikipediaの「ハロゲン化銀」のページも参照のこと)
また、ハロゲン化銀は、光を当てると、分解して、銀が遊離する。この性質を感光性（かんこうせい）という。カメラ（アナログカメラ）の写真は、この性質を利用している。カメラのフィルムには臭化銀などが感光剤として含まれており、その感光性から写真を撮影することができる。
塩化銀の沈殿にチオ硫酸ナトリウム Na2S2O3  水溶液を加えると、ビス(チオスルファト)銀(I)酸イオンを生じ、無色の水溶液となる。
銀はイオン化傾向の小さい金属であり、塩酸や希硫酸には溶けない。しかし、熱濃硫酸や硝酸といった酸化力の強い酸には溶けて気体を発生する。


金 Au は金属光沢のある黄橙色の金属である。イオン化傾向が低く、反応性が低いことから単体として天然に存在する。純粋な金は柔らかく、展性・延性は全金属中最大である。
金は通常の酸とは反応しないが、濃塩酸と濃硝酸を3:1の割合で混合した王水には溶ける。

白金 Pt は金属光沢のある白色の金属である。金と同様イオン化傾向が低く、反応性が低い。
金や白金は多く産出しないため、貴金属（レアメタル）と呼ばれ、古くから硬貨や装飾品などに用いられてきた。しかしこれらは近年工業的に重要な物質となってきている。たとえば金は精密電子部品の配線に用いられ、また白金は化学反応を速める触媒として用いられる。


カドミウム（Cd）はニッケルとともにニッケル-カドミウム電池として用いられる。
カドミウムイオンは硫化物イオンと結合して黄色の沈殿である硫化カドミウムを生じる。
硫化カドミウムは黄色絵の具の顔料として用いられる。
水銀（Hg）は常温常圧で液体として存在する唯一の金属である。水銀は他の金属と合金をつくりやすく、水銀の合金をアマルガムという。
水銀イオンは硫化物イオンと結合して黒色の沈殿を生じる。
水銀の原料は、天然には辰砂（しんしゃ、主成分：HgS）などとして産出する。
水銀は、蛍光灯にも用いられる（いわゆる「水銀灯」）。
また、水銀は密度が、他の液体と比べて高く、そのため水銀は圧力計にも用いられた。
カドミウムや水銀などの重金属類は、工業でよく用いられるが、しばしば公害を引き起こした。たとえば水銀の化合物は水俣病の原因物質であり、カドミウムはイタイイタイ病の原因物質である。


クロム（Cr）は空気中でも水中でも常温で安定な金属である。クロムは、銀白色の光沢を持つ。
化合物中での酸化数は、おもに＋6または＋3を取る。
クロムは、空気中では表面に酸化物の緻密な皮膜ができるので（不動態）、それ以上は酸化されず、安定である。
鉄の表面に施す クロムめっき は、この不動態の性質を利用して、さびを防ぐものである。
クロムは、ステンレス鋼の材料でもある。
酸化数が＋６のクロムの多原子イオンの主なものに、水溶液の黄色いクロム酸イオン（CrO42-）がある。この水溶液は黄色であるが、酸を加えて液を酸性にすると、同じく酸化数が＋６の二クロム酸イオン（Cr2O72-）となり、橙色の水溶液となる。
逆に、橙色の二クロム酸イオン水溶液に塩基を加えると、クロム酸イオンの黄色水溶液となる。
クロム酸イオンは、さまざまな金属イオンと反応して沈殿となる。たとえば、クロム酸イオン水溶液に銀イオンを加えると、クロム酸銀の赤褐色沈殿が生成する。
また、クロム酸イオン水溶液に鉛(Ⅱ)イオンやバリウムイオンを加えると、ともに黄色の沈殿を生じる。
希硫酸を加えて酸性とした赤橙色の二クロム酸イオン水溶液は強い酸化剤であり、自身は還元されてクロム(Ⅲ)イオン（Cr3+）の緑色水溶液となる。
マンガン（Mn）は銀白色の金属である。空気中で簡単に酸化されるので、単体では用いない。合金の材料として、マンガンは利用されることがある。
イオン化傾向が鉄より大きく、また、酸にマンガンは溶ける。
過マンガン酸カリウム（KMnO4）は酸化剤として有名で、過マンガン酸カリウム水溶液は赤紫色であるが、自身は還元されてマンガン(Ⅱ)イオン（Mn2+）の淡桃色水溶液となる。
このMn2+水溶液にアンモニア水を加えて塩基性とした後、硫化水素を通じると、硫化マンガン(Ⅱ)の淡桃色沈殿を生じる。
二酸化マンガンから過マンガン酸イオン水溶液を得ることができる。二酸化マンガンに水酸化カリウム水溶液を加えて加熱すると、緑色のマンガン酸イオン水溶液（MnO42-）となる。これに希硫酸を加えると過マンガン酸イオンの赤紫色水溶液となる。
二酸化マンガン MnO2 は、黒色の粉末をしている。
過酸化水素水の分解を早める触媒として作用する。
また、酸化剤でもあり、たとえば塩酸を酸化して塩素とする。
二酸化マンガンは、日常的にもマンガン乾電池で原料の一つとして用いられている。