ガラス、セメント、陶磁器などのように、無機物質に加熱処理などしたものを、セラミックスという。
また、このようなセラミック製品を製造する産業を、セラミック産業または窯業（ようぎょう）という。
窯は「かま」の事である。
原材料にケイ酸塩化合物を用いることが多いことから、ケイ酸塩工業ともいう。
セラミックスには下記のように多くの種類があるが、ほとんどのセラミックス材料に共通する性質として、
材料によっては、例外もある。
また、後述する「ニューセラミックス」「ファインセラミックス」では、セラミックに他の材料などを混ぜるなどをして、特性を改良ているため、上記の特性の例外となる場合もある。
なお、「硬い」という長所は、加工のさいには「展性が無い」ので加工が難しいという短所でもある。
建築用のセメント（cement）は、原料に、石灰石、砂、砂利、酸化鉄、粘土、セッコウなどを含んでいる。製造のとき、石灰石が高熱で処理され、酸化カルシウム CaO になる。
セメントは、水をくわえると、発熱しながら、やがて硬化する。
また、コンクリート（concrete）は、セメントに、砂利、砂、水をくわえて、固めた物である。
セメントおよびコンクリートの、水により固まる反応の化学式については、多くの反応が関わっており、複雑なので省略する（高校化学の検定教科書でも、説明を省略している）。
なお、セメントに砂を混ぜたものは、「モルタル」（mortar）という。
セメントおよびコンクリートには、カルシウム Ca が含まれている。
なお、セッコウは、硬化を遅らせて調節するために添加されている。
コンクリートは圧縮の力には強いが、引っ張りの力には弱いので、引っ張りにつよい鉄筋を入れた鉄筋コンクリート（reinforced concrete 、RC）として用いる。
コンクリートは、材料中の水酸化カルシウム Ca(OH)2 により、塩基性を示す。また、この塩基性により、内部の鉄筋が酸から保護される。空気中の酸性物質などにより、コンクリートはしだいに中性に中和されていき、そのため強度がしだいに低下していく。また、鉄筋を保護していたコンクリートが劣化すると、内部の鉄筋も酸に腐食されやすくなっていく。
ガラスはケイ酸塩を主成分として、Na、K、などを含んでいる。
ガラスの結晶構造は不規則であり、また、一定の融点を持たない。高温にすると、やわらかくなり、水あめ のように軟らかくなる。冷えると、固まる。
ガラスの結晶のように、不規則なまま硬化している結晶構造を、アモルファス（非晶質）という。
ガラスは無色透明であるが、金属酸化物をくわえると、その種類に応じて着色する。
ほぼ二酸化ケイ素だけで出来ている高純度のガラスを、石英ガラスといい、紫外線の透過性が高く、また耐熱性も高いので、光学機器や耐熱ガラスや光ファイバーなどに利用されている。
しかし、石英ガラスは耐熱性が高すぎるため融点が高く、製造時の溶融加工が容易でないので、一般のガラス製品には添加物をくわえて融点を下げたソーダ石灰ガラスなどが用いられている。
窓ガラスなどに用いられる一般のガラスは、ソーダ石灰ガラスであり、SiO2のほか、Na2OとCaOを主成分としている。
このソーダ石灰ガラスの製法は、けい砂（主成分 SiO2）に、炭酸ナトリウム（Na2CO3）や石灰石を添加して作る。
ガラスを高温に熱していったとき、ガラスが軟らかくなり始める「軟化点」（なんかてん）または「軟化温度」という。ソーダ石灰ガラスの軟化点は630℃だが、石英ガラスの軟化点は1650℃と、かなり高い。
なお、理科実験などで用いるビーカーやフラスコなど、理科学器具に用いられるガラスの材質には、ホウケイ酸ガラスが用いられている。
ホウケイ酸ガラスは、ホウ砂（主成分 B2O3）とケイ砂からなるガラスである。ホウケイ酸ガラスは熱膨張率が低く、そのため耐熱性も高く、耐食性も高いことから、理科実験器具用のガラスとして用いられている。
鉛ガラスは密度が大きく、また、X線など放射線の吸収能も大きいため、放射線遮蔽窓として用いられる。
また、鉛ガラスは屈折率も大きいため、光学レンズとしても用いられる。
粘土や砂、岩石の粉などを焼き固めて、陶磁器がつくられる。
陶器は約1000℃で焼き固めてて作られ、磁器は約1400℃で焼き固めて作られる。
焼き固めとは、高温にすることで、粒子の表面が部分的に融け、そのあと冷ましていくことで、粒子どうしが接着する。
これらの焼き物の表面には、焼く前に、石英などの粉末からなる上薬（うわぐすり）が表面に用いられている。上薬のことを、釉薬（ゆうやく）ともいう。
焼く時に、上薬が融けて、ガラスになる。また、表面がガラスで保護されることで、吸水性がなくなる。
Al2O3は硬くて丈夫なので、さまざまな材料に用いられる。
研磨剤にも、アルミナは用いられている。
アルミナは絶縁性も高く、そのためICチップなどの絶縁材にも用いられる。（参考文献、『セラミック材料』、工業高校教科書、文部科学省）
おまけにアルミナは熱伝導性も比較的よく、そのため電気回路で生じたジュール熱を外部に放散しやすいので、温度上昇による誤動作を防ぎやすくて好都合である。
また、医療用の人工骨などにアルミナ材料の人工骨を用いてても、拒否反応などを起こさず、生体適合性が良い。なお、自然には人体にアルミナは接着しないので、ボルトなどで人工的に人工骨を既存の骨に固定する必要がる。
ケイ素 Si は、シリコンともいい、半導体の材料として、かなり高純度のシリコン（Si）に、導電性を適度に高めるための添加物を加えたものが用いられている。
酸化ジルコニウム ZrO2 およびそれに添加物を加えた材料では、結晶中に自然に生じた欠陥が、まるでシリコン半導体でいう導電性を高めるための添加物と似た役割を生じて、酸化ジルコニウム中の欠陥が酸化ジルコニウムの導電性に影響を与える。その結果、酸化ジルコニウムは、空気中の酸素濃度により導電性が変わる。このため、酸化ジルコニウムは酸素センサとして用いられる。
酸化チタン TiO2 は、光が当たると、有機物を分解する。この有機物の分解作用のため、光の当たった酸化チタンは、殺菌や消臭などの効果をもつ。酸化チタンそのものは減らずに残り続けるので、触媒的に働くことから、このような光のあたった酸化チタンによる分解作用が、光触媒（ひかりしょくばい）と呼ばれる。
この分解のエネルギー源は、酸化チタンが紫外線を吸収し、そのエネルギーによって酸化チタンの酸化力が高まり、そして有機物を分解する。
さて太陽電池としても、酸化チタンは利用されている。酸化チタンそのものは紫外線しか吸収しないため効率が低いため、色素を添加して、色素に可視光を吸収をさせて、そのエネルギーを酸化チタンが利用できるように工夫した太陽電池が開発されており、色素増感型（しきそぞうかんがた）太陽電池と言われている。（「色素」そのものはセラミックではない。混同しないように。色素は一般に有機高分子である。）
また、色素と光によってエネルギーを得る仕組みが、植物の光合成の仕組みに似ていることから、生物学的にも興味を持たれている。
この他、酸化チタンは白色であり、人体に無害なので、化粧などの白色顔料としても用いられている。
このほか、超親水性（ちょうしんすいせい）という性質があり、水に濡れても水滴にならず、水が全体に広がるので、自動車のフロントガラスなどの添加剤に応用されている。
酸化スズ SnO2 では、表面に酸素を吸着する性質がある。そして、プロパンガスや一酸化炭素などにさらされると、吸着された酸素が燃焼して、もとの酸化スズに戻る。この吸着と酸素の離脱のさい、導電性が変わるため、プロパンガスなど可燃性ガス濃度を測るセンサーとして用いられる。
そもそもコンデンサーには、電気を通さない性質が求められる。つまりコンデンサーの材料は、絶縁物質であるべきである。そもそも、コンデンサーは、誘電分極（ゆうでん ぶんきょく）を利用した素子だから。もし、金属のように電気を通してしまうと、そもそもコンデンサーとしての役割を持たない。
セラミックは電気を通さないため、コンデンサーとして適切であり、じっさいにコンデンサーとしてセラミック材料は利用されている。
なお、セラミックは、絶縁材料としても、活用される。
コンデンサー材料としては、チタン酸バリウム BaTiO3 などがある。
チタン酸ジルコン酸鉛 PbTiO3 や チタン酸バリウム BaTiO3 などに圧力をくわえると、電圧が発生する。これを利用して、圧力センサーなどに用いる。なお、チタン酸バリウムは、コンデンサー材料としても用いられている。このように、圧電の仕組みと、コンデンサーの誘電分極の仕組みとは、関連性がある。
なお、このような圧電性の材料に交流電圧をくわえると、振動をすることから、音波や振動の発生源としても用いられる。さらに、振動の共振周波数（その物体が振動しやすい周波数）が、その振動体に加えられた圧力や荷重などの外部の力によって変化することから、圧力センサーなどにも圧電材料が応用されている。
ハイドロキシ アパタイトは、骨の主成分でもある。そのため、ハイドロキシアパタイトでつくった人工骨は、もともとの骨に接着しやすく、拒否反応なども起こりにくいので、医療用の人工骨などに利用される。なお、拒否反応などが無くて、生体に接着しやすい性質を、生体親和性という。
炭化物のセラミックスの中には、硬度がかなり高く、また適度に靭性もあり、丈夫なものがある。このため、炭化チタン TiC などは切削工具などに用いられる。炭化ケイ素や窒化ケイ素なども、耐熱性が高い。
自動車エンジンやガスタービンなどに、これらの耐熱セラミックスが用いられる。
半導体や、いくつかのセラミックスには、温度の上昇にともなって、電気抵抗が下がるものがある。
なお、金属では、温度が上がると、電気抵抗が上がる。
半導体やセラミックスの、このような、温度上昇にともなって電気抵抗が下がる特性が実用化されており、電子機器での温度変化時の電圧など出力の安定化のための部品に利用したり、あるいは温度センサなどに利用されたりしている。


純度の高い鉄の単体は、灰白色であり、比較的やわらかい。
鉄鉱石からの鉄の精錬では、赤鉄鉱

Fe
2

O
3

{\displaystyle {\ce {Fe2O3}}}
 や磁鉄鉱

Fe
3

O
4

{\displaystyle {\ce {Fe3O4}}}
 などの鉄鉱石を溶鉱炉で溶かし、コークス

C

{\displaystyle {\ce {C}}}
 、石灰石

CaCO
3

{\displaystyle {\ce {CaCO3}}}
 を加えて発生する一酸化炭素

CO

{\displaystyle {\ce {CO}}}
 で還元して、鉄をつくる。
鉄鉱石は段階的に次のように還元される。
F
e
2

O
3

→
F
e
3

O
4

→
F
e
O
→
F
e

{\displaystyle \mathrm {Fe_{2}O_{3}\rightarrow Fe_{3}O_{4}\rightarrow FeO\rightarrow Fe} }
それぞれの反応式は
[450℃]

3

Fe
2

O
3

+
CO
⟶
2

Fe
3

O
4

+
CO
2

{\displaystyle {\ce {3Fe2O3 + CO -> 2Fe3O4 + CO2}}}
[800℃]

Fe
3

O
4

+
CO
⟶
3
FeO
+
CO
2

{\displaystyle {\ce {Fe3O4 + CO -> 3FeO + CO2}}}
[1200℃]

FeO
+
CO
⟶
Fe
+
CO
2

{\displaystyle {\ce {FeO + CO -> Fe + CO2}}}
全体での反応は次の反応式で表される。
Fe
2

O
3

+
3
CO
⟶
2
Fe
+
3

CO
2

{\displaystyle {\ce {Fe2O3 + 3CO -> 2Fe + 3CO2}}}
また、不純物を取り除くため石灰石 CaCO3 を加える。石灰石によりシリカSiO2やアルミナAl2O3などの脈石（岩石を構成する成分のこと。）が分離される。
このようにして高炉で得られた鉄を銑鉄（せんてつ、pig iron）という。
なお、高炉の内側の耐火性のレンガにより、高炉は高温に耐えられるようになっている。
石灰石は、鉱石中のケイ酸塩と反応しスラグ CaSiO3 を形成する。スラグは比重が銑鉄より軽いため、スラグは銑鉄に浮かぶ。スラグはセメントの原料になるため、スラグは廃棄せず分離して回収する。
また、炭素や石灰石の添加は、融点を下げる役割も有る。凝固点降下と同じ原理である。一般に混合物は融点が下がる。
銑鉄は炭素を質量比4%ほど含む。鉄中の炭素が多いと、粘りが無くなり、衝撃などに対して脆く、硬いが割れやすくなる。
このような鉄は、割れやすいが混合物のため融点が低く、また流動性も良いため鋳造（ちゅうぞう）に用いられる。そのため、このように炭素含有量の多い鉄は 鋳鉄（ちゅうてつ） と呼ばれる。
しかし鋳鉄は割れやすいため、建築材などには不便である。
丈夫な鉄を得るには銑鉄の炭素量を適量に減らす必要があり、転炉で酸素を加えて燃焼させて取り除く。転炉には、酸素吹き込み転炉などを用いる。この酸素吹き込みの酸化熱が、鉄を溶かし続ける熱源に使える。
炭素を0.02%～2%ほど含む鉄を鋼（こう、steel）という。
建築材などの構造材に用いられるのは、十分な硬さと強さをもたせた鋼である。
添加物のため融点は下がり、およそ1400℃で融解し、溶鉱炉の底に溶けた鉄がたまる。
なお、1200℃での反応の式について、温度が高くなりすぎると、逆方向に反応が進んでしまいCO2によるFeの酸化が起きるので、1200℃程度を保つ必要がある。
鉄の化学的性質として、鉄の単体および銑鉄や鋳鉄は、湿った空気中で酸化されやすく、さびやすい。
さびを防ぐため、合金として、鋼にクロム Cr やニッケル Ni などを混ぜた合金がステンレス鋼（ステンレスこう）である。このステンレス鋼は化学的な耐食性が高く、さびにくいため、建築材や台所部材として用いられる。
純度の高い鉄（てつ）の単体は、灰白色であり、比較的やわらかい。
鉄には酸化数＋2または酸化数＋3の化合物がある。
鉄の酸化物には、黒色の酸化鉄（II） FeO 、赤褐色の酸化鉄（III）Fe2O3 、黒色の四酸化三鉄 Fe3O4 などがある。
鉄は、湿った空気中で酸化されやすい、よって鉄は、さびやすい。
鉄の赤さびは、 酸化鉄（III）Fe2O3 である。
鉄は希硫酸に加えると、水素を発生して溶け、淡緑色の溶液になる。この水溶液から水を蒸発させて濃縮すると、硫酸鉄（II）七水和物FeSO4・7H2Oが得られる。
いっぽう、濃硝酸では、不動態となり、鉄の表面に皮膜ができて、それ以上は反応が進行しない。
鉄 Fe 、ニッケル Ni 、コバルト Co は、単体で磁性を帯びることができる金属である。
一方、銅やアルミニウムは、磁化されない。
鉄、ニッケル、コバルトのように、磁石になることができる物質を強磁性体という。
銅の特徴として、銅は電気の伝導性が良く、また熱の伝導性も良い。なお、一般に純金属の熱伝導性と電気伝導性は比例する。このため、自由電子が、その金属内で熱を伝える作用があるという説が、定説である。
銅は天然にも単体として鉱石が産出されることがあるが、多くの場合は黄銅鉱CuFeS2などのように化合物として産出する。
銅の単体の外観は、赤色の光沢をもつ。
また、銅は電気伝導性が大きい。このため、電線などの電気材料にも銅が用いられる。
銅はイオン化傾向が水より小さいため、酸には侵されにくいが、硝酸など酸化力の強い酸には侵される。酸化作用の強い酸には、硝酸のほか、熱濃硫酸がある。
銅は、湿った空気中で、緑色の さび である緑青（ろくしょう）を生じる。
銅の精錬には、まず、黄銅鉱など銅鉱石を溶鉱炉で溶かす。溶鉱炉にはコークスCおよびケイ砂SiO2を加える。
硫化銅Cu2Sは「かわ」とよばれる。この硫化銅は炉の下層に沈む。FeSiO3 は上層に分離する。溶鉱で発生したFeSiO33は「からみ」という。なおFeSiO3 の式をFeOSiO2と書く場合もある。
この硫化銅を転炉で空気を吹き込むと、銅が遊離する。
こうして転炉で作った銅を粗銅（そどう）という。粗銅の純度は98.5%程度である。
粗銅の純度を上げる目的で金属のイオン化傾向を利用した電気精錬が行われる。粗銅を陽極にして、純銅板を陰極にして硫酸銅CuSO4水溶液中で電気分解すると、陰極に純度が高い銅（99.97%程度）が析出する。一般に、こうして電気精錬で得られた純度99.99％程度の銅を、「純銅」（じゅんどう）と見なしており、検定教科書でも、そう見なしている。
なお、このように電気精錬で得た銅を、電気銅ともいう。
この電気銅が、現在（西暦2013年に記事を執筆）、用いられている銅材料の原料である。
なお、電気精錬の際に、銅中に銀Agや金Auなどの不純物が混ざっていると、電気精錬の際に、銀や金はイオン化傾向が銅よりも低いのでイオン化せず、金や銀が陽極の下に沈殿する。この沈殿を陽極泥（ようきょくでい）という。
電気銅には、まだ水素や硫黄などの不純物が含まれており、それらの不純物を取り除くため電気銅のあとにも精錬は続く。
特に、銅への水素の混入は、水素脆性（すいそぜいせい）という金属材料が脆くなる原因になるので、取り除かなければならない。
銅を空気中で加熱すると、1000℃以下では黒色の酸化銅（II） CuO を生じ、1000℃以上では赤色の酸化銅（I） Cu2O を生じる。
銅が熱濃硫酸に溶解した溶液から、硫酸銅の溶液が得られる。
この溶液から、結晶を析出させると、青色の硫酸銅の結晶が得られる。
硫酸銅の結晶の硫酸銅（II）五水和物 CuSO4・5H2O は、青色の結晶である。
硫酸銅（II）五水和物を熱すると、水和水を失って、無水物の硫酸銅 CuSO4 になり、白色の粉末になる。
この硫酸銅の粉末は、水を吸収すると、青色の水和物に戻る。なので、水の検出のさい、硫酸銅が活用されることがある。
アルミニウムの精錬は、鉱石のボーキサイトからアルミナAl2O3を抽出する工程と、アルミナAl2O3から電解してアルミニウムを得る工程からなる。
アルミニウムの天然の鉱石はボーキサイト（bauxite）といい、ボーキサイトの化学式はAl2O3・nH2Oである。ボーキサイトに濃い水酸化ナトリウム溶液NaOHを加えてアルミン酸ナトリウム2Na[Al(OH)4]が得られる。正確にはテトラヒドロキソアルミン酸ナトリウムという。
アルミン酸ナトリウム2Na[Al(OH)_4]の溶液を冷却し、加水分解がおこると水酸化アルミニウムAl(OH)3 の沈殿が析出する。
生じたAl(OH)3 を分離して、このAl(OH)3を1200℃に加熱して酸化アルミニウムAl2O3にする。
これらのボーキサイトからアルミナまでの工程をバイヤー法という。
Al2O3 はアルミナという。アルミナは融点が高く、約2000℃の融点なので、融点を次の融解塩電解という処理で下げる。
まず、氷晶石を加える。すると融点が下がる。これを電解してアルミニウムにする。
この氷晶石を用いたアルミナの融解の方法をホール・エルー法という。
※ 化学１でも電気分解を紹介してるので、読者は必要に応じ参照されたい。
工程は以下のとおり。
アルミナAl2O3（融点 2072 °C）に氷晶石Na3 AlF6（融点 1012℃）を、割合が氷晶石9.5重量%ほどになるまで少しずつ加える。氷晶石はアルミナにとって不純物であり、不純物との混合によって溶融温度が下がり、融点が約970℃になる。
溶融したアルミナを電気分解によって、精錬する。
また、このように添加物を加えて融点を下げ、溶融させて電解する方法を融解塩電解または溶融塩電解という。
溶融塩電解による精錬は、アルミニウムの他に、酸化マグネシウムMgOからマグネシウムMgを精錬する場合や、酸化チタンTiO2からチタンTiを精錬する場合に用いられる。
ちなみにアルミナAl2O3 はセラミック材料として様々な優れた性質を持っている。
酸化マグネシウム（マグネシアという）や酸化チタンもセラミックス材料として優れた性質を持っている。
アルミニウムやマグネシウムなどのように酸化物からの精錬に手間が掛かる材料は、裏を返せば、アルミナやマグネシアのように酸化物はセラミックスとして安定した性質を持っているということでもある。
2種類以上の金属を溶融して混合したあとに凝固させたものを合金（alloy）という。
一般に合金では、元の金属単体よりも硬さが増す。ここでいう「硬い」とは「やわらかくない」「変形しづらい」というような意味であり、必ずしも割れにくいとは限らないので注意。また一般に合金の電気抵抗は、もとの金属よりも合金の電気抵抗が上がる。その仕組みの説明として、合金元素によって結晶配列が乱れるから、というのが定説である。
主要な合金の例を示す。

酸素や水と接触した金属は表面で酸化還元反応を起こし、金属がイオン化し脱落する。この反応を腐食という。イオン化した金属が酸化物や水酸化物となって表面に堆積したものを錆という。
鋼板にスズをメッキしたものをブリキ、亜鉛をメッキしたものをトタンという。イオン化傾向が

Zn
>
Fe
>
Sn

{\displaystyle {\ce {Zn > Fe > Sn}}}
 のため、ブリキはスズが鉄の腐食を防いでいる。しかし、メッキが傷つき鉄が露出した箇所に水がつくと、イオン傾向の大きい鉄がスズよりもイオン化しやすいため、鉄が腐食しやすい。トタンは、亜鉛が鉄より腐食しやすいが、鉄が露出した箇所があってもイオン化傾向の大きい亜鉛が鉄よりイオン化しやすいため、内部の鉄の腐食が防がれる。
つまり、傷がなく鉄が露出していない場合はブリキの方が錆びにくいが、傷がついた場合はトタンの方が錆びにくい。このため、ブリキは缶詰や金属玩具などに用いられ、トタンは屋根やバケツなどに用いられる。
ランタン-ニッケル合金やチタン-鉄合金などは、常温で合金結晶間に水素を吸蔵する性質をもち、加熱などによって水素を掃き出す性質が知られている。
自己の体積の1000倍以上もの水素を吸蔵できる合金もある。
ランタン-ニッケル合金を母材にした、ニッケル水素電池が実用化されており、ハイブリッド自動車で実用化されている。今後の水素自動車や燃料電池自動車などの燃料タンクとしても期待され、開発が進められている。
このほか、チタン鉄合金系もある。
チタンとニッケルの合金では、高温で成形したときの形状の記憶を保ち、常温で変形させても、加熱することで元の形に戻るものがある。
このような合金を形状記憶合金（けいじょうきおく ごうきん、shape memory alloy）という。
眼鏡フレームなどに利用されている。
ある種類の物質は、きわめて低温（たとえば絶対零度のちかく）で、電気抵抗がゼロになる。実用化されてる超伝導合金の代表例として、スズとニオブの合金がある。
応用としては、強い電磁石を作る際に、よく超伝導合金が利用されることがある。医療用MRI（磁力を応用して、人体の断層写真を撮影できる装置）などに、超伝導合金が利用されているという。また、研究開発中だがリニアモーターカーにも、すでに超伝導合金が応用されているという。
スズ-ニオブ系のほかにも、いくつもの超伝導合金が知られている。
アモルファス合金とは、結晶構造を持たずに非晶質（ひしょうしつ）の合金である
おおまかな製法は、高温状態で柔くなった金属を急冷すると、原子が通常の結晶構造での位置に配置される前に、冷却によって金属全体が固化してしまい、通常の位置に原子が配置されない。
そのため、急冷した金属・合金のいくつかは結晶構造をもたず、通常の金属とは違った特性をもつ。
磁力的な性質が、異なっている場合が多い。このように、結晶をもたない金属を、アモルファス金属（amorphous metal）といい、そのような、結晶を持たない合金をアモルファス合金という。
応用は、すでに磁気記録用ヘッドとして、（コバルトなどを含む）アモルファス合金が応用されている。
また、鉄系のアモルファス合金が、耐腐食性の必要な環境で用いられる場合もあるという。
高温での加工をしようとすると結晶化してしまうので、原理的に高温での加工ができないという、短所がある。
耐腐食性が高まっている場合もあり、そのような性質の必要な環境にも応用されているという。
タングステン W は融点がきわめて高く（融点3400℃）、耐熱性が大きいので、電球のフィラメントなどに用いられる。
金属では、タングステンが、もっとも融点が高い。
また、炭化タングステン WC は、かなり硬い。
白金 Pt は、銀白色の固体で、化学的な安定性が高い。
かつて、メートル原器の材質として用いられていた。
触媒としても、用いられている。


高校化学で扱われる沈殿反応、イオン、化合物の色、気体の発生などについてまとめた。
水酸化ナトリウムの水溶液を過剰に加え、沈殿が錯イオンを形成し溶解するもの。両性金属 +

Cr
3
+

{\displaystyle {\ce {Cr^3+}}}
。
Al

(
OH
)

3

→
N
a
O
H

[
Al

(
OH
)

4

]

−

{\displaystyle {\ce {Al(OH)3 ->[NaOH] [Al(OH)4]^-}}}
Zn

(
OH
)

2

→
N
a
O
H

[
Zn

(
OH
)

4

]

2
−

{\displaystyle {\ce {Zn(OH)2 ->[NaOH] [Zn(OH)4]^2-}}}
Sn

(
OH
)

2

→
N
a
O
H

[
Zn

(
OH
)

4

]

2
−

{\displaystyle {\ce {Sn(OH)2 ->[NaOH] [Zn(OH)4]^2-}}}
Pb

(
OH
)

2

→
N
a
O
H

[
Pb

(
OH
)

4

]

2
−

{\displaystyle {\ce {Pb(OH)2 ->[NaOH] [Pb(OH)4]^2-}}}
Cr

(
OH
)

3

→
N
a
O
H

[
Cr

(
OH
)

4

]

−

{\displaystyle {\ce {Cr(OH)3 ->[NaOH] [Cr(OH)4]^-}}}
アンモニアの水溶液を過剰に加え、沈殿が錯イオンを形成し溶解するもの。

Cu
2
+

,
Cd
2
+

,
Ag
+

,
Ni
2
+

,
Zn
2
+

{\displaystyle {\ce {Cu^2+,Cd^2+,Ag^+,Ni^2+,Zn^2+}}}
。どうか銀に会えんか。
Cu

(
OH
)

2

→
N
H
3

[
Cu

(
NH
3

)

4

]

2
+

{\displaystyle {\ce {Cu(OH)2 ->[NH3] [Cu(NH3)4]^2+}}}
Ag
2

O

→
N
H
3

[
Ag

(
NH
3

)

2

]

+

{\displaystyle {\ce {Ag2O ->[NH3] [Ag(NH3)2]^+}}}
Ni

(
OH
)

2

→
N
H
3

[
Ni

(
NH
3

)

6

]

2
+

{\displaystyle {\ce {Ni(OH)2 ->[NH3] [Ni(NH3)6]^2+}}}
Zn

(
OH
)

2

→
N
H
3

[
Zn

(
NH
3

)

4

]

2
+

{\displaystyle {\ce {Zn(OH)2 ->[NH3] [Zn(NH3)4]^2+}}}
Cd

(
OH
)

2

→
N
H
3

[
Cd

(
NH
3

)

4

]

2
+

{\displaystyle {\ce {Cd(OH)2 ->[NH3] [Cd(NH3)4]^2+}}}
これらの錯イオンは、ジアンミン銀(I)イオン、ヘキサアンミンニッケル(II)イオンを除いて配位数4である。
Fe
2
+

{\displaystyle {\ce {Fe^2+}}}
 または

Fe
3
+

{\displaystyle {\ce {Fe^3+}}}
 を含む水溶液に、ヘキサシアニド鉄(II)酸カリウム

K
4

[
Fe

(
CN
)

6

]

{\displaystyle {\ce {K4[Fe(CN)6]}}}
 水溶液、ヘキサシアニド鉄(III)酸カリウム

K
3

[
Fe

(
CN
)

6

]

{\displaystyle {\ce {K3[Fe(CN)6]}}}
 水溶液、チアシオン酸カリウム

KSCN

{\displaystyle {\ce {KSCN}}}
 水溶液を加える。
この内、青白色沈殿と褐色溶液になるものについては問われにくい。
高校化学で扱われる化合物の色について扱う。
塩化物、硫酸塩、炭酸塩はすべて白。
Fe
2
+

{\displaystyle {\ce {Fe^2+}}}
：淡緑

Fe
3
+

{\displaystyle {\ce {Fe^3+}}}
：黄褐

Cu
2
+

{\displaystyle {\ce {Cu^2+}}}
：青

Ni
2
+

{\displaystyle {\ce {Ni^2+}}}
：緑

Cr
3
+

{\displaystyle {\ce {Cr^3+}}}
：緑

Mn
2
+

{\displaystyle {\ce {Mn^2+}}}
：淡桃

MnO
4

−

{\displaystyle {\ce {MnO4^-}}}
：赤紫

CrO
4

2
−

{\displaystyle {\ce {CrO4^2-}}}
：黄

Cr
2

O
7

2
−

{\displaystyle {\ce {Cr2O7^2-}}}
：赤橙

[
Cu

(
NH
3

)

4

]

2
+

{\displaystyle {\ce {[Cu(NH3)4]^2+}}}
：深青

[
Cr

(
OH
)

4

]

−

{\displaystyle {\ce {[Cr(OH)4]^-}}}
：濃緑

[
Ni

(
NH
3

)

6

]

2
+

{\displaystyle {\ce {[Ni(NH3)6]^2+}}}
：青紫
CuO

{\displaystyle {\ce {CuO}}}
：黒

Cu
2

O

{\displaystyle {\ce {Cu2O}}}
：赤

Fe
2

O
3

{\displaystyle {\ce {Fe2O3}}}
：赤褐

Fe
3

O
4

{\displaystyle {\ce {Fe3O4}}}
：黒

FeO

{\displaystyle {\ce {FeO}}}
：黒

Al
2

O
3

{\displaystyle {\ce {Al2O3}}}
：白

Ag
2

O

{\displaystyle {\ce {Ag2O}}}
：褐色

ZnO

{\displaystyle {\ce {ZnO}}}
：白

MnO
2

{\displaystyle {\ce {MnO2}}}
：黒

HgO

{\displaystyle {\ce {HgO}}}
：黄
Fe

(
OH
)

2

{\displaystyle {\ce {Fe(OH)2}}}
：緑白

Fe

(
OH
)

3

{\displaystyle {\ce {Fe(OH)3}}}
：赤褐

Cu

(
OH
)

2

{\displaystyle {\ce {Cu(OH)2}}}
：青白

Cr

(
OH
)

3

{\displaystyle {\ce {Cr(OH)3}}}
：灰緑

Ni

(
OH
)

2

{\displaystyle {\ce {Ni(OH)2}}}
：緑　　その他：白
BaCrO
4

{\displaystyle {\ce {BaCrO4}}}
：黄

PbCrO
4

{\displaystyle {\ce {PbCrO4}}}
：黄

Ag
2

CrO
4

{\displaystyle {\ce {Ag2CrO4}}}
：赤褐
ZnS

{\displaystyle {\ce {ZnS}}}
 ：白

CdS

{\displaystyle {\ce {CdS}}}
：黄

MnS

{\displaystyle {\ce {MnS}}}
：淡赤

SnS

{\displaystyle {\ce {SnS}}}
：褐　　その他：黒
リアカーなきK村動力借るとうするもくれない馬力
両性金属：

Al
,
Zn
,
Sn
,
Pb

{\displaystyle {\ce {Al,Zn,Sn,Pb}}}
 ああすんなり両性に愛される。
潮解性：

NaOH
,
KOH
,
H
3

PO
4

,
P
4

O
10

,
CaCl
2

{\displaystyle {\ce {NaOH,KOH,H3PO4,P4O10,CaCl2}}}
風解性：

Na
2

CO
3

⋅
10

H
2

O
,
CuSO
4

⋅
5

H
2

O

{\displaystyle {\ce {Na2CO3.10H2O,CuSO4.5H2O}}}


炭素を含む化合物を有機化合物(organic compound)という。しかし、一酸化炭素

CO

{\displaystyle {\ce {CO}}}
 や二酸化炭素

CO
2

{\displaystyle {\ce {CO_2}}}
 などは例外的に有機化合物ではなく無機物質として扱われる。デンプンや糖類、エタノール、酢酸、脂肪などは有機化合物である。
もともと生物に関係する物質を有機物、鉱物から得られる物質を無機物質と分類していた。
かつて有機化合物は生物だけが作れると考えられていた時代もあったが、1828年にドイツのウェーラーが、無機物質のシアン酸アンモニウム NOH4CN から尿素 CO(NH2)2 を合成したことにより、無機物質から人工的に有機物質が合成できる事が分かった。
有機化合物は無機化合物とは、大きく異なる特徴をもつ。
炭素 C と水素 H のみからなる化合物を炭化水素（hydrocarbon）という。炭化水素の構造が、さまざまな有機化合物の構造では、基本的な構造になる。
有機化合物の分子は、炭素原子のつながった構造を骨格として持つ。この炭素原子の結合のしかたにより、有機化合物は2種類に分かれる。
さらに、炭素原子の骨格の形によっても2種類の分類がある。
したがって、有機化合物は大まかに、鎖式飽和化合物、鎖式不飽和化合物、環式飽和化合物、環式不飽和化合物の4つに分類することができる。
さらに環式化合物はベンゼンを含むものを芳香族化合物と分類する。
芳香族化合物でない有機化合物を脂肪族化合物という。
脂肪族炭化水素のうち、特に、鎖式で飽和の炭化水素をアルカン(alkane)と言い、環式で飽和の炭化水素をシクロアルカン(cycloalkane)という。また、炭素原子間の二重結合を1つもつ鎖式不飽和炭化水素をアルケン(alkene)と言い、三重結合を1つ持つ鎖式不飽和炭化水素をアルキン(alkyne)という。
線形表記とは、炭素を線分で表し、炭素に結合する水素を省略した記法である。この記法は有機化合物の構造が見えやすくなり、また、構造式を書くときの煩雑さが少なくなるという利点がある。この線形表記は高校ではあまり教えられず、大学入試でも構造式を記述する際は炭素と水素を省略しない記法で記述することを求められるが、Wikibooksでは炭素骨格が見えやすくなることから、有機化合物に対する理解が深まることや、インターネットでも線形表記を用いた構造式が多数存在することから、学習者にとって利益があると考えて、線形表記を教えることにする。
太字で書いた結合は画面(紙面)の表に、点線で書いた結合は画面(紙面)の裏に飛び出るものとする。こうすることで、化合物の三次元構造を二次元で表現できる。
ある原子の構造を持つ化合物は特徴的な性質を示すことがある。この原子の集まりを官能基という。官能基によって化合物の性質を推測することができる。
以下では重要な官能基を紹介する。
フェノール類[2]
エタナール
IUPAC命名法では炭素の数を次の数詞で表すのでまずはこれを覚えてほしい。
直線状のアルカンは上の接頭辞のあとに接尾辞 "ane" をつけることで命名する。
例
枝分かれのある場合は、まず一番長い炭素鎖を選ぶ。そして側鎖をアルキル基とみて結合している炭素を番号で表す。
アルケンは上の接頭辞のあとに接尾辞 "ene" をつけ、二重結合している炭素を番号で表すことで命名する。
例
CH
3

−
CH
=
CH
−

CH
3

{\displaystyle {\ce {CH3-CH=CH-CH3}}}
 but-2-ene (2-ブテン)
アルキンは上の接頭辞のあとに接尾辞 "yne" をつけ、三重結合している炭素を番号で表すことで命名する。
例
CH
≡
C
−

CH
3

{\displaystyle {\ce {CH#C-CH3}}}
 prop-1-yne (1-プロピン)
有機化合物の構造を直接調べることは容易ではないが、その組成式を実験により推定することは比較的簡単である。組成と分子量が分かれば分子式を求めることができ、そこから化合物の構造を絞り込むことができる。
はじめに、ある化合物に含まれている元素の種類を推定する方法を紹介する。基本的に有機化合物は炭素と水素を主成分としてできているが、わずかに塩素原子や窒素原子などを含んでいるものもある。ある化合物にこのような特定の元素が含まれているかを実験で調べることができる。
酸化剤とともに熱して、酸化させる。
方法2: 完全燃焼させる。
CO2
H2O
NH3
近づけると、白煙を生じる。
まぜて加熱したあと、水に溶かす。
Na2S
さらに酢酸鉛（II）水溶液をくわえると、
硫化鉛（II）の黒色沈殿ができる。
CuCl2
銅の炎色反応（青緑色）が見られる。
もしこの化合物が炭素と水素のみ、あるいはこれらと酸素の3種類で構成されていることが分かっていれば、次の実験により化合物の組成式を推定することができる。実験方法
計算
炭素、水素、酸素の化合物である試料w [mg]の燃焼により水a [mg]と二酸化炭素b [mg]が生じたとする。このとき、発生した水の水素原子と二酸化炭素の炭素原子は、ともに試料に由来するものである。したがって、水に含まれる水素原子の質量と、二酸化炭素に含まれる炭素原子の質量は、試料に含まれていた水素原子と炭素原子の質量に等しい。原子量をH=1.0、C=12、O=16とすると、分子量がH2O=18、CO2=44であるから、
となる。すると、試料の残りは酸素原子でできているので、
となる。なお、水分子と二酸化炭素分子に含まれている酸素原子はすべて試料由来ではなく、吹き込んだ酸素が結合している分も含まれているので、水と二酸化炭素の質量から求めることはできない。
以上より、試料中の水素、炭素、酸素の質量を求めることができたため、元素の個数の比を求めることができる。元素1個あたりの質量の比は、原子量の比と等しく
であるから、試料に含まれている各原子の個数の比は、
で求められる。組成式は化合物中の原子の個数の比を表すものであるから、この比により組成式が求められる。
ある分子の分子式は、その分子の組成式を自然数倍したものであるから、分子量が求められれば、組成式の式量から現実の原子の個数を計算し、分子式を求めることができる。
分子式が同じでも、構造が異なる化合物を異性体という。特に、構造式が異なるものを構造異性体という。異性体には構造異性体の他にも原子の立体的な配置が異なる立体異性体も存在する。
分子式

C
4

H
10

{\displaystyle {\ce {C4H10}}}
 で表される有機化合物には次の2つがある。
このとき、ブタンと2-メチルプロパンは構造異性体の関係にあるという。


脂肪族炭化水素の内、鎖式炭化水素ですべて単結合な化合物をアルカン、二重結合が一個だけある化合物をアルケン、三重結合が一個だけある化合物をアルキンという。
環式炭化水素ですべて単結合な化合物をシクロアルカンという。
アルカンは分子式がCnH2n+2と書け、不飽和度0である。右におもなアルカンの分子式と名称、構造式を示す。
天然ガスには、メタン CH4 が含まれる。メタンは天然ガスの主成分である。都市ガスの成分として、メタンは利用されている。
また、ガソリンには、さまざまなアルカンなどの有機化合物が含まれている。
メタンは分子式CH4であり、四面体構造をしている。
炭素原子間の単結合と三重結合は自由に回転できるが、二重結合は回転することができない。
したがって、アルカンの炭素間は自由に回転できる。
プロパンの炭素は、折れ線状に、並んでいる。
直鎖のアルカンは、炭素数が増えるにつれて沸点・融点が次第に高くなる。たとえば常温では、炭素数1のメタンから炭素数4のブタンまでは気体であるが、炭素数5のペンタンや炭素数6のヘキサンは液体である。
また、アルカンの炭素数が4以上になると、そのアルカンには構造異性体が存在する。炭素原子数が多くなると異性体の数は爆発的に増加し、たとえば炭素数4のブタンは他に1種類のみ異性体を持つが、炭素数10のデカンは他に74種の異性体を持つ。さらに、炭素数20のエイコサンになると、他に36万種を超える異性体が存在する。
常温でアルカンは安定であり、薬品と化学反応を起こしにくい。しかし、光を当てると（おもに紫外線による作用で）、アルカンがハロゲン元素と反応して、アルカンの水素原子がハロゲン原子と置き換わってハロゲン化水素を生じる反応が起こる。これを置換反応（substitution reaction）という。
メタンは分子式CH4の、もっとも炭素数が少ない基本的なアルカンである。常温では無色の気体である。実験室では、酢酸ナトリウムと水酸化ナトリウムを混合して加熱することで得られる。なお、この実験では水上置換法で捕集する。
メタンは光を当てるとハロゲンと置換反応を起こす。たとえば、メタンに光を当てながら塩素と反応させると、次のように1つずつ水素が塩素に置き換わる。
近年、日本近海の海底など、世界のいくつかの海底の多くの場所の地層中で、氷の結晶中にメタンが存在している事が明らかになった。この海底のメタンの含まれた氷をメタンハイドレートという。採掘されたメタンハイドレートの外見はドライアイスに似ている。採掘されたメタンハイドレートに点火すると、メタンだけが燃え、また、最終的に氷が熱で解けて水になる（氷が燃えてるのではない。燃えてるのはメタンである。）。
将来のエネルギー資源として、メタンハイドレートが注目されている（しかし2016年の現状では、まだ資源として実用的な段階には、メタンハイドレートの利用技術は達してない。）。
なお、メタンは温室効果ガスであるので（メタンの化学式には炭素が含まれているので、燃やすと二酸化炭素が発生するから）、メタンハイドレートを燃やすことでも温室効果があるので、気をつけるべきである。
（エテン）
（プロペン）
アルケンは分子式がCnH2nと書け、不飽和度1である。アルケンは不飽和炭化水素である。右におもなアルカンの分子式と名称、構造式を示す。
エチレンの水素原子1個をメチル基 CH3- に置き換えると、プロピレン（プロペン）になる。
エチレン(ethylene)はエテン(ethene)の慣用名である。IUPAC命名法ではエテンであるが、慣用名のエチレンの使用も認められている。
アルケンは二重結合が含まれているが、二重結合の部分は回転ができないため、そのため、いくつかのアルケンでは、異性体が存在する。このような異性体を、シス-トランス異性体（cis-trans isomers）[1]という。
たとえば 2-ブテン では、シス形(cis form)とトランス形(trans form)という2種類の異性体が存在する。
cis-2-ブテン
融点:ー139℃
沸点:4℃
trans-2-ブテン
融点:ー106℃
沸点:1℃
アルケンには二重結合が含まれているため、ハロゲンなどと反応して二重結合の1つを切って、そこと単結合をつくる。このような反応を付加反応(additional reaction)という。（反応例を下図に示す。）
たとえばエチレンは、臭素と反応すると、付加反応により、1,2-ジブロモエタンになる。
また、エチレンは、触媒として白金PtまたはニッケルNiの条件下で、エチレンは水素と付加反応をして、エタンになる。
なお、付加反応はアルケンに限らず不飽和化合物で見られ、炭素間の二重結合や三重結合に対しておこる反応である。いっぽう、アルカンのような単結合のみの飽和炭化水素では起こらない反応である。
アルケンの二重結合に、HX[2]が付加するとき、二種類の生成物が考えられるが、このとき、二重結合している炭素原子に結合しているHが多いほうに、HXのHが付加し、少ない方にXが付加した化合物が多く生成する。これをマルコフニコフ則（Markovnikov rule）という。
また、不飽和炭化水素は酸化剤と反応して酸化される。赤紫色の過マンガン酸カリウム水溶液にたとえばエチレンを通じると、エチレンは酸化され、二酸化マンガンの黒色沈殿を生じるとともに赤紫色が消える。このような反応は、メタンをはじめアルカンでは起こらない。
その他、アルケンは次のような有機化合物一般の性質をもつ。
エチレン（ehtylene）は分子式C2H4の、もっとも炭素数が少ない基本的なアルケンである。常温では無色の気体である。二重結合で結びついている炭素原子と、それに直接結合した原子はすべて同一平面上にあるため、右図のようにエチレン分子は全ての原子が同一平面上にある。
エチレンは、実験室ではエタノールの分子内脱水により得られる。エタノールに濃硫酸を加え、160℃程度で加熱するすると、エタノールの分子内で脱水反応がおこり、エチレンが生成する。（下図に例を示す。）
また、エチレンは二重結合を含むため、赤褐色の臭素水に通じると、付加反応により臭素の色が消え無色になる。（下図に例を示す。）
さらに、赤紫色の過マンガン酸カリウム水溶液に通じると、エチレンは酸化され、黒色の二酸化マンガンの沈殿が生じる。
工業的には、ナフサの熱分解でエチレンが得られる。エチレンは様々な薬品の合成原料であり、工業的に重要な物質である。
エチレンは、植物ホルモンでもある。
右図のアセチレンのように、一般に、炭素間の結合に三重結合を1つ含むため分子式が CnH2n-2 と書ける炭化水素をアルキン（alkyne）という。右に、おもなアルカンの分子式と名称、構造式を示す。
なお、アセチレン分子の立体構造は、すべての原子が直線上にならぶ配置になっている。この理由は、三重結合の部分は、回転をできないから、である。
アルキンは三重結合のため、付加反応を起こしやすく、酸化剤と反応して酸化される。
また、アルキンは次のような有機化合物一般の性質をもつ。
燃焼時のススの多さは不飽和度が高いほど多くなり、その時の炎も明るくなる。
アセチレンは分子式C2H2の、もっとも炭素数が少ない基本的なアルキンである。アセチレンの構造式は、右図のように HC≡CH と書く。常温ではアセチレンは無色の気体である。三重結合で結びついている炭素原子と、それに直接結合した原子はすべて同一直線上にあるため、右図のようにエチレン分子は全ての原子が一直線上にある。
アセチレンは、実験室では炭化カルシウムCaC2を水と反応させることにより得られる。炭化カルシウムを細かな穴をあけたアルミ箔で包み、水を入れた水槽に入れると、アセチレンが発生する。アセチレンは水に溶けないため、水上置換法により捕集する。
なお、アセチレンの工業的な製法では、石油などに含まれるアルカンを熱分解（「クラッキング」という）して、アセチレンをつくる。
アセチレンは、溶接用のバーナーの炎に用いられる。アセチレンに酸素を混ぜて点火すると、3000℃を超える高温の炎が得られる。そのため、金属の溶接や切断の際に酸素アセチレン炎が用いられる。
三重結合は付加反応を受けやすく、白金やニッケルなどを触媒として水素と反応させると、エチレンやエタンを生じる。
塩基性の過マンガン酸カリウム水溶液（赤紫色の状態）に通じると、MnO2の沈殿が生じる。
また、アセチレンは三重結合を含むため、赤褐色の臭素水に通じると、付加反応により1-1-2-2-テトラブロモエタンが生じるため臭素の色が消え、無色になる。
硫酸水銀 HgSO4 を触媒として、アセチレンに水が付加することにより、不安定な中間生成物を経て、最終的にアセトアルデヒドを生じる。アセチレンは、まずはじめにビニルアルコール（CH2CH(OH)）になるが、これは非常に不安定であり、アセトアルデヒド（CH3CHO）になる。
アセチレンが、赤熱した鉄にふれると、鉄が触媒として作用し、アセチレンの3分子が重合して、ベンゼンが生じる。
炭素が環状（かんじょう）に結合している炭化水素のことを 環式炭化水素（かんしき たんかすいそ） という。
一般式CnH2nで表される環式炭化水素をシクロアルカンという。炭素間の結合がすべて単結合である。右におもなシクロアルカンの分子式と名称および構造式を示す。
シクロアルカンの「シクロ(cyclo-)」とは環式であることを表す接頭辞であり、「シクロアルカン」とは環式のアルカンであることを示している。
シクロアルカンは飽和炭化水素であり、アルカンに似た性質をもつ。
シクロヘキサンは分子式C6H12のシクロアルカンである。分子の構造として次の2種類が存在する。
舟型は不安定な構造であり、通常はいす型の構造をとる。
環状構造で炭素原子間に二重結合を1個もつ炭化水素を シクロアルケン（cycloalken）という。 一般式はCnH2n-2で表される。
シクロアルケンの化学的性質は、鎖式構造のアルケンに似た性質があり、付加反応を起こしやすい。
シクロアルケンには、シクロペンテンC5H8やシクロヘキセンC6H10などがある。


炭化水素の水素をヒドロキシ基 -OHで置換した構造の化合物をアルコール（alcohol）という。
アルコールは分子中のヒドロキシ基の個数や結合の仕方による、いくつかの分類がある。
アルコール分子中のヒドロキシ基の個数を価数という。分子中のヒドロキシ基が1個のものを1価アルコール、2個のものを2価アルコールなどという。2価以上のものを多価アルコールという。
ヒドロキシ基に結合している炭素原子に結合している炭素原子の個数が、1または0個ものを第一級アルコール、2個のものを第二級アルコール、3個のものを第三級アルコールという。
二クロム酸カリウムなどで、第一級アルコールと第二級アルコールを酸化すると、それぞれアルデヒド、ケトンを生じ、アルデヒドをさらに酸化するとカルボン酸になる。第三級アルコールは酸化されにくい。
アルコールは親水性のヒドロキシ基と疎水性の炭化水素基をもつ。そのため、エタノールなどの低級アルコールや、グリセリンのような-OH基の多いアルコールは、水に溶けやすい。炭素数の割合が多くなると炭化水素としての性質が強くなり、水に溶けにくくなる。たとえば、炭素数が4の1-ブタノールや炭素数が5の1-ペンタノールは水に難溶である。
また、アルコールは水に溶けても電離しないため中性である。
アルコールのOH基によって、水素結合が形成されるため、分子量が同程度の炭化水素と比べて、沸点や融点が高い。
アルコールに金属ナトリウムNaを加えると、水素が発生し、ナトリウムアルコキシド R-ONa を生じる。
炭素数が多いほどナトリウムと穏やかに反応するようになる。この反応は有機化合物中のヒドロキシ基の有無を調べる一つの方法である。
ナトリウムアルコキシド（R-ONa）に水を加えると、加水分解して水酸化ナトリウムを生じるため塩基性を示す。
第一級アルコール

⟶

{\displaystyle {\ce {->}}}
  アルデヒド

⟶

{\displaystyle {\ce {->}}}
  カルボン酸
第二級アルコール

⟶

{\displaystyle {\ce {->}}}
  ケトン
濃硫酸を加熱して約130℃にしたものに、アルコールを加えると、アルコール分子内での脱水反応が起きたり、もしくはアルコールの2分子間で脱水反応が起きて、エーテルやアルケンを生じる。
具体的には、エタノールと濃硫酸とを混合し、約170℃に加熱するとエチレンを生じる。約130℃で加熱すると、分子間脱水が優先してジエチルエーテルを生じる。
なお、このジエチルエーテルの生成のように、2つの分子間から水などの小さな分子がとれて1つの分子になることを、縮合（condensation）という。
メタノール（CH3OH）はメチルアルコールとも呼ばれる、無色透明の液体である。
人体には有毒で、飲むと失明の恐れがある。水と混和する。
メタノールの製法は、触媒に酸化亜鉛 ZnO と

Cr
2

O
3

{\displaystyle {\ce {Cr2O3}}}
 を用いて、一酸化炭素 CO と水素 H2 とを反応させる。
メタノールは、溶媒や燃料のほか、薬品の原料や化学製品の原料などとして、用いられている.
二クロム酸カリウム水溶液などによりメタノールは酸化され、ホルムアルデヒドとなる。
エタノール（C2H5OH）は無色透明の液体である。エチルアルコールとも呼ばれる。アルコール飲料（酒）に含まれている。糖やデンプンなどの発酵により、エタノールが得られる。
工業的にはエチレンに水分子を付加することにより合成される。
濃硫酸には脱水作用があるため、エタノールと濃硫酸とを混合して加熱すると脱水反応がおこる。しかし、温度により異なった脱水反応がおこり、異なる物質が生成する。130℃程度で反応させるとエタノール2分子から水が取り除かれてジエチルエーテルを生じる。
一方、160℃程度で反応させるとエタノール1分子の中で水が取り除かれ、エチレンを生じる。
エチレングリコール（1,2エタンジオール）は、2価アルコールであり、無色で粘性が高い、不揮発性の液体である。水と混和する。
自動車のラジエーターの不凍液として用いられる。また、合成繊維や合成樹脂の原料としてもエチレングリコールは用いられる。
エチレングリコールには甘味があるが、毒性がある。
エチレンを（ある触媒のもと）酸素と反応させ、「エチレンオキシド」という物質をつくる。（カッコ内「ある触媒のもと」は、検定教科書にない説明。wikibooksによる追記。）
そして、そのエチレンオキシドを（酸によって）加水分解させ、エチレングリコールをつくれる。（カッコ内「酸によって」は、検定教科書にない説明。wikibooksによる追記。）
つまり、
という反応である。
※ 「エチレンオキシド」が高校範囲外である。かなり高度な受験参考書ですら、「エチレンオキシド」については触れられてない場合がほとんどである。なので高校生は、「エチレンオキシド」について大学受験では暗記の必要は無いだろう。
1,2,3-プロパントリオール（グリセリン）は、3価アルコールであり、無色で粘性が高い、不揮発性の液体である。水とは任意の割合で溶け合う。無毒であり甘味があるので、化粧品や医薬品の原料などに用いられる。火薬（ニトログリセリン）の原料や合成樹脂の原料ともなる。
動物の体内に存在する油脂は、グリセリンと脂肪酸のエステルである。
酸素原子に2個の炭化水素基が結合した構造

R
−
O
−

R
′

{\displaystyle {\ce {R-O-R'}}}
 をもつ化合物をエーテル(ether)という。エーテル中での-O-の結合を、エーテル結合という。
エーテルは1価アルコールと構造異性体の関係にある。たとえばジメチルエーテルとエタノールは互いに異性体である。
エーテルはヒドロキシ基 -OH を持たないため、水に溶けにくく、水素結合をしないため、エーテルの沸点・融点はアルコールよりも低い。 たとえば、沸点はジメチルエーテル CH3-O-CH3 の融点は－145℃であり沸点は －25℃ であり、分子量が同程度のエタノール（沸点78℃）とくらべて、かなり低い。
また、エーテルは、ナトリウムとも反応しない。
アルコールを濃硫酸と混合して脱水縮合させることでエーテルが生成する。
ジエチルエーテル（diethyl ether）は無色で揮発性の液体であり、引火しやすいため取り扱いに注意が必要である。麻酔性がある。 ジエチルエーテルは水には溶けにくく、有機物をよく溶かすので、有機溶媒としても用いられる。油脂などの有機化合物を抽出するさいの溶媒として、ジエチルエーテルが用いられる。
エタノールに濃硫酸を加えて130~140°Cで加熱するとジエチルエーテルが生成する。
単にエーテルというと、ジエチルエーテルを指す。
ナトリウムアルコキシド

R
−
ONa

{\displaystyle {\ce {R-ONa}}}
 とハロゲン化炭化水素

R
′
X

{\displaystyle {\ce {R'X}}}
 の縮合によってエーテルが生成する。
R
−
ONa
+
R
′
X
⟶
R
−
O
−

R
′
+
NaX

{\displaystyle {\ce {R-ONa + R'X -> R-O-R' + NaX}}}
原子団をカルボニル基（carbonyl group）といい、カルボニル基をもつ化合物のことをカルボニル化合物（carbonyl compound）という。
ホルミル基 -CHO をもつ化合物をアルデヒド（aldehyde）という。
ホルミル基はカルボニル基の一方が水素である構造をしている。
また、カルボニル基に2個の炭化水素基が結合した化合物 R -CO- R’ のことをケトンという。
カルボニル化合物には、アルデヒド、ケトン、カルボン酸などがある。
アルコールで学んだように、第一級アルコールを酸化するとアルデヒドが得られ、アルデヒドを酸化するとカルボン酸になる。
アルデヒド基には還元性があり、他の物質を還元して自らは酸化されやすい。つまりアルデヒドはカルボン酸になりやすい。
そのため、アルデヒドは銀鏡反応やフェーリング反応といった還元性の有無を調べる反応により検出することができる。
分子量の小さいアルデヒドやケトンは、水に溶けやすい。
アンモニア性硝酸銀水溶液にアルデヒドをくわえて加熱すると、銀イオン Ag+ が還元されて、銀 Ag が析出する。これを銀鏡反応（silver mirror test）といい、アルデヒドのような還元性のある物質を検出することに利用される。 試験管に銀が付着して鏡のようになることから、銀鏡という名前が付いている。
銀鏡反応は、以下のような反応である。 このアンモニア性硝酸銀水溶液にアルデヒドなどの還元性のある物質を加え、湯浴で加熱すると、ジアンミン銀(I)イオンが還元されて単体の銀が析出し、試験管の壁に付着する。アルデヒド自身は酸化されてカルボン酸となる。
フェーリング液（Fehling′s solution）と呼ばれる液体にアルデヒドを加えて加熱すると、フェーリング液中の銅（II）イオンCu2+が還元されて、酸化銅(I) Cu2Oの赤色沈殿が生成することから、アルデヒドが還元性をもつことを確認することができる。この反応をフェーリング反応という。なお、アルデヒド自身はこのフェーリング反応で酸化されてカルボン酸となる。
ホルムアルデヒド（HCHO）はもっとも単純な構造のアルデヒドであり、水に溶けやすい無色刺激臭の気体である。ホルマリン（formalin）はホルムアルデヒドの約37%水溶液であり、動物標本の保存溶液や、消毒剤として用いられる。
（※ 分子量の小さいアルデヒドは一般に、水溶性である事を思い出そう。そもそもカルボニル基が水溶性。）
ホルムアルデヒドはメタノールを酸化することで得られる。銅線を加熱して酸化銅(Ⅱ)とし、これを試験管に入れたメタノールに近づけると、メタノールが酸化されてホルムアルデヒドを生じる。
なお、銅線を加熱して酸化銅にする方程式は
なので、これとまとめて、反応式を
と書く場合もある。
なお、ホルムアルデヒドがさらに酸化されると、ギ酸になる。ギ酸も条件によってはさらに酸化されて二酸化炭素と水を生じる。
アセトアルデヒド（CH3CHO）は分子中に炭素が2つあるアルデヒドであり、水や有機溶媒によく溶ける。
（※ 分子量の小さいアルデヒドは一般に、水溶性である事を思い出そう。そもそもカルボニル基が水溶性。）
実験室ではアセトアルデヒドは、エタノールを酸化することで得られる。エタノールに酸化剤として硫酸酸性の二クロム酸カリウムK2Cr2O7 水溶液を加え加熱すると、アセトアルデヒドが生じる。
また、工業的にはアセトアルデヒドの製法は、塩化パラジウム PdCl2 と塩化銅 CuCl2 を触媒に用いて、酸素によってエチレンを酸化することでも得られる。
アセトアルデヒドは、酢酸の原料や防腐剤として用いられる。
アセトアルデヒドがさらに酸化されると、酢酸になる。
（※ 高校化学の範囲内。第一学習社の検定教科書に記述あり。）
日本酒や洋酒など、市販のアルコール飲料は、エタノールの水溶液である。
ヒトが酒（エタノール水溶液）を飲むと、おもに腸でエタノールが吸収され、血管を通って肝臓に運ばれ、そして肝臓で酵素によってアセトアルデヒド CH3CHO に分解される。さらに別の酵素によって、酢酸 CH3COOH に変化する。そして最終的に、二酸化炭素と水に分解される。
（※ 範囲外:） 検定教科書には書かれてないが、カルボニル基には極性があり、Cがδ＋の電荷を帯びており、Oがδーの電荷をおびている。
二重結合を介して、
のように分極している。
また、カルボニル基をもつ簡単な分子は水に溶けやすい理由として、おそらく、カルボニル基の酸素原子が、溶液の水素分子と水素結合をするためであろう、と考えられている。（※ 参考文献: サイエンス社『工学のための有機化学 新訂版』、新井貞夫、185ページ） つまり、C=Oは親水基であろうと考えられている。（※ 参考文献: 『チャート式シリーズ 新化学I』平成19年第5刷）
ケトン基（-CO-）を分子中に含む物質を一般にケトンと呼ぶ。右には主なケトンを示す。
第二級アルコールを酸化するとケトンが得られる。逆に、ケトンを還元すると、第二級アルコールになる。
ケトンはアルデヒドと同様にC=Oの二重結合を持つ。このアルデヒド基・ケトン基のC=Oの二重結合をまとめてカルボニル基と呼ぶことがあるが、ケトンはアルデヒドと異なり、ケトンは還元性を持たない。そのため、ケトンは、銀鏡反応やフェーリング反応を起こさない。
また、アルデヒドはさらに酸化されてカルボン酸となるが、ケトンは酸化されにくい。
アセトン（CH3COCH3）はもっとも単純な構造のケトンである。アセトンは無色の芳香のある液体（沸点56℃）であり、アセトンは水に混ざりやすい。また、アセトンは、有機溶媒としても用いられる場合がある。
実験室でのアセトンの製法は、第二級アルコールである2-プロパノール（CH3CH(OH)CH3）を酸化することで得られる。2-プロパノールに酸化剤の硫酸酸性二クロム酸カリウム水溶液を加え加熱すると、アセトンを生じる。
また、アセトンは酢酸カルシウムの乾留によっても、実験室でアセトンを得ることができる。酢酸カルシウムの固体を試験管に入れ、加熱すると、アセトンを生じる。
工業的には、クメン法によって作られる。
水酸化ナトリウム水溶液のような塩基性溶液中、アセトンにヨウ素を反応させると、特有の臭気をもつヨードホルム CHI3 の黄色沈殿が生成する。この反応をヨードホルム反応（iodoform reaction）という。
このヨードホルム反応は、アセチル基 CH3CO- を持つケトンやアルデヒド、または部分構造 CH3CH(OH)-（1-ヒドロキシエチル基）を持つアルコールが起こす。
酢酸はCH3CO-構造を含むが、酢酸はカルボン酸であり、ケトンやアルデヒドではないのでヨードホルム反応は起こさない。酢酸エチルも、ヨードホルム反応を起こさない。
ヨードホルム反応の起きる代表的な化合物は、アセトン、アセトアルデヒド、エタノール、2-プロパノールなどである。
カルボキシ基 -COOH を含む化合物をカルボン酸という。
アルデヒドの部分で学んだように、アルデヒドを酸化するとカルボン酸が得られる。
カルボン酸の酸性の原因は、COOHの部分の水素Hが水溶液中で電離するからである。
脂肪族の1価カルボン酸を脂肪酸という。
分子中の炭素数が少ない脂肪酸を低級脂肪酸、炭素の多い脂肪酸を高級脂肪酸という。また、炭素間結合が単結合のみの脂肪酸を飽和脂肪酸、二重結合または三重結合を含む脂肪酸を不飽和脂肪酸という[1]。
分子中にカルボキシ基を1つ持つカルボン酸を1価カルボン酸（モノカルボン酸: mono-carboxylic acid）といい、カルボキシ基を2つ持つカルボン酸を2価カルボン酸（ジカルボン酸: di-carboxylic acid）という。
ギ酸 HCOOH は常温常圧では刺激臭のある無色の液体で、水溶液は酸性を示す。ギ酸は人体に有害で皮膚や粘膜を侵す。
ギ酸はホルミル基を持つため、還元性があり、酸化剤と反応させるとギ酸自身は酸化されて二酸化炭素となる。
ギ酸は濃硫酸を加えて加熱すると一酸化炭素を生じる。
HCOOH
⟶
H
2

O
+
CO
↑

{\displaystyle {\ce {HCOOH -> H2O + CO ^}}}
酢酸 CH3COOH は常温常圧では刺激臭のある無色の液体で、水溶液は酸性を示す。
亜鉛などの金属と反応して水素を発生する。
また、酢酸は弱酸だが炭酸よりは強い酸であるため、炭酸塩と反応して二酸化炭素を生じる。
また、酢酸は融点が17℃であり、純度の高い酢酸は冬場になると氷結してしまう。そのような酢酸を氷酢酸と呼ぶ。
酢酸は次のように2分子が水素結合で結合した二量体として存在する。
このため、酢酸の気体から分子量を測定する実験をすると、実験方法によっては、酢酸の分子量の約60の2倍の値である分子量120ほどの実験値が得られる場合もある。
これはその他のカルボン酸にも見られる。
カルボン酸が同程度の分子量のアルコールやアルカンよりも沸点や融点が高いのは、カルボン酸がこのように二量体を形成するからである。
マレイン酸とフマル酸（COOHCH=CHCOOH）はどちらも不飽和ジカルボン酸であり、シス-トランス異性体の関係にある。
マレイン酸とフマル酸の化学的性質は大きく異なる。
マレイン酸は160℃で加熱すると脱水反応を起こし無水マレイン酸になる。これは、2つのカルボキシ基の位置関係の違いによるものである。カルボキシ基の位置が遠いトランス形のフマル酸ではこの反応は起こらない。
カルボン酸は果物に多く含まれている。たとえばブドウに含まれる酒石酸や、柑橘類に含まれるクエン酸、リンゴに含まれるリンゴ酸はいずれもカルボン酸である。
分子中にCOOH基とOH基をもつカルボン酸をヒドロキシ酸（Hydroxy acid）という。
乳酸は、糖類の発酵によって生じる。
乳酸（lactic acid）は、ヨーグルトなどの乳製品に含まれているヒドロキシ酸である。乳酸は炭素原子に結合している4つの原子や原子団が、4つとも異なる。このように、4本のうでにそれぞれ異なる置換基が結合した炭素原子を、不斉炭素原子（asymmetric carbon atom）という。たとえば、乳酸（CH3CH(OH)COOH）には不斉炭素原子が1個存在する。
上図を見ると分かるように、*印をつけた炭素原子の周りに、それぞれ色分けされた4つの異なる置換基が結合しているのが分かる。この*印がついた炭素原子が不斉炭素原子である。
ここで上の構造式は平面上に書かれているが、現実にはこの分子は立体として存在する。不斉炭素原子を中心とした正四面体の各頂点に、結合軸が配置しているのである。すると、構造式が上のように同一であっても、立体的にはどう動かしても重ね合わせることのできないものが存在する。これらは、たがいに鏡に写した関係にある。
このように、鏡写しの関係になった異性体を鏡像異性体（enantiomer）[3]という。
鏡像異性体の一方をL体といい、もう一方をD体という。
鏡像異性体のたとえとして、右手と左手との関係にたとえられる。
鏡像異性体は、融点や密度などの物理的性質や、化学反応に対する化学的性質はほとんど同じである。しかし、旋光性や、味、匂いなどの生理作用が異なる。
カルボン酸が比較的に水に溶けやすいものが多いのは、水素結合によると考えられている。
また、カルボン酸と同程度の分子量のアルコールよりも、カルボン酸は水溶性が高い。（※ 参考文献: 新井貞夫、『工学のための有機化学』、サイエンス社、2014年新版、P212）
とはいえ、酢酸こそ水に溶けやすいものの、無水酢酸は水に溶けにくい。
答えのヒントをいうと、カルボン酸の二重結合がヒントである。
もちろん化学は実験にもとづく学問であるから、実験結果は最終的に覚えてもらわないといけないわけで、「酢酸の水素が電離する際に、カルボキシ基の側の水素だけが電離する。けっしてメチル基の側の水素は電離しない。」という事も、覚えてもらう必要がある。
いくつかの理由が考えられているが、有力説のひとつとして、「共鳴」構造という理論がある。
図のように、電離した結果、二重結合の結合手は1本ぶん余るが、その結合手はけして、どちらか片方の酸素原子Oに局在してるのではなくて、両方の酸素原子に共有されている、と考えられている。

-COO- で表される構造をエステル結合(ester bond)という。エステル結合をもつ化合物をエステル（ester）といい、エステルを生成する脱水反応をエステル化（esterification）という。
カルボン酸とアルコールを酸触媒で加熱するとエステルが生成する。
比較的小さな分子量のエステルは果物に似た香りを持つため、香料に使用されるものもある。また、自然界にも、果実の香り成分として、小さな分子量のエステルが存在している。
エステルは水には溶けにくく、有機溶媒に溶ける。
エステルは加水分解してカルボン酸とアルコールが生成する。
エステル化反応は可逆反応であり、エステル化と同時に加水分解も起こっている。そのため、エステルを多く生成するためにしばしば脱水剤や触媒として濃硫酸が用いられる。
エステルは、水酸化ナトリウムのような強塩基の水溶液をくわえて加熱すると、カルボン酸の塩とアルコールに加水分解される。このような、強塩基によるエステルの分解反応をけん化（saponification）という。
酢酸とエタノールの混合物に触媒として濃硫酸をくわえて加熱すると、酢酸エチル（ethyl acetate）CH3-COO-C2H5 が得られる。
酢酸エチルは、果実のような香りをもつため、香料として用いられる。
酢酸エチルは、沸点77℃であり、揮発性の液体であり、水より軽い。
カルボン酸とアルコールの反応だけではなく、オキソ酸とアルコールとの間の脱水反応もエステル化と呼ぶ。例えば、アルコールであるグリセリンと、オキソ酸である硝酸が脱水・エステル化すると、ニトログリセリンを生じる。ニトログリセリンは爆発性のある物質で、ダイナマイトなどに用いられる。
脂肪酸とグリセリン

C
3

H
5

(
OH
)

3

{\displaystyle {\ce {C3H5(OH)3}}}
 がエステル結合した化合物を油脂という。
油脂のうち、常温で固体の油脂を脂肪（fat）、液体の油脂を脂肪油（fatty oil）という。
脂肪は飽和脂肪酸により構成されているものが多く、脂肪油は不飽和脂肪酸により構成されているものが多い。
これは、飽和脂肪酸は直線状であるのに対して、不飽和脂肪酸は二重結合の部分で折れ曲がった形をしているため、この立体構造により分子同士が近づきにくくなり、分子間力が働きにくくなるため、不飽和脂肪酸の融点が低くなることによる。
天然の油脂を構成する脂肪酸には炭素数が16か18のものが多い。
以下に、油脂を構成する主な脂肪酸の例を示す。
不飽和脂肪酸の炭素間二重結合では、アルケンと同様に付加反応が起こる。油脂を構成する不飽和脂肪酸に、ニッケル Ni を触媒として用いて水素を付加させると、融点が高くなるため、常温で固体の油脂へと変化する。このようにして脂肪油から生じた固体の油脂を硬化油（hardened oil）という。植物油をもととする硬化油はマーガリンなどに用いられる。硬化により飽和脂肪酸とすることには、長期間の保存の間に空気中の酸素が不飽和結合に付加して酸化されることを防ぐ役割もある。
油脂に水酸化ナトリウムを加えて加熱すると、油脂はけん化されて、高級脂肪酸のナトリウム塩（セッケン）とグリセリンになる。
洗い物などでもちいる石鹸（せっけん）とは、このような高級脂肪酸のナトリウム塩である。
さて、油脂1分子に、エステル結合が3つある。よって油脂1molのけん化には、水酸化ナトリウム3molが必要になる。
セッケンは弱酸と強塩基の塩であるが、水中ではセッケンは一部が加水分解し、弱塩基性を示す。
セッケンの炭化水素基部分（図中 R- の部分）は疎水性である。セッケンのカルボキシル基COONaの部分は親水性である。
水中では、多数のセッケンの疎水基の部分どうしが集まり、親水基を外側にして集まる構造のコロイド粒子のミセル（micelle）になる。
セッケン分子のように、分子中に親水基と疎水基を合わせ持つ物質を界面活性剤という。
セッケン水に油を加えると、セッケンの疎水部分が油を向いて、多数のセッケン分子が油を取り囲むので、油の小滴が水中に分散する。このような現象を乳化（にゅうか、emulsification）という。そして、セッケンのように、乳化をおこさせる物質を乳化剤という。
セッケンの洗浄作用の理由は、主に、この乳化作用によって、油を落とすことによる。
セッケンは水の表面張力を低下させる。
油脂に水酸化ナトリウム水溶液を加え加熱するとけん化して、高級脂肪酸のナトリウム塩とグリセリンを生じる。この高級脂肪酸の塩をセッケンという。脂肪酸は弱酸であり、水酸化ナトリウムは強塩基であるから、これらの塩であるセッケンの水溶液は弱塩基性を示す。
セッケン分子は、疎水性の炭化水素基と、親水性のイオン基からなる。このように、親水基と疎水基を両方持つ物質を界面活性剤あるいは乳化剤という。
このセッケン分子は疎水部を内側に、親水部を外側に向けて寄り集まった状態で集まって粒子（ミセル）を形成し、水に溶けている。水溶液中に油が存在すると、セッケン分子が油の周囲を取り囲み、疎水部は油となじみ、親水部は外側へ向いて、微粒子を形成し水溶液中へ分散し、水溶液は白濁する。この現象を乳化という。
この乳化作用により、油汚れを洗浄することができる。
マヨネーズの油と水をくっつける、卵黄のレシチンも乳化剤である。
なお、一般に、水と油の界面に配列する物質が、食べられない物質の場合に界面活性剤という場合が多い。いっぽう、食品などからつくった場合などで、食べられる場合には乳化剤という場合が多い。明確には決まっていない（検定教科書でも、とくに決められてはいない）。
セッケンがカルシウムイオンCa+やマグネシウムイオンMg+などの溶けた硬水と混じると、水に溶けにくい塩 (R-COO)2Ca などが生じるので、セッケンの泡立ちが悪くなる。
陽イオン界面活性剤には、洗浄力は無く、柔軟剤などとして使われる。陽イオン界面活性剤による洗剤は、逆性セッケンとも言われる。
セッケンは、陰イオン性界面活性剤である。
両性界面活性剤は、酸性溶液中では陽イオンになり、塩基性溶液中では陰イオンになる。
しかし、セッケン分子は

Ca
2
+

{\displaystyle {\ce {Ca^2+}}}
や

Mg
2
+

{\displaystyle {\ce {Mg^2+}}}
と反応して水に溶けにくい塩を生じる。そのため、イオンを多く含む硬水や海水中では洗浄力が落ちる。
このようなセッケンの短所を改良したアルキルベンゼンスルホン酸ナトリウム R-C6H4-SO3-Na+（略称:ABS）やアルキル酸ナトリウム R-SO3-Na+ （略称:AS）は、高級アルコールや石油などから人工的に合成される。
これらアルキルベンゼンスルホン酸ナトリウムやアルキル酸ナトリウムを合成洗剤（synthetic detergent）という。
ASの製法は、高級アルコールの1-ドデカノール C12H25-OH に濃硫酸 H2SO4 を作用させるとエステル化されることで硫酸水素ドデシル C12H25-SO3H ができ、この硫酸水素ドデシルを水酸化ナトリウムで中和することで硫酸ドデシルナトリウム C12H25-SO3Na が得られる。
炭化水素基が結合したベンゼン（アルキルベンゼン）を濃硫酸とスルホン化すると、アルキルベンゼンスルホン酸が得られる。このアルキルベンゼンスルホン酸を水酸化ナトリウムで中和することでアルキルベンゼンスルホン酸ナトリウムが得られる。
セッケン水溶液は弱塩基性である。いっぽう、合成洗剤は強酸と強塩基の塩であるため、加水分解せず、よってアルキルベンゼンスルホン酸ナトリウムなどの水溶液は中性である。また、合成洗剤は、硬水中でも持ち手も、不溶性の沈殿を作りにくい。
合成洗剤の分子は、疎水部と親水部からなり、乳化作用により油汚れを洗浄することができる。
合成洗剤には、その洗剤としての働きを助けるため、界面活性剤以外にも、さまざまな成分が入っている。
ひとくちの合成洗剤といっても、台所用洗剤や洗濯用洗剤など、いろいろとあり、その種類によって、組成などの違う。
洗濯用洗剤では、合成洗剤の添加剤をビルダー（builder）という。
たとえば、洗浄力を落とすカルシウムイオンやマグネシウムイオンを取り除くため（合成洗剤はセッケンとは違い、これらのイオンがある硬水でも洗浄力を持つが、それでも、これらのイオンが無い軟水のほうが良い洗浄効果をもつ）、ゼオライト（アルミノケイ酸ナトリウム）などが入ってる。
なお、かつてリン酸塩がこれらのイオンを除くための添加剤として用いられていたが、排水が河川などの富栄養化をまねき水質汚染の原因となるため、現在はあまり用いられてない。日本では、1980年ごろから、合成洗剤での水の軟水化のための添加剤がリン酸塩からゼオライトに切り換えられた。
そのほか、タンパク質汚れを落とすための分解酵素プロテアーぜや、油汚れを落とすための脂肪分解酵素リパーぜなど、酵素が添加されていたりする。
また、一般にアルカリ性のほうが汚れが落ちやすいので、炭酸ナトリウムが添加剤として加えられる。なお、台所洗剤やシャンプーでは、アルカリが身体を痛めるため、このようなアルカリ性の物質は加えられない。


ベンゼンC6H6は6つの炭素原子が正六角形に結合し、その外側に水素原子がひとつずつ結合した環状構造をもつ。これら12個の原子はすべて同一平面上にある。
構造式は、炭素原子間の結合は二重結合と単結合が繰り返されているように書かれるが、実際は、炭素原子間の6つの結合はすべて等価であり、単結合と二重結合の中間の1.5重結合のような性質を持っている。
この特徴的な環構造をベンゼン環（benzene ring）という。ベンゼン環の構造は
などと略記する。この教科書では、いずれの書き方も用いる。
ベンゼンは、ベンゼン環の安定性のため、アルケンより付加反応を起こしづらい。だが、置換反応では、環の構造が保存されるため、ベンゼンは置換反応を起こしやすい。
ベンゼンスルホン酸は強酸である。
ニトロベンゼンは、無色の液体で、特有の甘い香りをもつ。ニトロベンゼンは、水に溶けにくく、水より重い（密度1.2g/cm3）。
ニトロベンゼンのように、炭素原子に直接ニトロ基が結合した化合物をニトロ化合物という。
ベンゼンでは付加反応はほとんど起こらないが、高温高圧下で触媒を用いると、水素が付加しシクロヘキサン C6H12 を生じる。
また、ベンゼンと塩素の混合物に紫外線を加えても、付加反応を起こし、ヘキサクロロシクロヘキサン C6H6Cl6  を生じる。
C14H10
ベンゼン環をもつ炭化水素を芳香族炭化水素（aromatic hydrocarbon）という。 芳香族炭化水素には、ベンゼンの原子が置換したトルエン（toluene、化学式:C6H5CH3）やキシレン、ベンゼンが2個結合したナフタレン（naphthalene、化学式:C10H8）、などがある。
これらの化合物は芳香を持つものが多く、人体には有害なものが多い。また、ベンゼンと同様に可燃性があり、引火すると、すすを多く出して燃える。
キシレンには、2つのメチル基の位置によって3種類の異性体が存在する。
o-,m-,p- はそれぞれ、オルト、メタ、パラと読む[1]。
2つの置換基がある場合、ある置換基に対して、そのすぐ隣の位置をオルト位、1つ空いて離れた位置をメタ位、ベンゼン環を挟んで正反対の位置をパラ位と呼び、それぞれ記号o-,m-,p-をつけて異性体を区別する。
混酸をもちいてトルエンをニトロ化すると、o-位やp-位がニトロ化されて、ニトロトルエン C6H4(CH3)NO2 が生じる。
さらにニトロ化すると、 2,4,6,-トリニトロトルエン（略称:TNT）が生じる。TNTは火薬の原料である。
ベンゼン環にヒドロキシ基 -OH が直接結合したものをフェノール類(phenols)と呼ぶ。フェノール類には、フェノールのほか、クレゾール、ナフトールなどがある。フェノール類は互いに似た性質を示す。
構造式を下に示すベンジルアルコールのように、ベンゼン環に直接ヒドロキシ基が結合しないものはフェノール類に属さない。
フェノール類の持つヒドロキシ基は水溶液中でわずかに電離し、弱酸性を示す。フェノール類の水溶液は、炭酸よりも弱い酸性を示す。
フェノール類は水にほとんど溶けないが、塩基水溶液と反応して塩となり水に溶ける。
ナトリウムフェノキシドの溶液に、フェノールよりも強い酸である二酸化炭素などをくわえると、フェノールが生じる。
また、フェノール類は、アルコールと同様に単体のナトリウムと反応し、水素を発生する。
フェノール類水溶液は塩化鉄(Ⅲ) FeCl3 水溶液を加えると青～赤紫色を呈する。この呈色反応はフェノール類の検出に利用される。
フェノールはベンゼン環の水素原子を1つヒドロキシ基で置換した構造である。
特有の匂いを持つ、人体には有毒な白色の固体である。石炭の乾留から得られるため石炭酸ともいう。
フェノールはベンゼンを原料として様々な経路により合成することができる。中でも、工業的にはクメン法(Cummene process)が重要である。
他にも、ベンゼンスルホン酸のアルカリ融解や、クロロベンゼンからフェノールを合成する方法も存在する。
なお、ベンゼンスルホン酸からの製法では水酸化ナトリウムを300℃前後で融解させるので、アルカリ融解とも言われる。
また、フェノールはコールタール（石炭の乾留から生じる液体）の分留によっても得ることが出来る。
フェノールは反応性が高く、さまざまな化合物を生じる。フェノールに臭素を反応させると、ヒドロキシ基に対してオルト位とパラ位の水素原子が臭素で置換され、2,4,6-トリブロモフェノールの白色沈殿を生じる。
また、フェノールに濃硫酸と濃硝酸を作用させると、ヒドロキシ基に対してオルト位とパラ位をニトロ化してピクリン酸を生じる。
ベンゼン環にカルボキシル基が直接結合した化合物を芳香族カルボン酸（aromatc carboxylic acid）という。一般に、水には溶けにくいが、水中ではわずかに電離して、水中では弱い酸性を示す。
また、水酸化ナトリウムなどの塩基の水溶液と中和して、塩を生じて、水に溶ける。
芳香族カルボン酸は、医薬品や染料の原料として、よく用いられる。
安息香酸（benzoic acid） C6H5COOH はベンゼン環の水素原子1つをカルボキシル基で置換した物質である。白色の固体で、水に溶けにくいが、熱水には溶け、水溶液中では弱酸性を示す。また、有機溶媒によく溶ける。弱酸性を示す。安息香酸は水酸化ナトリウム水溶液に加えると、安息香酸ナトリウムを生じて溶ける。しかし、塩酸などの強酸を加えると、弱酸である安息香酸は遊離し、白色結晶が析出する。
安息香酸は、触媒をもちいてトルエンの酸化により得られる。トルエンを二酸化マンガンを触媒として酸化するか、あるいは過マンガン酸カリウム水溶液中で加熱するかで、トルエンの側鎖 -CH3 が酸化されて安息香酸が得られる。
トルエンから安息香酸までの反応の際、おだやかな条件で酸化させると、まずトルエンのメチル基 -CH3 が酸化されアルデヒド基となり、-CHO基をもつベンズアルデヒド C6H5CHO が生じる。ベンズアルデヒドは無色であり、芳香をもち、空気中で徐々に酸化されて、しだいに安息香酸になる。
フタル酸 C6H4(COOH)2 はベンゼン環に2つのカルボキシル基が、互いにオルト位に結合した物質である。フタル酸は2つのカルボキシル基が近い位置にあるため、加熱により分子内脱水反応が起こり、無水フタル酸を生じる。
フタル酸の製法は、工業的には、o（オルト）-キシレンの酸化によって得られる。「オルト」とは、ベンゼン環での隣り合った位置どうしの関係のこと。
なお、バナジウムの触媒でナフタレンを酸化しても、無水フタル酸が得られる。
テレフタル酸はフタル酸の異性体であり、互いにパラ位に2つのカルボキシル基が存在する。フタル酸とは異なり、カルボキシル基が離れているため、加熱しても脱水反応は起こらない。テレフタル酸はペットボトルやワイシャツなどの素材となるPET（ポリエチレンテレフタラート）の原料である。テレフタル酸の製法は、工業的には、p（パラ）-キシレンの酸化によって得られる。
サリチル酸は、ベンゼン環にカルボキシル基とヒドロキシ基が互いにオルト位に結合した物質である。 サリチル酸は、ナトリウムフェノキシドから合成される。ナトリウムフェノキシドに二酸化炭素を高温・高圧下で反応させるとサリチル酸ナトリウムが作られる。そのサリチル酸ナトリウムに希硫酸を作用させると、サリチル酸が得られる。
サリチル酸は無色（白色）の結晶で、水にはわずかに溶けて酸性を示す。温水やエタノールにはよく溶ける。サリチル酸はベンゼン環に直接ヒドロキシ基が結合しているため、芳香族カルボン酸としての性質を持つと同時に、フェノール類としての性質も持つ。
また、サリチル酸のヒドロキシ基を無水酢酸でアセチル化（アセチル基-OCOCH3での置換反応）すると、アセチルサリチル酸となる。アセチルサリチル酸は「アスピリン」とも呼ばれ、解熱鎮痛剤として広く用いられている。
サリチル酸のカルボキシル基をメタノールでエステル化すると、サリチル酸メチルとなる。サリチル酸メチルは湿布薬などに消炎剤として用いられる。
アンモニア NH3 の水素基を炭化水素基で置換した化合物をアミン（amine）といい、炭化水素基がベンゼン環の場合は芳香族アミン（aliphateic amine）という。
芳香族アミンは弱塩基性であり、また、アンモニアに化学的性質が似ている。
アニリンはベンゼンの水素原子1つをアミノ基で置換した物質である。アニリンは無色油状の液体で（沸点185℃）、水に溶けにくい。アニリンを水と混ぜると、分離して下に沈む。アミノ基は弱塩基性を示すため、塩酸と反応するとアニリン塩酸塩 C6H5NH5Cl を生じて、水に溶ける。
アニリン塩酸塩に、水酸化ナトリウムのような強塩基の水溶液を加えると、油状のアニリンが遊離する。
アニリン溶液は、さらし粉の水溶液を加えると、酸化されて赤紫色になる。この呈色反応はアニリンの検出反応として重要である。
また、アニリンを硫酸酸性二クロム酸カリウム水溶液で酸化すると黒色物質を生じる。これはアニリンブラック（aniline black）と呼ばれ、黒色染料や黒色顔料として用いられる。
アニリンの製法は、実験室ではニトロベンゼンから合成される。ニトロベンゼンにスズと塩酸を加えて加熱すると、還元され、アニリン塩酸塩を生じる。この水溶液に水酸化ナトリウム水溶液のような強塩基を加えて、アニリンを遊離させる。アニリンは水に溶けず分離するため、ジエチルエーテルを加えてアニリンをエーテルに溶かし抽出する。エーテル層と水層の2層に分離するため、エーテル層のみを取り出してエーテルを蒸発させると、アニリンが得られる。
アニリンに無水酢酸を作用させると、アミノ基がアセチル化され、アセトアニリド C6H5NHCOCH3 を生じる。アセトアニリドは無色無臭（白色）の固体であり、解熱鎮痛剤の原料となる。
この反応では、アミノ基とカルボキシ基との間で分子間脱水した結合-NH-CO-を生じている。この結合はアミド結合と呼ばれ、タンパク質やアミノ酸を構成する結合としても重要である。
アニリンに希塩酸を加えてアニリン塩酸塩とし、これを5℃以下に冷却しながら亜硝酸ナトリウム水溶液を少しずつ反応させると、塩化ベンゼンジアゾニウム C6H5N2＋Clー を生じる。
このように、-N+≡Nを含む化合物ジアゾニウム化合物と呼び、このようにジアゾニウム塩を生じる反応をジアゾ化（diazotization）と呼ぶ。
塩化ベンゼンジアゾニウムは非常に不安定な物質であり、常温ではフェノールと窒素に分解してしまう。そのため、低温に冷却して反応を進行させる必要がある。
塩化ベンゼンジアゾニウム水溶液にナトリウムフェノキシド水溶液を加えると、p-ヒドロキシアゾベンゼン（p-フェニルアゾフェノール）を生じて橙赤色を呈する。このようにジアゾニウム塩と他の芳香族化合物からアゾ化合物を生成する反応をジアゾカップリング(diazo coupling)と呼ぶ。
分子中にアゾ基 -N=N- を持つ物質をアゾ化合物(azo compound)と呼ぶ。アゾ化合物は様々な色をもち、染料として用いられるものもある。
芳香族アゾ化合物は、一般に、黄色〜赤色、橙色の化合物であり、染料（アゾ染料）や顔料として用いられる。
またメチルオレンジやメチルレッドもアゾ化合物であり、水溶液中のpHによって色が変わるので、pH指示薬として用いられているものも存在する。
芳香族カルボン酸･･･炭酸水素ナトリウム
と反応して水層にうつる
芳香族アミン･･･塩酸と反応して水層にうつる
フェノール類･･･水酸化ナトリウムと反応して水層にうつる(中和反応)
オルト・パラ配向性の置換基のベンゼン1置換体はオルト位とパラ位での置換反応を起こしやすい。
これは、オルト・パラ配向性の置換基はベンゼン環に電子を供与するため、置換反応が起きやすくなることによる。
メチル基はオルトｰパラ配向性なのでトルエンをニトロ化すると、o-ニトロトルエンまたはp-ニトロトルエンが生成する。
メタ配向性の置換基のベンゼン1置換体はオルト位とパラ位での置換反応を起こしにくいため、メタ位での置換反応を起こしやすい。
メタ配向性の置換基はベンゼン環の電子を吸引するため、置換反応が起きにくくなる。
ベンゼンの異性体のひとつ、o-キシレンは、想像図のように2通りが考えられそうだが、じっさいには1通りしかない。
なぜなら、そもそもベンゼン環の環の部分のあいだの結合は、単結合と二重結合の中間の状態の結合になっているからである。
このように、単結合と二重結合の中間の状態の結合のある現象を共鳴という。
ベンゼン環が共鳴をしているという事は、つまり、価電子が、特定の2個の炭素原子間に束縛されず、ベンゼン環のリング全体に円周状に均等に広がって存在しているという事である。このような現象を、電子の非局在化という。この性質によりベンゼン環は安定性が高い。
ベンゼン環が共鳴していることを明記したい場合、
でベンゼン環を表記する場合もある。
共鳴してる構造式は下図のように両矢印でつないで書き、 ［ ］ で囲って表す。


この章での色の定義については、まずは直感的に理解していれば良い。（正確に色覚を説明すると生物学など他分野が絡み、広範かつ専門的になる。）
読者には、まずは色素の分子構造と電磁波との関係について、理解をしてもらいたい。
色素の定義は明確ではないが、材料に添加した場合に色を加える物質を色素（coloring material）という。
繊維に染色できる色素を染料（dye stuff）という。
白色光で照らされた物体は、可視光の特定の波長を吸収して、残りの波長の光を反射する。したがって物質が吸収する色と、反射光は、反対の色になる。
たとえば、赤色の物体は、光源の白色光から、青色や緑色や紫色などの、赤色以外の色の波長を吸収して、赤色のみを反射したので、ヒトの目には赤色に見えるのである。
赤色に対する、青緑色のように、反対側の色を補色という。赤は青緑の補色である。同様に青緑は赤の補色である。
白色光に照らされた物質に色を感じる仕組みは、物質が吸収した色の補色を、色として感じるのである。
色素には炭素化合物などの有機化合物からなる有機系の色素と、無機化合物からなる無機系の色素がある。本節では有機色素について説明する。
化合物に色を付けるには、その構造中に可視光を吸収できる官能基が必要である。
可視光を吸収できて、物質に色を付けられる官能基を発色団（chromophore）という。
有機色素の発色団は、-C=Oや、-N=N- などのように共役ニ重結合を持った官能基である。
共役ニ重結合によりπ電子が動けるようになっているので、電磁波と電子が相互作用ができるようになり、外部からの光を吸収できるようになっている。（たとえば、金属などの自由電子を持つ物質は不透明だったのを思い出そう。）
発色団以外の官能基で、発色団の作用を強めたり、親水性を高め染色しやすくする官能基を助色団（じょしょくだん、auxochrome）という。助色団には、たとえば、-OHや-COOHや-NH2などがある。
アゾ基 -N=N- を発色団として持った染料をアゾ染料（azo dye）という。アゾ染料としてコンゴーレッド（congo red）やメチルオレンジ、メチルレッドなどが有る。コンゴレッドやメチルオレンジなどは染料の他の用途でも、pH指示薬として用いられることがある。
アニリンC6H5NH2などの芳香族アミンを希塩酸に溶かしたのち、亜硝酸ナトリウム水溶液を加える事で、ジアゾニウム塩を作ることができる。このジアゾニウム塩が、アゾ染料の原料となる。また、芳香族アミンをジアゾニウム塩にする処理をジアゾ化（diazotization）という。
アニリンC6H5NH2をジアゾ化する場合は、まずアニリンを希塩酸に溶かしてから、亜硝酸ナトリウムを加えることで、塩化ベンゼンジアゾニウム C6H5N2Clができる。
ジアゾニウム塩は水に溶け、陽イオンのベンゼンジアゾニウムイオン［C6H5-N≡N］+と、陰イオンの塩素イオンCl-とに電離する。
なお、-N≡N-の左側のNは４価である。これはイオン化のためである。
この4価を意識した構造式の書き方として、塩をC6H5N+≡N-Cl-と書いたり、陽イオンをC6H5-N+≡Nと書く場合もある。

この塩化ベンゼンジアゾニウムC6H5-N≡N-Clと、ナトリウムフェノキソドC6H5-ONaとから合成によってp-フェニルアゾフェノールC6H5-N≡N-C6H4-OHが作られる。
これは発色団-N≡N-と、助色団-OHを持つように、色素や染料として使えることから、一般に染料として
p-フェニルアゾフェノールは用いられる。
これは共役二重結合が２個のベンゼン環と窒素部分とつながっていて、共役二重結合が長い。
フェノキシドとして用いたフェノールの代わりに、ナフトールやアニリンなどでもカップリング反応は可能である。
天然に作られた色素の染料を天然染料（natural dye）と言い、合成によって得られた色素を用いた染料を合成染料（synthetic dye）という。
一般に、ヒトや動物の病気を治すために使用する物質を、医薬品という。
医薬品が、それを使用した生物におよぼす変化を薬理作用という。
一般に、医薬品は体内でさまざまな作用を起こす。このうち、治療の目的に沿った作用を主作用といい、それ以外の作用を副作用という。
人類は、古代から天然の植物などから医薬品として機能するものを採取して使用してきた。このような天然由来の医薬品を生薬という。
ケシの実から取れる果汁を乾燥させたアヘンも古代から知られている生薬の一つである。アヘンは、紀元前1500年のエジプトでは鎮痛剤として利用されていた。
19世紀初頭、アヘンから、麻酔・鎮痛薬のモルヒネが抽出された。
19世紀後半に、いくつかの薬の化学構造が解明され、これらの成果をもとに、いくつかの薬品が合成された。
1910年ドイツのパウル・エールリヒと秦佐八郎によって梅毒の治療薬サルバルサンがつくられた。
現在では、人工的に化学合成された有機化合物が、医薬品として多く使用されている。
古くから、ヤナギの樹皮には解熱作用や鎮痛作用が存在することが知られていた。これは、ヤナギの樹皮にあるサリシンが体内で加水分解されてサリチル酸を生じるためである。
19世紀初頭に、化学分析によって、サリシンや、それから生じるサリチル酸の存在が知られ、解明されていった。サリチル酸は、サリシンが体内で加水分解されて生じる。
19世紀に、サリチル酸は解熱鎮痛薬として、さかんに使われていたが、胃に悪影響を与えることが、しだいに分かっていった。そのため、19世紀後半ごろには副作用の弱いアセチルサリチル酸が開発され使用されるようになった。
アセチルサリチル酸は1898年にドイツで「アスピリン」の商品名で医薬品として売り出され、現在でも解熱鎮痛薬としてアスピリンの名前で世界各地で売られている。（日本では、『バファリン』にも、アスピリンが含まれている。）
現在では、サリチル酸系の多くの医薬品が存在している。
また、サリチル酸にメタノールを反応させて作ることのできるサリチル酸メチルは、消炎鎮痛薬（筋肉痛などを抑える薬）として用いられている。たとえば、『サロンパス』などのように、サリチル酸メチルは湿布薬として用いられていたりする。
なお、これらサリチル酸系の解熱薬は、けっして細菌などを攻撃してるのではなく、熱や炎症などの症状をやわらげるだけである。このように、病原菌を攻撃せず、症状をやわらげる事が主な作用の医薬品を、対症療法薬という。
またなお、サリチル酸メチルは揮発性の液体である。
人体で、アセチルサリチル酸の薬が炎症や発熱などを抑える仕組みは、人体でケガなどの異常があったときに炎症などを起こして回復させようとする体内物質のプロスタグランジン（prostaglandin、略称:PG）という物質の合成を妨害するからである。（※ プロスタグランジンは検定教科書（高校理科の化学）の範囲外だが、文英堂シグマベストの高校化学参考書などに、プロスタグランジンとアセチルサリチル酸との関係の解説がある。）
よって、アセチルサリチル酸は、けっして、おおもとのケガを治すわけではないし、けっして病原菌を退治するわけでもない。
このプロスタグランジンは、炎症以外にも、人体に必要なさまざまな現象で関わってくるので、よってプロスタグランジンの合成が阻害されると、さまざまな副作用が起こりうるのである。
プロスタグランジンは、脂肪酸を原料としていて、体内で合成される生理活性物質である。プロスタグランジンは、いわば、ホルモンのようなものである（詳しい説明は高校の範囲を超えるので省略）。
アニリンから得られるアセトアニリドにも解熱鎮痛作用があるが、副作用が重いため、現在は使用されていない。
かわりに、アセトアニリドの誘導体であるアセトアミノフェン（p-アセトアミドフェノール）が、風邪薬などに含まれてる。
1939年にドイツのドーマクが、アゾ染料の一種のプロントジルに、細菌の増殖を阻害する作用があることを見つけた。
のちに、プロントジルから生じるスルファニルアミド  に、細菌の増殖をおさえる作用があることが分かった。これは、細菌が発育に必要な葉酸を合成するさいの酵素を阻害するからである。
細菌はp-アミノ安息香酸 から葉酸を合成しているが、スルファニルアミドはp-アミノ安息香酸に似た構造を持ってるため、酵素を阻害する。
現在では、一般に、スルファニルアミドの骨格をもつ抗菌剤を、硫黄を元素にもつことから、サルファ剤（salfa drug）という。
微生物がつくりあげる化学物質で、ほかの微生物や細菌を殺したり、ほかの微生物や細菌の増殖を阻害したりする作用（抗菌作用）のあるものを抗生物質（antibiotics）という。
1929年にイギリスのフレミングは、アオカビから取れる物質に、このような抗菌作用があることを見つけ、この物質にペニシリン（Penicillin）と名付けた。
のちに、ペニシリンは、細菌のもつ細胞壁の合成を阻害するため、抗菌作用を示すことが分かった。
細菌は突然変異により、抗生物質の効かない細菌が生まれることがある。このような細菌を耐性菌という。 抗生物質を無闇に使い続けると、このような抗生物質のきかない微生物だけを残して増やしてしまう。
ペニシリンの効かない耐性菌もすでに存在しており、そのような病原菌には抗生物質メチシリンや抗生物質バンコマイシンが使われることがあるが、そのメチシリンの効かない耐性菌MRSAや、バンコマイシンの効かない耐性菌VRSAなどの耐性菌も出現しており、医療現場では大きな問題になってる。
このため、抗生物質ばかりに頼らず、手洗いや消毒などをきちんと徹底したりすることが、求められてる。
なお、ストレプトマイシンは、結核にきく抗生物質である。土壌細菌のつくる物質からストレプトマイシンが発見された。
サルファ剤や抗生物質のように、病気をおこす細菌や微生物を、直接、細菌への破壊的な作用を起こすことで、病気を治療する医薬品を化学療法薬という。
ペニシリンG の構造のβラクタムという部分が、細菌の細胞壁の合成をする酵素を阻害する。


多数のヒドロキシ基を持つ、分子式

C
m

(
H
2

O
)

n

{\displaystyle {\ce {C_{m}(H2O){}_{n}}}}
  で表される化合物を糖類(saccharides)または炭水化物(carbohydrate)という。
それ以上加水分解しない最小の糖類を単糖という。単糖2分子が脱水縮合した糖類を二糖(disaccharide)、単糖2~10分子程度が脱水縮合した糖類をオリゴ糖、多数の単糖が脱水縮合した糖類を多糖(polysaccharide)という。
水溶液中で鎖式構造がホルミル基をもつ糖をアルドース（aldose）、ケトン基をもつ糖をケトースという。
主な単糖として、グルコース、フルクトース、ガラクトース。
主な二糖として、マルトース、スクロース、ラクトース、セロビオース。
主な多糖として、デンプン、セルロースが挙げられる。
糖類の立体配置を表すためにハース投影式とフィッシャー投影式を用いる。まずはこれについて学ぼう。
ハース投影式では、上方向に出ている結合は環から上向きに、下方向に出ている結合は環から下向きに出る。
フィッシャー投影式では、十字の中心は不斉炭素原子とし、左右の結合は紙面(画面)の手前に、上下の結合は紙面(画面)の奥に出る。
グルコース glucose（ブドウ糖）

C
6

H
12

O
6

{\displaystyle {\ce {C6H12O6}}}
 は、デンプンを加水分解することによって得られる。
グルコースは甘味をもち、また、水によく溶ける。水溶液中のグルコースは、一部のグルコースの環構造が開き鎖式構造に変わる。ホルミル基を持ち、還元性を示す。従って、銀鏡反応やフェーリング反応を示す。
グルコースはアルドースである。
グルコースは水溶液中でαグルコースと鎖式グルコースとβグルコースの3種類の構造がある。
αグルコースを水に溶かすと、上記のように一部が鎖式グルコースになり、さらにその一部が鎖式構造を経てβグルコースになる。最終的に3種類のグルコースのα形、鎖式、β型の混じりあった平衡状態になる。
フルクトースfructose（果糖, fruit sugar ）

C
6

H
12

O
6

{\displaystyle {\ce {C6H12O6}}}
 は水溶液中で、一部が鎖式フルクトースを経て、五員環フルクトース、六員環フルクトースになる。五員環フルクトースと六員環フルクトースにはα型とβ型が存在するため、フルクトースは水溶液中では5種類の構造が存在する。
フルクトースはケトースである。
鎖状構造のフルクトースにはホルミル基は無いが、一部が異性化し、ホルミル基を持つので還元性を示す。
フルクトースは、天然に存在する糖類の中で最も甘く、果実などに含まれることが多い。
アルコール発酵
グルコースやフルクトースなどの6炭糖は酵素群チマーゼによってアルコール発酵を起こす。
C6H12O6　→　2C2H5OH + 2CO2
ガラクトースはグルコースの4位の不斉炭素原子の立体配置が異なる単糖である。寒天の成分であるガラクタンを加水分解すると、ガラクトースが得られる。ヘミアセタール構造が存在するので、水溶液は還元性をしめす。
二糖類を構成する単糖類の縮合したエーテル結合をグリコシド結合という。
主な二糖類には、スクロース、マルトース、セロビオース、ラクトースがある。
有機化合物中の、ある一つのC原子に対して、そのC原子にヒドロキシル基 -OH とエーテル結合 -O- が隣り合ってる構造を、ヘミアセタール構造という。グルコースで、ヘミアセタール構造をもつのは、一箇所だけである。水溶液中のグルコースでは、このヘミアセタール構造が変形してアルデヒドを形成している。
このヘミアセタール構造の有無を、糖類の構造式を見て調べることで、糖類の水溶液中の還元性を予測できる。まず、構造式中のエーテル結合-O- を持つ部分を探してそのOに隣り合ったC原子が-OH を持つかどうかでヘミアセタール構造の有無を判別する。
スクロース（sucrose）は、αグルコースとβフルクトースがα-1,2-グリコシド結合した構造をもつ。
スクロースの水溶液は還元性を示さない。これは、グルコースとフルクトースの還元性をしめすヘミアセタール構造の部分で縮合が行われていることによる。
砂糖の主成分であり、サトウキビやテンサイに含まれる。
希酸または酵素インペルターゼでスクロースを加水分解すると、グルコースとフルクトースの等量混合物になる。
C12H22O11 （スクロース） + H2O → C6H12O6（グルコース） + C6H12O6 （フルクトース）
グルコースとフルクトースの等量混合物を転化糖(invert sugar)という。スクロースを加水分解すると転化糖が得られる。
（麦芽糖）
αグルコース2分子が縮合した構造。
還元性を示す。
希酸または酵素マルターゼで加水分解される。
デンプンを酵素アミラーゼで加水分解するとマルトースが生じる。
セロビオースはβ-グルコース2分子がβ-1,4-グリコシド結合した二糖である。
セルロースにセルラーゼを作用させると加水分解しセロビオースが生じる。
（乳糖）
ラクトース(lactose)は、ガラクトースとαグルコースが縮合した構造。
ラクトースの水溶液は還元性を示す。
酵素ラクターゼによってラクトースは加水分解され、ガラクトースとグルコースになる。
牛乳など、哺乳類の乳汁にラクトースは含まれる。
トレハロースの構造は、αグルコースが2分子からなり、αグルコースの1位の還元基どうしが結合した構造となっている。このことからもわかるように、トレハロースの水溶液は還元性を示さない。
自然界では、昆虫の体液、キノコやカビ、海藻などに含まれる。
デンプン（starch）は、植物が光合成によって体内につくる多糖類である。二糖類とちがい、デンプンは甘味をしめさない。また、デンプンは、還元性を示さない。
デンプンは、多数のαグルコースが脱水縮合して出来た構造をもつ多糖類の高分子化合物である。
(C6H10O5)n の構造を持つ。nは数百から数十万である。
デンプンは冷水には溶けにくいが、約80℃の熱水には溶けてコロイド状のデンプンのりになる。
酵素アミラーゼによって、デンプンは加水分解される。このアミラーゼによるデンプンの加水分解の結果、デンプンの重合数が少なくなったデキストリン(C6H10O5)n を生じる。そしてデキストリンは、さらに二糖類のマルトースに分解される。
マルトースに対しては、酵素マルターゼによって、グルコースになる。
デンプンからグルコースまでの順序を化学式にまとめれば、
(C6H10O5)n デンプン→ (C6H10O5)m デキストリン → C12H22O11 マルトース→ C6H12O6 グルコース
である。（デンプンとデキストリンの重合数について、n>mとした。）
デンプンには還元性は無い。したがってデンプンは、フェーリング液を還元しない。
ヨウ化カリウム水溶液KIにより、デンプンは青紫色に呈色する。加熱すると、無色になる。この反応をヨウ素デンプン反応（iodine-starch reaction）という。
デンプンは水溶液中では、分子内の水素結合により、らせん構造をとる。このらせん構造の中にヨウ素が入りこむことで、呈色する。
加熱で無色になっても、冷却すると、再び、もとの青紫色の呈色を示すようになる。
デンプンの種類のうち、αグルコースが直鎖状に結合したものをアミロース（amylose）と言う。αグルコースが、ところどころ枝分かれした構造のデンプンをアミロペクチン（amylopectin）という。枝分かれの割合はαグルコース数十個につき、一個の枝分かれの程度である。
もち米のデンプンは、アミロペクチンが100%である。ふつうの植物のデンプンには、アミロースが20%程度でアミロペクチンが80%程度ほど含まれている。
グルコースの１位と4位が結合して重合した構造になっている。
ヨウ素デンプン反応では、アミロースは青色。多くのヒドロキシル基を持ち、極性を持つ部分が多いため、熱湯には、比較的、溶けやすい。冷水には溶けにくい。
グルコースの１位と4位が結合して重合したほかに、１位と6位が結合した重合構造になっている。
１位と6位の結合のため、構造に枝分かれ上の分岐が起こる。
ヨウ素デンプン反応では、アミロペクチンは赤紫色。アミロースとの色の違いは、直鎖状の長さの違いによって、ヨウ素との結合力に違いが生じたからある。ヨウ素と反応することから分かるように、アミロペクチンもらせん構造を取る。枝分かれをするものの、分かれた枝の先がそれぞれらせん構造をとる。
熱湯には、溶けにくい。冷水にも溶けにくい。
グリコーゲン（glycogen）は、動物の肝臓に多い多糖類で、その構造はアミロペクチンと似ているが、アミロペクチンよりも枝分かれが多い。分岐の頻度は、おおむね8～12基に一回の程度の分岐である。枝分かれが多いため放射したような網目構造をとり、らせん構造をとらない。このため、極性をもった部分が外側に出やすく、水溶性が高い。
ヨウ素デンプン反応では、グリコーゲンは赤褐色を示す。
セルロース（cellulose）［C6H7O2(OH)3］n は植物の細胞壁の主成分である。木綿、パルプ、ろ紙は、ほぼ純粋なセルロースである。セルロースの構造は、多数のβグルコースが、直線状に縮合した構造である。セルロースの構造では、各グルコースの向きが交互に表・裏・表・裏を繰り返すので、セルロース全体で見れば直線状になっている。
シュバイツアー試薬とは、水酸化銅Cu(OH)2を濃アンモニア水に溶かしたものである。水溶液中でイオンが、テトラ アンミン イオン ［Cu(NH3)4］2+ になる。
セルロースの示性式は、［C6H7O2(OH)3］n である。グルコース1単位あたり3個のヒドロキシル基OHを持つ。したがって、酸と反応させるとエステルを作りやすく、酢酸や硝酸とエステルをつくる。
セルロースは、酸をくわえて長時間加熱すると、最終的にグルコースになる。
このほか、酵素セルラーゼによって、セルロースは分解される。
工業上は硝酸とのセルロースのエステルである「ニトロセルロース」（後述する。）が、特に重要である。
セルロース［C6H7O2(OH)3］nに、濃硝酸および濃硫酸の混合溶液（混酸）を作用させると、セルロースのOH基の一部または全部がエステル化される。セルロース中のグルコース1単位あたり、3個のOH基の一部または3個全部が硝酸エステル化されたものをニトロセルロース（nitrocellulose）という。特にセルロース中のグルコース1単位のうち、3個のOH基すべてが硝酸エステル化されたもの ［C6H7O2(ONO2)3］n  をトリニトロセルロースという。
［C6H7O2(OH)3］n  + 3n HONO2 → ［C6H7O2(ONO2)3］n  + 3n H2O
このトリニトロセルロースは火薬の原料である。
セルロース中の2個のOH基がエステル化したものはジニトロセルロースという。このジニトロセルロースは、有機溶媒に溶ける。
このジニトロセルロースを、エタノールとエーテルの混合液に溶かしたものをコロジオンという。混合液には水分などを含まないので「水溶液」では無いことに注意。
コロジオンの溶液を蒸発させると、薄い膜が残る。これは半透膜の材料に使われる。コロジオンから得られた半透膜のことをコロジオン膜ともいう。
ニトロセルロースをエタノールに溶かし、ショウノウを加えて得られる樹脂をセルロイドという。
セルロースを無水酢酸、氷酢酸および少量の濃硫酸との混合物を反応させる。すると、分子中のOH基中のHがCOOH基で置換されるアセチル化が起きて、トリアセチルセルロースが生成する。
［C6H7O2(OH)3］n  + 3n (CH3CO)2 O → ［C6H7O2(OCOCH3)3］n  + 3n CH3COOH
トリアセチルセルロースはヒドロキシル基OHを持たないため、通常の溶媒（メタノール等）には溶解しづらい。しかし、トリアセチルセルロースは常温の水または温水で、エステル結合の一部が加水分解してジアセチルセルロース
[C6H7O2(OH)(OCOCH3)2]n
になる。このジアセチルセルロースはヒドロキシル基をもつので、アセトン溶媒に溶解するようになる。このジアセチルセルロースの溶けたアセトン溶液を細孔から押し出してアセトンを蒸発・乾燥させて、紡糸したものをアセテート繊維という、あるいは単にアセテートという。
語「アセテート」の意味は、「酢酸エステルの」という意味である。
アセテート繊維のように、天然繊維を化学的に処理してから紡糸した繊維を半合成繊維（semisynthetic fiber）という。
天然繊維を溶媒に溶かしたのち、再び繊維に戻したものを再生繊維（regenerate fiber）という。セルロースの再生繊維はレーヨン（rayon）と呼ばれ、レーヨンにはビスコースレーヨンと銅アンモニアレーヨンがある。
水酸化銅(II)であるCu(OH)2を濃アンモニア溶液に溶かした溶液をシュバイツアー試薬という。このシュバイツアー試薬溶液にセルロース（具体的には脱脂綿など）を溶かすと、粘度のある液体が得られる。この粘い液体を細孔から希硫酸の中にゆっくり押し出すと、セルロースが再生する。こうして得られた繊維を銅アンモニアレーヨンまたはキュプラといい、光沢があり、滑らかであり、柔らかいので、衣服の裏地に利用される。
セルロース（具体的には脱脂綿など）を濃い水酸化ナトリウム溶液に浸す処理をしてアルカリセルロース（化学式は[C6H7O2(OH)2ONa]nである。）にしてから、紙などで挟んでから絞って水気を切って、つぎに二硫化炭素CS2と反応をさせると、セルロースキサントゲン酸ナトリウム（式は[C6H7O2(OH)2OCSSNa]nである。）という物質になる。これを水酸化ナトリウム水溶液に溶かすと、赤褐色のコロイド溶液が得られる。こうして、セルロースから得られた赤褐色のコロイド溶液をビスコース（viscose）という。このビスコースを、細孔から希硫酸の中に押し出して、セルロースを再生させて紡糸したものが、ビスコースレーヨン（viscose rayon）という繊維である。
そして、ビスコースを細孔からではなく、細長いすきまから膜上に押し出したものをセロハン（cellophane）といい、テープや包装材に利用される。
レーヨンのように、天然繊維を一度化学的に処理して溶液にした後、糸として、元の化学式を再生させた繊維を再生繊維という。
なお、アセテート繊維は化学式が変わっているので再生繊維でない。アセテート繊維は化学式が元のセルロースから変わっている繊維で、また人工物だけから得られた合成繊維でもないので、アセテート繊維などは半合成繊維という。
分子中にアミノ基（ -NH2 ）とカルボキシル基（ -COOH ）をもつ化合物をアミノ酸(amino acid)という。アミノ酸のうち、同一の炭素C原子に、-NH2と-COOHが結合しているアミノ酸をαアミノ酸という。
アミノ酸の一般式は
で表される。（Rは炭化水素基あるいは水素など。）
なお、R-の部分をアミノ酸の側鎖（そくさ）という。Rの違いによって、アミノ酸の種類が決まる。
グリシン以外のすべてのアミノ酸には光学異性体（optical isomer）が存在する（鏡像異性体 enantiomer ともいう）。
天然のアミノ酸のほとんどは、L型の配置である。D型の配置のアミノ酸は、天然にはほとんどない。
アミノ酸のカルボキシ基-COOH は、アルコール（CH3OH など）と反応しエステル化をしてエステルをつくる。また、アミノ酸のアミノ基-NH3は無水酢酸（ (CH3CO)2O ）と反応させるとアセチル化してアミドをつくる。
結晶中のアミノ酸分子中では、分子内で（ -COOH ）が水素Hを（ -NH2 ）に渡して、アミノ酸内にイオンの（ -COO- ）と（ -NH3+ ）を生じる。その結果、アミノ酸の構造は、
R-CH(NH3+)-COO-
の構造になる。このように分子内に酸性と塩基性の両方のイオンを生じるので、双性イオン(zwitterion)とよばれる。
このようにイオンがあるため、アミノ酸は水に溶けやすく、また、有機溶媒には溶けにくい。双性イオンの陽イオンと陰イオンどうしがクーロン力で引き合うため、アミノ酸はイオン結晶に近い結晶構造を取り、また、ほかの有機化合物と比べるとアミノ酸は比較的に融点や沸点が高い。
アミノ酸の水溶液に外部から酸をくわえると、平衡がかたむき、-COO-がH+を受け取り -COOHになるので、アミノ酸分子中で-NH3+が余るので、酸性が強い溶液中ではアミノ酸は陽イオンになる。
いっぽう、アミノ酸の水溶液に外部から塩基をくわえると、平衡がかたむき、-NH3+がOH-にH+を放出することによって-NH2と変わることによって、-COO-が余るので、アミノ酸は陰イオンになる。
水溶液中でアミノ酸の陽イオンと陰イオンの個数が等しいときのpHを等電点（isoelectric point）という。
アミノ酸の水溶液を染み込ませた紙に、2本の電極で電圧を加え電気泳動をおこなうと、等電点よりpHが小さい水溶液中では、アミノ酸は陽イオンになっているため、陰極側に移動する。いっぽう、等電点よりpHが大きい水溶液では、アミノ酸は陰イオンとなり、陽極側に移動する。
そして、pHが等電点と同じくらいの水溶液中だと、アミノ酸は陽極にも陰極にも移動しないので、このときの水溶液のpHを測定することにより、等電点を測定できる。
アミノ酸の等電点は、グリシンでは pH6.0 、酸性アミノ酸のグルタミン酸ではpH3.2、塩基性アミノ酸のリシンでは9.7である。
水溶液が中性付近では、ふつうは双対イオン状態のアミノ酸が最も多く、陰イオン状態のアミノ酸や陽イオン状態のアミノ酸は少ししか存在しない。
アミノ酸水溶液に薄いニンヒドリン水溶液を加えて温めると、アミノ基 -NH2 と反応して、色が青紫～赤紫になる。この反応をニンヒドリン反応（ninhydrin reaction）といい、アミノ酸の検出などの目的に用いられる。この反応は、アミノ酸の検出やタンパク質の検出に利用される。なお。タンパク質も、構造の端部などにアミノ酸をふくむため、少しながらニンヒドリン反応をするので、色が青紫〜赤紫になる。
フェニルアラニンやリシン、メチオニンは必須アミノ酸の例である。
必須アミノ酸は、ヒトの体内で合成されないバリン、ロイシン、イソロイシン、トレオニン、メチオニン、フェニルアラニン、トリプトファン、リシンの8種類に、合成されにくいヒスチジンを加えた9種類である。幼児では、さらにアルギニンを加える場合もある。
グルタミン酸は、昆布のうま味の成分である。グルタミン酸には光学異性体があり、L型のグルタミン酸のみが うま味 を示す。一方でD型はうま味を示さず、若干の苦味を伴う
2個のアミノ酸分子が結合し、いっぽうのアミノ酸のカルボキシル基と、もう一方のアミノ酸のアミノ基が縮合して、脱水縮合して結合をペプチド結合(peptide bond)という。それぞれのアミノ酸は同一種でなくても良い。また、ペプチド結合によって生成する化合物をペプチド（peptide）という。
ペプチドのうち、2分子のアミノ酸がペプチド結合したものをジペプチド（dipeptide）という。3分子のアミノ酸がペプチド結合したものをトリペプチド（tripeptide）という。多数のアミノ酸が縮合重合したものをポリペプチド（polypeptide）という。
ジペプチドには、ペプチド結合が1つ存在する。トリペプチドには、ペプチド結合が2つ存在する。
タンパク質は、ポリペプチドである。
ペプチド化合物で縮合に使われなかったアミノ基が末端に残るが、このペプチド化合物の縮合に使われなかった末端のアミノ基をN末端という。同様に、カルボキシル基も末端に残るが、これをC末端という。ペプチドの構造式を書くときは、N末端を左側に、C末端を右に配置して書くのが慣行である。
ジペプチドには、構造異性体が存在する。たとえば、グリシン（Gly）とアラニン（Ala）からなるジペプチドについて、グリシンのCOOH基とアラニンのNH2基が結合したものを、グリシルアラニン（Gly-Ala） という。また、グリシンのNH2基とアラニンのCOOH基が結合したものを、アラニルグリシン（Ala-Gly ）という。
グリシルアラシンもアラニルグリシンも、原子数は同じであるが、構造は異なる。
なお、ペプチドの名称は、このグリシルアラニンの例のように、N末端を持つグリシンが名称の先に来て、C末端をもつアラニンがあとに来る。
トリペプチドやポリペプチドの表記でも同様に、N末端からC末端のアミノ酸の名称で表記する。
トリペプチドでも、ジペプチドと同様に構造異性体が存在する。
なお、グルタミン酸は、カルボキシル基を2箇所もつので、グルタミン酸を含むペプチドでは、構造異性体の数が2倍に増える。
例として、いくつかのトリペプチドで構造異性体の数を求める。
GlyとGlyとAlaが結合したトリペプチドの場合。（Glyが2分子。）
構造順はGly-Gly-Ala　と　Gly-Ala-GlyとAla-Gly-Glyの3通りがある。光学異性体を考慮した場合は、グリシン以外のアミノ酸は光学異性体をもち、異性体数が2倍になるので、光学異性体を考慮したGlyとGlyとAlaが結合したトリペプチドの異性体は3×2=6で６通りになる。
GlyとAlaとAlaが結合したトリペプチドの場合。（Alaが2分子。）
構造順はGly-Ala-Ala　とAla-Gly-Alaと　Ala-Ala-Gly の3通りがある。光学異性体を考慮した場合は、グリシン以外のアミノ酸は光学異性体をもち、異性体数が2倍になるのであった。そして、光学異性体を持つAlaが２個あるから、2×2=4で４倍になる。最終的に光学異性体を考慮した異性体数は3×4=12で12通りになる。
タンパク質を構成するアミノ酸の配列順序のことを一次構造（いちじこうぞう、primary structure）という。たとえば表記「Gly-Gly-Ala」などは一次構造の表記である。
タンパク質のポリペプチドの多くの構造は、時計回り（右回り、Z撚り「ゼットより」）のらせん構造をもつ。
このポリペプチドのらせん構造をαヘリックスという。らせん１巻あたり、平均3.6個のアミノ酸が含まれる。
このらせん化は、水素結合による現象であり、 アミノ酸の分子中の-C=Oと-N-Hの間のOとHが水素結合し、
-C=O ・・・ H-N-
のように水素結合した結果、ペプチド全体ではらせん構造を取る。
並行にならんだ2本のポリペプチドのあいだに水素結合が保たれ、ヒダ状に折れ曲る構造をとることがあり、これをβシートという。
これら、αヘリックスやβシートをまとめて、タンパク質の二次構造（secondary structure）という。
αヘリックスをとったポリペプチドや、βシートをとったポリペプチドなど、二次構造をとったポリペプチドが、さらに折りたたまれて三次構造（tertiary structure）になる。三次構造の形成には、側鎖どうしに働く引力や、システインによるジスルフィド結合（disulfide bond） -S-S- によるものが関わっている。
三次構造はサブユニットと呼ばれる。
三次構造の生体組織の例として、ミオグロビンがある。ミオグロビンは、1本のポリペプチド鎖からなり、ヘム色素を持っている。ヘム色素は、酸素と化合する性質がある。
三次構造のポリペプチド鎖（サブユニットという）が、複数個あつまって集合体をなした構造を四次構造（quaternary structure）という。
四次構造の生体組織の例として、ヘモグロビンがある。ヘモグロビンは、2種類のサブユニットが2個ずつ、合計4個のサブユニットが集まって、できている。ヘモグロビンは、2個のヘム色素をもつ。
タンパク質を加水分解したとき、アミノ酸だけでなく色素、核酸、リン、脂質などアミノ酸以外の有機物を生じるものを複合タンパク質（conjugated protein）という。
たとえば、血液中にふくまれるヘモグロビンは色素をふくむ複合タンパク質であり、牛乳にふくまれるガゼインはリン酸をふくむ複合タンパク質であり、だ液にふくまれるムチンは糖をふくむ複合タンパク質である。
いっぽう、タンパク質を加水分解したとき、アミノ酸のみを生じるものを単純タンパク質（simple protein）という。
タンパク質の形状にもとづいて、球状タンパク質（globular protein）と繊維状タンパク質（fibrous protein）に分類される。一般に繊維状タンパク質は、水には溶けにくい。一方、球場タンパク質は、水に溶けやすい。球状タンパク質は、親水基を外側に、疎水基を内側にして、まとまっている事が多いため、である。
アルブミン、グロブリン、グルテリンなどが、球状タンパク質である。
ケラチン、コラーゲン、フィブロインなどが、繊維状タンパク質である。
タンパク質に熱、酸・塩基、重金属イオン、有機溶媒などを加えると凝固し生理的機能を失う。これをタンパク質の変性（denaturation）という。加熱によって変性することを熱変性という場合もある。
タンパク質の変性は、二次構造〜4次構造が破壊されることによって、起きている。そのため、変性したタンパク質は、元には戻らないのが普通である。タンパク質の変性では一次構造の配列順序は変わっていないが、二次構造以上の構造が変わっている。
タンパク質は水に溶けると、親水コロイド溶液になる。タンパク質のコロイド溶液は、多量の電解質によって、水和している水分子が覗かれるため、沈殿する（塩析）。
タンパク質水溶液に水酸化ナトリウム溶液NaOHを加え、少量の硫酸銅(II)水溶液CuSO4を加えると、赤紫色になる。この反応をビウレット反応（biulet reaction）という。これはCuとペプチド結合とが錯イオンを形成することに基づき、トリペプチドやポリペプチドなどのようにペプチド結合を2個以上もつ場合に起こる。よって、ペプチド結合が1個だけであるジペプチドでは、ビウレット反応は起こらない。
タンパク質水溶液に濃硝酸をくわえて加熱すると、チロシンやトリプトファンなどのアミノ酸中にベンゼン環をもつ場合に、タンパク質水溶液が黄色になる。これは、ベンゼン環がニトロ化されるためである。この溶液を冷却し、NaOHやアンモニアなどで溶液を塩基性にすると、橙色になる。
これらの反応をキサントプロテイン反応（Xanthoprotein reaction）という。
橙色になった水溶液は中和すると、タンパク質の色は黄色に戻る。
フェニルアラニンはベンゼン環を持つが、あまり反応しない。
システインやメチオニンなどのようにタンパク質がイオウを含む場合は、タンパク質の水溶液に、固体の水酸化ナトリウムを加えて加熱して、それから酢酸などで中和し、さらにそれから酢酸鉛（II）水溶液 (CH3COO)2Pb を加えると、硫化鉛(II) PbS の沈殿を生じる。硫化鉛の沈殿の色は黒色である。
毛髪はケラチンという繊維状タンパク質からなるが、この分子はジスルフィド結合 -S-S- によって、ところどころ結ばれている。このジスルフィド結合のため、毛髪は一定の形を保っている。
毛髪のパーマ処理は、還元剤をもちいて、このジスルフィド結合を還元して -S-H にすることで、ジスルフィド結合を切断している。
つぎに、酸化剤で、ジスルフィド結合 -S-S- を再生させると、もととは違ったつながりかたで、部分的にジスルフィド結合が再生されるので、元の髪型とは違った髪型になる。
パーマの還元剤には、チオグリコール酸アンモニウムが用いられる。パーマの酸化剤には、臭素酸ナトリウム NaBrO3 や過酸化水素などが用いられる。
繊維（fiber）とは、細くて糸状のものをいうが、その繊維のうち天然にある糸状の繊維を天然繊維（natural fiber）という。石油などから合成した繊維は合成繊維（synthetic fiber）という。
天然繊維のうち、植物からとれるもの（たとえば綿や麻など。主成分はセルロースなど）を植物繊維（plant fiber）といい、動物から取れるもの（羊毛や絹など。主成分はタンパク質。絹とはカイコから取れる繊維。）を動物繊維(animal fiber)という。
木綿（もめん、cotton）は、植物のワタから取れる植物繊維であり、主成分はセルロースである。木綿は、繊維の内部に中空部分があり、吸湿性が高い。
絹は、カイコガのまゆから取り出される繊維である。絹の主成分と構造は、フィブロインというタンパク質を、セリンと呼ばれるタンパク質がくるんだ構造である。
羊毛の主成分はケラチンである。
羊毛は、動物繊維であり、主成分はケラチンである。羊毛の表皮が鱗（うろこ）状で、クチクラ（キューティクル）と呼ばれる構造である。
羊毛は、伸縮性が大きく、また、水をはじく撥水性（はっすいせい）がある。羊毛は保温性があるので、毛布やコートなどに使われる。
羊毛や絹はタンパク質であるので、キサントプロテイン反応を呈する。
合成繊維や、天然繊維を溶媒に溶かしたり化学反応させたりと化学的に処理させたものなど、素材の合成に化学的な処理を必要とする繊維を化学繊維という。
天然繊維を溶媒に溶かしたのち、再び繊維に戻したものを再生繊維（regenerate fiber）という。セルロースの再生繊維はレーヨンと呼ばれ、レーヨンにはビスコースレーヨンと銅アンモニアレーヨンがある。
いっぽう、天然繊維を化学的に処理して組成を変化させたものは半合成繊維という。半合成繊維としては、たとえばアセテート繊維がある。
ある種のタンパク質には触媒の働きを持つものがある。この触媒として機能するタンパク質を酵素（enzyme）という。酵素は、無機触媒や金属触媒とは、異なる性質をもつ。酵素は、ある特定の物質にしか作用しない。これを基質特異性（substrate specificity）という。そして酵素が作用する物質および分子構造を基質（substrate）という。
酵素には、基質と立体的にむすびつく活性部位（active site）があるため、このような反応が起こる。活性部位のことを、活性中心（active center）ともいう。
たとえば、だ液にふくまれるアミラーぜはデンプンを加水分解するが、タンパク質を加水分解できない。酵素インペルターゼはスクロースの加水分解にしか作用せず、マルトースやラクトースなどの他の二糖類にはインペルターゼは作用しない。また、マルターゼは、マルトースにしか作用しない。
また、酵素はタンパク質であるので、タンパク質が変性する状況では、酵素はその能力を失う。熱変性などで、タンパク質が修復不可能になると、酵素の触媒能力もまた修復不可能となり、酵素を冷却しても、もはや触媒として機能しなくなる。このように酵素が触媒としての能力を失って、もはや酵素ではなくなったことを失活（deactivation）という。
酵素の触媒作用が最も働く温度を最適温度という。酵素にもよるが、動物の体温に近い、35℃から40℃といった温度である。
50℃以上など、これらより高温では熱変性で酵素の構造が破壊される。最適温度より低温にした場合は、低温の間は酵素としての作用が弱まるが、適温に戻すと、再び酵素としての触媒能力を取り戻す。
低温で酵素としての能力を失うことは一般には失活とは呼ばない。
酵素には、その場所のpHによって、触媒の働きの反応速度が変わる。もっとも酵素が働くpHを最適pH（optimum pH）という。
最適pHの値の傾向は、酵素の種類にもよるが、おおむねpH6～8といった、中性付近か、弱酸性の付近で、もっともよく働く。たとえばアミラーゼはpH6～7の付近が最適pHである。すい臓の中で働く酵素のトリプシンはpH8の弱い塩基性が最適pHである。
なお、胃酸の中で働く酵素のペプシンは最適pHがpH2の付近の強い酸性である。このpH2は、胃液のpHに近い。このように、酵素は、その酵素が働く環境下に近いpHで、よく働く性質になっている場合が多い。
細胞には核酸という高分子化合物が存在し、これは遺伝情報を担っている。
リン酸、ペントース、有機塩基が結合した化合物をヌクレオチドという。
また、ペントースと有機塩基が結合した化合物をヌクレオシドという。
核酸はヌクレオチドのペントースの3位の -HO とリン酸の -OH の部分が縮合重合したポリヌクレオチドである。
核酸には、リボ核酸 RNA と デオキシリボ核酸 DNA の2種類が存在する。核酸を構成するペントースの部分が、RNAはリボース

C
5

H
10

O
5

{\displaystyle {\ce {C5H10O5}}}
、DNAはデオキシリボース

C
5

H
10

O
4

{\displaystyle {\ce {C5H10O4}}}
 である[1]。
RNAを構成する有機塩基はアデニン(A)、グアニン(G)、シトシン(C)、ウラシル(U)の4種類である。DNAはアデニン(A)、グアニン(G)、シトシン(C)、チミン(T)の4種類である。
DNAはアデニン(A)とチミン(T)、グアニン(G)とシトシン(C)が水素結合によって、2本のポリヌクレオチドが合わさった二重らせん構造をとっている。

DNAの働きは、主にタンパク質の設計図となることと、遺伝情報を子孫に伝えることである。
DNAの遺伝子の働きかたを決める要因は、塩基の並び方で決定される。この塩基の並び方で、細胞で合成されるタンパク質が異なるため、DNAはタンパク質の設計図となっている。
DNAは、細胞核の中で、RNAをつくる。RNAの情報は、DNAの情報を元にしている。RNAは、核の外に出ていきリボソームと結合し、消化器官で食品のタンパク質から分解・吸収したアミノ酸を材料にして、 RNAの塩基配列に従ってアミノ酸をつなぎかえることで、タンパク質を作っている。


物質は、原子(げんし、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。
この元素は、現在では110種類ほどであり、これらのうち約90種類は天然に存在している。元素をあらわす記号には、ラテン語名などの頭文字から1文字または2文字をとった元素記号（げんそきごう、symbol of element）で表される。元素記号の1文字目は必ず大文字であり、2文字目は必ず小文字である。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、元素記号（周期表）に掲載しておいた。
元素の確認方法には、さまざまな方法があるが、炎色反応で確認することができる。たとえば塩化ナトリウム水溶液をつけた白金線、または水酸化ナトリウム水溶液をつけた白金線を、ガスバーナーの外炎に当てると、黄色い炎が出る。
これは、ナトリウム元素 Na による現象である。塩化ナトリウムも水酸化ナトリウムも、どちらの物質とも、Na を含んでいる。
このように、物質を炎の中に入れたとき、その物質に特有の色の炎が見られる現象を炎色反応（えんしょくはんのう、flame reaction）という。炎色反応の色は、元素の種類によって異なるので、元素の種類を調べたい時に炎色反応で元素の種類を確認する事ができる。
なお、花火の色は、炎色反応を利用したものである。
石灰水（水酸化カルシウム水溶液）は、二酸化炭素を吹き込まれることで、白く沈殿する。これは、水に不溶の CaCO3 が発生したためである。
この一連の現象を利用して、ある気体中での二酸化炭素の有無を確認できる。
また、ある物質を酸化させて燃やした時に発生する気体が、石灰水を白く濁らせれば、その物質には炭素が含まれることが判別できる。
大理石に希塩酸をそそぐと気体が発生する。この気体を、水酸化カルシウム水溶液にそそぐと、白く沈殿する。このことから、大理石には炭素Cが含まれてることが分かる。なお、生じた白色沈殿は炭酸カルシウムである。
食塩水（水酸化ナトリウム水溶液）に硝酸銀水溶液を加えると、白色沈殿（塩化銀）が生じる。
この沈殿反応を利用することで、ある水溶液中に銀 Ag または塩素 Cl が含まれているか否かを判別できる。
たとえば水を電気分解すると、水素と酸素の気体が2:1の比で分離する。水素だけからなる気体、酸素だけからなる気体など、一つの元素のみから構成されている物質を単体(たんたい、simple substance)という。
単体の例をあげると、たとえば、純粋な銅は、銅元素のみからなる単体である。純粋な水素の気体は、水素元素のみからなる単体である。
いっぽう、水は、水素と酸素が結合している。このように、2種類以上の元素から成り立つ物質を化合物(compound)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、化合物には、いくつもの種類がある。
黒鉛とダイヤモンドは、ともに炭素 C からなるが、色・電気伝導性など、性質が異なる。このように、ある元素の単体どうしで、元素の結びつき方が違うために性質が違うもののことを、たがいに同素体(どうそたい、allotrope)という。
たとえば「黒鉛はダイヤモンドの同素体である」といった具合に、この言葉を使用する。当然、組み合わさり方が一種類しかないような元素には、同素体は無い。
硫黄 S の同素体には、斜方硫黄（しゃほう いおう）と単斜硫黄（たんしゃいおう）およびゴム状硫黄がある。斜方硫黄（しゃほう いおう）と単斜硫黄（たんしゃいおう）およびゴム状硫黄は、これらはいずれも単体であるが、化学的性質が異なる。
赤リン（せきリン）と黄リン（おうリン）は、リン P の同素体である。
ほかにも炭素の同素体として、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。しかしフラーレンなどの説明には高度な専門性を要するので、ここでは詳細は述べない。
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。
なお、（※ 教科書には書かれてないが、）塩化ナトリウムそのものは純物質である。
海水は混合物である。（※ 海水の組成は覚えなくてもいいが、まず海水には食塩（塩化ナトリウム）が含まれてるので、その時点ですでに塩化ナトリウムと水との混合物。さらに海水には塩化マグネシウムなども含まれているので、より混合物である。）
空気は混合物である。なぜなら、空気には窒素や酸素などが混ざっているからである。窒素そのものは純物質である。酸素そのものは純物質である、
牛乳は混合物。石油は混合物。
ドライアイスは純物質。氷（こおり）は普通、純物質。
純粋な銅（どう）は純物質である（合金などは除外する）。純粋な鉄そのものは純物質である（合金などは除外する）。硫黄（いおう）は純物質。エタノールは純物質。
（検定教科書には書かれてないが、）ほかにも、塩酸は塩化水素(HCl)と水(H2O)の混合物である（※ チャート式など参考書で紹介）。
（※ チャート式など参考書で紹介）花崗岩（かこうがん）も混合物である。
※ 純物質と混合物の分類の定義に対しては、直観的な理解で、かまわない。しかし、ある物質が純物質か混合物かについては、しっかりと把握すべきである。
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。
原子（げんし）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)からなる。原子の形状は、球状の構造である（円状ではなく、球状である）。(※ 電子殻（でんしかく）については後述する。)
右に示した図で言えば、真ん中の赤い粒が陽子(ようし、proton)、おなじく真ん中の黄緑色の粒が中性子(ちゅうせいし、neutron)。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。
原子核は、何個かの陽子(ようし、proton)と何個かの中性子(ちゅうせいし、neutron)からなる。
原子の大きさは、だいたい半径 10-8 cm である（＝ 100億分の1メートル 、つまり 10-10 m ）。原子核はさらに小さく、原子核の大きさは半径  10-15 m である。
比喩（ひゆ）として、原子をドーム球場の大きさに例えると、原子核の大きさは1円玉やビー玉の大きさに相当することになる。
原子はあまりに小さいため、電子顕微鏡などを用いなければ形状を観察することができない。原子核は、正の電荷（charge）を持っている。基本的に原子核は壊れない（※ 高校化学の段階では、とくに断りのないかぎり、原子核は壊れない、として扱ってよい）。
陽子が持つ電荷は、電子が持つ電気と大きさが同じで、符号が反対である。化学式などでは一般に、電子の電荷の大きさを最小単位として表す。つまり、電子の電荷を -1 として表す。このため、陽子の電荷を +1 として表す。
中性子は電荷を持たない。中性子の電荷は 0 である。
原子に含まれる陽子の数を原子番号（げんしばんごう、atomic number）という。元素ごとに、陽子の数は決まっているので、つまり元素が決まれば、原子番号も決まる。たとえば水素は陽子を1個持つので、水素の原子番号は1である。
原子核中での、電子の数と陽子の数は、同じである。よって原子核は、全体としては電荷をもたない。よって原子核は電気的に中性である。
また、陽子の質量と中性子の質量は、ほぼ同じである。
電子の質量は、陽子の約

1
1840

{\displaystyle {\frac {1}{1840}}}
 倍である。よって原子の質量は、ほぼ原子核の質量になる。そして、陽子1個の質量と中性子1個の質量はほぼ同じである。ある原子1個での、陽子数と中性子数との和を、質量数（しつりょうすう、mass number）という。
つまり、ある元素の原子1個あたりの質量は、原子核1個中の陽子と中性子の質量数の和に、比例する。
具体例として、通常の水素 H の質量数は1である。通常の水素の原子核は、陽子1個のみである。
通常のヘリウム He の質量数は4である。なぜなら通常のヘリウムの原子核は、陽子2個と中性子2個からなる。
ある元素記号の質量数を表す場合、

He

4

{\displaystyle {\ce {^4 He}}}
 のように、原子の左上に小さく書いて示す（例ではヘリウムを例にした）。
原子番号も書く場合は、

He

2
4

{\displaystyle {\ce {_2^4 He}}}
  のように、左下に原子番号を書き、左上に質量数を書く。
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。
天然に存在する水素原子の大部分は、原子核が陽子1個だけからなる

H

1
1

{\displaystyle {\ce {^1_1 H}}}
 であるが、水素には、この他にも陽子1個と中性子1個からなる

H

1
2

{\displaystyle {\ce {^2_1 H}}}
 も少量ながら存在する。
このように、原子番号が同じでも質量数が異なる原子のことを、たがいに同位体（どういたい、isotope）であるという。あるいは同位体のことをアイソトープ（isotope）ともいう。
水素の同位体には、さらに

H

1
3

{\displaystyle {\ce {^3_1 H}}}
 も、ごくわずかにある。
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。
H

1
2

{\displaystyle {\ce {^2_1 H}}}
 のことを重水素（じゅうすいそ）という。また

H

1
3

{\displaystyle {\ce {^3_1 H}}}
 のことを三重水素という。
同位体どうしは質量が異なるが、化学反応などの化学的性質はほぼ同じである。なぜなら、原子核に含まれる陽子の数が同じだからである。
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（ほうかい）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（ほうしゃせいどういたい、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。
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を三重水素(さんじゅうすいそ、tritium トリチウム)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。
放射性同位体の活用としては、化学反応のしくみを追跡するときに利用される。ほかにも、年代測定などにも利用される。
なお、放射性に関する用語として、放射線を出す性質のことを「放射能」（radioactivity）という。放射線を出すなどして、原子が他の原子に変わることを「崩壊」という。
原子ごとに、原子核が変わるまでの、だいたいの時間が異なる。半分の量の原子核が変わるまでの時間を半減期（はんげんき、half life）という。
14Cの半減期は5830年である。例えば14Cの量が元の1/8になっているなら
1/8=(1/2)3なので5830×3=17490年経過している。
原子力工業などでいう「軽水」（けいすい）とは、重水素を含まない普通の水の事である。（※ 参考文献: 電気学会『電気学会大学講座 発電工学 〔改訂版〕』、2015年改訂版） 原子力工業の分野では、重水素を含んでいて普通でない水のことを「重水」（じゅうすい）と呼んでいる。原子力工業の用語では、「重水」に対して、普通の水素の化合によって出来た水のことを「軽水」と呼んで、原子力工業では区別している。
また、原子力の分野や、放射性同位体をつかった化学分析の分野では、一般の水素原子

1

H

{\displaystyle _{1}^{}\mathrm {H} }
を「重水素」と区別するために、一般の水素原子

1

H

{\displaystyle _{1}^{}\mathrm {H} }
のことを「軽水素」という場合もある。（※ 参考文献: サイエンス社『工学のための無機化学 新訂版』、橋本和明ほか著、2016年新訂第1版、118ページ） だが、けっして普通の水素

1

H

{\displaystyle _{1}^{}\mathrm {H} }
とは別に「軽水素」なんて元素があるわけではない。普通の水素原子

1

H

{\displaystyle _{1}^{}\mathrm {H} }
を重水との区別のために「軽水素」と呼んでいるだけである。
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(ケーかく、K shell)、L殻(エルかく、L shell)、M殻(M shell)、……と呼ぶ。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。また、電子は原則的に内側の層から順に入っていく。M殻以降では例外もあるが、高等学校の化学ではこれについては扱わない。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、最大2n2までである。
また、いちばん外側の電子殻にある電子を最外殻電子（さいがいかく でんし、outermost-shell electron）という。ある原子とある原子との接点が、実際には電子殻であるため、原子の結合の仕方などはこの最外殻電子の個数が重要になってくる。ある原子での最外殻電子の数を価電子(かでんし、valence electron)という。
各々の原子の電子の、電子殻への配列の仕方を電子配置 (でんしはいち、electron configuration)という。
ヘリウムやネオンは、安定しており、化合物をつくりづらい。ヘリウムガスは、化合してないヘリウム原子が気体そのものの成分であり、分子化合物ではない。同様にネオンガスも原子の気体であり、分子ではない。
ヘリウムの電子配置は、K殻に2個ぜんぶの電子が配置されていて、安定しているので、このような化学的安定をしている。
同様に、ネオンの電子配置は、L殻に8個ぜんぶの電子が配置されてるので、安定している。
このように、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（へいかく）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。
なお、ヘリウム、ネオン、アルゴンなどの原子のことを希ガス（きガス、Noble gases）原子という。希ガス原子は、ほかの原子とは化合せず、希ガスどうしとも化合しておらす、希ガスそのものが分子と同様に安定してふるまうので、「単原子分子」（たんげんし ぶんし、monoatomic molecule）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。
高校の「物理」で習う電気の内容だけでは、化学での価電子のふるまいなどを理解することはできない。だから高校生は、物理とは別に、化学の理論も覚える必要がある。
たとえば、「なぜ、電子にはK殻、L殻などといった電子殻（でんしかく）があるのか？」などといった基本的な問いさえ、高校物理の電気・磁気の知識では説明不可能である。原子どうしの結合の起こる理由すら、高校物理では、説明不可能である。
電子殻については、量子力学の以前でも、周期表が19世紀にメンデレーエフによって発見されたことや、さまざまな実験結果によって、電子殻のような、現象が存在することは、19世紀ころ（1800年～1900年ごろ）から分かっていた。だが、ではなぜ、そのような電子殻といった仕組みがあるのか、量子力学の以前は、まだ分からなかったのである。
量子力学の以前でも、電気分解などの実験によって、化学反応には電子が関わることは分かっていたし、周期表などから、原子のもつ電子の数も分かっていた。原子核に陽子や中性子のような物があることも、原子の電子軌道上にもつ電子と、原子の質量の分析から、分かっていた。しかし、ではなぜ、原子核のもつ陽子や中性子の数が、そのような数に決まるのか、まったくもって理由が不明だったのである。
シュレーディンガー方程式とディラック方程式の解法は、とても難解であり、高校レベルを遥かに越える難度で、理系の大学学部の高学年～大学院レベルである。しかも、数学や物理や化学を専門にする学科の大学生の場合で、大学高学年～大学院で、やっと、解けるというレベルである。
たいていの大学生の受ける大学の授業では、大学1年～2年での化学の授業で、学生が理解するよりも先に、シュレーディンガー方程式・ディラック方程式によって20世紀の化学者が分かった結果を習い、学生は結果を鵜呑みすることになる。
とても、一般の高校生には、シュレーディンガー方程式などによる化学反応の証明は手が追えないので、シュレーディンガー方程式およびディラック方程式に深入りしてはならない。
科学技術の歴史的にも、物理学において、現代のような、原子や電子にもとづく化学反応の仕組みが分かったのは、だいぶ後の時代であり、1900年すぎごろから、量子力学や相対性理論などの学問が発達してからである。1800年代までは、そもそも「原子」や「分子」といったものが存在するということの証明すら、とても難しかったのである。
また、1800年代ころの昔は、原子と分子との区別すら、まだ、あまり区別されてなくて、混同されていた時代だったのである。
つぎの章の以降で話す、原子の仕組みについても、同様に、高校物理の電気の知識では、説明できない。量子力学よりも前の昔は、化学での原子の仕組みが「なぜ、そうなるのか？」が分からなかったのである。
だから、高校生は、先に結果を覚える必要がある。
原子の化学反応的な性質は、その原子の原子核に含まれる陽子の数で決まる。なぜなら、電子殻上の電子が、化学反応では媒介（ばいかい）になるのだが、電子殻上のその電子の数は、原子核中の陽子の数と、同じだからである。このため原子番号の定義を、陽子の数として定義することは、合理的である。
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。
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のことを周期表という。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。
ロシアのメンデレーエフによって、1869年に、周期表が作られはじめた。彼メンデレーエフの偉大な点は、当時知られていた63種類の元素だけを並べようとはせず、空欄がいくつもある表をつくったことであり、その空欄には未知の元素が入ると予言したことである。
メンデレーエフは、まず元素を原子量の順に並べると、化学反応などの性質の似た元素が表の縦の列にあらわれるような周期表を作成した。当時に、まだ知られていない元素があったが、それは、「未発見の元素があるのだろう」とメンデレーエフは考えた。のちに、メンデレーエフの予想したとおりの性質をもつガリウムやゲルマニウムが発見された。
発見されたゲルマニウムの性質は、メンデレーエフの予言したエカケイ素とよく一致した。エカケイ素は、彼の周期表で、ケイ素の一つ下にある元素である。（エカとはサンスクリット語で「1」の意味。）

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。
なお書式について、原子番号の個数をaとして核子の個数をbとして元素記号（HやHeなど）をAすれば、その原子を

a

b

{\displaystyle _{a}^{b}}
A のように書く事がある。
カルシウムは、じつは金属である。カルシウムは金属なので、電気もよく通す。なのに、まったく骨が「電気を通す」という話を聞かない理由は、じつは動物の骨のおもな成分は、リン酸カルシウムという化合物であるので、電気を通しにくいのである。ちなみに骨は細胞である。


塩化ナトリウムNaClを水に溶かして塩化ナトリウム水溶液をつくると、ナトリウムイオンNa+と塩素イオンCl-のような、正負の電荷をもった粒子に分かれる。このように、電荷を持った粒子をイオン（ion）という。
このときに生ずる、正の電荷を持つ粒子を陽イオン(cation)という。いっぽう、負の電荷を持つ粒子を陰イオン(anion)という。
塩化ナトリウム水溶液の場合、 Na+ が陽イオンであり、Cl- が陰イオンである。
塩化ナトリウム水溶液は、電気を通す。その仕組みは、陽イオンと陰イオンが、塩化ナトリウム水溶液中では、ほぼ自由に動けるからである。
また、このように、溶解の際に、物質が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。
いっぽう、アルコールやグルコース（砂糖）の溶液は、水に溶けても電解しない。このアルコールなどのように、水に溶けても電解しない物質を非電解質（ひでんかいしつ）という。グルコース水溶液は、電気を通さない。
ナトリウム原子 Na は、価電子を1個放出すると、電子配置が、希ガスのネオン Ne の電子配置と同じになり、安定する。(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。)なのでナトリウムイオン Na+ のように、1価の陽イオンになりやすいのである。
いっぽう、塩素原子 Cl は、価電子を1個、外部から受け取ると、電子配置が、希ガスの電子配置と同じになる。
同様に、マグネシウム Mg は、価電子2個を失いやすく、 Mg2+ になりやすい。同様に、アルミニウム Al は、価電子3個を失いやすく、 Al3+ になりやすい。
価電子が1〜3個など、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、価電子が6〜7個など、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。
イオンができる際に、放出したり受け取ったりと、やりとりした電子の数を、そのイオンの価数(かすう、charge number)という。価数が1のときそのイオンは1価であるといい、同様に価数が2のときそのイオンは2価であり、価数が3なら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。
原子記号では、価数は右上に書く。
例

このように、元素記号と、その右上に価数と正負の符号で表記する方法を、イオン式（ion fomula）という。
イオンの化学式をあらわすには、イオン式を用いる。
また、塩素Clの価数のように、1価の場合は、数字の1を省略する。
Na+ や Cl- や Mg2+のように、原子一粒が電子を受け取ったり渡したりしてイオンになったものを単原子イオン（たんげんしイオン、monoatomic ion ）という。
アンモニウムイオン NH4+ や水酸化物イオンOH-のように、二個以上の原子が結合した原子団に、電子が結合したり取れたりしてできたイオンを多原子イオン（たげんしイオン、polyatomic ion）という。
なお一般的に、陽イオンは「～イオン」、陰イオンは「～化物イオン」と呼ばれる場合が多い。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。
＊ただし上の表にあるように鉄には価数が2個のものと3個のものがあり、それぞれ鉄(Ⅱ)イオン、鉄(Ⅲ)イオンともいう。
原子から最外殻電子1個を取り去って、1価の陽イオンにするのに必要なエネルギーのことをイオン化エネルギー（ionization energy）という。
一般に、イオン化エネルギーの小さい原子ほど、陽イオンになりやすい。
Li、Na、K などのアルカリ金属は、イオン化エネルギーが小さいからこそ陽イオンになりやすいのである。
いっぽう、陰性の強い元素は、イオン化エネルギーが大きい。
また、He、Ne、Ar などの希ガス元素はイオン化エネルギーが非常に大きいので、安定しているのである。
※ 単位「mol」（モル）については、のちの単元で習う。もし読者が、高校2年の1学期に初めてここの単元を習ってる段階なら、まだモルについては、気にしなくて良い。
原子が電子1個を受け取って、1価の陰イオンになるときに放出されるエネルギーのことを電子親和力（でんし しんわりょく、electron affinity、でんし しんわりょく）という。
たとえば塩素Clが電子1を受け取って塩化物イオン Clー になるとき、エネルギーを放出する。
一般に、電子親和力の大きい元素ほど、陰イオンになりやすい。（※ 実教出版、啓林館、東京書籍の教科書などで紹介されている。）　 このため、電子親和力の大きさは、その元素の陰イオンの安定さを表す・・・、と考えられている（※ 東京書籍の見解）。
F、Cl、Br などのハロゲン原子は電子親和力が非常に大きく、1価の陰イオンになりやすい。
（発展:） なお、電子親和力の測定方法は、直接の測定が困難なので、おもに光を放つ現象や、あるいは元素に光を照射して元素に吸収させる方法が、原子親和力の測定利用されている。つまり、おもに光の発生や吸収を利用して、電子親和力を測定することが多い。（※ 啓林館の化学基礎の教科書で紹介されている。）
塩化ナトリウムNaClでは、ナトリウム原子からは価電子の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、ナトリウムから不出された価電子を受取り、陰イオンの塩素イオンCl-になっている。
そして、Na+とCl-が静電気的な引力（クーロン力）で結合している。
NaClの結晶の中では、Na原子の数とCl原子の数は同数であり、つまり1:1の割り合いである。
このように、陽イオンと陰イオンとが静電気的によって結びつく結合のことをイオン結合(ionic bond)という。
一般に、陽性の強い金属元素と（たとえばNaなど）、陰性の強い非金属元素（たとえばClなど）との間に、イオン結合が生じやすい。
一般に、イオン結合の強さは、両方のイオンの価数の積が大きいほど、結合も強い。（「価数」とは、たとえばCa2＋ならば「2＋」の部分が価数である。）
また，塩化ナトリウムNaClのように、イオン結合でできている結晶のことをイオン結晶(ionic crystal)という。
NaCl結晶中の NaClの1単位と、同じ結晶中のべつの NaCl 1単位とは、けっしてイオン結合はしてない。棒などでつつくなどして結晶に外力を加えると、すぐに割れてしまったり壊れたりして、粉末状になってしまうことが多い。外力で割れやすいのは、原子配置が一個でもずれると、同種の電荷のイオンどうしが接近してしまい反発してしまうからである。
また、一般に、イオン結晶は水に溶けやすい。イオン結晶を溶かした水は電気を通す。
水に溶かしていない、固体状の結晶じたいは電気を通さない。ただしイオン結晶を高温にして液体にすると、液体の場合には電気を通す。
融点に関しては、イオン結合をしている物質の融点は高い。
イオンからなる物質を化学式であらわすには、陽イオンと陰イオンの数の比率をもっとも簡単な整数比で表した組成式（そせいしき、compositional formula）をもちいる。
たとえば「MgCl2」や「NaCl」のように、あらわす。
たとえば塩化マグネシウムの結晶は、Mg2＋とClーが 1：2 の比率で存在しているので、組成式はMgCl2 で表される。
また、「NaCl」のように、個数比が1倍の場合は「1」を省略する。
一般に、イオン結晶は電気的に中性であるので、次の関係式がなりたつ。
なぜなら、電気的に中性なら、正電荷の総量と負電荷の総量とは等しいので、上式が成りたつのである。

構成している原子と価数
構成している原子と価数
構成している原子と価数
構成している原子と価数
H2やO2やH2O のように、いくつかの原子が結びついてできたものが分子（molecular）である。
一般に同種の非金属原子どうしが近づくと（たとえば水素原子どうしが近づくと）、各原子の電子軌道上にある電子を共有することができる。（ただし、共有できる原子数には限りがある。）
このような結合を共有結合(covalent bond)という。
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。
上図のように、元素記号のまわりに、最外殻電子を・で表した図のような化学式を電子式という。
電子式では、電子をあらわす黒丸は、上下左右の4箇所に配置される。
そして、4個目までの原子は、その4箇所に均等に配分される。
5個目以降の電子が、すでに配置された電子と対（つい）を作り始める。
最外殻電子にて、電子の数が多くなると、2個以上の電子で、対（つい）をつくり、その電子は結合に安定な状態になる。この、2個の電子が1対となったものを電子対（でんしつい、electron pair）という。
いっぽう、最外殻電子にて、対を作らない電子のことを不対電子(ふついでんし、unpaired electron)という。
原子どうしの共有結合では、図のように、不対電子どうしが結合にかかわる。
共有結合にて構成される分子にて、原子間で共有されている電子のことを共有電子対という。いっぽう、はじめから電子対になっていて、原子間で共有されていない電子対を非共有電子という。
水素と水素の結合のように、1組の共有電子対による結合を単結合（たんけつごう）という。
構造式では、共有電子対の1組（つまり図中の「：」）は1本の棒線で表される。たとえば水素分子の構造式は
となる。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。
2対の共有電子対による共有結合を二重結合（double bond）という。3対の共有電子対による共有結合を三重結合（triple bond）という。
二重結合の価標は2本の棒線（つまり「＝」）で表される。三重結合の価標は3本の棒線（「≡」）で表せる。
分子式、電子式、組成式、構造式などをまとめて化学式（かがくしき、chemical formula）という。
構造式において、1個の原子から出ている価標の数を原子価（げんしか、valency）という。
原子価は、その元素がもつ不対原子の数にも相当する。
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NH3 を作ることができる。
構造式は、かならずしも、分子の実際の形とは一致するとは限らない。
（※ 編集者へ: 下の図表を完成させてください。）
実は、タングステンやクロム、レニウムでは、四重結合や五重結合、六重結合があることが、報告されている。
検定教科書に「四重結合が無い」と明言されないのは、タングステンなどの事情があるからだろう。
ただし、炭素や酸素、窒素などでは、四重結合は無い。高校で習う多くの元素で、四重結合以上の結合は無い。四重結合以上が無い理由について、いろいろな仮説が提案されているが、それらのどの仮説でも、よく使われる前提として、われわれの空間が三次元であることが、説明に使われることが多い。
（※ この話題は、高度に専門的すぎるため、絶対に入試には出ないだろう。なので高校生は、「化学の多重結合は、原則的に三重結合まで」と思っても良い。）
ちなみに、タングステンやクロム、レニウムはすべて金属である。つまり、金属でしか、四重結合以上は見つかっていない。（少なくとも西暦2018年の時点では。）
上記3つ以外の、鉄や銅や金（きん）などの金属では、四重結合以上は見つかっていない。

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。
金属イオンが中心となって、その金属の周囲に陰イオン（Clー や OHー など）や分子が配位結合をすることで錯イオン（さくイオン、complex ion）を生じる。
たとえば中心金属が銅で、周囲にアンモニア分子が配位すると、錯イオン ［Cu(NH3)4］2＋ になる。［Cu(NH3)4］2＋ の名称は、「テトラアンミン銅（II）イオン」である。
金属イオンに配位結合した分子や陰イオンを配位子（はいいし、ligand）という。
錯イオンにて、中心の金属原子に配位している配位子の個数を配位数という、
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。
いっぽう、塩化水素分子 HCl では、共有電子対は塩素原子に引き寄せられている。その結果、H原子は、すこしばかりの正の電荷 δ+ を帯び、いっぽう、塩素原子は少しばかりの負の電荷 δ－ を帯びる。このような電荷のかたよりを結合の極性という。
なおイオン結合は、電荷のかたよりが大きい結合の場合に、電子対が完全に一方の原子に移動したものと考えることができる。
元素の陰性を、数値的に決定することができる。元素の陰性の決定方法には、いくつかの方式が提案されているが、そのうち、有名なものを下記に解説する。（※ 入試には出ないので、高校生は暗記しなくてよい。）
ある原子Aの結合からなる二原子分子 AA があったとする。
同様に別のある原子Bの結合からなる二原子分子 BB があったとする。
同種の原子どうし（AAおよびBB）の結合エネルギーは、共有結合のエネルギーみであり、イオン結合のエネルギーは無いはずである。
さて、AとBの結合した分子 AB の結合エネルギー EAB は一般に、AAとBBの平均の結合エネルギーよりも、さらに結合エネルギーが高い。
これは、原子Aと原子Bとの極性の差により、イオン結合のエネルギーが含まれているからである。（※ 上の式は高校範囲外なので覚えなくてよい。）
なら、このイオン結合のエネルギーをもとに、各原子の極性の度合いを実験的に測定できるだろう、と化学者ポーリングなどは考えた。そして、その極性は、2原子のそれぞれの原子の電気陰性度

χ
A

{\displaystyle \chi _{A}}

χ
B

{\displaystyle \chi _{B}}
 の差

χ
A

−
χ
B

{\displaystyle \chi _{A}-\chi _{B}}
によって生じると設定した。（※ 上の式は高校範囲外なので覚えなくてよい。）
つまり、同じ原子どうしの結合なら電気陰性度に差は生じず、
となり、よって分極は生じない事になり、実験結果ともあう。
そしてポーリングなどは、フッ素 F の電気陰性度をとりあえず約4.0であると設定して、この設定にあうように比例定数kを掛けた式をつくって、
そして、この式をもとに、さまざまな原子どうしの結合エネルギーの差の実測値をもとに電気陰性度を計算した。（※ 上の式は高校範囲外なので覚えなくてよい。）
このようにして、電気陰性度（でんきいんせいど、electronegativity）の相対値が算出された。電気陰性度はもともと、上記のように2種類の原子からなる二原子分子の分極を説明するために導入された量である。
現在では、電気陰性度は、共有電子対を引きつける力の強さに よく比例する事が 分かっている。（検定教科書では、こちらを定義にしている。つまり、「元素において、共有結合をしている電子対をひきつける力の大きさを、相対的に表したものを電気陰性度という。」のような定義をしている。）
また、こうして電気陰性度を計算した結果、希ガスを除いて周期表の右上にある原子ほど、電気陰性度が高いことが分かった。（検定教科書にも書いてある。）フッ素 F が最大の電気陰性度である。
なおイオン結合は、電気陰性度の差が大きくて、電子対が完全に一方の原子に移動したものと考えることができる。
また、共有結合は、電気陰性度がある程度高くて、さらに電気陰性度が同じくらいの原子との結合で、共有結合が生じるのが一般的である。
「ポーリングの電気陰性度」の発見後、マリケンが次のことを発見した。
グラフで、縦軸にポーリングの電気陰性度をとり、横軸に原子番号を取るグラフを用意する。
同様に、縦軸にイオン化エネルギー、横軸に原子番号をとったグラフを用意する。
すると、原子番号10以降のほとんどの原子で、グラフでは、イオン化エネルギーの増減と、ポーリングの電気陰性度の増減のようすが、同じように増減することが分かった。
また、同様に、縦軸に電子親和力、横軸に原子番号をとったグラフを用意する。すると、原子番号10以降のほとんどの原子で、グラフでは電子親和力の増減と、ポーリングの電気陰性度の増減のようすが、同じように増減することが分かった。
そこで、化学者マリケンは、原子 A のイオン化エネルギーを IAとし、電子親和力を EAとした際に、縦軸に
をとったグラフが（※ 横軸は原子番号とする）、
が「ポーリングの電気陰性度」と増減が似ていることに、こだわった。（※ 「電子親和力」の単位は（「力」という名に反して）エネルギーが単位である。なので、電子親和力とイオン化エネルギーとは足し算できる。）
また、
を約270で割り算すると、ポーリングの電気陰性度とほぼ同じ値になる。
そして、マリケンなどによって「いっそ、電気陰性度を、イオン化エネルギーと電子親和力を足した値（を2で割った値）として、あらたに定義しよう」というような提案が、なされた。
そして、マリケンはさらに、上述の式にもとづいて、ポーリングとは異なる、あらたな電気陰性度の式を提案した。
つまり、式
で求まる

χ

M

A

{\displaystyle \chi _{\rm {M}}^{\rm {A}}}
が、マリケンによる新しい電気陰性度の定義である。
このような式による定義を「マリケンの電気陰性度」といい、ポーリングの電気陰性度とは区別する。
ポーリングの電気陰性度とマリケンの電気陰性度は、増減の傾向がよく似た値になる。
ポーリングは1932年に電気陰性度の測定法などを発表しており、マリケンは1934年に上述の計算などを発表している。

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、ニ酸化炭素は分子全体では極性をもたない無極性分子である。
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。電気陰性度の高い元素（O、F、N）と、水素 H とが、引き合うのである。
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Fに吸引される。この結果、水素原子Hは静電荷に帯電する。この分極した水素Hを仲立ちとして、周囲のHF原子のFを吸引する。
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に生じる。
水素結合は、共有結合やイオン結合と比べると、はるかに弱い結合である。しかし、水素結合がファンデルワールス力による結合と比べると、はるかに強い。
結局、水素結合をする物質は、
などである。
アンモニア分子どうしも水素結合をする。アンモニア分子のNと、となりのアンモニア分子のHとが、水素結合するからである。
なお、14族元素（CH4など）の水素化合物は無極性なので、他の族と比べても、特に沸点が低い。
水素H2やメタンCH4といった無極性の分子でも、冷却していけば液体や個体になる。
これは、無極性分子といえども、分子間に、弱いながらも引力が働いているからである。
極性の有無にかかわらず、分子間の引力のことをファンデルワールス力という。
そして、ファンデルワールス力と水素結合をまとめて分子間力という。
ハロゲンの単体の二原子分子は、分子量が大きくなるほど、沸点も高くなる。こうなる理由は（ハロゲンの単体の二原子分子で、分子量が大きくなるほど、沸点も高くなる理由は）、分子量が大きいほど、分子間力も強くなるからである。（ほぼ同じことだが、理由は「分子量が大きいほど、ファンデルワールス力が強くなるから」と書いてもいい。第一学習社の検定教科書では、ファンデルワールス力で沸点の高くなる理由を説明している。）
二酸化炭素を冷却するとドライアイスになるが、図のように二酸化炭素分子が整列した結晶になっている。
二酸化炭素どうしを引きつけてる力は分子間力である。
このように、分子間力によって配列してできた結晶のことを分子結晶（molecular crystal）という。
分子結晶は弱い力であるため、一般に分子結晶は融点・沸点が低く、やわらかい。
また、分子結晶には昇華しやすいものが多い。昇華しやすいものが多い理由も、分子間力が弱いことが理由であろうと一般に考えられている。（検定教科書にそう書いてある。）
二酸化炭素（CO2）、ヨウ素（I2）、ナフタレンが、昇華する物質である。
この昇華する物質である二酸化炭素（CO2）、ヨウ素（I2）、ナフタレンはどれも、無極性分子である。
氷（こおり）の結晶では、図のように、水1分子あたり水素結合によって4個の分子が引き合ってる。
氷（こおり）は、このように、すきまが大きいので、液体から個体になるときに密度が低下する。
このため、氷（こおり）の密度は水（みず）よりも大きいので、氷は水に浮く。
このように、液体よりも固体のほうが密度が小さいのは、H2O分子に特異的な現象である。H2O分子をのぞく他の多くの物質では、液体よりも固体のほうが密度が大きいのが普通である。
例として鉄で説明するとしよう。合金ではない鉄の結晶で説明する。鉄の結晶は、結晶全体で電子を共有している。だからこそ、外部から鉄に電流を流そうとすると、鉄には電気を流せる。鉄に限らず銅の結晶やアルミニウムの結晶でも、同様に、結晶全体で電子を共有している。
このように結晶が鉄や銅やアルミニウム等のような結晶を金属結晶)と言い、分子の単体がそのような性質をもつ元素を金属元素と言う。その金属元素の単体（ここでの「単体」とは、合金ではないという意味）の結合を、金属結合(metallic bondという。
また、このような結晶全体で共有された電子は結晶中を、ほぼ自由に移動できるので、金属中の電子のことを自由電子(free electron)という。つまり、金属内の電子は、その結晶全体を動け、けっして特定の原子には拘束されない。
電子殻の視点で見れば、金属結晶では個々の電子殻は、実際に電子殻を周辺の多くの原子と共有している事になる。金属結合は、けっして共有結合とは違う。金属結合は、けっして共有結合のように特定の原子間で電子を共有しているのでは無い。
また、金属は導電性が高い。また、熱も伝えやすい。この導電性や熱の伝えやすさも、自由電子の性質が理由である。根拠は下記のとおり。
Ag,Cu,Au,Al,・・・などの金属原子ごとに、熱伝導率と電気伝導率を比べると、電気伝導率が高い原子ほど熱伝導率も高い原子であるという相関関係をもつという実験的な事実がある。この事から、金属の熱伝導の高さの理由は、自由電子によるものである。
なお、金属を熱すると導電性は下がりる。（つまり、金属を熱すると、電気抵抗は上がる。）
（※ 補足: 範囲外 ）また、金属原子は、（共有結合する原子などと比べると、自由電子という性質のため）電子の広がらせやすさが大きい。
（※ 範囲外: ）なお、一般に黒鉛は金属には分類しない。黒鉛は電気を通すが、しかし、この節で述べるような性質をあまりよく満たさない。黒鉛などを「半金属」という場合もある（※ 「半導体」とは異なる）。
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（けっしょうこうし, crystal lattice）といい、その結晶格子の最小となる単位を単位格子（たんいこうし, unit cell）という。
その結晶の種類には3種類が有ることが知られている。列記すると、
である。
結晶の配列を見た時に、ひとつ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（はいいすう, 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。
したがって、これらを足しあわせた数が配位数である。つまり、単位格子図上のある1個の原子に注目した場合に、
を計算する。面心立方格子では、配位数を計算すると、
（単位格子の図だけで見た最近接原子の数）=8
(単位格子の図では省略された、隣の格子にある最近接原子の数)=4
なので、最終的に配位数の合計は
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して配位数を計算すると、計算がラクである。
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。
つぎに、単位格子の図で省略された隣の格子の原子は、この単位格子の中央原子とは接触していない。つまり、「最近接」はしていない。なので、
である。
これより配位数は、
となり、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。
単位格子中の原子数密度を求めるには、まず、その単位格子1個につき幾つの原子が所属しているかを計算する必要がある。なお、間違えて配位数を計算しないこと。
立方体の隅の原子の、格子に属する部分の大きさは原子1個につき、球の

1
8

{\displaystyle {\frac {1}{8}}}
である。この大きさが 球の

1
8

{\displaystyle {\frac {1}{8}}}
の原子が、8箇所ある。格子中央の原子は球の大きさすべてが格子に含まれている。よって格子中央の原子の大きさは球の

1
1

=
1

{\displaystyle {\frac {1}{1}}=1}
合計すると、
よって、体心立方格子の所属原子数は、2個である。
面心立方格子では、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。この大きさが

1
8

{\displaystyle {\frac {1}{8}}}

の原子が、8箇所ある。
よって、まず、
となり1個以上の原子が属することが分かった。続けて、他の原子も数える。
面の中央の原子は、大きさが、球の

1
2

{\displaystyle {\frac {1}{2}}}
 である。面は6面あるので、大きさ

1
2

{\displaystyle {\frac {1}{2}}}
 の原子が6箇所ある。
合計すると、
よって、単位格子中の所属原子数は4個である。
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。
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 73％ である。


原子1個あたりの質量はきわめて小さすぎるので、1個単位で扱うのは、とても不便である。そこで化学では、6.02×1023個をひとまとまりにして原子・分子などを数える。この6.02×1023個の量をモルといい、単位記号に mol（「モル」と発音）を用いる。
そして、molを単位として数えた粒子の個数を物質量（ぶっしつりょう、amount of substance）という。
つまり、
である。
この6.02×1023という数値が、この値に決められた理由については、のちの節で述べる。
ある原子Aについて、比較のため炭素12Cの1個の質量を基準として、12Cの1個の質量を12と定めた場合、その原子Aの相対的（そうたいてき）な質量を原子量（げんしりょう, atomic mass）という。
たとえば水素の相対質量（そうたい しつりょう）は 1.0078 になる。水素の相対質量がぴったり質量が1でない理由は、同位体が、水素および炭素にそれぞれ存在するためなどの理由による。
自然界にある炭素の原子量を求めるには、同位体の天然存在比(natural abundance)を考慮しなければいけない。
たとえば、天然の炭素Cには12Cと13C（相対原子質量は13.003）の2種類の安定同位体がある。
天然存在比は、12Cが98.90%に対し、13Cが1.10%であるから、炭素Cの原子量は、
よって炭素Cの原子量は12.01である。
なお、原子量は統一原子質量単位に対する比なので単位を付けない。
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 weight）という。分子量の大きさは、その分子中の原子の、原子量の総和である。
・例: 水
よって、H2O の分子量は 18.0 である。
分子量も相対値なので単位をつけない。
なお、元素の原子量を小数点1ケタまでの概数値とし、水素の原子量を1.0とし、酸素の原子量を16.0とした。
※ この例のように、高校レベルで、実際に分子量を計算するときは、小数点1ケタか、せいぜい2ケタまでの概数値（がいすうち）を求めればよい。なお入試では、有効数字を何桁にするかは、問題文中に指示されている。
・例: 二酸化炭素
CO2の分子量は 44.0 である。
（1） メタンCH4の分子量を求めよ。ただし、Cの原子量を12.0とし、Hの原子量を1.0とせよ。
解法および答え
よってメタンCH4の分子量は16.0
（2） 硫酸H2SO4  の分子量を求めよ。ただし、Sの原子量を32.1とし、Hの原子量を1.0とし、酸素 O の原子量を16.0とせよ。
解法および答え
H2SO4の分子量は 98.1である。
解法および答え
硫化水素の分子量は34.1。
なぜなら
より。
酢酸の分子量は60。
エタノールの分子量は46.0。
塩化ナトリウムNaClのようにイオンでできた物質は結晶構造をとるため、化合物は1個の分子のような単位粒子の形を取らない。
また、金属結晶も同様に、結晶構造を取るため、単位粒子の形を取らない。
これらイオン結晶や金属の化学式は、分子式でなく、イオン式または組成式（そせいしき）である。
これらの化合物の質量の計算では、分子量のかわりに、式中の原子量の総和を用いる。そして、組成式中の原子量の総和を式量（しきりょう, formula weight）という。
塩化ナトリウムの式量は、
よって塩化ナトリウム(組成式 NaCl)の式量は58.5である。
アルミニウムの式量は、
金属の単体のように、元素記号がそのまま組成式になる場合は、原子量がそのまま式量になる。アルミニウムのほか、鉄 Fe や銅 Cu でも、同じように、原子量がそのまま式量になる。
炭酸イオンの式量は、
よって、炭酸イオンの式量は60である。
イオンの式量について、電子の質量は原子の質量に比べて非常に小さいので、式量の計算において電子の質量については無視してよく、イオンを構成する原子の原子量の総和によって式量を求める。
たとえば、硫酸イオンの式量は、
よって式量は 96 である。
解法および答え
よって、炭酸カルシウムの式量は 100 である。
次の式の式量をそれぞれ求めよ。ただし元素の原子量については、さきほどの問題と同様の値を用いよ。
解法および答え
（1）水酸化ナトリウム NaOH の式量 ＝ 23＋16＋1 ＝ 40
（2）硝酸イオン NO3- の式量 ＝ 14 ＋ 16×3 ＝ 14＋48 ＝ 62 となる。
（3）アンモニウムイオンのイオン式は NH4+
（4）硫酸銅(II) の組成式はCuSO4 の式量 ＝
原子の質量は非常に小さく、1個単位で扱うのは非常に不便である。そこで化学では、6.02×1023個をひとまとまりにして原子・分子などを数える。この6.02×1023個の量をモルといい、単位記号に mol（「モル」と発音）を用いる。
そして、molを単位として数えた粒子の個数を物質量（ぶっしつりょう、amount of substance）という。
この6.02×1023という数値が決められた理由を、次の節で述べる。
1molの意味する6.02×1023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、同位体13Cが存在するためCの6.0×1023個の質量が12gからは少し質量がずれるので、相対的に 12C だけが1molある場合の相対質量を12だと定義されている。
そもそも、12Cの相対質量がぴったりとにあうように、6.02×1023 個 という数が決められているのである。
なお、1molに相当する6.02×1023というこの数値はアボガドロ数(Avogadro's number)と呼ばれ、記号Nを用いて表す。
なお、単位つきの1molあたりの粒子数 6.02×1023 ［/mol］のことをアボガドロ定数（Avogadro's constant）といい、 NAで表す。
たとえば塩化ナトリウム NaCl ではイオン結晶により結晶構造を取るため、粒子の数をかぞえる際に、なにが粒子1個なのかは不明確である。このような場合、組成式に相当する粒子を単位粒子とする。
たとえば塩化ナトリウムなら、Na+の1個とCl-の1個とが結合したNaClの1分子を1粒として数える。
答え
物質量は0.50molである。
ある粒子の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をつけたものとなる。
例
イオン結晶や金属結晶など組成式で表される物質については、式量にあたる粒子が単位粒子だと決められている。
たとえば鉄Feの場合、原子量は56であるが、Feのモル質量も56g/molである。また、56g中の鉄には、Feが6.02×1023個含まれている。
塩化ナトリウムNaClの場合、NaClの式量は58.5であるが、NaClのモル質量は58.5g/molである。また、58.5g中の塩化ナトリウムには、Na+が6.02×1023個とCl-が6.02×1023個含まれている。
すべての気体は、物質の種類にかかわらず、1molの気体の体積は、0℃かつ1気圧の状態(これを標準状態という)のもとでは22.4Lになる。この法則をアボガドロの法則（Avogadro's law）という。なお、単位の L はリットルのことである。
標準状態で、気体1molが占める体積のことをモル体積（molar volume）という。
アボガドロ定数は、結晶構造を測定することによって得られる。現在の精密なアボガドロ定数の推奨値（2006年）は、高純度のケイ素の結晶構造の質量と体積を測定することによって密度をもとめ、またX線測定により結晶構造および単位格子の一辺の長さが求まり、それらの測定データをもとに NA＝6.0221479 × 1023  が得られている。
あまり精密ではないが、ステアリン酸C17H35COOHを利用して実験的にアボガドロ定数を測定する方法もある。ステアリン酸とはカルボン酸の一種であるが、水面上にステアリン酸を置くと、すきまなく1層の単分子膜をつくり、その膜中の1分子づつは直立している。別の測定によって、ステアリン酸の断面積が 2.0×10-15cm であることが、すでに分かっているので、あとは測定で単分子膜全体の断面積を測定し、その単分子をつくるのに用いたステアリン酸の質量が分かってれば、計算によってアボガドロ定数が求められる。
（範囲外 :）科学史的には、ステアリン酸ではないが油をつかった似たような実験および計算を、「時は金なり」の格言でも有名なアメリカの政治家にして科学者のフランクリンが行ったことがある。フランクリンの時代の実験と計算でも、おおよそアボガドロ定数に当たる数値が 1023 の程度である事は分かるらしい[2]。
wikibooks高校物理の 高等学校物理/物理II/原子と原子核#原子核反応 に記述しておいた。
この測定方法の概要を示すと、放射線の一種であるアルファ線の正体はヘリウム原子であるので、つまり、霧箱（きりばこ）やガイガーカウンターなどのような放射線の測定器を使えば、密閉した実験装置中の放射線を数えることによって、実験装置中にあるヘリウム原子の個数を、とても精度よく数えることが出来る。
そして、ヘリウム原子の個数を精度よく数えることさえ出来れば、物理学の理論では、気体に関する方程式（「気体の状態方程式」）を使って、そこから逆算して、アボガドロ定数を調べることが出来る（「気体の状態方程式」については物理1、物理2の熱の分野で習う）。
このアイデアを使って、物理学者ガイガーらは、驚異的な精度でアボガドロ定数を算出した。現在、アボガドロ定数の推奨値とされている値にも、ガイガーらの算出値はかなり近い。
その他、19世紀後半～20世紀前半の理論物理学者プランクが、溶鉱炉の鉄の光のような、高温物体からの光をプリズム分光して得られた波長を、理論物理学の式を使って解析する事などによって、アボガドロ定数の値を精度よく求めている。
ただし、これを解説するには、高度な理論物理の知識が必要であるので、高校生には説明が難しいので、当wikiページでは説明は省略する。
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（chemical change）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（physical change）という。この単元では主に化学変化を扱う。(物理変化については、のちに高等学校化学Ⅱ/物質の三態で扱う。)
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の化学式を書く。
右辺に変化後の物質の化学式を書き、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。
その反応前の物質を反応物（はんのうぶつ、reactant）という。反応後の物質のことを生成物（せいせいぶつ、product）という。
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。
たとえば、塩化水素を生成する場合、それを生成するための水素と塩素との関係では、
となる。
しかし当時は、元素と原子が混同されていたため、たとえば水素の気体の粒子1個は水素原子だろうと混同されており、よって分子の概念が未発達だったので、この法則では現象をあまり上手くは説明できなかった。


【酸の性質】
塩酸HCl 、硫酸H2SO4 、硝酸HNO3 、酢酸CH3COOH 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、acdic、acidity）といい、水溶液が酸性を示す物質を酸（さん、acid）という。
【塩基の性質】
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。水酸化ナトリウムNaOH、水酸化カリウムKOH、アンモニアNH3水溶液には、つぎのような共通の性質がある。
このような性質を塩基性（えんきせい、basic、basicity）という。また、水溶液が塩基性を示す物質を塩基（えんき、base）という。なお、水に溶ける塩基のことを「アルカリ」といい、その水溶液が示す塩基性のことをアルカリ性という。高校化学では一般的に「塩基性」の用語のほうを用いる。
【酸】
塩化水素HClや硫酸H2SO4は、つぎのようにイオンに電離（でんり）している。
なお、酸や塩基にかぎらず、物質が陰イオンと陽イオンに分かれる現象のことを電離（でんり）という。
塩酸も硫酸も、両方とも、水溶液中に電離したときに、H+が発生している。なので、このH+イオンが、酸性の原因であると推測できる。実際に、H+イオンは酸性の原因である。
【塩基】
水酸化ナトリウムや水酸化カルシウムなどは、水溶液中では、つぎのように電離している。
このことから OH− イオンが、水溶液に塩基性を示させる原因であることが分かり、実際に OH− が塩基性の理由である。しかしアンモニアNH3は分子中にOHを持ってないのに、水溶液が塩基性を示す。アンモニア水溶液が塩基性を示す理由は、解けたアンモニアの一部が水分子と反応し、その際、水分子がもとになって OH が発生するからである。
つまり、アンモニアの場合、
と電離する。
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や酢酸CH3COOH などは、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、塩化水素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。一般の検定教科書や参考書や学術書でも、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+と書くのが普通だし、検定教科書でも、そのことを説明している。
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、そこでデンマークの化学者ブレンステッドは、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。」
なお、水素イオンのことをプロトン(proton)という場合がある。
今日における、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か塩基かが変わる両性物質になる。
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）という。たとえば塩化水素HClの価数は1である。硫酸H2SO4の価数は2価である。（※ なお、「1価」は「いっか」と読む。「2価」は「にか」と読む。）
酢酸CH3COOHの場合、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のみであるので、酢酸の価数は1価である。
塩化水素と酢酸は、酸の強さが異なるが、ともに1価の酸である。このことから分かるように、価数と、酸・塩基の強弱とは、別の概念である。
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は1価の塩基である。水酸化カルシウムCa(OH)2は2価の塩基である。
アンモニアは水溶液中では
のように電離して、アンモニア1分子につき OH- 1個を生じるため、アンモニアは1価の塩基に分類される。
酸や塩基において、価数が2価や3価など、価数が2以上の場合を「多価」という。
塩酸と酢酸は、ともに1価の酸であるが、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、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 ionization）という。
例として、塩化水素の電離度は、ほぼ1である。
酢酸の電離度は、その濃度や温度によっても変わるが、酢酸の電離度は、だいたい0.01くらいであり、このように、かなり電離度が小さい。
このように、その酸・塩基の強さが、電離度の大小から、だいたいは酸・塩基の強弱が分かる。
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。
電離度は温度や濃度によって変わる。一般に、濃度が小さいほど電離度が大きくなる。また、温度が高いほど、電離度が大きくなる。
塩化水素や水酸化ナトリウムは、濃度が大きいときでも、電離度が1に近い。
このように、電離度が1に近い酸や塩基を、それぞれ強酸（きょうさん）あるいは強塩基（きょうえんき）という。
いっぽう、酢酸やアンモニアなどのように、溶質のほとんどが電離していない酸または塩基を、それぞれ弱酸または弱塩基という。
酸・塩基の価数は、酸・塩基の強弱には関係しない。
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。
まとめると、
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。
なお、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。
また、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。
純水は、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℃では濃度はいずれも 1.0×10-7 mol/l となっている。
つまり、
が25℃での純水のイオン濃度の状態である。
酸性の溶液では、 [H+] のほうが多くなり、
である（温度は25℃とした）。
塩基性の溶液では、[OH- のほうが多くなり、
である（温度は25℃とした）。
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+]が1×10-nのときのnの値で表すのだが、このnを、その水溶液の pH という。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のことを「水素イオン指数」(hydrogen ion exponent)ともいう場合もあるが、日本でも実用的にはpHで表す場合が多い。
たとえばレモンは、おおよそpH=2からpH=3である。
胃液のうち、胃酸はだいたいpH=2である。
胃液には炭酸水素ナトリウム（重曹）、胃酸があるが、胃酸には塩酸が含まれている。
胃酸は通常、胃内部の食物に触れる事なく胃小窩へ落ち込み、排泄されることとなる。
（胃の主な分泌液は炭酸水素ナトリウムである。炭酸水素ナトリウムを造る時に発生する副産物が胃酸である）
雨水はじつは弱酸性であり、雨水はpH=6くらいである。
牛乳は、pH=7である、血液はpH=7である。
人の静脈血は、pH=7.365
同じく動脈血は、pH=7.4
また、血液量の4倍量あるとされる間質液、および小腸は、pH8.3~8.4である。
間質液により血液pHの維持が可能となる。
小腸内のpH環境を保つために胃内壁から炭酸水素ナトリウムが生成・分泌されている。
いっぽう、セッケン水はpH=9からpH=10である。
雨水が酸性の理由は、おもに、空気中の二酸化炭素CO2によるものである。このほか、石炭や石油などの排煙にふくまれる窒素や硫黄などにより、一酸化窒素NOや二酸化窒素NO2、硫黄酸化物SO2が発生するのだが、これらが雨水の酸性の原因になっている。
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。
なお、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）
特別な理由がないかぎり、あまり[OH-]で酸性/塩基性のていどを表すことはせず、普通の場合はpHで酸性/塩基性のていどを表す。
pHとpOHについて、イオン積により、次の公式が成り立つ。
あるいは
水の電離のさい、[H+]と[OH-]の積の値は、温度一定なら、積 [H+][OH-] も一定値となる。この値を水のイオン積（ion product of water）といい、Kwで表す。イオン積Kwは以下の関係にある。
25℃では

=
1.0
×
10
−
14

{\displaystyle =1.0\times 10^{-14}}
（mol/l）2である。
したがって、これらをまとめれば、
である（25℃の場合）。
たとえば、ある水溶液で、[H+]が10倍になると、[OH-]は10分の1になる。
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。
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。
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、transitional interval）という。
BTB溶液も、pH指示薬である。なお「BTB」とは「ブロモ チモール ブルー」の略である。BTB溶液の変色域は 6.0〜7.6である。（pH=6.0あたりからpH=7.6あたりまで、という意味。）
ファノールフタレインの変色域は 8.0 〜 9.8 である。
メチルオレンジの変色域は、 3.1 〜 4.4 である。
なお、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。
中学卒業までに習ったように、酸と塩基が反応して、たがいの性質を打ち消しあうことを中和（ちゅうわ、neutralization）という。
これは、イオンの観点からみれば、酸から生じる H+ と、塩基から生じる OH- が結びついて H2O となる変化である。
たとえば、塩酸HClと水酸化ナトリウムNaOH水溶液の中和反応は、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、salt）という。
中和反応は、次のようにまとめられる。
濃度不明の酸の濃度を測りたいときは、濃度が分かっている塩基で、中和反応に要した溶液の体積をもとに、酸の濃度を測定できる。
つまり、ある酸と塩基が、過不足なく中和しあうとき、
の公式が成り立つ。
さて、酸の溶液が、酸の価数がa価で、モル濃度c［mol/l］で、体積v［mL］とする。塩基の溶液が、価数はb価でモル濃度c'［mol/l］で体積v'［mL］とする。
すると、本節冒頭の説明とまとめれば、
である。
この原理を用いて、濃度不明の酸の濃度を測るときは、濃度が分かっている塩基で、中和反応に要した溶液の体積をもとに、酸の濃度を測定できる。
同様に、濃度不明の塩基は、濃度が分かっている酸があれば、中和反応に要した溶液の体積をもとに、塩基の濃度を測定できる。
このように、中和反応に要した溶液の量をもとに、濃度が未知の酸または塩基の濃度を測定することを中和滴定（ちゅうわ てきてい）という。そして測定結果の、加えた溶液の体積と、pHとの関係を右図のようにグラフにしたものを滴定曲線（てきていきょくせん、titration cureve）という。
滴定曲線などで、ちょうどピッタリと中和するところを中和点（ちゅうわてん、neutrakization point）という。中和のさい、中和点の付近でpHが急激に変わる。
中和点のさいの加えた溶液の体積をなるべく正確に知るため、指示薬が必要である。その中和点のための指示薬として、フェノールフタレイン（略称:PP）とメチルオレンジ（略称:MO）の両方が、中和滴定では、よく用いられる。
メチルレッドやブロモチモールブルーを用いる場合もある。
なお、中和点のpHは、必ずしも7とは限らない。中和で生じた塩が水と反応して、酸性または塩基性を示す場合があるから、である。
たとえば弱酸である酢酸を、強塩基である水酸化ナトリウムで滴定すると、中和であらわれる塩が塩基性であるため、滴定曲線の中和点が pH＝7〜11 と塩基性側に偏る（かたよる）。
また、メチルオレンジは、酢酸水溶液の滴定では、中和する前に色が大きく変わってしまうため、メチルオレンジは酢酸水溶液では指示薬として不適である。フェノールフタレインは変色域を塩基性側に持つため、酢酸水溶液の滴定でもフェノールフタレインは指示薬として使える。
いっぽう、弱塩基であるアンモニアを、塩酸のような強酸で滴定すると、中和点のpHが酸性側に偏る。中和点付記のpHの変化は3〜9である。この場合、フェノールフタレインは指示薬として不適当である。いっぽう、メチルオレンジは変色域を酸性側に持つため、指示薬として使える。
なお、使用する溶液で洗うことを共洗い（ともあらい）という。
もし水で洗うと、その水が測定中の溶液にまざってしまうので、測定結果が変わってしまうからである。
これらの道具は、測定値を確定したあとの液体を集めるための道具なので、水が混ざっても、測定値の確定には影響しない。
NaHSO4は、水酸化ナトリウム NaOH と硫酸 H2SO4 の中和反応からなる塩には、硫酸ナトリウム Na2SO4 と 硫酸水素ナトリウム NaHSO4 の2種類がある。
このうち、硫酸水素ナトリウム NaHSO4 のように、組成に酸のHが残っている塩を酸性塩（さんせいえん、acid salt）という。いっぽう、硫酸ナトリウム Na2SO4 のように、組成に酸のHも塩基のOH含まない塩を正塩（せいえん、normal salt）という。
なお、水溶液が酸性かどうかは、酸性塩の定義とは無関係である。たとえば炭酸水素ナトリウム NaHCO3は酸性塩だが、その水溶液は弱い塩基性である。なお、硫酸水素ナトリウム NaHSO4の水溶液は酸性である。
塩化水酸化マグネシウム MgCl(OH) は、水酸化マグネシウム Mg(OH)2 と塩化水素 HCl から生じた塩のうち、水酸化マグネシウムの OH が残っている塩である。
塩化ナトリウムは、水酸化ナトリウム NaOH と塩化水素 HCl との塩である。
例　NaCl、NH4Cl、CH3COONa
'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
酢酸 CH3COOH と水酸化ナトリウム NaOH の中和で生じる酢酸ナトリウム CH3COONa の水溶液は、塩基性である。
このように、一般に、弱酸と強塩基からなる塩の水溶液は、塩基性を示す。
こうなる理由は、弱酸は電離度は小さく、強塩基は電離度が大きいからである。
CH3COONa が水に溶けると、いったん CH3COO- と Na+ に分解するが、弱酸は電離度が小さいため、ほとんどは水溶液中の H+ と反応して、酢酸分子CH3COOH に戻ってしまう。いっぽう、強塩基は電離度が大きいので、ほとんどは電離したままなので OH- は減らない。
このため、水溶液中の  H+ が減り OH- が増えるので、水溶液が塩基性になる。
この現象を化学式でまとめると、いったん
と分解してから
という結合が起きたという現象になる。
このように、電離して生じたイオンが水溶液と反応して、水溶液が酸性または塩基性になる反応を、塩の加水分解（かすい ぶんかい、hydrolysis）という。なお、塩化ナトリウムが水溶液に溶けて中性になる時のような場合は、加水分解とは呼ばない。
塩化アンモニウム水溶液は、弱塩基のアンモニアと強酸の塩酸からなる塩である。塩化アンモニウムの水溶液は、酸性である。
こうなる理由は、弱塩基は電離度が小さく、強酸は電離度が大きいからである。
NH4Cl の多くは、水分子に H+ を与えて、自身はアンモニア NH3 分子になる。いっぽう、強酸のHClは電離したままである。
この結果、水溶液中に H+ が多くなるので、よって酸性の水溶液になる。
このように、弱塩基と強酸の塩による水溶液は、一般に、酸性である。
塩化アンモニウムの水溶液の反応を化学式にすると、
である
塩化ナトリウム NaCl のように、強酸と強塩基からなる正塩の水溶液は、中性である。よって、強酸と強塩基からなる塩は、加水分解しない。
正塩以外の場合は、つまり酸性塩または塩基性塩の場合なら、たとえ強酸と強塩基からなる塩でも、水溶液が酸性または塩基性の場合もある。たとえば硫酸水素ナトリウム NaHSO4 は強塩基 NaOH と強酸のH2SO4 からなる塩であり、硫酸のH が残ってるので酸性塩であるが、その水溶液は酸性である。
炭酸水素ナトリウム NaHCO3 は酸性塩だが、この塩 NaHCO3 は、弱酸の炭酸 H2CO3 と強塩基 NaOH からなる。さきほど説明した「弱酸と強酸との塩の水溶液は、塩基性」の原則どおりに、炭酸水素ナトリウム NaHCO3 の水溶液は塩基性である。
硫酸水素ナトリウム NaHSO4 の水溶液は、さきほど説明したように、酸性を示す。
CH3COONa のような弱酸と強塩基の塩に、 HClのような強酸を加えると、弱酸が遊離する。
塩化アンモニウム水溶液と水酸化ナトリウムでは、弱塩基が遊離するため、アンモニアが発生する。
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。
炭酸ナトリウムNa2CO3は塩（えん）である。炭酸ナトリウムの水溶液は塩基性を示す。
炭酸ナトリウムに塩酸などの強酸をくわえていくと、2段階の中和反応を起こす。
(1)の反応が終了してからでないと、(2)の反応が起こらない。
この反応の滴定曲線は、図のように、pHが2か所で大きく変化する。その理由は（2か所でpHが急変する理由は）、反応が(1)と(2)の二段階で起きるからである。
第一中和点（pH=8.5付近）はフェノールフタレインの変色（赤色→無色）で判定できる。第二中和点の付近では溶液が、反応式(1)からも分るように、塩化ナトリウムと炭酸水素ナトリウムとの混合液になっている。
第二中和点（pH=3.5付近）はメチルオレンジの変色（黄色→赤色）で判定できる。第二中和点の付近では溶液が、反応式(2)からも分るように、塩化ナトリウムと炭酸（二酸化炭素）との混合液になっている。