【大学入試】化学《非金属元素》重要語句と典型問題まとめ・総チェック

【大学入試】化学～目次一覧～

第1編 物質の状態
粒子の結合と結晶の構造
物質の状態変化
気体　
溶液　

第2編 物質の変化
化学反応とエネルギー　
電池と電気分解　
化学反応の速さ・化学平衡　

第3編 無機物質　
無機物質（総論）
非金属元素　⇒現在はここのページ
金属元素Ⅰ 典型元素
金属元素Ⅱ 遷移元素

第4編 有機化合物
有機化合物の分類と分析
脂肪族炭化水素
アルコールと関連化合物
芳香族化合物

第5編 高分子化合物
天然高分子化合物
合成高分子化合物

計17章ほど

化学《非金属元素》重要語句と典型問題まとめ・総チェック

ハロゲン

ハロゲンの単体は全て二原子分子で、無極性である。

フッ素F2（原子番号：9）
常温常圧の状態で、気体
淡黄色

塩素Cl2（原子番号：17）
常温常圧の状態で、気体
黄緑色

臭素Br2（原子番号：35）
常温常圧の状態で、液体
赤褐色

ヨウ素I2（原子番号：53）
常温常圧の状態で、固体
黒紫色

★酸化力（電子を奪う力）

フッ素F2＞塩素Cl2＞臭素Br2＞ヨウ素I2

例　2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
塩素の方が、臭素よりも酸化力（電子を奪う力）が強いので、
塩素が臭化物イオン（Br-）から電子を奪って、塩化物イオン（Cl-）となる。
逆反応は起こらない。

★水との反応

フッ素F2
激しく反応し酸素発生。
酸化力（電子を奪う力）が強いため、フッ素は水から電子を奪い、フッ化水素（HF）となる。
＊酸素が発生ということは、酸素が酸化（-2 → 0 電子が奪われている）されており、通常、酸化力の強い酸素すらも、フッ素によって酸化されていることを意味している。
2F2 + 2H2O → 4HF + O2

塩素Cl2
一部反応し溶解する
Cl2 ＋ H2O ⇔ HCl ＋ HClO（次亜塩素酸：殺菌漂白作用あり）

臭素Br2
わずかに反応し溶解する
Br2 ＋ H2O ⇔ HBr ＋ HBrO

ヨウ素I2
反応せず、溶解しない。
＊ヨウ化カリウム水溶液（KIaq）には溶ける。I2 + I- → I3-（三ヨウ化物イオン、褐色）

ハロゲン化水素

フッ化水素HF：結合力の強い水素結合あり
塩化水素HCl
臭化水素HBr
ヨウ化水素HI

★沸点について
沸点は、分子量の大きい分子ほど沸点が高くなるはずである。
しかし、フッ化水素HFのみ、結合力の強い水素結合を生じているので、沸点が１番高くなっている。
✕　フッ化水素HF　＜塩化水素HCl　＜臭化水素HBr　＜ヨウ化水素HI
〇　　　　　　　　　塩化水素HCl　＜臭化水素HBr　＜ヨウ化水素HI　＜フッ化水素HF

★酸の強弱

フッ化水素HF（弱酸）＜塩化水素HCl（強酸）＜臭化水素HBr＜ヨウ化水素HI
＊フッ化水素HFのみが弱酸の理由：結合力の強い水素結合を生じているので、電離しにくい

★その他の性質
フッ化水素HF：ガラス（SiO2）と反応するため，ポリエチレン容器に保存
塩化水素HCl：NH3 と反応して白煙・固体 (NH4Cl) を生じる

塩素の実験室的製法

MnO2 + 4HCl（液体だが揮発性あり） → Cl2（気体） + MnCl2（固体） + 2H2O（水蒸気で気体）

MnO2：弱い酸化剤なので、加熱が必要
加熱をすると、①HCl、②H2O、③Cl2の３つが試験管を通って移動してくる
まず洗気ビン１に水を入れておくと、HClが全て電離（溶け）してくれる
次に洗気ビン２に濃硫酸を入れておくと、脱水作用によりH2Oが吸収される
最後に下方置換によって出てくるのがCl2

酸素

同素体とは
同じ元素からなる単体のこと。
例　酸素とオゾン

★酸素O2 とオゾンO3 の違い
色と匂いについて
酸素：無色、無臭
オゾン：淡青色、特異臭

酸化力（電子を奪う力）について
酸素：弱い
オゾン：強い。ヨウ化カリウム（KI）デンプン紙を青変

製法について
酸素：過酸化水素H2O2 に酸化マンガンⅣMnO2（触媒）を加える　または、 塩素酸カリウムKClO3 に酸化マンガンⅣMnO2（触媒）を加える
オゾン：O2 中で紫外線照射，または無声放電　3O2 → 2O3

酸化物の定義、酸化物の種類

酸化物とは
酸素とそれより電気陰性度が小さい元素からなる化合物のこと。

化学式で『～O』の形になる

例① CO2　『非金属元素＋O』の形
二酸化炭素は、酸性酸化物（非金属元素の酸化物）の例である。
酸性酸化物とは、水と反応して酸（オキソ酸）を生じたり，塩基と反応して塩を生じるものをさす。
二酸化炭素の場合、水と反応して、炭酸（弱酸性）を生じ、炭酸は塩基と反応できる。
CO2 + H2O → H2CO3

例② CaO　『金属元素＋O』の形
酸化カルシウムは、塩基性酸化物（金属元素の酸化物）の例である。
塩基性酸化物とは、水と反応して塩基（水酸化物）を生じたり，酸と反応して塩を生じるものをさす。
酸化カルシウムの場合、水と反応して水酸化カルシウム（強塩基）を生じ、水酸化カルシウムは酸と反応する。
CaO + H2O → Ca(OH)2

例③ Al2O3　『両生金属＋O』の形
酸化アルミニウムは、両性酸化物（両性金属の酸化物）の例である。
ここで、両生金属とは、両性金属：Al，Zn，Sn，Pb （暗記：ああすんなり）などをさす。
両性酸化物とは、　酸とも強塩基とも反応する酸化物をいう。
酸化アルミニウムは、塩酸（強酸）と反応できるし、Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
水酸化ナトリウム（強塩基）とも反応できる。Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

オキソ酸とは

オキソ酸とは
例 硫酸H2SO4 ・硝酸HNO3 ・ 過塩素酸HClO4　など
酸素原子をもつ酸（酸性の物質）のこと。

酸性酸化物と水の反応によって生じる。

酸性酸化物（非金属元素の酸化物で、水と反応して酸ができるもの）が水と反応して生じる酸は、ほとんどがオキソ酸である。
例 酸性酸化物＋水⇒オキソ酸
例 CO2 + H2O → H2CO3
例 SO3 + H2O → H2SO

酸の強弱
同一元素のオキソ酸の酸の強弱は、中心原子の酸化数が大きいものほど酸性が強い。
例 硫酸と亜硫酸なら、真ん中の硫黄原子の酸化数が、硫酸のSは+6、亜硫酸のSは+4なので、硫酸の方が酸性が強い。
硫酸H2SO4( 強酸 )＞亜硫酸H2SO3( 弱酸 )

硫黄

硫黄の単体（同素体について）

斜方硫黄
S8（黄色の王冠型分子 ）
常温で安定
二硫化炭素 CS2 に溶解

単斜硫黄
S8 （黄色の王冠型分子）
高温で安定
斜方硫黄と比べて密度が小さい (高温で熱運動が激しく，分子間距離が大きくなり体積が増加するため)

ゴム状硫黄 Sx
弾性をもつ無定形固体
不安定
硫黄の融解液を加熱し，水中に流し込んで急冷すると得られる

硫黄の化合物（濃硫酸・希硫酸）

濃硫酸

★濃硫酸H2SO4とは
濃度が約 98%の硫酸水溶液のこと。
水が2%しかないため、ほぼ電離していない
→濃硫酸は、酸としてH＋を与えたいが、与える対象である水が少ない
→水を吸収する（吸湿性）
→水がなくても水を作りだす（脱水性）
※脱水性の例
ショ糖の炭化
C12H22O11 → 11H2O + 12C

★濃硫酸の構造：水素結合
→粘性、密度が大きい、沸点が高い(不揮発性)液体という性質を持つ

★濃硫酸の溶解熱が大きい
そもそも溶解熱とは水に解けるときの熱のこと。

★濃硫酸の工業的製法
二酸化硫黄SO2 を原料とした接触法

材料である二酸化硫黄SO2 の入手方法
①黄鉄鋼 FeS2 を燃焼
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
②石油などに含まれる硫黄を燃焼
S+O2 →SO2

接触法の流れ
①二酸化硫黄から三酸化硫黄をつくる
※活性化エネルギーを低くするために触媒に酸化バナジウム(V)V2O5 を使用
2SO2 + O2 → 2SO3

②三酸化硫黄と水（希硫酸の水）で硫酸へ
SO3 + H2O → H2SO4
※水と化合させるときに、水の上から三酸化硫黄を滴下するのはNG。なぜなら、濃硫酸はできるが発熱により飛び散るから。
※水との化合のさせ方：濃硫酸と三酸化硫黄の混合液（発煙硫酸と呼ばれる）に、希硫酸（水＋H2SO4）を滴下することで、希硫酸の水と反応させる。

希硫酸

★希硫酸H2SO4とは
濃硫酸を水で薄めたものをさす。
※希硫酸は、十分な水が存在するため電離しており、強酸性である。
※濃硫酸はそもそも水にほぼ電離していないため、酸性というより、酸化剤として働く。
濃硫酸の酸化剤の式　H2SO4 ＋ 2e－＋ 2H＋→ SO2 ＋ 2H2O

★希硫酸のつくり方
濃硫酸に水を加えるだけ。
しかし、濃硫酸の溶解熱が大きいという性質により、濃硫酸の上から水を滴下すると飛散してしまうため危険。
水の上から濃硫酸を加えてつくる。

窒素

窒素の化合物（硝酸HNO3）

★硝酸HNO3とは
無色の液体
強酸
酸化剤、酸化剤の式欲しい
揮発性（沸点が低く常温で蒸発）あり
感光性
光や熱で分解が起こり，二酸化窒素NO2 に変化してしまう(無色から褐色に変化)。
そのため保存方法は、硝酸は褐色ビンに入れ，冷暗所に保存する。
4HNO3 → 4NO2（赤褐色） + 2H2O + O2

★硝酸の作成方法
揮発性の酸遊離反応を利用。
硝酸ナトリウムに濃硫酸を加えて加熱
NaNO3 + H2SO4 → HNO3 + NaHSO4

★硝酸の工業的製法
アンモニアNH3 を原料としたオストワルト法

原料であるアンモニアNH3 は、ハー バー・ボッシュ法（N2 と H2 を1:3で混合した気体を，Fe3O4 触媒下で高温高圧で反応させる）で合成したものを使用する。
N2 +3H2 →2NH3

オストワルト法の流れ
①白金 Pt 触媒存在下で アンモニアNH3 を 800°Cで燃焼させて、一酸化窒素を得る。
※ Pt 触媒が無いと N2 に変化
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

②一酸化窒素NO （無色）を空気と接触させて 二酸化窒素NO2 （黄褐色）にする。 2NO + O2 → 2NO2

③二酸化窒素を温水に溶かして 硝酸HNO3 にする。
※副産物の 一酸化窒素NO は②へ再利用
3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

(①の式+②×3+③×2)÷4より
最終的な反応式は
NH3 + 2O2 → HNO3 + H2O
※NO は再利用するため，最終的な式からは消えている。
※原料のNH3 と生成するHNO3 のmol比が1:1になっており、効率の良い生成方法とわかる。

リン

リンの単体（同素体）

★黄リン(P4)
構造・P原子の配列が正四面体の形
淡黄色の固体（純度の高いものは白色）
空気中で自然発火(→水中保存)
猛毒
湿った空気中で青白く光る(リン光)
二硫化炭素 CS2 に溶解

黄リンの作り方
自然界で、リン鉱石(主成分 リン酸カルシウムCa3(PO4)2)にケイ砂 SiO2 とコークス C を加えて強熱すると得られる。

★赤リン(P)
構造・黄リンの正四面体が崩れた形
暗赤色の粉末
マッチの側薬に利用されている

赤リンの作り方
空気を遮断して黄リンを約 250°Cに加熱すると得られる (空気と接すると十酸化四リン P4O10 に変化)

リンの化合物（十酸化四リン、リン酸、過リン酸石灰）

★十酸化四リン P4O10
作り方・リンの単体を空気中で燃焼させると生じる。
4P + 5O2 → P4O10
吸湿性・脱水性が強い(乾燥剤として使用)

★リン酸 (H3PO4)
作り方・十酸化四リン P4O10に水を加えて加熱する。
P4O10 + 6H2O → 4H3PO4

中くらいの強さの酸(弱酸の中では強い)
3段階で電離
H3PO4 ⇄H+ + H2PO4 −
H2PO4 − ⇄H+ + HPO4 2−
HPO4 2− ⇄H+ + PO4 3−

★過リン酸石灰
過リン酸石灰とは、リン鉱石 ( 主成分 Ca3(PO4)2)に適量の硫酸を反応させると得られる肥料 のこと。
リン酸二水素カルシウム Ca(H2PO4)2 と硫酸カルシウム CaSO4 の混合物をさす。

Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 →Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
※リンP は肥料の三要素（窒素、カリウム、リン）の一つで，根の生育に必要。

ケイ素の単体