保護者・生徒の方向けの学習のポイント集です。学校で学ぶ範囲ごとに、押さえておきたい学習のポイントをまとめています。
物質の構成
混合物と純物質
- 混合物: 2種類以上の物質が混ざったもの（空気、海水、合金）。
- 純物質: 1種類の物質。
- 分離方法: ろ過、蒸留、再結晶、抽出、クロマトグラフィー。
単体・化合物・元素
- 単体: 1種類の元素からできた純物質（H₂, O₂, Fe）
- 化合物: 2種類以上の元素からできた純物質（H₂O, NaCl）
- 同素体: 同じ元素からできているが性質が異なる単体（O₂とO₃、ダイヤモンドと黒鉛）
物質の三態と熱運動
固体・液体・気体は粒子の運動の激しさで決まる。融解・凝固・蒸発・凝縮・昇華。
物質を構成する粒子
原子の構造
原子核（陽子＋中性子）＋電子。原子番号 = 陽子の数、質量数 = 陽子＋中性子。
- 同位体: 陽子の数は同じだが中性子の数が違う（原子番号同じ、質量数違う）。
- 電子配置: K殻(2)、L殻(8)、M殻(18)、N殻(32)。最外殻電子の数が化学的性質を決める。
元素の周期表
周期表は原子番号順に並んでおり、縦の列（族）の元素は性質が似ている。
- 1族（アルカリ金属）: H, Li, Na, K …
- 2族（アルカリ土類金属）: Be, Mg, Ca, Sr, Ba
- 17族（ハロゲン）: F, Cl, Br, I
- 18族（貴ガス）: He, Ne, Ar … 反応しにくい
化学結合
イオン結合
金属＋非金属で、電子のやりとりにより陽イオンと陰イオンが静電気力で結びつく。組成式で表す（NaCl, MgO）。
共有結合
非金属どうしが電子を共有して結びつく。分子式で表す（H₂O, CO₂, CH₄）。電子式・構造式で表現できる。
金属結合
金属原子が電子を出し合い、自由電子が金属イオン全体を結びつける。電気・熱を伝えやすい、展性・延性。
結晶の種類
- イオン結晶（食塩）、共有結合結晶（ダイヤモンド）、分子結晶（氷）、金属結晶
物質量と化学反応式
原子量・分子量・式量
炭素¹²Cを基準に、相対質量で表す。分子量 = 構成原子の原子量の和。
物質量（mol）
- 1mol = 6.02 × 10²³ 個（アボガドロ数）
- 1molの質量 = モル質量 [g/mol] = 原子量・分子量・式量と同じ数値（単位 g）
- 気体1mol = 標準状態（0℃, 1気圧）で22.4L
溶液の濃度
- 質量パーセント濃度 = (溶質の質量 / 溶液の質量) × 100 [%]
- モル濃度 = 溶質の物質量 [mol] / 溶液の体積 [L]
化学反応式と物質量
係数比 = 物質量比。化学反応式から、物質量・質量・体積の関係を求められます。
例) 2H₂ + O₂ → 2H₂O では、H₂ 2molとO₂ 1molが反応してH₂O 2molができる。
酸と塩基
酸・塩基の定義
- アレニウスの定義: 酸 = H⁺を出す、塩基 = OH⁻を出す
- ブレンステッド・ローリーの定義: 酸 = H⁺を与える、塩基 = H⁺を受け取る
- 強酸: HCl, H₂SO₄, HNO₃／弱酸: 酢酸, 炭酸／強塩基: NaOH, KOH／弱塩基: NH₃
水の電離とpH
- 純水も少しだけ電離: H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻
- 水のイオン積 [H⁺][OH⁻] = 1 × 10⁻¹⁴ mol²/L²（25℃）
- pH = −log[H⁺]。pH 7 が中性、それ未満が酸性、より大きいと塩基性。
中和反応と塩
- 酸 + 塩基 → 塩 + 水（中和）。例: HCl + NaOH → NaCl + H₂O
- 中和点での量的関係: 酸のH⁺の物質量 = 塩基のOH⁻の物質量
- 中和滴定: 濃度未知の溶液を、濃度既知の標準溶液で滴定して濃度を求める。
- 塩の水溶液のpH: 強酸＋強塩基→中性、強酸＋弱塩基→酸性、弱酸＋強塩基→塩基性。
酸化還元反応
- 酸化: 酸素と結合する／水素を失う／電子を失う
- 還元: 酸素を失う／水素と結合する／電子を受け取る
- 酸化還元は同時に起こる（電子の授受がペア）。
- 酸化数の決め方: 単体は0、化合物中ではルールで決める。
- 金属のイオン化傾向: K > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > … > Cu > Hg > Ag > Pt > Au
- 電池（ダニエル電池、乾電池、鉛蓄電池）と電気分解の基礎。