理論化学 ΔHとmol

CO₂ の分子量は 12+16×2=44 なので、0.50 mol では 44×0.50=22 g。44 g は 1 mol と混同したひっかけ。「質量＝モル質量×物質量」を機械的に当てはめよう。

標準状態では気体 1 mol が約 22.4 L を占めるので、11.2÷22.4=0.50 mol。22.4÷11.2=2.0 と逆に割るミスが定番。「体積÷22.4」の向きを覚えよう。

モル濃度×体積(L)＝物質量なので、0.20×0.500=0.10 mol。500 mL を 0.5 L に直し忘れて 0.20 mol とするのが典型ミス。mL→L の換算を最初にやるのがコツ。

溶液 1 L＝1000 cm³ の質量は 1800 g、その 98% が H₂SO₄ で 1764 g、これを分子量 98 で割ると 18 mol/L。密度を掛け忘れると 1.8 などの誤答になる。「1 L とって質量→溶質の質量→mol」の3ステップで解く。

PV=nRT より n=PV/RT=(8.3×10⁴×3.0)/(8.3×10³×300)=0.10 mol。温度を 27 のまま代入すると桁が狂う。絶対温度 T=27+273=300 K に直すのが鉄則。

水分子 1 個には H 原子が 2 個あるので、6.0×10²³×2=1.2×10²⁴ 個。6.0×10²³ は「分子の数」と混同したひっかけ。「分子数×分子中の原子数」を忘れずに。

モル分率で加重平均して 28×0.80＋32×0.20＝22.4＋6.4＝28.8。単純平均の 30.0 が最大のひっかけ。空気の平均分子量が約 29 になることも合わせて覚えると検算に使える。

体心立方格子では中心の原子が立方体の8個の頂点原子と接するので配位数は8。12 は面心立方格子・六方最密構造の配位数で、混同しやすい。「体心＝8、面心・六方＝12」とセットで暗記。

頂点8か所×1/8＋面の中心6か所×1/2＝1＋3＝4個。頂点や面の原子を丸ごと1個と数えると8や6になる。単位格子の「切り分け（頂点1/8、面1/2、辺1/4）」を必ず使おう。

黒鉛は各炭素の4個の価電子のうち1個が平面構造の中を自由に動けるため電気を通す。同じ炭素でもダイヤモンドは全電子が結合に使われ絶縁体。「黒鉛だけは共有結合結晶の例外」と覚える。

電気陰性度の大きい O に結合した H が、隣の分子の O と水素結合をつくるため、切り離すのに大きなエネルギーが要る。共有結合の強さは沸点（分子間を引き離す話）とは別物なのでひっかからないこと。「F・O・N に付いた H は水素結合」と覚える。

N の非共有電子対を H⁺ に一方的に提供してできるのが配位結合。できた後は他の N–H 共有結合と全く区別できない点も頻出。「電子対を片方が出す共有結合＝配位結合」と押さえる。

面心立方では面の対角線上で原子が接し、対角線の長さ √2a が半径4個分に等しい。√3a は体心立方（立方体の対角線で接する）の関係で、最頻出のひっかけ。「面心は面対角線、体心は体対角線」と図で覚える。

発熱反応では系がエネルギーを放出し、系のエンタルピーが減るので ΔH は負。旧課程の熱化学方程式では発熱を＋Q と書いたため符号が逆で、最大の混同ポイント。「出ていくからマイナス」と覚える。

1 mol あたり 891 kJ の発熱なので、0.50 mol では 891×0.50≒446 kJ。ΔH が負でも「発生する熱量」は正の値で答える点に注意。「熱量＝|ΔH|×mol」で処理しよう。

目的の反応＝(式1)−(式2) なので ΔH＝−394−(−283)＝−111 kJ。2つを足して −677 とするのが典型ミス。「CO₂ を消すように式を引き算する」というヘスの法則の操作を意識しよう。

触媒は活性化エネルギーの低い別経路を提供し、峠を越えられる分子の割合を増やす。ΔH（出発点と到着点の差）は触媒では変わらない点がひっかけの定番。「触媒は峠を低くするが、谷の深さは変えない」とイメージする。

温度上昇で分子の運動エネルギー分布が高エネルギー側に広がり、峠を越えられる分子の割合が急増する。活性化エネルギー自体は温度では変わらない（変えるのは触媒）。「温度→割合が増える、触媒→峠が下がる」と区別して覚える。

硝酸アンモニウムの溶解は周囲から熱を奪う吸熱変化で、冷却パックにも利用される。燃焼・中和・金属の酸化はいずれも代表的な発熱反応。「冷えるパック＝NH₄NO₃ の溶解＝ΔH＞0」とセットで覚える。

加圧すると、圧力を下げようとして気体の総分子数が減る方向（左辺4分子→右辺2分子）へ移動する。圧力を変えても平衡定数は変わらない点に注意。「ルシャトリエ＝変化を打ち消す向き」で判断する。

加熱すると、熱を吸収して温度上昇を打ち消す吸熱方向（逆反応、左）へ移動する。「温度を上げれば速く進むから右」ではない。速度と平衡の移動は別問題、と切り分けるのがコツ。

触媒は正反応と逆反応の速度を同じ倍率で速くするため、平衡の位置も平衡定数も変わらない。「触媒でNH₃の収量が増える」と考えるのが典型的な誤り。触媒の利点は「早く平衡に着く」ことだけ、と覚える。

平衡定数は「生成物／反応物」で、各濃度に係数を指数として付ける。係数を掛け算にしたり指数を忘れたりするのが定番ミス。「係数は肩に乗せる」と唱えて式を組み立てる。

HI が 1.6 mol できたので反応した H₂、I₂ は各 0.80 mol、残りは各 0.20 mol。K＝(1.6)²／(0.20×0.20)＝2.56／0.04＝64（この反応は分子数が等しく体積が約分される）。「反応量 x の表をつくる」のが平衡計算の王道で、HI＝2x を x と誤ると 16 などになる。

[H⁺]＝濃度×電離度＝0.10×0.010＝1.0×10⁻³ mol/L なので pH＝3。電離度を無視して強酸のように pH＝1 とするのが最大のひっかけ。「弱酸は cα、強酸はそのまま」と使い分ける。

pH＝12 なら [H⁺]＝10⁻¹² mol/L で、イオン積より [OH⁻]＝10⁻¹⁴÷10⁻¹²＝10⁻² mol/L。[H⁺] の値をそのまま答える 10⁻¹² がひっかけ。「pH＋pOH＝14」を使えば pOH＝2 と即答できる。

H を＋1、O を−2 とすると (＋1)×2＋S＋(−2)×4＝0 より S＝＋6。SO₂ の＋4 や H₂S の−2 と混同しやすい。「化合物全体の酸化数の和＝0」から逆算するのが基本。

O を−2 として Mn＋(−2)×4＝−1 より Mn＝＋7。イオンでは「和＝イオンの電荷」にするのを忘れて＋8 側にずれるミスが多い。KMnO₄ が強力な酸化剤なのは Mn が最高酸化数＋7 だから、と理由ごと覚える。

イオン化傾向が H₂ より大きい金属だけが希酸と反応して水素を出す。Zn は H より左、Cu は H より右なので Cu は溶けない。「リッチに貸そうかな…」の語呂で H の位置を必ず押さえる。

イオン化傾向の大きい Zn が Zn²⁺ となって溶け出し（酸化）、電子を放出するので負極。電子が流れ出す極＝負極＝酸化反応、という対応を混同しやすい。「イオン化傾向 大きい方が負極」と覚える。

放電では両極とも表面に硫酸鉛 PbSO₄ が生成して付着するため、どちらも質量が増える。「溶け出すから減る」と考えるのがひっかけで、Pb²⁺ は溶液中に出ずその場で PbSO₄ になる。「放電＝両極 PbSO₄ で増、希硫酸は薄くなる」とセットで暗記。

Na⁺ はイオン化傾向が大きすぎて還元されず、代わりに水が還元されて H₂ が発生する。「陰極だから Na が析出」と考えるのが典型的な誤り。「イオン化傾向の大きい陽イオンの水溶液では水素が出る」と覚える。

SO₄²⁻ は酸化されにくいため、代わりに水が酸化されて O₂ が発生する。銅の析出は陰極側の変化なので混同しないこと。「陽極：Cl⁻ があれば Cl₂、なければ O₂（電極がPt・Cのとき）」が判定のルール。

電気量は 0.50×1930＝965 C で、電子は 965÷96500＝0.010 mol。Cu²⁺＋2e⁻→Cu より銅は電子の半分の 0.0050 mol、質量は 0.0050×64＝0.32 g。「2e⁻ で Cu 1個」の係数を忘れて 0.64 g とするのが最頻出ミス。

MnO₄⁻ は 0.020×0.010＝2.0×10⁻⁴ mol。電子の授受を等しくすると MnO₄⁻ : H₂O₂＝2 : 5 なので、2.0×10⁻⁴×5/2＝5.0×10⁻⁴ mol。物質量の比を 1:1 と思い込むのがひっかけで、「もらう電子＝出す電子」で係数を決めるのが鉄則。

NH₃ は空気より軽く、水に非常によく溶けるので上方置換で集める。水上置換は「水に溶けにくい気体」専用なので NH₃ には使えない。「軽い→上方、重い→下方、溶けにくい→水上」の3分類で判断。

Na は鮮やかな黄色を示し、道路のトンネル照明にも利用されてきた。赤は Li や Sr、青緑は Cu、赤紫は K の色で混同しやすい。「リアカー無き K村…」の語呂でまとめて覚える。

Cl₂ は黄緑色・刺激臭で、水道水の殺菌にも使われる。NH₃ と H₂S は無色（刺激臭・腐卵臭）、NO₂ は赤褐色なので色で区別できる。「有色の気体は Cl₂(黄緑)・NO₂(赤褐)・O₃(淡青) くらい」と覚えると強い。

Cu²⁺ は酸性でも CuS の黒色沈殿をつくる代表イオン。Zn²⁺ は中性〜塩基性でしか ZnS（白色）を沈殿せず、条件の違いが頻出のひっかけ。「酸性でも沈む＝イオン化傾向の小さい金属（Cu、Ag、Pb など）」と整理する。

酸化力（電子を奪う力）は周期表の上ほど強く、F₂ が最強。だから Cl₂ を KBr 水溶液に通すと Br₂ が遊離する（逆は起こらない）。「上のハロゲンが下のハロゲン化物イオンを追い出す」と実験とセットで覚える。

弱塩基の塩＋強塩基の反応で、弱塩基である NH₃ が追い出されて発生する（実験室的製法の定番）。「塩化〜だから塩素や HCl」と字面で選ぶのがひっかけ。「弱い者は強い者に追い出される」が気体製法の原理。

Ag⁺ は Cl⁻ と AgCl の白色沈殿をつくり、感光性のため光で分解して黒ずむ（写真の原理）。Cu²⁺ や Fe³⁺ は塩酸では沈殿しない。「Cl⁻ で沈むのは Ag⁺ と Pb²⁺」とセットで覚える。

Fe・Ni・Al は濃硝酸で不動態となり反応が止まる。「硝酸は強い酸化剤だから鉄も溶けるはず」と考えるのがひっかけで、銅や銀はむしろ濃硝酸に溶ける。「手にあるてつ（Fe・Ni・Al）は不動態」の語呂が定番。

塩基性気体の NH₃ には塩基性乾燥剤のソーダ石灰を使う。濃硫酸や十酸化四リンは酸性なので NH₃ と反応してしまい、中性の塩化カルシウムも例外的に NH₃ と付加化合物をつくるため不可。「乾燥剤と気体は酸・塩基がケンカしない組合せ、CaCl₂×NH₃ は例外」と覚える。