【基礎化学(無機)】Module 3：非金属元素（2）酸素・硫黄

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【本モジュールの目的と構成】

Module 2では、周期表の両極端に位置する希ガスとハロゲンを学ぶことで、化学的性質が「安定」と「反応性」という軸でいかに鮮やかに分かれるかを探求しました。本モジュールでは、その視点を周期表の16族、すなわち**酸素族元素（カルコゲン）へと移します。この族の主役は、我々生命の呼吸に不可欠な酸素（O）と、古くから知られ、現代化学工業の屋台骨を支える硫黄（S）**です。

酸素と硫黄は、同じ16族に属し、価電子を6個持つという共通の電子配置から、互いによく似た性質を示します。どちらも-2価のイオンになりやすく、水素と結合すればH₂OとH₂S、酸素と結合すればSO₂やSO₃といった、対応する化学式を持つ化合物を形成します。しかし、その類似性の裏には、周期表の「周期」の違いに起因する、決定的な性質の違いが隠されています。酸素の極端に大きい電気陰性度と小さい原子半径は、硫黄には見られない「水素結合」のような特異な性質を生み出します。

この「類似性と差異性」を、周期律という一貫した視点から論理的に解き明かすことこそ、本モジュールの核心的なテーマです。我々は、単に個々の物質の性質を暗記するのではなく、常に酸素と硫黄を比較対照し、「なぜ水は液体なのに硫化水素は気体なのか？」「なぜ酸素は気体なのに硫黄は固体なのか？」といった根源的な問いに答えることを目指します。

この目的を達成するため、本稿では以下の10のテーマを体系的に、そして比較の視点を持ちながら学びます。

16族元素の全体像: 酸素族元素に共通する電子的特徴と、周期表を下にいくにつれて非金属から金属へと性質が移り変わる周期律の現れを概観します。
酸素の同素体: 我々が呼吸する酸素（O₂）と、成層圏で紫外線を防ぐオゾン（O₃）。同じ元素からなる二つの同素体が、なぜ異なる性質を持つのかを構造から解明します。
硫黄の同素体: 温度によって姿を変える硫黄の不思議な同素体（斜方硫黄、単斜硫黄、ゴム状硫黄）を学び、物質の多様性を探ります。
硫化水素: 腐卵臭と強い毒性を持つ硫化水素。その性質と製法を、弱酸および還元剤という観点から理解します。
二酸化硫黄: 亜硫酸ガスの名で知られ、酸性雨の原因ともなる二酸化硫黄。その製法と、酸化剤にも還元剤にもなる二面的な性質を学びます。
三酸化硫黄: 硫酸の中間原料である三酸化硫黄の性質と、水との激しい反応性に迫ります。
接触法による硫酸製造: 「化学工業の米」と呼ばれる硫酸が、いかにして工業的に大量生産されるのか。化学平衡の原理が巧みに応用された接触法のプロセスを詳説します。
濃硫酸の三つの顔: 強酸性、脱水作用、酸化作用。濃硫酸が示す三つの重要な性質を、具体的な反応例とともに徹底的に分析します。
希硫酸の性質: 濃硫酸とは全く異なる、希硫酸が示す「典型的な強酸」としての性質を明確に区別して理解します。
チオ硫酸ナトリウム: 写真の定着剤や酸化還元滴定で活躍するチオ硫酸ナトリウム。その特異な反応性を、構造と関連付けて学びます。

このモジュールを終えるとき、あなたは酸素と硫黄という、生命と産業の根幹をなす二つの元素の化学を深く理解し、周期律に基づいてその性質の類似点と相違点を論理的に説明できる能力を身につけているはずです。

1. 16族（酸素族）元素の特徴

周期表の16族に属するのは、**酸素（O）、硫黄（S）、セレン（Se）、テルル（Te）、ポロニウム（Po）の5つの元素です。これらの元素は、特に酸素、硫黄、セレン、テルルが金属の鉱石（酸化物鉱や硫化物鉱）として産出することが多いことから、ギリシャ語の「ore former（鉱石を作るもの）」に由来してカルコゲン（Chalcogen）**とも呼ばれます。

1.1. 電子的特徴と化学的性質の基本

16族元素の化学的性質を支配する最も根本的な特徴は、その価電子の数にあります。

電子配置: 16族元素はすべて、最外殻に6個の価電子（電子配置 ns²np⁴）を持ちます。
化学的性質の根源:
1. -2価の陰イオン形成: 希ガス（18族）の安定な閉殻電子配置（オクテット）まで、あと電子が2個足りません。そのため、他の原子から電子を2個受け取って、-2価の陰イオン（例: O²⁻, S²⁻）になる傾向が非常に強いです。
2. 2本の共有結合形成: 他の非金属元素との間では、互いに2個の不対電子を出し合って、2本の共有結合を形成する傾向があります。最も身近な例が、水（H₂O）や硫化水素（H₂S）であり、中心原子（O, S）が2個の水素原子と単結合を形成しています。

この「価電子が6個」という共通点が、16族元素が互いに類似した化学的性質を示す根源的な理由です。

1.2. 周期律の明確な現れ：族内での性質変化

同じ16族に属する元素でも、周期表を上から下へ、すなわち周期が大きくなるにつれて、その性質は周期律に従って規則的に変化します。

元素	原子番号	電子配置	原子半径 [pm]	電気陰性度	分類
酸素 (O)	8	[He] 2s²2p⁴	60	3.44	非金属
硫黄 (S)	16	[Ne] 3s²3p⁴	102	2.58	非金属
セレン (Se)	34	[Ar] 3d¹⁰ 4s²4p⁴	116	2.55	非金属（半金属的）
テルル (Te)	52	[Kr] 4d¹⁰ 5s²5p⁴	135	2.1	半金属
ポロニウム (Po)	84	[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s²6p⁴	140	2.0	金属

原子半径と電気陰性度:
- 周期表を下にいくほど、電子殻の数が増えるため原子半径は大きくなります。
- 原子半径が大きくなると、原子核が価電子を引きつける力が弱まるため、電気陰性度は小さくなります。
非金属から金属への転移:
- この電気陰性度の低下に伴い、元素の性質は非金属性から金属性へと徐々に変化します。
- 酸素と硫黄は典型的な非金属元素です。
- セレンとテルルは、金属と非金属の中間の性質を示す**半金属（メタロイド）**です。
- 最も下に位置するポロニウムは、放射性元素であり、金属としての性質を示します。
- この傾向は、16族元素の水素化物（H₂O, H₂S, H₂Se, H₂Te）の酸性の強さにも現れます。周期表を下にいくほど、中心元素の電気陰性度が小さくなり、H-X結合が弱く、切れやすくなるため、酸性度は増大します（H₂O < H₂S < H₂Se < H₂Te）。

1.3. 酸素の特異性：第一周期元素の例外性

16族元素の中でも、第2周期に属する酸素は、他の同族元素とは一線を画す、多くの特異な性質を示します。これは、16族に限らず、第2周期の元素（N, O, Fなど）に共通して見られる現象です。

特異性の原因

極端に小さい原子半径: 酸素原子は、同族の硫黄やセレンに比べて、原子半径が著しく小さいです。
極端に大きい電気陰性度: 酸素の電気陰性度（3.44）は、全元素中でフッ素（3.98）に次いで第2位の大きさです。硫黄（2.58）との差は非常に大きいです。

特異な性質の現れ

水素結合の形成: 酸素の高い電気陰性度のために、O-H結合は非常に強い極性を持ちます。その結果、水（H₂O）分子間に水素結合という強力な分子間力が働きます。
- 結果: 水素結合のために、水は分子量が小さいにもかかわらず、沸点（100℃）が異常に高く、常温で液体として存在します。
- 比較: 一方、硫化水素（H₂S）では、S-H結合の極性が小さいため水素結合は形成されず、ファンデルワールス力しか働きません。そのため、H₂Sは水よりも分子量が大きいにもかかわらず、沸点が-60℃と非常に低く、常温で気体です。
酸化物の性質:
- 水（H₂O）は、安定で中性の酸化物です。
- 硫化水素（H₂S）は、不安定で弱酸性の還元性物質です。
多重結合の形成しやすさ: 酸素原子は原子半径が小さいため、他の原子と安定な二重結合や三重結合を形成しやすいです（例: O=C=O, O=O）。一方、原子半径の大きい硫黄は、多重結合を形成しにくく、単結合を形成して鎖状または環状の構造（例: S₈）をとる傾向があります。

このように、同じ族の元素を学ぶ際には、共通する性質（価電子数に起因）と、周期の違いによって生じる系統的な性質の変化（原子半径や電気陰性度に起因）、そして第2周期元素の持つ特異性を、常に意識することが体系的な理解の鍵となります。

2. 酸素の単体（酸素、オゾン）の性質と比較

同じ元素から成りながら、原子の数や配列（構造）が異なり、そのために性質も異なる単体を互いに**同素体（Allotrope）と呼びます。酸素には、我々が日常的に呼吸している酸素（O₂）と、成層圏でオゾン層を形成しているオゾン（O₃）**という、二つの重要な同素体が存在します。

2.1. 酸素（O₂）

存在: 大気中に体積比で約**21%**含まれ、地殻中には質量比で最も多く（約46%）存在する、地球上で非常に豊富な元素です。
構造: 2個の酸素原子が二重結合で結びついた二原子分子です。
物理的性質:
- 常温・常圧で無色・無臭の気体。
- 水にわずかに溶けます。この水に溶けた酸素が、水生生物の呼吸に利用されています。
- 液体酸素は淡青色を呈します。
化学的性質:
- 電気陰性度がフッ素に次いで大きいため、反応性が高く、多くの元素と反応して酸化物を生成します。すなわち、強力な酸化剤として働きます。
- 通常、燃焼（光や熱を伴う激しい酸化反応）を助ける助燃性の気体として知られています。
製法:
- 実験室的製法:
  1. 酸化マンガン(IV)（MnO₂）を触媒として、過酸化水素水（H₂O₂）を分解する。常温で穏やかに反応が進むため、最も一般的な方法です。
    - 2H₂O₂ --(MnO₂)--> 2H₂O + O₂↑
  2. 塩素酸カリウム（KClO₃）に酸化マンガン(IV)を加えて加熱する。
    - 2KClO₃ --(MnO₂)--> 2KCl + 3O₂↑
- 工業的製法: 液体空気の分留によって製造されます。空気を冷却・圧縮して液体空気（主成分は液体窒素と液体酸素）を作り、これを蒸留（分留）します。沸点の低い窒素（-196℃）が先に気化するため、後に残る沸点の高い液体酸素（-183℃）を分離することができます。

2.2. オゾン（O₃）

構造: 3個の酸素原子が折れ線形に結合した分子です。結合は、単結合と二重結合の中間的な性質を持つ非局在化したπ結合（共鳴構造）と理解されています。
物理的性質:
- 常温・常圧で淡青色、**特有の刺激臭（生臭い臭い）**を持つ気体。海岸や森林で感じられる爽やかな空気の匂いは、ごく微量のオゾンによるものと言われることがあります。
化学的性質:
- 極めて不安定: オゾン分子は、酸素分子と酸素原子に分解しやすい性質を持っています。
  - O₃ → O₂ + O
- 非常に強力な酸化作用: 上記の分解反応で生じる**発生期の酸素原子（O）**は、極めて反応性が高く、これがオゾンの強力な酸化力の源となります。オゾンの酸化力は、ハロゲンである塩素よりも強く、フッ素に次ぐレベルです。
- ヨウ化カリウムデンプン紙との反応: オゾンの検出には、ヨウ化カリウムデンプン紙が用いられます。オゾンはヨウ化物イオン（I⁻）を酸化してヨウ素（I₂）を遊離させ、これがデンプンと反応して青紫色を呈します。
  - 2KI + O₃ + H₂O → I₂ + 2KOH + O₂
  - 注意: この反応は、塩素（Cl₂）や二酸化窒素（NO₂）のような他の酸化性気体でも起こるため、オゾンに特異的な反応ではありません。
製法:
- 酸素（あるいは空気）中で無声放電を行うと生成します。雷光の後などにオゾン臭がすることがあるのは、このためです。
  - 3O₂ ⇄ 2O₃ （この反応は可逆反応であり、エネルギーを吸収する吸熱反応です）

2.3. 酸素とオゾンの比較と環境における役割

特性	酸素 (O₂)	オゾン (O₃)
構造	直線形 (二原子分子)	折れ線形 (三原子分子)
色・臭い	無色・無臭	淡青色・特有の刺激臭
安定性	安定	不安定（分解しやすい）
酸化力	強い	極めて強い
検出	助燃性（火のついた線香）	ヨウ化カリウムデンプン紙（青変）

環境におけるオゾンの二面性

オゾンは、存在する場所によって、我々生命にとって全く逆の役割を果たします。

成層圏のオゾン（良いオゾン）:
- 地上から約10～50km上空の成層圏には、オゾン層と呼ばれるオゾンが密集した層が存在します。
- 成層圏では、酸素分子（O₂）が太陽からの強力な紫外線によって分解されて酸素原子（O）となり、これが別の酸素分子と結合してオゾン（O₃）が生成されます。
  - O₂ --(紫外線)--> O + O
  - O + O₂ → O₃
- このオゾン層は、生命にとって有害な紫外線の大部分を吸収し、地上の生態系を保護する、地球の「バリア」としての極めて重要な役割を担っています。Module 2で学んだフロンガスによるオゾン層破壊は、このバリアを破壊する深刻な環境問題です。
対流圏のオゾン（悪いオゾン）:
- 一方、我々が生活する地表付近の対流圏に存在するオゾンは、光化学オキシダントの主成分となる大気汚染物質です。
- 自動車の排気ガスなどに含まれる窒素酸化物（NOx）や炭化水素（HC）が、太陽光（紫外線）のエネルギーを受けて光化学反応を起こし、二次的にオゾンが生成されます。
- 高濃度のオゾンは、その強い酸化力によって、人の目や喉の粘膜を刺激し、呼吸器疾患を引き起こしたり、農作物や森林に被害を与えたりします。

同じO₃という化学物質が、存在する場所によって「守護神」にも「汚染物質」にもなるという事実は、化学物質の評価が、その性質だけでなく、文脈（どこに、どれだけの量存在するか）によって決まることを示す好例です。

3. 硫黄の同素体（斜方硫黄、単斜硫黄、ゴム状硫黄）

硫黄（S）は、同族の酸素とは対照的に、常温で黄色の固体であり、温度によって次々とその姿を変える、非常に多くの同素体を持つことで知られています。これは、原子半径の大きい硫黄原子が、酸素のように安定な二重結合（S=S）を形成しにくく、むしろ単結合を繰り返して多様な構造（環状分子や鎖状高分子）をとることを好むためです。大学入試では、主要な3つの同素体、斜方硫黄、単斜硫黄、ゴム状硫黄の特徴を理解することが重要です。

3.1. 硫黄の基本構造：S₈環状分子

斜方硫黄と単斜硫黄という、二つの結晶性の同素体の基本的な構成ユニットは、8個の硫黄原子が共有結合によって王冠のような形の環を作った、S₈環状分子です。結晶中では、このS₈分子が、ファンデルワールス力によって互いに引きつけ合い、規則正しく配列しています。

3.2. 斜方硫黄 (Rhombic Sulfur)

構造: S₈環状分子が、斜方晶系と呼ばれる結晶構造をとって配列したもの。
安定性: 常温・常圧で最も安定な硫黄の同素体です。
物理的性質:
- 鮮やかな黄色の塊状または八面体状の結晶。
- もろく、水には溶けませんが、**二硫化炭素（CS₂）**にはよく溶けます。
- 密度は2.07 g/cm³。

3.3. 単斜硫黄 (Monoclinic Sulfur)

構造: S₈環状分子が、単斜晶系と呼ばれる、斜方硫黄とは異なる結晶構造をとって配列したもの。
安定性: 95.5℃以上で安定に存在します。95.5℃未満では、ゆっくりと安定な斜方硫黄へと変化します。
物理的性質:
- 淡黄色（やや薄い黄色）の針状の結晶。
- 二硫化炭素（CS₂）に溶けます。
- 密度は1.96 g/cm³で、斜方硫黄よりわずかに小さいです。
製法:
1. 粉末の硫黄（斜方硫黄）を蒸発皿に入れ、穏やかに加熱して融解させます（融点約119℃）。
2. 融解した硫黄をゆっくりと放冷し、表面が固まり始めたときに、固まった膜に穴を開け、中のまだ液体状の硫黄を流し出します。
3. 蒸発皿の内側に、淡黄色の美しい針状結晶、単斜硫黄が析出します。

3.4. 転移温度 (Transition Temperature)

斜方硫黄と単斜硫黄のように、ある温度を境にして、安定な同素体の構造が可逆的に変化することがあります。この境界となる温度を**転移温度（遷移点）と呼びます。

硫黄の転移温度は95.5℃**です。

斜方硫黄 (安定) <-- (95.5℃) --> 単斜硫黄 (安定)

95.5℃未満では、斜方硫黄が安定相です。単斜硫黄をこの温度で放置すると、時間をかけて斜方硫黄に変わります。
95.5℃以上（融点未満）では、単斜硫黄が安定相です。斜方硫黄をこの温度に保つと、単斜硫黄へと構造が変化します。

3.5. ゴム状硫黄 (Plastic Sulfur / Amorphous Sulfur)

ゴム状硫黄は、斜方硫黄や単斜硫黄のような結晶構造を持たない、**非晶質（アモルファス）**の同素体です。

構造: S₈環状分子ではなく、多数の硫黄原子が長く連結した鎖状高分子からなります。
製法:
1. 硫黄をさらに加熱していくと、160℃付近で粘性が急激に増大し、暗赤色のドロドロとした液体になります。これは、S₈環が熱によって開環し、反応性の高い鎖状のラジカル（・S-S₆-S・）が生成し、それらが次々と重合して長い鎖状分子（Sn）を形成するためです。
2. この高温（200℃以上）の粘性の高い液体硫黄を、冷水中に素早く注ぎ込む（急冷する）と、分子が規則正しく配列する時間がないまま固化し、ゴム状硫黄が得られます。
物理的性質:
- 褐色で、その名の通りゴムのような弾性を示します。
- 二硫化炭素（CS₂）には溶けません。
安定性: 最も不安定な同素体です。室温で放置すると、弾性を失ってもろくなり、徐々に最も安定な斜方硫黄へと変化していきます。

硫黄の同素体は、同じS₈分子を構成ユニットとしながらも、その配列（結晶構造）が違うだけで性質が異なる「多形（Polymorphism）」の例（斜方硫黄と単斜硫黄）、そして加熱によって分子構造そのものが根本的に変化し、全く異なる性質を示す例（ゴム状硫黄）を提供してくれる、物質の多様性を学ぶ上で非常に興味深い対象です。

4. 硫化水素の製法、性質、毒性

硫化水素（H₂S）は、硫黄の最も代表的な水素化物であり、その特有の臭気と性質から、無機化学において重要な化合物の一つです。

4.1. 硫化水素（H₂S）の性質

物理的性質:
- 常温・常圧で無色の気体。
- 特有の腐卵臭（温泉地などで感じられる、卵が腐ったような臭い）を持つ。
- 空気よりもやや重い（分子量 H₂S=34, 空気≈29）。
- 水に少し溶けます。その水溶液は硫化水素酸と呼ばれ、弱酸性を示します。
化学的性質:
1. 弱酸性: 硫化水素は、水に溶けてわずかに電離する二価の弱酸です。
  - 一段階目: H₂S ⇄ H⁺ + HS⁻ （硫化水素イオン）
  - 二段階目: HS⁻ ⇄ H⁺ + S²⁻ （硫化物イオン）
  - 水溶液中の硫化物イオン（S²⁻）の濃度は、液性（pH）によって大きく変化します。酸性条件下では平衡が大きく左に偏り、S²⁻濃度は極めて低くなります。塩基性条件下では平衡が右に移動し、S²⁻濃度は高くなります。この性質が、後述する金属イオンの系統分離で巧みに利用されます。
2. 強力な還元剤: 硫化水素中の硫黄原子の酸化数は**-2**であり、これは硫黄がとりうる最も低い酸化数です。そのため、硫化水素は他の物質に電子を与えやすく、自身は酸化数0（単体のS）や、さらに高い酸化数（SO₂など）に酸化される、強力な還元剤として働きます。
  - ハロゲンとの反応: 塩素のような強い酸化剤とは、激しく反応します。
    - H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓
  - 二酸化硫黄との反応: 還元剤であるH₂Sと、酸化剤であるSO₂を反応させると、単体の硫黄が生成します。この反応は、火山地帯で天然に見られるほか、石油精製などで発生するH₂SとSO₂から硫黄を回収するクラウス法で利用されています。
    - 2H₂S + SO₂ → 3S↓ + 2H₂O
  - 空気中での燃焼: 空気中の酸素とも反応します。酸素が十分な場合は二酸化硫黄まで酸化されますが、酸素が不十分な場合は単体の硫黄が生成します。
    - 十分なO₂: 2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O
    - 不十分なO₂: 2H₂S + O₂ → 2S↓ + 2H₂O
3. 金属イオンとの沈殿生成: 硫化水素を金属イオンを含む水溶液に通じると、多くの金属イオンが**硫化物（Sulfide）**として沈殿します。生成する硫化物には特有の色を持つものが多く、金属イオンの検出や分離に利用されます。
  - Cu²⁺ + H₂S → CuS↓ (黒色) + 2H⁺
  - Cd²⁺ + H₂S → CdS↓ (黄色) + 2H⁺
  - Zn²⁺ + H₂S → ZnS↓ (白色) + 2H⁺

4.2. 硫化水素の製法

実験室で硫化水素を発生させるには、**硫化鉄(II)（FeS）**のような金属硫化物に、**希塩酸（HCl）や希硫酸（H₂SO₄）**のような強酸を作用させるのが一般的です。

反応式: FeS + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂S↑
原理: これは、弱酸の塩に強酸を加えて、弱酸を遊離させる反応の一種です。
装置: キップの装置がしばしば用いられます。キップの装置は、固体の反応物（FeS）と液体の反応物（希硫酸）を、必要に応じて接触させたり分離させたりできる巧妙なガラス器具で、コックを開けば気体が発生し、閉じれば発生が止まるという利点があります。
注意: 酸化力の強い酸（硝酸や濃硫酸）は、生成した硫化水素を酸化してしまうため、この目的には使用できません。

4.3. 硫化水素の毒性：極めて危険な物質

硫化水素は、その特徴的な臭いから身近に感じられることがありますが、青酸（シアン化水素）に匹敵するほどの猛毒です。その毒性を正しく理解し、実験などで取り扱う際には細心の注意を払う必要があります。

毒性のメカニズム: 硫化水素は、細胞の呼吸に関わる重要な酵素（チトクロムオキシダーゼ）の働きを阻害することで、細胞のエネルギー生産を停止させ、組織を壊死に至らしめます。
濃度と症状:
- 低濃度（~10 ppm）: 腐卵臭を感じる。目や呼吸器への刺激。
- 高濃度（100 ppm以上）: 嗅覚麻痺が起こり、臭いを感じなくなる。これが極めて危険で、濃度がさらに上がっていることに気づかずに、致死的な濃度にまで曝露されてしまう危険性があります。
- 致死濃度（~700 ppm以上）: 呼吸中枢が麻痺し、数呼吸で意識を失い、死に至る。
発生源: 火山ガスや温泉に含まれるほか、下水処理場やごみ処理場、し尿処理施設などで、有機物が腐敗する際に発生することがあります。作業中の硫化水素中毒事故は後を絶ちません。

化学実験で硫化水素を用いる際は、必ずドラフトチャンバー内で操作し、排気は水酸化ナトリウム水溶液やさらし粉水溶液に通して無害化（酸化分解）するなど、厳重な安全管理が求められます。

5. 二酸化硫黄の製法と性質

二酸化硫黄（SO₂）は、硫黄の酸化物の一つであり、亜硫酸ガスとも呼ばれます。刺激臭を持つ無色の気体で、大気汚染や酸性雨の原因物質として知られる一方で、その反応性を利用して工業的にも重要な役割を担っています。

5.1. 二酸化硫黄（SO₂）の製法

実験室的製法

亜硫酸塩と強酸の反応: **亜硫酸ナトリウム（Na₂SO₃）**のような亜硫酸の塩に、**希硫酸（H₂SO₄）**のような強酸を加えると、弱酸である亜硫酸（H₂SO₃）が遊離しますが、亜硫酸は不安定ですぐに水と二酸化硫黄に分解します。
- Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O + SO₂↑
- 原理は、弱酸の遊離反応です。
銅と熱濃硫酸の反応: 銅（Cu）のようなイオン化傾向が水素より小さい金属に、熱した濃硫酸を作用させると、濃硫酸の強い酸化作用によって二酸化硫黄が発生します。
- Cu + 2H₂SO₄(濃) → CuSO₄ + 2H₂O + SO₂↑
- この反応では、濃硫酸が酸化剤、銅が還元剤として働いています。

工業的製法

工業的には、**硫黄（S）**や、**黄鉄鉱（FeS₂）**のような硫化物鉱石を空気中で燃焼（焙焼）させて大量に製造されます。これは、硫酸製造（接触法）の第一段階の反応です。

S + O₂ → SO₂
4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂

5.2. 二酸化硫黄（SO₂）の性質

物理的性質:
- 常温・常圧で無色、刺激臭のある有毒な気体。
- 空気より重く、液化しやすい（沸点 -10℃）。
- 水によく溶け、その水溶液は弱酸性（亜硫酸）を示します。
  - SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₃ （亜硫酸）
化学的性質:二酸化硫黄中の硫黄原子の酸化数は**+4**です。硫黄は-2から+6までの酸化数をとることができるため、SO₂中の硫黄は、さらに酸化されることも、還元されることも可能です。このため、二酸化硫黄は、相手の物質によって酸化剤としても還元剤としても働くという二面的な性質を示します。
1. 還元剤としての働き（自身は酸化される）:
  - 相手が、自分より強い酸化剤（過マンガン酸カリウム、ハロゲンなど）である場合、SO₂は還元剤として働きます。
  - SO₂ → SO₄²⁻ + 2e⁻ （酸化数が+4から+6に増加）
  - 過マンガン酸カリウム（KMnO₄）水溶液との反応: KMnO₄の赤紫色の水溶液にSO₂を通じると、その色は消えます（脱色）。この反応はSO₂の検出にも用いられます。
    - 2KMnO₄ + 5SO₂ + 2H₂O → K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄
  - ハロゲンとの反応: 塩素水（Cl₂）にSO₂を通じると、両者が反応して塩酸と硫酸が生成します。
    - Cl₂ + SO₂ + 2H₂O → 2HCl + H₂SO₄
2. 酸化剤としての働き（自身は還元される）:
  - 相手が、自分より強い還元剤（硫化水素など）である場合、SO₂は酸化剤として働きます。
  - SO₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → S + 2H₂O （酸化数が+4から0に減少）
  - 硫化水素（H₂S）との反応:
    - SO₂ + 2H₂S → 3S↓ + 2H₂O
    - この反応では、SO₂が酸化剤、H₂Sが還元剤として働いています。
3. 漂白作用: 二酸化硫黄は、色素を還元することでその色を消す還元漂白という作用を示します。この漂白作用は穏やかであるため、紙、パルプ、羊毛、絹などの、塩素系漂白剤では傷んでしまうデリケートな繊維の漂白に用いられます。
  - 注意: 塩素（次亜塩素酸）による漂白は酸化漂白であり、原理が異なります。また、SO₂による漂白は、空気中の酸素によって徐々に元の色に戻ることがあります。

5.3. 二酸化硫黄と環境問題：酸性雨

二酸化硫黄は、酸性雨の主要な原因物質の一つです（もう一つは窒素酸化物）。

発生源: 火山活動によって自然界でも発生しますが、現代における主な発生源は、硫黄分を含む**化石燃料（石炭、石油）**の燃焼です。工場や火力発電所などから大量に排出されます。
酸性雨の生成メカニズム:
1. 大気中に放出された二酸化硫黄（SO₂）が、空気中の酸素によってゆっくりと酸化され、**三酸化硫黄（SO₃）**に変化します。この反応は、大気中の微粒子（触媒）などによって促進されます。
  - 2SO₂ + O₂ → 2SO₃
2. 生成した三酸化硫黄が、大気中の水滴（雲や霧）に溶け込んで、**硫酸（H₂SO₄）**となります。
  - SO₃ + H₂O → H₂SO₄
3. この硫酸が雨や雪に混じって地上に降ることで、酸性雨（酸性雪）となります。
影響: 酸性雨は、湖や沼を酸性化させて生態系を破壊したり、土壌を酸性化させて森林を枯らしたり（立ち枯れ）、コンクリートや大理石でできた歴史的建造物や彫刻を溶かしたりと、深刻な環境被害を引き起こします。
- CaCO₃ (大理石) + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂O + CO₂

この問題に対処するため、工場などでは、排煙から二酸化硫黄を除去する排煙脱硫という技術が導入されています。これは、塩基性物質（酸化カルシウムや炭酸カルシウム）を用いて、酸性ガスであるSO₂を中和して除去する方法です。

CaO + SO₂ → CaSO₃

6. 三酸化硫黄の製法と性質

三酸化硫黄（SO₃）は、硫酸を製造する上で極めて重要な中間生成物です。単体として目にする機会は少ないですが、その反応性は無機化学において非常に特徴的です。

6.1. 三酸化硫黄（SO₃）の製法

三酸化硫黄は、二酸化硫黄（SO₂）を酸化することで得られます。

反応式: 2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃
反応の特性:
- この反応は可逆反応であり、発熱反応です。
- 反応速度が非常に遅いため、工業的に効率よくSO₃を製造するためには、触媒と適切な温度・圧力条件の管理が不可欠です。この反応の最適化こそが、硫酸製造（接触法）の技術的な核心です（詳細は次章で詳述）。
- 実験室レベルでは、**五酸化二リン（P₄O₁₀）**のような強力な脱水剤を用いて、濃硫酸を脱水することでも得られますが、一般的ではありません。
  - 2H₂SO₄ --(P₄O₁₀)--> 2SO₃ + 2H₂O

6.2. 三酸化硫黄（SO₃）の性質

物理的性質:
- 常温では、無色の針状結晶の固体です。
- 分子式はSO₃ですが、固体状態では3つのSO₃分子が環状に結合した**三量体（S₃O₉）**や、多数のSO₃分子が鎖状に結合したポリマーとして存在しています。
- 揮発性が非常に高く、加熱すると容易に気体になります。
化学的性質:
1. 水との激しい反応: 三酸化硫黄は、水（H₂O）と極めて激しく反応して、多量の熱を発生しながら**硫酸（H₂SO₄）**を生成します。
  - SO₃ + H₂O → H₂SO₄
  - この反応は爆発的に進行することがあり、非常に危険です。工業的に硫酸を製造する際には、三酸化硫黄を直接水と反応させることは避け、濃硫酸に吸収させます。
2. 強力な酸性酸化物: 三酸化硫黄は、典型的な酸性酸化物であり、塩基と反応して硫酸塩を生成します。
  - SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O
3. 発煙硫酸 (Fuming Sulfuric Acid): 三酸化硫黄を濃硫酸に溶かしたものは、発煙硫酸と呼ばれます。
  - H₂SO₄ + nSO₃
  - 二硫酸（H₂S₂O₇）などのポリ硫酸を含み、空気中の水分を吸収してSO₃が発煙するため、この名があります。濃硫酸よりもさらに強力な酸化作用や脱水作用を持ち、特殊な化学反応に用いられます。

三酸化硫黄の化学は、本質的に「硫酸の無水物」としての化学です。その水との強い親和性と、それによって硫酸を生成する反応が、性質の中心となっています。

7. 接触法による硫酸の工業的製法

硫酸（H₂SO₄）は、肥料、合成繊維、火薬、医薬品、金属の精錬など、ありとあらゆる化学工業製品の製造プロセスに関与しており、「化学工業の米」とも呼ばれる、最も重要な基礎化学薬品です。現代において、硫酸は**接触法（Contact Process）**と呼ばれる方法で、極めて効率的に、かつ安価に大量生産されています。

接触法は、化学平衡の原理（ルシャトリエの原理）を巧みに利用した、工業化学の金字塔ともいえるプロセスです。

7.1. 接触法の全プロセス

接触法は、大きく分けて3つの工程からなります。

工程1：二酸化硫黄（SO₂）の製造
- 原料: 硫黄（S）または黄鉄鉱（FeS₂）
- 反応: 原料を燃焼炉に入れ、空気中の酸素と反応させて（燃焼）、二酸化硫黄ガスを生成します。
  - S + O₂ → SO₂
  - 4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂
- 生成したSO₂ガスは、不純物（塵など）を含んでいるため、精製装置で高純度にされます。触媒の性能を低下させない（触媒毒を防ぐ）ために、この精製は非常に重要です。
工程2：二酸化硫黄の接触酸化
- 反応: 精製された二酸化硫黄（SO₂）と空気（酸素, O₂）の混合ガスを、接触室で酸化バナジウム(V)（V₂O₅）を主成分とする触媒と接触させ、三酸化硫黄（SO₃）に酸化します。これが「接触法」という名前の由来です。
- 反応式: 2SO₂ (気) + O₂ (気) ⇄ 2SO₃ (気) + 197 kJ
- この反応は、接触法全体の収率と効率を決定する、最も重要な中核反応です。
工程3：三酸化硫黄の吸収と希釈
- 反応: 生成した三酸化硫黄（SO₃）を、吸収塔で濃硫酸に吸収させ、**発煙硫酸（H₂S₂O₇）**を生成します。
  - SO₃ + H₂SO₄ → H₂S₂O₇
- 理由: なぜ直接水に吸収させないのか？ SO₃と水との反応は極めて発熱が大きく、反応熱で水が蒸発し、SO₃が細かい硫酸のミスト（霧）となってしまい、効率的な吸収が困難になるためです。濃硫酸は、SO₃を穏やかに、かつ効率的に吸収することができます。
- 最終製品化: 生成した発煙硫酸を、希硫酸で正確な濃度に希釈することで、目的の濃度の濃硫酸（通常98%）が得られます。
  - H₂S₂O₇ + H₂O → 2H₂SO₄

7.2. 【核心】工程2における化学平衡の応用

工程2の 2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃ という反応は、発熱反応であり、かつ気体の分子数が減少する（左辺3分子→右辺2分子）可逆反応です。この反応で、三酸化硫黄（SO₃）の収率（生成量）を最大限に高めるために、ルシャトリエの原理が巧みに応用されています。

ルシャトリエの原理：「平衡状態にある可逆反応において、濃度、圧力、温度などの条件を変化させると、その変化を和らげる方向に平衡が移動する。」

温度の最適化:
- 平衡論的考察: この反応は発熱反応なので、ルシャトリエの原理によれば、平衡を右（生成物側）に移動させて収率を高めるには、温度は低い方が有利です。温度を下げると、反応系は熱を発生させる方向、すなわち右方向に進みます。
- 反応速度論的考察: しかし、温度を下げすぎると、反応速度そのものが著しく遅くなり、単位時間あたりの生産量が落ちてしまい、工業的には非現実的です。
- 妥協点（最適温度）: そこで、収率と反応速度のバランスをとるための最適温度として、**400～500℃**程度の比較的高温が採用されます。この温度でも、触媒（V₂O₅）の働きによって、十分な反応速度と97%程度の高い収率が両立できるのです。
圧力の最適化:
- 平衡論的考察: この反応は気体の分子数が減少する（3分子→2分子）反応なので、ルシャトリエの原理によれば、圧力を高くする方が有利です。圧力を高くすると、反応系は分子数を減らす方向、すなわち右方向に進みます。
- 経済的考察: しかし、高圧設備は建設・維持に莫大なコストがかかります。
- 妥協点（最適圧力）: 幸いなことに、この反応は**常圧（1気圧）**でも、触媒を用いれば十分に高い収率が得られます。そのため、経済的な理由から、常圧、あるいはわずかに高い圧力で運転されるのが一般的です。
濃度の最適化:
- 反応物である酸素の濃度を高めるために、純粋な酸素ではなく、コストの安い空気が用いられますが、SO₂に対して過剰量の空気を送り込みます。これにより、平衡が右に移動し、SO₂の反応率を高めることができます。

このように、接触法は、化学平衡という理論化学の原理を、経済性や安全性といった現実的な制約の中で、いかにして最大限に活用するかという、工業化学の精髄を示す絶好の事例です。

8. 濃硫酸の性質（酸性、脱水作用、酸化作用）

接触法によって製造される濃硫酸（通常、質量パーセント濃度が98%程度）は、希硫酸とは全く異なる、特有の三つの重要な性質を示します。それは**「（不揮発性の）酸性」「脱水作用」「酸化作用」**です。これらの性質を明確に区別し、それぞれがどのような条件下で、どのような反応を引き起こすのかを理解することは、無機化学において極めて重要です。

8.1. 性質①：酸性（不揮発性の強酸として）

性質: 硫酸は二価の強酸ですが、濃硫酸の特筆すべき性質は、その不揮発性（沸点が約337℃と非常に高い）です。
原理: 硫酸分子（H₂SO₄）間に強い水素結合が働き、分子が蒸発しにくいためです。
応用（揮発性の酸の遊離）: この性質を利用して、揮発性の酸の塩に濃硫酸を加えて加熱し、揮発性の酸を気体として発生させることができます。これは、Module 2で学んだ塩化水素（HCl）の実験室的製法の原理です。
- NaCl (塩) + H₂SO₄ (不揮発性の酸) → NaHSO₄ + HCl↑ (揮発性の酸)
- 同様に、硝酸（HNO₃）の製造にも利用されます。
  - NaNO₃ + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₃↑
注意: この反応は、濃硫酸の「酸」としての性質を利用したものであり、「酸化作用」は関与していません。相手の物質（Cl⁻, NO₃⁻）は、濃硫酸では酸化されにくい安定なイオンです。

8.2. 性質②：脱水作用

性質: 濃硫酸は、水分子（H₂O）に対する強い親和性を持ち、他の物質から水分を奪い取る脱水作用を持ちます。また、気体に含まれる水蒸気を吸収する乾燥剤としても強力です。
原理: 硫酸分子が水分子と強く水素結合を形成し、安定な水和物を形成するためです。
応用:
- 気体の乾燥: 酸性および中性の気体（例: HCl, SO₂, O₂, H₂）の乾燥に用いられます。
  - 注意: 塩基性の気体である**アンモニア（NH₃）**は、濃硫酸と中和反応を起こしてしまうため、乾燥には使えません。
    - 2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄
- 化合物の脱水: 化合物分子の中から、水素原子と酸素原子を2:1の割合（水の構成比）で強制的に奪い取ります。
  - ショ糖（スクロース）の炭化: ショ糖（C₁₂H₂₂O₁₁）に濃硫酸を注ぐと、脱水されて黒色の炭素（C）が生成し、体積が膨張します。
    - C₁₂H₂₂O₁₁ --(濃H₂SO₄)--> 12C + 11H₂O
  - エタノールからのエチレン生成: エタノール（C₂H₅OH）を濃硫酸とともに約160～170℃に加熱すると、分子内で脱水が起こり、エチレン（C₂H₄）が生成します。
    - C₂H₅OH --(濃H₂SO₄, 170℃)--> C₂H₄ + H₂O
  - ギ酸の分解: ギ酸（HCOOH）に濃硫酸を加えて加熱すると、脱水されて一酸化炭素（CO）が生成します。
    - HCOOH --(濃H₂SO₄)--> CO + H₂O
「乾燥」と「脱水」の違い:
- 乾燥 (Drying): 混合物から、付着している水分子を取り除く操作。
- 脱水 (Dehydration): 化合物分子そのものを分解し、HとOを水の形で奪い取る化学反応。

8.3. 性質③：酸化作用

性質: 熱した濃硫酸（熱濃硫酸）は、強力な酸化作用を示します。このとき、硫酸自身は還元されて、主に**二酸化硫黄（SO₂）**を生成します。
- 半反応式: H₂SO₄ + 2H⁺ + 2e⁻ → SO₂ + 2H₂O
原理: 濃硫酸中の硫黄原子の酸化数は+6であり、これは硫黄がとりうる最高の酸化数です。そのため、他の物質から電子を奪い、自身はより低い酸化数（+4など）になろうとする傾向があります。この性質は、高温で特に顕著になります。
応用:
- イオン化傾向が水素より小さい金属との反応: 通常、希酸とは反応しない銅（Cu）、銀（Ag）、水銀（Hg）なども、熱濃硫酸とは反応して溶けます。
  - 銅との反応:
    - Cu → Cu²⁺ + 2e⁻ （酸化）
    - H₂SO₄ + 2H⁺ + 2e⁻ → SO₂ + 2H₂O （還元）
    - 全体: Cu + 2H₂SO₄ → CuSO₄ + 2H₂O + SO₂↑
- 非金属との反応: 炭素（C）や硫黄（S）とも反応します。
  - 炭素との反応: C + 2H₂SO₄ → CO₂ + 2H₂O + 2SO₂
  - 硫黄との反応: S + 2H₂SO₄ → 3SO₂ + 2H₂O
不動態: 鉄（Fe）、ニッケル（Ni）、アルミニウム（Al）などは、イオン化傾向が大きいにもかかわらず、濃硫酸（や濃硝酸）に浸すと、表面に緻密で安定な酸化物の被膜が形成され、それ以上内部が溶けなくなります。この状態を**不動態（Passive State）**と呼びます。

濃硫酸の性質のまとめ

性質	反応相手の例	生成物	条件
酸性	NaCl, NaNO₃	HCl, HNO₃	加熱
脱水作用	ショ糖, エタノール	C, C₂H₄	–
酸化作用	Cu, Ag, C	SO₂	加熱

9. 希硫酸の性質（強酸性）

濃硫酸に水を加えて希釈した希硫酸（Dilute Sulfuric Acid）は、濃硫酸とは全く異なる、非常にシンプルな性質を示します。希硫酸の性質は、ただ一つ、「典型的な強酸」としての性質です。濃硫酸が持つような、特異な脱水作用や酸化作用は、希硫酸にはありません。

9.1. 希硫酸の本質：水溶液中の電離

希硫酸は、そのほとんどが水であるため、その性質は、硫酸分子（H₂SO₄）が水中でどのように振る舞うかによって決まります。

硫酸は、水中で二段階に電離する二価の強酸です。

一段階目の電離: H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄⁻
- この電離は**ほぼ100%**進行します。これが、希硫酸が強酸である主要な理由です。
二段階目の電離: HSO₄⁻ ⇄ H⁺ + SO₄²⁻
- 一段階目で生成した硫酸水素イオン（HSO₄⁻）も、さらに電離しますが、この電離は不完全であり、平衡状態にあります。

しかし、総合的に見れば、多量のH⁺を水溶液中に供給するため、希硫酸は塩酸や硝酸と並ぶ、代表的な強酸として分類されます。

9.2. 強酸としての反応

希硫酸が示す反応は、すべてこの電離によって生じた**水素イオン（H⁺）**の反応です。

金属との反応:
- イオン化傾向が水素（H）より大きい金属（例: Zn, Fe, Mg, Al）と反応して、**水素ガス（H₂）**を発生させ、硫酸塩を生成します。
  - Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑
  - Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂↑
- これは、金属原子が電子を放出して陽イオンになり、その電子を水素イオン（H⁺）が受け取って水素分子になる、典型的な酸化還元反応です。
- 重要: イオン化傾向が水素より小さい金属（例: Cu, Ag, Hg, Pt, Au）とは、反応しません。
塩基との中和反応:
- 水酸化ナトリウム（NaOH）のような塩基と反応して、塩と水を生成します。
  - H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O
金属酸化物との反応:
- 酸化銅(II)（CuO）のような塩基性酸化物と反応して、塩と水を生成します。
  - CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O
炭酸塩との反応（弱酸の遊離）:
- 炭酸カルシウム（CaCO₃）のような弱酸の塩と反応して、弱酸である炭酸（H₂CO₃）を遊離させますが、炭酸はすぐに分解して**二酸化炭素（CO₂）**を発生させます。
  - CaCO₃ + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂O + CO₂↑

9.3. 濃硫酸と希硫酸の性質の決定的違い

大学入試では、濃硫酸と希硫酸の性質の違いを正確に理解しているかが、極めて頻繁に問われます。特に、金属との反応の違いは最重要項目です。

	濃硫酸 (Hot conc. H₂SO₄)	希硫酸 (Dilute H₂SO₄)
主たる反応性	酸化作用, 脱水作用, 酸性	強酸性
反応の主役	H₂SO₄ 分子	H⁺ イオン
Hよりイオン化傾向が大きい金属(Zn, Fe)との反応	反応する (不動態になるFe, Al除く)	水素(H₂)を発生
Hよりイオン化傾向が小さい金属(Cu, Ag)との反応	二酸化硫黄(SO₂)を発生	反応しない
生成する気体	SO₂	H₂

なぜこのような違いが生まれるのか？

濃硫酸: ほとんどがH₂SO₄分子であり、水がごくわずかしか存在しないため、電離がほとんど起こっていません。そのため、反応の主体はH₂SO₄分子そのものであり、その強い酸化力が前面に出ます。
希硫酸: 大部分が水であり、H₂SO₄はほぼ完全に電離してH⁺とHSO₄⁻になっています。そのため、反応の主体は多量に存在するH⁺イオンであり、典型的な強酸としての性質を示すのです。

この違いを、「水があるかないか」で反応の主役が交代するという視点で理解することが、両者の性質を混同せずに記憶するための鍵となります。

10. チオ硫酸ナトリウムの性質と反応

**チオ硫酸ナトリウム（Sodium Thiosulfate, Na₂S₂O₃）**は、無機化学において、特に酸化還元滴定や写真の定着プロセスで登場する、非常に重要な化合物です。その化学は、特有の構造に由来するユニークな反応性に集約されます。

10.1. チオ硫酸イオンの構造

チオ硫酸イオン（S₂O₃²⁻）は、構造的に**硫酸イオン（SO₄²⁻）**と非常によく似ています。硫酸イオンの中心硫黄原子に結合している4つの酸素原子のうち、1つが硫黄原子に置き換わった形をしています。

硫酸イオン (SO₄²⁻): 正四面体構造
チオ硫酸イオン (S₂O₃²⁻): 硫酸イオンのO原子の一つをS原子で置換した構造

この構造から、「チオ（thio-）」という接頭辞が、有機化学や生化学において、酸素原子が硫黄原子に置き換わったことを示すのに用いられることがわかります（例: アルコール R-OH, チオール R-SH）。

重要なのは、チオ硫酸イオンに含まれる2つの硫黄原子の酸化数が異なることです。

中心の硫黄原子: +6 （硫酸イオンの中心Sと同じ）
外側の硫黄原子: -2 （硫化物イオンS²⁻と同じ）
平均の酸化数: (+6 + (-2)) / 2 = +2

この、異なる酸化状態の硫黄原子が同一分子内に共存していることが、チオ硫酸イオンが示す複雑で興味深い酸化還元反応の根源となっています。

10.2. チオ硫酸ナトリウムの性質と反応

チオ硫酸ナトリウムは、通常、五水和物（Na₂S₂O₃・5H₂O）として、無色の結晶の形で存在します。水によく溶けます。

1. 還元剤としての働き（ヨウ素との反応）

チオ硫酸ナトリウムは、穏やかな還元剤として働きます。その最も代表的で重要な反応が、**ヨウ素（I₂）との反応です。この反応は、ヨウ素の量を正確に決定するヨウ素滴定（ヨードメトリー）**で利用されます。

反応: チオ硫酸イオン（S₂O₃²⁻）は、ヨウ素を還元してヨウ化物イオン（I⁻）にし、自身は酸化されて**テトラチオン酸イオン（S₄O₆²⁻）**になります。
反応式: 2Na₂S₂O₃ + I₂ → 2NaI + Na₂S₄O₆
- イオン反応式: 2S₂O₃²⁻ + I₂ → 2I⁻ + S₄O₆²⁻
酸化数の変化:
- I₂ → I⁻: ヨウ素の酸化数が0から-1に還元（I₂が酸化剤）。
- S₂O₃²⁻ → S₄O₆²⁻: 硫黄の平均酸化数が+2から+2.5に酸化（S₂O₃²⁻が還元剤）。
滴定への応用:
- ヨウ素デンプン反応で青紫色を呈しているヨウ素溶液に、チオ硫酸ナトリウム水溶液を滴下していくと、上記の反応によってヨウ素が消費されます。
- ヨウ素が完全になくなった点（終点）で、溶液の青紫色が消失します。この色の変化が非常に明瞭であるため、正確な滴定が可能です。

2. 錯イオン形成（ハロゲン化銀との反応）

チオ硫酸イオンは、銀イオン（Ag⁺）と非常に安定な錯イオンを形成する能力があります。この性質は、Module 2で学んだ写真の定着プロセスで利用されます。

反応: 水に不溶なハロゲン化銀（AgCl, AgBr, AgI）の沈殿に、チオ硫酸ナトリウム水溶液を加えると、水溶性の**ビス(チオスルファト)銀(I)酸イオン（[Ag(S₂O₃)₂]³⁻）**という錯イオンとなって溶解します。
反応式: AgBr(s) + 2Na₂S₂O₃(aq) → Na₃[Ag(S₂O₃)₂](aq) + NaBr(aq)
- イオン反応式: AgBr(s) + 2S₂O₃²⁻(aq) → [Ag(S₂O₃)₂]³⁻(aq) + Br⁻(aq)
愛称: チオ硫酸ナトリウムは、写真の定着（fixing）に使う薬品として、**ハイポ（hypo）**という通称で古くから知られています。

3. 酸による分解

チオ硫酸ナトリウム水溶液は中性ですが、塩酸などの酸を加えると分解し、**単体の硫黄（S）**の白色（～黄色）沈殿と、**二酸化硫黄（SO₂）**の刺激臭を発生します。

反応式: Na₂S₂O₃ + 2HCl → 2NaCl + S↓ + SO₂↑ + H₂O
- イオン反応式: S₂O₃²⁻ + 2H⁺ → S↓ + SO₂↑ + H₂O
原理: この反応は、まず弱酸であるチオ硫酸（H₂S₂O₃）が遊離し、これが不安定ですぐに亜硫酸（H₂SO₃）と硫黄（S）に分解し、さらに亜硫酸が水とSO₂に分解するという、自己酸化還元反応の一種と見なすことができます。
この反応は、チオ硫酸イオンの検出反応としても利用されます。

チオ硫酸ナトリウムは、還元剤、錯形成剤、そして酸による分解という、三つの特徴的な顔を持つ、無機化学において多才な役割を担う重要な化合物です。

Module 3：非金属元素（2）酸素・硫黄の総括：類似性と差異性から読み解く化学の深化

本モジュールでは、同じ16族に属する酸素と硫黄という、生命と産業にとって根幹的な二つの元素に焦点を当て、その化学を深く探求してきました。この探求の旅を通じて、我々は周期表の「族」がもたらす「類似性」と、「周期」の違いが生み出す「差異性」という、周期律の二つの側面を具体的に学びました。

酸素と硫黄は、価電子が6個であるという共通点から、H₂OとH₂S、あるいは酸化物や同素体といった、類似したカテゴリーの物質群を形成します。しかし、その個々の物質が示す性質は、時に劇的なまでに異なります。常温で液体の水と気体の硫化水素、気体の酸素と固体の硫黄――この鮮やかな対比の背後には、酸素の持つ極端に小さい原子半径と巨大な電気陰性度という、第2周期元素特有の個性が存在することを、我々は論理的に解き明かしました。特に、水の物性を支配する「水素結合」の存在は、酸素の特異性を象徴するものでした。

硫黄の化学に目を転じれば、その多様な同素体は物質の形態の豊かさを示し、硫化水素から二酸化硫黄、そして硫酸へと至る酸化数の変化は、酸化還元反応のダイナミズムを教えてくれました。特に、「化学工業の米」と称される硫酸の製造法である接触法の分析は、化学平衡（ルシャトリエの原理）という理論化学の抽象的な法則が、いかにして現実の物質生産を支える巨大な知恵へと昇華されるかを示す、圧巻の事例でした。さらに、濃硫酸が示す、不揮発性の酸、脱水剤、酸化剤という三つの顔と、希硫酸が示す典型的な強酸としての顔を区別することで、我々は化学物質の性質が、その置かれた環境（この場合は水の有無）によっていかに根本的に変化するかを学びました。

本モジュールで得た知識は、単に酸素と硫黄という二つの元素に限定されるものではありません。「なぜ似ているのか？」「なぜ違うのか？」という比較の視点を常に持ち、その答えを原子構造や周期律という基本原理に立ち返って探求する思考の訓練は、これから学ぶであろう、あらゆる元素の化学を理解するための、強力な方法論となります。

次のモジュールでは、この比較と原理探求の視点をさらに発展させ、我々の体を構成し、地球大気の主成分でもある窒素、そして生命のエネルギー通貨ATPやDNAの骨格をなすリンという、さらなる生命の必須元素の化学へと、その歩みを進めていきます。

【基礎 化学(無機)】Module 3：非金属元素（2）酸素・硫黄