【基礎 化学(無機)】Module 4：非金属元素（3）窒素・リン

【本モジュールの目的と構成】

Module 3では、同じ16族に属する酸素と硫黄の化学を比較することで、周期律がもたらす「類似性」と「差異性」を深く探求しました。本モジュールでは、その探求の舞台を周期表の15族へと移し、我々生命にとって究極的に重要な二つの元素――大気の主成分であり、タンパク質の根幹をなす窒素（N）と、遺伝情報（DNA）とエネルギー通貨（ATP）の骨格を担うリン（P）――の化学を解き明かしていきます。

窒素とリンもまた、価電子を5個持つという共通点から、アンモニア（NH₃）とホスフィン（PH₃）のように、互いによく似た化合物系列を形成します。しかし、ここでも第2周期元素である窒素の特異性が、両者の化学に決定的な違いをもたらします。窒素原子が形成する強固な三重結合（N≡N）は、窒素単体を極めて不活性な気体として存在させる一方、リン原子は不安定な単結合を好み、反応性に富む様々な固体の同素体をとります。この結合様式の根本的な違いが、窒素化合物とリン化合物の性質に大きな隔たりを生むのです。

本モジュールが目指すのは、窒素とリンという、生命の設計図の根幹をなす二つの元素の化学を、その「安定と不安定のコントラスト」という視点から論理的に理解することです。「なぜ空気の8割を占める窒素を利用するために、人類はハーバー・ボッシュ法という巨大な化学プロセスを必要としたのか？」「なぜリンは、自然発火するほど危険な姿（黄リン）と、マッチ箱で安全に使われる姿（赤リン）という、全く異なる顔を持つのか？」――これらの問いへの答えを探求する旅は、化学が生命と産業にいかに深く結びついているかを明らかにします。

この目的を達成するため、本稿では以下の10のテーマを、窒素とリンを対比させながら体系的に学びます。

1. 15族元素の全体像: 窒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移り変わる明確な階調を概観します。
2. 窒素単体の化学: 大気中にありふれていながら、極めて不活性な窒素分子（N₂）。その驚異的な安定性の秘密を、三重結合というミクロな構造から解明します。
3. アンモニアの性質と製法: 窒素の最も重要な水素化物であるアンモニア。その塩基性や分子構造、そして実験室での製法を学びます。
4. ハーバー・ボッシュ法: 「空気からパンを作る」と評された、アンモニアの工業的製法。化学平衡の原理を駆使したこのプロセスが、いかにして人類の食糧問題を解決したのかを探ります。
5. 窒素酸化物（NOx）: 環境問題の原因物質としても知られる一酸化窒素（NO）と二酸化窒素（NO₂）。その製法、性質、そして両者の間に存在する特異な平衡関係を分析します。
6. 硝酸の性質: 強酸性と強力な酸化作用という二つの顔を持つ硝酸。その反応性の本質を、相手の金属や濃度によってどう変化するかという観点から詳説します。
7. オストワルト法: アンモニアを原料として硝酸を工業的に製造するオストワルト法。窒素原子が酸化数を段階的に上げていく、見事な酸化反応の連鎖を追跡します。
8. リンの同素体: 自然発火する黄リンと、安全な赤リン。同じ元素からなる二つの同素体が示す、劇的な性質の違いをその分子構造から理解します。
9. 十酸化四リン: 最強の乾燥剤として知られるリンの酸化物。その強力な吸湿性の秘密と、水との激しい反応性に迫ります。
10. リン酸の性質: DNAやATPの構成要素であるリン酸。その酸としての性質と、硝酸とは異なる非酸化性の特徴を学びます。

このモジュールを終えるとき、あなたは窒素とリンという二つの元素が、なぜ生命にとって不可欠であると同時に、化学工業や環境問題においても中心的な役割を担っているのかを、その根本的な化学的性質から説明できるようになっているでしょう。

1. 15族（窒素族）元素の特徴

周期表の15族に属するのは、窒素（N）、リン（P）、ヒ素（As）、アンチモン（Sb）、ビスマス（Bi）の5つの元素です。これらの元素は窒素族元素と呼ばれ、特にヒ素（As）が有毒な化合物を形成することから、ギリシャ語の「pnigos（息を詰まらせるもの）」に由来して**プニクトゲン（Pnictogen）**とも呼ばれます。この族は、非金属から金属へと元素の性質が非常に明確に変化する、周期律を学ぶ上で典型的なグループです。

1.1. 電子的特徴と典型的な化学的性質

15族元素の化学的性質を理解する上での出発点は、その価電子の数です。

• 電子配置: 15族元素はすべて、最外殻に5個の価電子（電子配置 ns²np³）を持ちます。
• 化学的性質の根源:
  1. -3価の陰イオン形成: 希ガス（18族）の安定なオクテット則まで、電子が3個足りません。そのため、特に電気陰性度の大きい窒素やリンは、金属元素などから電子を3個受け取って、-3価の陰イオン（例: N³⁻ 窒化物イオン, P³⁻ リン化物イオン）になることがあります。
  2. 3本の共有結合形成: より一般的には、他の非金属元素との間で、3個の不対電子（p軌道に1個ずつ配置）を出し合い、3本の共有結合を形成します。最も代表的な例が、アンモニア（NH₃）やホスフィン（PH₃）です。このとき、最外殻には共有電子対3組と、結合に関与しない非共有電子対が1組存在することになります。この非共有電子対の存在が、アンモニアの塩基性など、15族元素の水素化物の性質に重要な影響を与えます。
  3. 多様な酸化数: 5個の価電子を持つことから、15族元素は**-3から+5まで**の非常に幅広い酸化数をとることができます。窒素化合物はその典型であり、NH₃(-3), N₂H₄(-2), N₂O(+1), NO(+2), HNO₂(+3), NO₂(+4), HNO₃(+5)など、酸化数のオンパレードとも言える多様な化合物群を形成します。

1.2. 周期律の明確な現れ：族内での性質変化

16族元素と同様に、15族元素も周期表を上から下へ進むにつれて、その性質が周期律に従って規則的かつ劇的に変化します。

元素	原子番号	電子配置	原子半径 [pm]	電気陰性度	分類	単体の性質
窒素 (N)	7	[He] 2s²2p³	75	3.04	非金属	無色の気体
リン (P)	15	[Ne] 3s²3p³	110	2.19	非金属	固体の同素体
ヒ素 (As)	33	[Ar] 3d¹⁰ 4s²4p³	121	2.18	半金属	灰色の固体
アンチモン (Sb)	51	[Kr] 4d¹⁰ 5s²5p³	141	2.05	半金属	銀白色の固体
ビスマス (Bi)	83	[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s²6p³	155	2.02	金属	銀白色の固体

• 非金属から金属への明確な転移: 15族は、族内で元素の性質が非金属→半金属→金属へと変化する様子が最も明瞭に観察できる族の一つです。
  • 窒素・リン: 典型的な非金属元素です。
  • ヒ素・アンチモン: 金属光沢を持つ固体ですが、性質はもろく、電気伝導性も金属と絶縁体の中間である**半金属（メタロイド）**です。
  • ビスマス: 最も下に位置するビスマスは、典型的な金属としての性質を示します。
• 安定な酸化数: 周期表を下にいくほど、原子核から遠いs軌道の電子が化学結合に関与しにくくなる「不活性電子対効果」と呼ばれる現象により、+5よりも**+3の酸化数**が安定になる傾向があります。ビスマスは、Bi³⁺というイオンを形成するのが一般的です。

1.3. 窒素の特異性：強固な三重結合の形成

15族元素の中でも、第2周期に属する窒素は、同族のリンやヒ素とは全く異なる、際立った個性を示します。その根源は、窒素原子が持つ多重結合を形成する能力にあります。

特異性の原因

1. 小さい原子半径と大きい電気陰性度: 他の第2周期元素と同様に、窒素は同族元素の中で原子半径が最も小さく、電気陰性度が最も大きいです。
2. p軌道の効果的な重なり: 原子半径が小さいため、窒素原子同士が接近した際に、p軌道が横方向に効果的に重なり合うことができます。これにより、1本のσ（シグマ）結合に加えて、2本のπ（パイ）結合を形成し、極めて強固な**三重結合（N≡N）**を作ることができるのです。

特異な性質の現れ

• 単体の状態:
  • 窒素: この強固な三重結合を持つため、窒素は二原子分子（N₂）として存在し、分子間のファンデルワールス力も弱いため、常温で気体です。
  • リン: リン原子は原子半径が大きいため、窒素のような安定な多重結合を形成できません。その代わり、複数のリン原子が単結合で結びつき、正四面体構造のP₄分子（黄リン）や、網目状の高分子（赤リン）を形成します。そのため、リンの単体は常温で固体です。
• 反応性:
  • 窒素: N≡Nの結合エネルギーは945 kJ/molと極めて大きく、この結合を切断するには莫大なエネルギーが必要です。そのため、窒素分子は非常に安定で、化学的に**不活性（反応性に乏しい）**です。
  • リン: P₄分子（黄リン）のP-P単結合は、結合角が60°と非常に歪んでおり、切れやすいです。そのため、黄リンは非常に不安定で、反応性が高く、空気中で自然発火します。

このように、同じ価電子5個を持つにもかかわらず、窒素とリンの化学は全く異なる様相を呈します。窒素の化学は「いかにして安定なN₂分子の三重結合を切断し、有用な化合物（アンモニアなど）に変換（窒素固定）するか」が中心テーマとなり、リンの化学は「いかにして不安定で危険な同素体を、安定な化合物（リン酸など）に変換するか」がテーマとなります。この「安定 vs 不安定」という鮮やかなコントラストを常に念頭に置くことが、15族元素の化学を深く理解するための鍵です。

2. 窒素単体の性質と反応性

窒素（N₂）は、我々が呼吸している**空気の約78%**を占める、地球上で最も身近な気体です。生命活動に不可欠なタンパク質や核酸（DNA, RNA）の必須構成元素でありながら、その単体である窒素ガスは、極めて反応しにくいという矛盾した性質を持っています。この「ありふれているのに利用しにくい」という窒素の性質が、生物進化と人類の科学技術の両方にとって、大きな課題となってきました。

2.1. 窒素単体（N₂）の性質

• 物理的性質:
  • 常温・常圧で無色・無臭の気体。
  • 空気よりわずかに軽い（分子量 N₂=28, 空気≈29）。
  • 水にほとんど溶けません。
  • 沸点は-196℃と非常に低く、容易に液化します。液体窒素は、冷却剤として医療（凍結保存）や科学研究、食品の急速冷凍などに広く利用されています。
• 化学的性質：極めて不活性
  • 窒素の化学的性質を支配するのは、その分子構造にあります。窒素分子（N₂）は、2個の窒素原子が1本のσ結合と2本のπ結合からなる、極めて強固な**三重結合（N≡N）**で結ばれています。
  • このN≡Nの結合エネルギーは945 kJ/molにも達し、これは化学結合の中でも最大級の強さです。
  • 化学反応が起こるためには、まずこの結合を切断する必要がありますが、そのためには非常に大きなエネルギー（高温・高圧）や、特殊な触媒が必要となります。
  • このため、窒素ガスは常温・常圧ではほとんどの物質と反応せず、化学的に不活性です。この性質を利用して、ポテトチップスの袋に酸化防止のために封入されたり、可燃性物質を扱う際の不活性雰囲気として利用されたりします。

2.2. 窒素の反応性：過酷な条件下での反応

極めて安定な窒素分子も、過酷な条件下では反応し、様々な窒素化合物を生成します。

• リチウムとの反応:
  • アルカリ金属であるリチウム（Li）は、例外的に常温で窒素と直接反応し、窒化リチウム（Li₃N）を生成します。
    • 6Li + N₂ → 2Li₃N
• 高温・高圧下での反応:
  • 水素との反応（アンモニアの生成）: 高温・高圧で、鉄を主成分とする触媒を用いると、水素と反応してアンモニア（NH₃）を生成します。これが、後述するハーバー・ボッシュ法の基本原理です。
    • N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃
  • 酸素との反応（窒素酸化物の生成）: 空気中の窒素と酸素は、通常は反応しませんが、雷の放電のような高温条件下では直接反応し、一酸化窒素（NO）を生成します。
    • N₂ + O₂ ⇄ 2NO
    • この反応は、自動車のエンジン内のような高温・高圧環境でも起こり、大気汚染物質である窒素酸化物（NOx）の発生源となります。
• 窒素固定（Nitrogen Fixation）:
  • 空気中の極めて安定な窒素分子（N₂）を、アンモニア（NH₃）や硝酸イオン（NO₃⁻）のような、生物が利用可能な形の窒素化合物に変換するプロセスのことを、窒素固定と呼びます。
  • 自然界では、根粒菌などの一部の微生物だけが、ニトロゲナーゼという特殊な酵素を用いて、常温・常圧で窒素固定を行うという驚くべき能力を持っています。
  • 人類は、この自然界の巧みなプロセスを、高温・高圧と触媒を用いるハーバー・ボッシュ法によって工業的に実現しました。この工業的窒素固定の成功が、化学肥料の大量生産を可能にし、20世紀以降の世界の人口爆発を支える基盤となったのです。

窒素単体の化学は、「いかにしてこの不活性な三重結合を打破し、生命と産業に役立つ化合物へと変換するか」という、壮大な挑戦の物語と言うことができるでしょう。

3. アンモニアの性質と製法

アンモニア（NH₃）は、窒素の最も重要な水素化物であり、化学肥料や硝酸の原料として、世界で最も大量に生産される化学物質の一つです。その特有の性質、特に塩基性は、無機化学において基本かつ重要な概念です。

3.1. アンモニア（NH₃）の分子構造と物理的性質

• 分子構造:
  • アンモニア分子は、中心の窒素原子（N）に3個の水素原子（H）が共有結合し、さらに窒素原子上に1対の非共有電子対が存在する構造をしています。
  • 電子対反発の原理（VSEPR理論）により、4つの電子対（共有3, 非共有1）は四面体の頂点方向を向きますが、非共有電子対の反発が強いため、分子の形は正四面体ではなく、三角錐形となります。
  • N-H結合は、窒素の電気陰性度が水素よりも大きいため極性を持ち、分子全体としても極性を持つ極性分子です。
• 物理的性質:
  • 常温・常圧で無色、特有の強い刺激臭を持つ気体。
  • 分子間に水素結合を形成するため、分子量が同程度の他の物質（CH₄など）に比べて、沸点（-33℃）が異常に高いです。そのため、比較的低い圧力で容易に液化します。液体アンモニアは、気化する際に多量の熱を奪う（気化熱が大きい）ため、大型冷凍庫などの冷媒として利用されます。
  • 極性分子であるため、極性溶媒である水に非常によく溶けます。アンモニアを水に溶かしたものはアンモニア水と呼ばれます。

3.2. アンモニアの化学的性質：弱塩基性

アンモニアの化学的性質で最も重要なのは、その塩基性です。

• 塩基性の原理:
  • アンモニア分子の窒素原子上には、どの原子とも結合していない非共有電子対が存在します。
  • この非共有電子対は、電子が不足している他の化学種、特に水素イオン（H⁺）に対して、一方的に電子対を提供して共有結合（配位結合）を形成する能力があります。
  • ブレンステッド・ローリーの定義によれば、H⁺を受け取る物質は塩基です。また、ルイスの定義によれば、電子対を供与する物質は塩基です。アンモニアは、この両方の定義を満たす典型的な塩基です。
• 水溶液中での振る舞い:
  • アンモニアを水に溶かすと、一部のアンモニア分子が水分子からH⁺を受け取り、**アンモニウムイオン（NH₄⁺）と水酸化物イオン（OH⁻）**を生成します。
  • NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH⁻
  • この反応は可逆反応であり、平衡は大きく左に偏っています。つまり、水に溶けたアンモニアの大部分はNH₃分子のまま存在し、ごく一部しか電離しません。そのため、アンモニア水は弱塩基性を示します。
• 酸との中和反応:
  • アンモニアは気体ですが、塩化水素（HCl）や硫酸（H₂SO₄）のような酸と直接反応して、アンモニウム塩を生成します。
    • NH₃ (気) + HCl (気) → NH₄Cl (固) （白煙を生じる）
    • 2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄
  • この反応は、アンモニアが塩基、酸が酸として働く、典型的な中和反応です。

3.3. アンモニアのその他の化学的性質

• 還元性: アンモニア中の窒素の酸化数は-3で、最も低い酸化状態です。そのため、高温では還元剤として働くことがあります。例えば、熱した酸化銅(II)（CuO）にアンモニアを通じると、CuOを還元して単体の銅（Cu）を生成し、自身は窒素（N₂）に酸化されます。
  • 2NH₃ + 3CuO → 3Cu + 3H₂O + N₂
• 錯イオンの形成: アンモニア分子は、その非共有電子対を用いて、多くの遷移金属イオンに配位子として配位結合し、錯イオンを形成します。
  • 例: Ag⁺, Cu²⁺, Zn²⁺ などのイオンを含む水溶液にアンモニア水を加えると、まず水酸化物の沈殿が生成しますが、さらに過剰のアンモニア水を加えると、沈殿が溶解して無色や深青色の錯イオンが生成します。
    • Ag⁺ + 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]⁺ （ジアンミン銀(I)イオン, 無色）
    • Cu²⁺ + 4NH₃ → [Cu(NH₃)₄]²⁺ （テトラアンミン銅(II)イオン, 深青色）

3.4. アンモニアの実験室的製法

実験室でアンモニアを少量発生させるには、アンモニウム塩に、それよりも強い塩基を加えて加熱する方法がとられます。これは、弱塩基の遊離反応の典型例です。

• 原料: 塩化アンモニウム（NH₄Cl）（弱塩基の塩）と水酸化カルシウム（Ca(OH)₂）（強塩基）の固体を混合して用いるのが一般的です。水酸化ナトリウムのような潮解性のある強塩基は、ガラスを腐食するため避けられます。
• 反応式: 2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2H₂O + 2NH₃↑
• 装置と操作:
  • 発生装置: 固体の混合物を試験管に入れ、穏やかに加熱します。試験管の口は、発生する水蒸気が加熱部に戻って試験管が割れるのを防ぐため、少し下げておきます。
  • 乾燥: 発生したアンモニアガスには水分が含まれています。アンモニアは塩基性の気体なので、酸性の乾燥剤（濃硫酸、十酸化四リン）や中性の乾燥剤（塩化カルシウム、アンモニウムイオンと錯体を作る）は使えません。塩基性の乾燥剤であるソーダ石灰（CaOとNaOHの混合物）が入った管に通して乾燥させます。
  • 捕集: アンモニアは空気より軽い（分子量 NH₃=17, 空気≈29）ため、上方置換で捕集します。
  • 検出: アンモニアは塩基性なので、湿らせた赤色リトマス紙を青変させます。また、濃塩酸を近づけると、反応して塩化アンモニウムの白煙を生じます。

4. ハーバー・ボッシュ法によるアンモニアの工業的製法

アンモニアは、化学肥料の製造を通じて、人類の食糧生産を支える極めて重要な物質です。20世紀初頭まで、窒素肥料の原料は、チリ硝石などの限られた天然資源に依存しており、食糧危機が懸念されていました。この状況を一変させたのが、空気中の豊富な窒素をアンモニアに変換する画期的な技術、ハーバー・ボッシュ法です。この方法は、「空気からパンを作る」技術とも評され、開発者であるドイツの化学者フリッツ・ハーバーとカール・ボッシュは、それぞれノーベル化学賞を受賞しました。

ハーバー・ボッシュ法は、化学平衡の原理を工業プロセスに巧みに応用した、化学技術史における最大の成果の一つです。

4.1. ハーバー・ボッシュ法の基本反応

ハーバー・ボッシュ法は、**窒素（N₂）と水素（H₂）を直接反応させてアンモニア（NH₃）**を合成する方法です。

• 反応式: N₂ (気) + 3H₂ (気) ⇄ 2NH₃ (気) + 92 kJ
• 反応の特性:
  1. 可逆反応: 正反応（アンモニア生成）と逆反応（アンモニア分解）が同時に起こり、やがて平衡状態に達します。
  2. 発熱反応: 正反応は熱を発生する反応です。
  3. 気体の分子数が減少する反応: 反応物（窒素1分子 + 水素3分子 = 4分子）から生成物（アンモニア2分子）へと、気体の総分子数が減少します。

これらの特性を持つ可逆反応において、アンモニアの収率（平衡状態での生成量の割合）をいかにして高め、かつ実用的な速度で生産するか、という課題を解決するために、ルシャトリえの原理が全面的に応用されています。

4.2. ルシャトリエの原理に基づく最適条件の探求

1. 圧力の条件：高圧

• 原理: この反応は気体の分子数が減少する反応（4分子→2分子）です。ルシャトリエの原理によれば、圧力を高くすると、系は圧力を下げようとして、分子数が減少する方向、すなわち正反応の方向（右向き）に平衡が移動します。
• 実際: 圧力を高くすればするほど、アンモニアの平衡収率は向上します。そのため、ハーバー・ボッシュ法では、**200～1000気圧（20～100 MPa）**という非常に高い圧力下で反応が行われます。

2. 温度の条件：中程度の高温（妥協点）

• 平衡論的考察: この反応は発熱反応です。ルシャトリエの原理によれば、温度を低くすると、系は温度を上げようとして、熱を発生させる方向、すなわち正反応の方向（右向き）に平衡が移動します。したがって、収率だけを考えれば、低温であるほど有利です。
• 反応速度論的考察: しかし、化学反応は一般に、温度が低いと反応速度が極端に遅くなります。低温では、たとえ平衡収率が高くても、平衡に達するまでに何日もかかってしまい、工業的な生産は成り立ちません。
• 妥協点（最適温度）: そこで、反応速度と平衡収率の間の妥協点として、工業的には**400～600℃**という比較的高温の条件が採用されます。この温度では平衡収率は20～30%程度に留まりますが、触媒を用いることで、実用的な速度でアンモニアを生産することが可能になります。

3. 触媒の使用

• 役割: 高温条件の必要性から低下してしまう収率を補い、実用的な反応速度を確保するために、触媒の使用が不可欠です。
• 種類: **四酸化三鉄（Fe₃O₄）**を主成分とし、アルミナ（Al₂O₃）や酸化カリウム（K₂O）などを助触媒として加えた、鉄系の触媒が用いられます。
• 機能: 触媒は、反応の活性化エネルギーを低下させ、正反応と逆反応の両方の速度を同じ割合で増大させます。触媒は平衡に達するまでの時間を短縮しますが、平衡の位置（収率）そのものを変えることはない点に注意が必要です。しかし、反応速度が向上することで、より低い温度での運転が可能となり、結果的に収率の向上に貢献します。

4.3. 工業プロセスの工夫

上記の最適化に加えて、実際の工業プロセスでは、生産効率を最大限に高めるための工夫が凝らされています。

• 原料ガスの製造:
  • 窒素: 空気を深冷分離（液体空気の分留）して得られます。
  • 水素: 天然ガス（メタン）の水蒸気改質などによって製造されます。
• 生成物の連続的な除去:
  • 反応器（合成塔）から出てきた混合ガス（N₂, H₂, NH₃）を冷却します。
  • アンモニアは沸点が-33℃と、窒素（-196℃）や水素（-253℃）に比べて著しく高いため、アンモニアだけが液体となって分離・回収されます。
  • 生成物であるアンモニアを系外に取り除くことで、ルシャトリエの原理により、平衡がさらに右（生成物側）へと移動し、全体の収率が向上します。
• 未反応ガスのリサイクル:
  • 液化したアンモニアを分離した後、残った未反応の窒素と水素の混合ガスは、再び反応器に戻され、原料として**再利用（リサイクル）**されます。
  • これにより、一度の反応での収率が低くても、プロセス全体としては、原料ガスをほぼ100%アンモニアに変換することができ、資源を無駄にしません。

ハーバー・ボッシュ法は、単なる化学反応ではなく、熱力学、反応速度論、触媒化学、そして化学工学の知見が結集した、総合的な科学技術の結晶なのです。

5. 一酸化窒素・二酸化窒素の製法と性質

窒素は、-3から+5まで多彩な酸化数をとるため、多くの種類の酸化物を形成します。これらは総称して**窒素酸化物（NOx）と呼ばれ、環境化学においても重要な物質群です。ここでは、その中でも特に重要な一酸化窒素（NO）と二酸化窒素（NO₂）**について学びます。

5.1. 一酸化窒素 (Nitrogen Monoxide, NO)

• 物理的性質:
  • 常温・常圧で無色の気体。
  • 水に溶けにくい中性の気体です。
• 化学的性質:
  • 空気中での酸化: 空気中の酸素（O₂）と容易に反応して、赤褐色の二酸化窒素（NO₂）に変化します。この反応は、NOの最も特徴的な性質の一つです。
    • 2NO + O₂ → 2NO₂
  • ラジカルとしての性質: NO分子は合計15個の電子を持ち、不対電子を1個持つラジカルです。そのため、反応性が高いです。
• 製法:
  • 実験室的製法: 銅（Cu）に希硝酸（HNO₃）を作用させて作ります。
    • 3Cu + 8HNO₃(希) → 3Cu(NO₃)₂ + 4H₂O + 2NO↑
    • この反応では、硝酸が酸化剤として働き、NOを生成します。発生したNOは無色ですが、すぐに空気中のO₂と反応して赤褐色のNO₂に変わるため、捕集装置内は赤褐色に見えることがあります。
  • 工業的製法: オストワルト法（硝酸の工業的製法）の第一段階として、アンモニア（NH₃）を白金触媒下で酸化して作られます。
    • 4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

5.2. 二酸化窒素 (Nitrogen Dioxide, NO₂)

• 物理的性質:
  • 常温・常圧で赤褐色、刺激臭のある有毒な気体。
  • 水によく溶けて、硝酸と亜硝酸を生じます。
    • 2NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂
• 化学的性質:
  • 二量体との平衡: 二酸化窒素（NO₂）は、2分子が結合した**四酸化二窒素（N₂O₄）**と、常に平衡状態にあります。
    • 2NO₂ (赤褐色) ⇄ N₂O₄ (無色) + 57 kJ
  • NO₂: 不対電子を持つラジカルであり、常磁性を示します。
  • N₂O₄: すべての電子が対になっており、反磁性を示します。
  • ルシャトリエの原理の適用:
    • 温度変化: 正反応は発熱反応なので、温度を下げる（冷却する）と、平衡は発熱する方向、すなわち右（N₂O₄側）に移動し、混合気体の色は薄くなります。逆に、温度を上げる（加熱する）と、平衡は吸熱する方向、すなわち左（NO₂側）に移動し、色は濃くなります。この色の変化は、化学平衡を視覚的に観察できる典型例です。
    • 圧力変化: 正反応は気体の分子数が減少する反応（2分子→1分子）なので、圧力を高くすると、平衡は分子数が減少する方向、すなわち右（N₂O₄側）に移動し、色は薄くなります。
• 製法:
  • 実験室的製法: 銅（Cu）に濃硝酸（HNO₃）を作用させて作ります。
    • Cu + 4HNO₃(濃) → Cu(NO₃)₂ + 2H₂O + 2NO₂↑
  • 上記の通り、一酸化窒素（NO）が空気中の酸素と反応することでも生成します。

5.3. 窒素酸化物（NOx）と環境問題

一酸化窒素と二酸化窒素は、合わせて**窒素酸化物（NOx）**と呼ばれ、二酸化硫黄（SOx）と並ぶ、主要な大気汚染物質です。

• 発生源:
  • 主な人為的発生源は、自動車のエンジンや工場のボイラーなど、高温で物質を燃焼させる施設です。高温下では、空気中の窒素（N₂）と酸素（O₂）が直接反応してNOが生成し、これが大気中に放出された後にNO₂へと変化します。
• 環境への影響:
  1. 酸性雨: NO₂が水と反応して硝酸（HNO₃）などを生成し、酸性雨の原因となります。
  2. 光化学スモッグ: 窒素酸化物（NOx）と、自動車の排ガスに含まれる炭化水素（HC）が、太陽からの強い紫外線のエネルギーを受けて複雑な光化学反応を起こし、オゾン（O₃）やペルオキシアセチルナイトレート（PAN）などの光化学オキシダントを生成します。
     • これらが大気中に滞留し、視界が悪くなった状態が光化学スモッグです。光化学オキシダントは、人の目や呼吸器に強い刺激を与え、健康被害を引き起こします。
     • 光化学スモッグは、風が弱く、日差しが強い夏の日中に発生しやすいという特徴があります。

この問題に対処するため、自動車には、排気ガス中の有害物質（CO, HC, NOx）を無害な物質（CO₂, H₂O, N₂）に変換するための三元触媒が搭載されています。

6. 硝酸の性質（強酸性、酸化作用）

硝酸（HNO₃）は、塩酸、硫酸と並ぶ三大強酸の一つであり、化学工業において、火薬、染料、化学肥料などの原料として極めて重要な物質です。その化学的性質は、単なる「強酸」としての性質に留まらず、窒素原子が最高の酸化数+5をとることによる「強力な酸化作用」を併せ持つ点に、最大の特徴があります。

6.1. 硝酸（HNO₃）の物理的性質と強酸性

• 物理的性質:
  • 純粋な硝酸は無色の液体ですが、市販の濃硝酸は、光や熱によって分解して生じた二酸化窒素（NO₂）が溶け込んでいるため、黄色～褐色を帯びています。
    • 4HNO₃ → 4NO₂ + O₂ + 2H₂O
  • 揮発性が高く、刺激臭があります。
• 強酸性:
  • 硝酸は、水に溶けてほぼ完全に電離し、水素イオン（H⁺）と硝酸イオン（NO₃⁻）を生じる、典型的な一価の強酸です。
    • HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻
  • そのため、水酸化ナトリウムのような塩基との中和反応や、炭酸カルシウムのような弱酸の塩との反応など、強酸に共通の反応を示します。
    • HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O
    • 2HNO₃ + CaCO₃ → Ca(NO₃)₂ + H₂O + CO₂↑

6.2. 硝酸の最大の特徴：強力な酸化作用

硝酸の化学的性質を真に特徴づけるのは、その強力な酸化作用です。

• 原理: この酸化作用の主体は、電離によって生じる水素イオン（H⁺）ではなく、**硝酸分子（HNO₃）または硝酸イオン（NO₃⁻）**自身です。硝酸中の窒素原子の酸化数は+5であり、これは窒素がとりうる最高の酸化数です。そのため、硝酸は相手の物質から電子を奪い、自身はより低い酸化数（+4, +2など）の窒素化合物（主にNO₂やNO）に還元されようとする傾向が非常に強いのです。
• 半反応式:
  • 濃硝酸: HNO₃ + H⁺ + e⁻ → NO₂ + H₂O
  • 希硝酸: HNO₃ + 4H⁺ + 3e⁻ → NO + 2H₂O
• 特徴:
  • この強力な酸化作用により、硝酸は、通常の酸（希塩酸や希硫酸）では反応しない、イオン化傾向が水素よりも小さい金属（例: 銅Cu, 銀Ag, 水銀Hg）とも反応して溶かすことができます。
  • この際、相手を酸化する力が非常に強いため、水素イオン（H⁺）が還元される暇がなく、水素（H₂）ガスは発生しません。代わりに、硝酸自身が還元されて、**一酸化窒素（NO）や二酸化窒素（NO₂）**といった窒素酸化物を発生するのが最大の特徴です。

6.3. 相手の金属と濃度による反応性の違い

硝酸が金属と反応する際に生成する窒素化合物は、硝酸の濃度と、相手となる金属のイオン化傾向によって変化します。これは非常に複雑ですが、大学入試では極めて頻出するテーマです。

1. 銅（Cu）との反応（イオン化傾向がHより小さい金属の代表例）

• 濃硝酸との反応:
  • 反応: 銅に濃硝酸を作用させると、赤褐色の**二酸化窒素（NO₂）**が激しく発生して溶けます。
  • 反応式: Cu + 4HNO₃(濃) → Cu(NO₃)₂ + 2H₂O + 2NO₂↑
  • 酸化還元: Cu(0→+2)で酸化、N(+5→+4)で還元。
• 希硝酸との反応:
  • 反応: 銅に希硝酸を作用させると、穏やかに反応し、無色の**一酸化窒素（NO）**が発生して溶けます。（発生したNOは、すぐに空気中の酸素と反応して赤褐色のNO₂になります）
  • 反応式: 3Cu + 8HNO₃(希) → 3Cu(NO₃)₂ + 4H₂O + 2NO↑
  • 酸化還元: Cu(0→+2)で酸化、N(+5→+2)で還元。
• 濃度の影響: 一般に、濃度が濃いほど硝酸の酸化力は強く、窒素原子の酸化数の変化は小さくなります（+5→+4）。濃度が薄いほど酸化力は弱まり、窒素原子の酸化数の変化は大きくなります（+5→+2）。

2. イオン化傾向が大きい金属との反応

• 亜鉛（Zn）やマグネシウム（Mg）のような、よりイオン化傾向の大きい金属と反応させると、硝酸はさらに深く還元され、亜酸化窒素（N₂O）、窒素（N₂）、さらにはアンモニウムイオン（NH₄⁺）まで生成することがあります。

3. 不動態 (Passive State)

• 鉄（Fe）、アルミニウム（Al）、ニッケル（Ni）、コバルト（Co）、クロム（Cr）などの金属は、濃硝酸に浸すと、表面に非常に緻密で安定な酸化物の被膜を形成します。
• この被膜が、内部の金属をそれ以上の酸の攻撃から保護するため、これらの金属は濃硝酸には溶けなくなります。この状態を不動態と呼びます。
• 重要: 希硝酸にはこの不動態を形成する作用はなく、これらの金属も希硝酸には溶けます。また、不動態の被膜は、傷つけたり、塩化物イオンが存在したりすると破壊されます。

4. 王水 (Aqua Regia)

• 金（Au）や白金（Pt）のような、極めてイオン化傾向が小さく、単独の酸には溶けない金属も、王水には溶けます。
• 王水: 濃硝酸と濃塩酸を1:3の体積比で混合した液体。
• 原理: 濃硝酸の強力な酸化作用によって、金がまず金(III)イオン（Au³⁺）に酸化されます。生成したAu³⁺は、濃塩酸から供給される多量の塩化物イオン（Cl⁻）と直ちに反応して、非常に安定な錯イオンである**テトラクロリド金(III)酸イオン（[AuCl₄]⁻）**を形成します。生成物であるAu³⁺が安定な錯イオンとなることで、平衡が大きく生成物側に偏り、結果として金がどんどん溶けていくのです。
  • Au + HNO₃ + 4HCl → H[AuCl₄] + NO + 2H₂O

硝酸の化学は、その濃度と相手によって多様に変化する、酸化還元反応の奥深さを示す格好の例と言えます。

7. オストワルト法による硝酸の工業的製法

硝酸（HNO₃）は、ハーバー・ボッシュ法で合成されるアンモニアと並び、化学工業の根幹をなす物質です。火薬の原料（ニトログリセリンなど）、染料や医薬品の中間体、そして窒素肥料（硝酸アンモニウムなど）の製造に不可欠です。

この硝酸を工業的に大量生産する方法が、ドイツの化学者ヴィルヘルム・オストワルトによって開発されたオストワルト法です。この方法は、アンモニア（NH₃）を原料として、空気中の酸素を利用して硝酸に変換する、見事な多段階の酸化プロセスです。

7.1. オストワルト法の全プロセス

オストワルト法は、以下の3つの主要な化学反応から構成されています。このプロセス全体を通して、窒素原子の酸化数が段階的に上昇していく様子に注目することが、理解の鍵となります。

NH₃ (-3) → NO (+2) → NO₂ (+4) → HNO₃ (+5)

• 工程1：アンモニアの接触酸化
  • 原料: アンモニア（NH₃）と空気（酸素 O₂）
  • 反応: アンモニアと空気の混合ガスを、白金（Pt）（または白金-ロジウム合金）を触媒として、約800～900℃の高温で通過させ、アンモニアを酸化して**一酸化窒素（NO）**を生成します。
  • 反応式: 4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O
  • 酸化数の変化: N(-3 → +2)
  • 解説: この反応は、オストワルト法全体の収率を決定する最も重要なステップです。触媒がない場合、アンモニアは燃焼して安定な窒素（N₂）になってしまうため、白金触媒を用いて選択的にNOを生成させることが技術的な核心です。
• 工程2：一酸化窒素の酸化
  • 原料: 工程1で生成した一酸化窒素（NO）と空気（酸素 O₂）
  • 反応: 工程1で得られた高温のガスを冷却すると、一酸化窒素が空気中の酸素と自発的に反応して、赤褐色の**二酸化窒素（NO₂）**に酸化されます。
  • 反応式: 2NO + O₂ → 2NO₂
  • 酸化数の変化: N(+2 → +4)
  • 解説: この反応は触媒を必要とせず、常温でも速やかに進行します。
• 工程3：二酸化窒素の吸収
  • 原料: 工程2で生成した二酸化窒素（NO₂）
  • 反応: 二酸化窒素を、吸収塔で水（または温水）に吸収させると、自己酸化還元反応（不均化反応）の一種が起こり、**硝酸（HNO₃）**と一酸化窒素（NO）が生成します。
  • 反応式: 3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO
  • 酸化数の変化: N(+4 → +5 in HNO₃, +2 in NO)
  • 解説: この反応で副生した一酸化窒素（NO）は、無駄にされることなく、工程2に戻されて再利用されます。最終的には、すべての窒素原子が硝酸へと変換される、非常に効率的なプロセスとなっています。
    • 補足: 実際には、吸収塔内でNOがさらにO₂と反応してNO₂となり、それが水と反応するというサイクルが繰り返されるため、酸素が存在する条件下での全体の反応は、4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃ と表すことができます。

7.2. オストワルト法とハーバー・ボッシュ法の連携

オストワルト法の出発物質はアンモニアであり、そのアンモニアはハーバー・ボッシュ法によって、空気中の窒素と水素から作られます。

空気 (N₂, O₂) → [ハーバー・ボッシュ法] → NH₃ → [オストワルト法] → HNO₃

この一連の流れは、「空気中の窒素（N₂）を、最終的に硝酸（HNO₃）という形で固定する」壮大な工業プロセスと見なすことができます。

ハーバー・ボッシュ法がなければ、オストワルト法も成り立ちません。この二つのプロセスは、20世紀の化学工業、農業、そして残念ながら軍事技術（火薬）の発展を根底から支えた、車の両輪のような関係にあるのです。

この連携を理解することは、個々の化学反応を学ぶだけでなく、それらが社会の中でどのように結びつき、人類の歴史に影響を与えてきたのかという、より大きな視点を得る上で非常に重要です。

8. リンの同素体（黄リン、赤リン）の性質と比較

リン（P）は、窒素と同じ15族に属しますが、その単体は、気体である窒素とは全く異なり、常温で固体として存在します。さらに、硫黄と同様に、いくつかの同素体を持つことが知られています。大学入試では、その中でも代表的な黄リンと赤リンの性質の違いを、その構造と関連付けて理解することが極めて重要です。この二つの物質が示す劇的な性質の違いは、同じ元素であっても、原子の結びつき方（構造）が変わるだけで、全く異なる物質になることを示す典型例です。

8.1. 黄リン (White Phosphorus / Yellow Phosphorus)

• 構造:
  • 4個のリン原子（P）が、正四面体の各頂点に位置し、互いに単結合で結びついた、**正四面体形の分子（P₄）**からなります。
  • このP₄分子が、ファンデルワールス力によって集まり、分子結晶を形成しています。
  • 正四面体の内部の結合角は60°ですが、これはsp³混成軌道の理想的な結合角である109.5°から大きくずれています。このため、P₄分子内の共有結合には非常に大きな「ひずみ」が生じており、結合が切れやすく、分子全体が非常に不安定で反応性が高い原因となっています。
• 物理的性質:
  • 白色～淡黄色の、ろう状の固体。
  • 特有の臭気（ニンニクのような臭い）があります。
  • 融点は44.1℃と比較的低いです。
  • 水には溶けませんが、**二硫化炭素（CS₂）**にはよく溶けます。
• 化学的性質:
  • 極めて反応性が高い: 上述の構造的なひずみのため、非常に反応性に富みます。
  • 空気中での自然発火: 発火点が約34℃と非常に低いため、空気中に放置すると、摩擦熱などで容易に自然発火し、**十酸化四リン（P₄O₁₀）**の白煙を生じます。
    • 4P + 5O₂ → P₄O₁₀
  • 水中での保存: この危険な性質のため、黄リンは空気との接触を断つ目的で、必ず水中に保存します。
  • 暗所での発光（化学発光）: 空気中でゆっくりと酸化される際に、緑白色の光を放つ**化学発光（リン光）**という現象を示します。
• 毒性:
  • 猛毒であり、人体に触れると激しい薬傷を引き起こし、蒸気を吸入したり摂取したりすると、中枢神経系に障害を与え、死に至ることもあります。

8.2. 赤リン (Red Phosphorus)

• 製法: 黄リン（P₄）を、空気を遮断した状態（不活性ガス中）で、約250℃に加熱すると、P₄分子の結合が切れて再配列し、赤リンに変化します。
• 構造:
  • P₄正四面体が開環し、多数のリン原子が共有結合で長く鎖状につながった、**網目状の巨大分子（高分子）**構造をとっています。
  • 黄リンのような分子内の「ひずみ」が解消されているため、黄リンに比べてはるかに安定です。
• 物理的性質:
  • 赤褐色の粉末状固体。
  • 融点はなく、加熱すると約416℃で昇華します。
  • 水にも二硫化炭素（CS₂）にも溶けません。
• 化学的性質:
  • 安定で反応性が低い: 黄リンに比べてはるかに安定であり、常温の空気中では安定です。
  • 発火点: 発火点は約260℃と高く、黄リンのように自然発火することはありません。しかし、マッチの側薬のように、摩擦や衝撃によって発火させることは可能です。
• 毒性:
  • 無毒です。

8.3. 黄リンと赤リンの性質の比較まとめ

特性	黄リン (White/Yellow P)	赤リン (Red P)	理由（構造との関連）
構造	正四面体形分子 (P₄)	網目状高分子	P₄分子内の結合の「ひずみ」の有無
安定性	不安定	安定	ひずみがなく、強固な高分子構造
色・形状	白色～淡黄色のろう状固体	赤褐色の粉末	分子構造・結晶構造の違い
発火点	低い (約34℃), 自然発火	高い (約260℃)	安定性の違い
CS₂への溶解性	溶ける (分子性物質)	溶けない (高分子)	分子サイズと極性の違い
毒性	猛毒	無毒	反応性の違い
製法	–	黄リンを不活性ガス中で加熱	不安定な同素体から安定な同素体へ

この黄リンと赤リンの対比は、化学の世界における「構造が性質を決定する」という大原則を、最も劇的に示す例の一つです。同じリン原子からできていながら、その結びつき方が変わるだけで、一方は猛毒で自然発火する危険物となり、もう一方はマッチ箱の側薬として我々の生活に役立つ安全な物質となるのです。

マッチの化学:

安全マッチは、この赤リンの性質を巧みに利用しています。

• マッチ箱の側薬（摩擦面）: 赤リンとガラスの粉末など
• マッチの頭薬: **塩素酸カリウム（KClO₃）**のような酸化剤と、硫黄（S）などの可燃物
• 発火の仕組み:
  1. マッチの頭薬を側薬にこすりつける。
  2. 摩擦熱によって、側薬の赤リンの一部が、より反応性の高い黄リンに変化する。
  3. この黄リンが、頭薬の酸化剤であるKClO₃と激しく反応して発火する。
  4. その熱で、頭薬中の硫黄が燃え、軸木に火が移る。このように、反応性の高い物質（黄リン、KClO₃）を別々の場所に分離しておくことで、安全性を確保しています。

9. 十酸化四リンの性質と吸湿性

リンの最も重要な酸化物が、十酸化四リンです。この化合物は、その極めて強力な水分を奪う性質から、無機化学および有機化学において、最強クラスの乾燥剤・脱水剤として知られています。

9.1. 名称と化学式

• 分子式: P₄O₁₀
• 組成式: P₂O₅
• 名称の由来: 歴史的に、組成式P₂O₅に基づいて**五酸化二リン（Diphosphorus Pentoxide）と呼ばれることが慣例となっています。しかし、実際の分子はP₄O₁₀という構造をとっているため、IUPAC命名法に従えば十酸化四リン（Tetraphosphorus Decoxide）**と呼ぶのがより正確です。大学入試では、どちらの名称も用いられる可能性があるため、両者を結びつけて理解しておく必要があります。

9.2. 十酸化四リン（P₄O₁₀）の製法

十酸化四リンは、リン（黄リンまたは赤リン）を、乾燥した空気（または酸素）中で過剰に燃焼させることで得られます。

• 反応式: 4P + 5O₂ → P₄O₁₀
• 生成物の状態: P₄O₁₀は、白色の粉末状固体として生成します。燃焼反応では、激しい白煙として観察されます。

9.3. 十酸化四リン（P₄O₁₀）の性質

• 物理的性質:
  • 常温で白色の結晶性粉末。
  • 昇華性があり、加熱すると約360℃で昇華します。
• 化学的性質:
  1. 極めて強力な吸湿性・脱水作用:
     • 十酸化四リンの最も重要な性質は、水（H₂O）に対する極めて強い親和性です。空気中の水分を強力に吸収する吸湿性を持ち、その能力は濃硫酸やシリカゲル、塩化カルシウムといった他の乾燥剤をはるかに凌駕します。そのため、最強の乾燥剤の一つとして知られています。
     • 水との反応: 水と極めて激しく反応し、多量の熱を発生しながら**リン酸（H₃PO₄）**を生成します。
       • P₄O₁₀ + 6H₂O → 4H₃PO₄
     • この反応性を利用して、濃硫酸や濃硝酸のような物質からさえも水を奪い取り、その無水物（SO₃やN₂O₅）を生成させることができるほど、強力な脱水剤としても作用します。
  2. 酸性酸化物:
     • 十酸化四リンは、非金属元素であるリンの酸化物なので、典型的な酸性酸化物です。
     • 上記の通り、水と反応してリン酸（オキソ酸）を生成します。
     • また、塩基と直接反応して、塩であるリン酸塩を生成します。
       • P₄O₁₀ + 12NaOH → 4Na₃PO₄ + 6H₂O

9.4. 乾燥剤としての利用と注意点

• 利用: その強力な乾燥能力から、実験室において、気体や液体を徹底的に乾燥させたい場合に用いられます。
• 注意点:
  • 反応性: 水との反応が非常に激しいため、取り扱いには注意が必要です。
  • 表面被膜の形成: 水分を吸収すると、表面に粘性の高いメタリン酸の被膜を形成し、それ以上内部が水分を吸収するのを妨げてしまうことがあります。そのため、効率よく乾燥させるには、気体をP₄O₁₀の粉末中を通過させるなどの工夫が必要です。
  • 適用範囲: P₄O₁₀は酸性物質であるため、アンモニア（NH₃）のような塩基性の気体の乾燥には、中和反応を起こしてしまうため使用できません。

十酸化四リンの化学は、その「水への渇望」とも言える強力な脱水作用に集約されます。この性質は、中心のリン原子が、酸素原子を介して水分子の非共有電子対を強く引きつけることに起因しています。

10. リン酸の性質と製法

リン酸（H₃PO₄）は、リンの最も重要なオキソ酸であり、生命現象から工業、食品に至るまで、極めて幅広い分野で中心的な役割を担っています。DNAやRNAのポリヌクレオチド鎖の骨格を形成し、生命のエネルギー通貨であるATP（アデノシン三リン酸）の構成要素であるなど、その重要性は計り知れません。

10.1. リン酸（H₃PO₄）の性質

• 物理的性質:
  • 純粋なものは、常温で無色の結晶性固体（融点 42℃）。
  • 不揮発性で、潮解性（空気中の水分を吸収して溶ける性質）があります。
  • 市販されているものは、通常、水に溶かした85%程度の濃厚な水溶液で、粘性の高い液体です。
• 化学的性質:
  1. 中程度の強さの酸:
     • リン酸は、3個のプロトン（H⁺）を段階的に放出できる三価の酸です。
       • 一段階目: H₃PO₄ ⇄ H⁺ + H₂PO₄⁻ （リン酸二水素イオン）
       • 二段階目: H₂PO₄⁻ ⇄ H⁺ + HPO₄²⁻ （リン酸水素イオン）
       • 三段階目: HPO₄²⁻ ⇄ H⁺ + PO₄³⁻ （リン酸イオン）
     • 一段階目の電離は比較的起こりやすいですが、塩酸や硫酸、硝酸のような強酸とは異なり、完全には電離しません。そのため、リン酸は中程度の強さの酸に分類されます。二段階目、三段階目と進むにつれて、電離度は著しく小さくなります。
  2. 酸化作用がない:
     • リン酸中のリン原子の酸化数は+5であり、これはリンがとりうる最高の酸化数です。しかし、同じ+5の酸化数を持つ硝酸（HNO₃）が強力な酸化作用を示すのとは対照的に、リン酸には酸化作用はほとんどありません。
     • 理由: リン酸イオン（PO₄³⁻）は、中心のリン原子が4つの酸素原子に囲まれた、非常に安定な正四面体構造をとっています。この安定な構造のため、相手から電子を奪って自身が還元されようとする傾向が極めて小さいのです。
     • この性質は、酸化作用を避けたい反応（例: HBrやHIの実験室的製法）において、不揮発性の酸として利用される理由となります。
  3. 脱水縮合:
     • リン酸を加熱していくと、分子間で水分子が取れる脱水縮合という反応が起こり、様々なポリリン酸が生成します。
       • 2分子のリン酸から1分子の水が取れると、**二リン酸（ピロリン酸, H₄P₂O₇）**が生成します。
       • さらに加熱すると、より多くの分子が縮合したポリリン酸や、環状のメタリン酸（(HPO₃)n）などが生成します。
     • このリン酸同士がリン酸結合（ホスホジエステル結合）で連なる能力は、DNAやATPといった生命の根幹物質の構造の基礎となっています。

10.2. リン酸（H₃PO₄）の製法

工業的製法

• 湿式法: 工業的には、リン鉱石（主成分: リン酸カルシウム, Ca₃(PO₄)₂）に、安価な強酸である**硫酸（H₂SO₄）**を反応させて製造するのが最も一般的です。
  • 反応式: Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ → 3CaSO₄↓ + 2H₃PO₄
  • 原理: 弱酸の塩に強酸を作用させて、弱酸を遊離させる反応です。
  • 分離: 副生する硫酸カルシウム（CaSO₄）は水に溶けにくい（沈殿する）ため、これをろ過して分離することで、リン酸の水溶液を得ることができます。

実験室的製法（高純度のリン酸）

• 実験室で高純度のリン酸を得るには、いくつかの方法があります。
  1. リンの酸化と加水分解: 前章で学んだように、十酸化四リン（P₄O₁₀）を水に溶かすと、激しく反応して純粋なリン酸が得られます。
     • P₄O₁₀ + 6H₂O → 4H₃PO₄
  2. リンの酸化（硝酸による）: 赤リンに、酸化力のある濃硝酸を作用させて加熱すると、リンが酸化されてリン酸が生成します。
     • P + 5HNO₃(濃) → H₃PO₄ + H₂O + 5NO₂

10.3. リン酸とその塩の利用

• リン酸:
  • 化学肥料: リンは窒素、カリウムと並ぶ肥料の三要素の一つであり、リン酸はリン酸系肥料（過リン酸石灰など）の原料として極めて重要です。
  • 食品添加物: コーラなどの清涼飲料水に、酸味料として添加されています。
  • 金属の錆止め: 鉄の表面にリン酸塩の被膜を形成させ、錆の発生を防ぐ表面処理に用いられます。
• リン酸塩:
  • リン酸ナトリウム塩: リン酸二水素ナトリウム（NaH₂PO₄）、リン酸水素二ナトリウム（Na₂HPO₄）、リン酸三ナトリウム（Na₃PO₄）は、それぞれの水溶液が異なるpHを示すため、pHを一定に保つための緩衝液の成分として、あるいは食品の品質改良剤などとして広く利用されます。

リン酸の化学は、その穏やかな酸性、非酸化性、そして脱水縮合して生命の分子を形成する能力に特徴づけられます。硝酸の激しい化学とは対照的な、この安定性と多様性こそが、リンが生命の根幹を担う元素として選ばれた理由の一つなのかもしれません。

Module 4：非金属元素（3）窒素・リンの総括：生命を支える二元性の化学

本モジュールでは、15族に属し、共に生命の必須元素である窒素とリンの化学を探求しました。この二つの元素は、価電子を5個持つという共通の出発点から、驚くほど対照的な化学の世界を展開します。そのコントラストを支配していたのは、窒素が形成する「極めて安定な三重結合」と、リンが形成する「不安定な単結合」という、結合様式の根本的な違いでした。

窒素の化学は、大気の8割を占めるという「遍在性」と、N≡N三重結合に起因する「不活性」との間の壮大な葛藤の物語でした。自然界では根粒菌が、そして人類はハーバー・ボッシュ法という化学技術の金字塔によって、この不活性な窒素を、生物が利用可能なアンモニアへと変換（窒素固定）することに成功しました。このアンモニアを起点として、オストワルト法を経て、強力な酸化剤である硝酸へと至る一連のプロセスは、窒素原子が酸化数をダイナミックに変化させる、酸化還元反応の壮大なパノラマを見せてくれました。

一方、リンの化学は、「構造が性質を決定する」という化学の大原則を、黄リンと赤リンという二つの同素体を通じて劇的に示してくれました。不安定で猛毒な正四面体分子から、安定で無毒な高分子へ。この変貌は、原子の配列というミクロな違いが、いかにしてマクロな物質の性質を支配するかを教えてくれます。そして、その酸化物である十酸化四リンの最強の脱水作用と、オキソ酸であるリン酸の穏やかな酸性および非酸化性という性質は、生命の設計図であるDNAやエネルギー通貨ATPの骨格を担うにふさわしい、安定性と多様性を兼ね備えた化学の姿でした。

窒素とリン。一方は気体として大気中に漂い、もう一方は固体として大地に存在する。一方はその安定性ゆえに利用が難しく、もう一方はその反応性ゆえに取り扱いに注意を要する。この二元的な性質を持つ元素群を深く理解したことで、我々の化学に対する視座は、さらに高いものになったはずです。

次のモジュールでは、非金属元素の探求の最終章として、我々自身や有機化合物の骨格をなす炭素と、地殻の主成分であり半導体として現代文明を支えるケイ素という、14族の二大元素の化学へと進んでいきます。