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硫黄

2012-04-15T17:06:47+09:00

硫黄

硫黄は原子番号１６、元素記号Ｓの元素である。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

性質　

硫黄は周期表において、16族3周期に分類される元素である。

硫黄は、固体の非金属である。

沸点は115℃、融点は445℃である。

融点	115.21℃
沸点	444.6℃
密度	2070kg/m³(α)
原子量	32.065
電気陰性度	2.58
酸化数	-2,-1,+1,+2 +3,+4,+5,+6

硫黄は酸素族元素に属する非金属である。

硫黄には多くの同素体が知られており、有名な斜方硫黄(α硫黄)や

単斜硫黄(β硫黄,γ硫黄)、ゴム状硫黄のほかに、種々の環状硫黄分子、

S2やS3、S4などがある。最も一般的な同素体である斜方硫黄は、

S8で表される環状分子であり、常温常圧下において、黄色の結晶である。

一般的に無臭であるが、量が多くなったり、粉末状であるといわゆる

「硫黄のにおい」がする。これは、結晶の表面の硫黄がごくわずかに

空気中の酸素と反応して、二酸化硫黄を生成しているためと考えられる。

硫黄を融点まで熱すると、黄色の液体となる。この状態では、S8の環状

分子の形を保持しているが、159.4℃以上になると、赤褐色の液体と

なる。このとき、S8分子は開裂しS16やS24といった直鎖状オリゴマーを形成

し、液体の粘度は著しく上昇する。やがて、これはSnであらわされる

直鎖硫黄となり、この状態で水に入れるなどして急冷すると、ゴム状硫黄

が形成する。

しかし、さらに熱すると、硫黄同士の結合が切れ、再び流動性を取り戻す。

硫黄の反応性は、16族に属するため、単体としては高い。特に液体の

硫黄は種々の金属と激しく反応し、硫化物をつくる。

水には溶けないが、トルエンなどの有機溶媒には多少溶け、二硫化炭素

にはよく溶ける。アルカリ水溶液と加熱すると、多硫化物やチオ硫酸塩

をあたえて溶解する。

反応

硫黄は反応性が高く、さまざまな金属と直接反応する。

硫黄が空気中で完全燃焼すると、二酸化硫黄(SO2)が生成する。

S+O2→SO2

熱して液体となった硫黄と鉄(Fe)を反応させると硫化鉄(Ⅱ)(FeS)が生ずる。

Fe+S→FeS

赤熱した炭素に硫黄上記を反応させると、二硫化炭素(CS2)が発生する。

C+2S→CS2

濃水酸化ナトリウム水溶液の中に硫黄を投じ、熱すると、チオ硫酸ナトリウム

(Na2S2O3)と、二硫化ナトリウム(Na2S2)が生じる。

6S+6NaOH→Na2S2O3+2Na2S2+3H2O 　　

製法

化合物

ハロゲン化物

硫化物

酸化物系

硫黄のオキソ酸塩

同位体

同位体	中性子数	半減期	崩壊モード	天然存在比(%)
²⁶S	10
²⁷S	11
²⁸S	12
²⁹S	13
³⁰S	14
³¹S	15
³²S	16
³³S	17
³⁴S	18
³⁵S	19
³⁶S	20
³⁷S	21
³⁸S	22
³⁹S	23
⁴⁰S	24
⁴¹S	25
⁴²S	26
⁴³S	27
^43mS	27
⁴⁴S	28
⁴⁵S	29
⁴⁶S	30
⁴⁷S	31
⁴⁸S	32
⁴⁹S	33

歴史

存在

リンク

酸素

↑

　　　　　リン←硫黄→塩素　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

↓

セレン　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

ヘリウム

2012-03-18T20:22:43+09:00

ヘリウム

ヘリウムは原子番号２、元素記号Heの元素である。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

性質

ヘリウムは周期表において、18族1周期に分類される元素である。

ヘリウムは、常温、常圧下では無色無臭の非常に軽い気体である。

融点は-272℃、沸点は-268℃である。

融点	-272.2 ℃
沸点	-268.93℃
密度	0.1786g/L
原子量	4.002602
電気陰性度	4.160
酸化数	なし

ヘリウムは全ての元素の中で最も沸点、融点が低く、ここでは

融点を-272.2℃としているが、実際は大きな圧力をかけなければ

固体にならないため、常圧では固化しない。

ヘリウムは常圧で2.7Kまで下げると、固化せずに液体から相転

移を起こす。この状態になると、ヘリウムの粘度は0となり、

ビーカーに入れたヘリウムが勝手にビーカーの壁をよじ登ってし

まう超流動と呼ばれる現象がおこる。

ヘリウムは2つの電子を持ち、閉殻構造をとっている。そのため、

反応性に乏しく、2010年現在に至るまで、ヘリウムの化合物は

合成されていない。

また、ヘリウムを吸い込むと声が高くなる現象(ドナルドダック効果)

が起こるが、これはヘリウムの音の伝わる速さが空気中よりも

はるかに速いためである。

反応

上記のとおり、ヘリウムの化学的反応性はほぼ0である。したがっ

て、ヘリウムは反応をおこさない。

しかし、アルファ線と水素イオンとの反応で、HeH⁺が生成する。

製法

ヘリウムは希ガスであるため、化学式中にヘリウムを含む鉱石は

存在しない。であるから、ヘリウムの製法は、天然ガスなどからの

分留か、核融合および核崩壊に頼ることとなる。現在では、流通し

ているヘリウムのほとんどが天然ガスからの分留に頼っており、こ

れから、ヘリウムが資源として戦略的に流通させられるようになる

のも遠いことではないだろう。

化合物

上記のとおり、ヘリウムの化学的反応性はほぼ0である。したがっ

て、ヘリウムには化合物が存在しない。

同位体

同位体	中性子数	半減期	崩壊モード	天然存在比(%)
³He	1	安定	なし	0.001%
⁴He	2	安定	なし	99.999%
⁵He	3	7.6×10^-22 秒	NE	0
⁶He	4	0.806秒	β^-	0
⁷He	5	2.9^-21秒	β^-,γ,NE	0
⁸He	6	0.119秒	β^-,NE	0
⁹He	7	7^-21秒	NE	0
¹⁰He	8	2.7^-21秒	NE	0

天然には、ヘリウムの同位体はわずかな³Heと⁴Heのみである。

そのほかの同位体はすべて半減期が1秒以下と非常に短命である。

⁴Heは水素原子の核融合及び、⁴Heよりも重たい核種がα崩壊するこ

とによって生成される。

それに対し、³Heは恒星の中で多く作られたり、太陽風の影響をうけ

て生成される。

²Heは陽子のみからなる、実際には存在しない核種であるが、あと今

よりも強い相互作用が2%だけ強かったなら存在できるとされている。

また、α粒子は⁴Heの原子核と同じものである。

歴史

1868年に太陽光を観測していたノーマン・ロッキャーによって見つけら

れ、ヘリウムだと認識されたことに始まる。当初、彼はこのヘリウムを

地球上にはない金属元素であると思い、太陽を意味するヘリオスと、

金属元素につけられる、「ium」をあわせてヘリウムと名づけた。

しかし、1882年にルイージ・パルミエーリによって、ヘリウムが地球上

にヘリウムがあることを発見、そして1895年にウィリアム・ラムゼーによ

って、純粋なヘリウムが見出され、かつ希ガスに分類されることがわか

った。

また、1908年にヘリウムの液化に成功、1926年にはヘリウムの固化

に成功している。そして、1938年には超流動現象の発見もなされた。

存在

ヘリウムは宇宙に大量に存在しているが（これは、ビッグバンのときに

水素の核融合によって多く作られたため。）地球上には少なく、特に

大気には多く存在しない。しかし、地殻中には多少は存在しており、産

出に偏りがあるものの、石油や天然ガスとともに、油田から産出するこ

とが多い。

現在もっともヘリウムを産出している国はアメリカである。

リンク

　　水素←ヘリウム→リチウム

↓

ネオン　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

Uut

Uuq

Uup

Uuh

Uus

Uuo

物質の一覧

2012-03-14T19:19:05+09:00

物質の一覧

このwikiにある物質の一覧を示します。

トップ＞一覧の一覧＞物質の一覧

い

か

け

そ

・その他の物質の一覧

随時追加予定…

化合物の一覧

2012-03-14T19:18:33+09:00

化合物の一覧

化合物の一覧は以下の一覧に分かれています。

トップ＞一覧の一覧＞物質の一覧＞化合物の一覧

き

・基の一覧

む

・無機化合物の一覧

ゆ

・有機化合物の一覧

お知らせ

2012-03-07T14:17:19+09:00

*&bold(){お知らせ} ・2011/04/01 「お知らせ」ができました。・2011/04/01 このごろ編集した際に文字サイズが変わる現象がおきています。発見しだい「CP」にて教えてください。・2011/04/16 永らく表紙だったサランラップが変わる…かも。夏くらいに。・2011/05/07 メニューにあった元素の記事の一覧は、一覧の一覧に変わりました。・2011/06/17 このwiki内の「珪素」が「ケイ素」になりました。不備な点があれば「CP」にて教えてください。・2011/06/25 このサイトをご覧になってくださった方々へ、この日でこのwikiは約1年を迎えることができました。 (正確には367日)このサイトがここまでなんとかやってきたのも皆さんのおかげだと存じております。引き続き私めも精進していくので、どうかこれからもよろしくお願いいたします。・2011/07/02 検索が少しだけ使いやすくなりました。・2011/07/28 密度の単位がg/cm^3からkg/m^3となりました。・2011/09/24 結局表紙は変わりませんでした。期待していた方、もしいらしゃったらごめんなさい。・2011/10/22 いままでの「一覧の一覧」が「物質の一覧」になりました。そして新たに「一覧の一覧」というページができました。・2012/03/07 沸点、融点などの表がページの右側に移動しました。

リン

2012-03-07T14:14:14+09:00

リン

リンは原子番号１５、元素記号Pの元素である。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

性質　

リンは周期表において、15族3周期に分類される元素である。

リンは、固体の非金属である。

沸点は44℃(白リン)、融点は277℃(白リン)である。

融点	44.1℃
沸点	277℃
密度	1823kg/m³
原子量	30.973762
電気陰性度	2.19
酸化数	-3,-2,+1,+2 +3,+5

リンは窒素族元素に属する非金属である。

リンはまず、その同素体の多さで知られており、白リン、紫リン、赤リン、

紅リン、黒リン(金属リン)、二リンなどが知られる。性質は同素体によって

異なるが、白リン以外は常温常圧下で安定である。

白リンは白色の蝋のような物質で、P4であらわされる分子である。

発火点が60℃と低く、かつ毒性が強い。空気中では容易に自然発火し、

五酸化二リン(P2O5)をあたえる。また、発火していなくても、酸化は徐々に

進み、熱と青白い光(燐光)を発するため、水中に保存される。

それに対して、紫リンは空気中で安定かつ、ほぼ無害の同素体である。

紫リンはα金属リンとも呼ばれ、黄リンを密閉容器中で鉛と加熱すると

得られる。

黄リンは白リンの表面を赤リンが薄く覆ったものである。

赤リンは白リンと紫リンの混合物であり、黄リンを密閉容器中で250℃に

加熱すると得られる。発火点が高く、安全なために、マッチの外箱に

用いられている。

紅リンは赤リンの微粒子状のものだと考えられている。

黒リンは紫リンに対し、β金属リンと呼ばれ、リンの同素体の中ではもっとも

安定なものである。黒リンは、黄リンを約12000気圧下で200℃に加熱して

得られる。金属光沢を持ち、半導体である。黒リンは熱を加えても、酸化する

ことは難しく、化学的に比較的不活性であり、毒性も弱い。

二リンは白リンを約830℃に熱することで生成され、二つのリン原子の間に

三重結合を含む、反応性の非常に高い、P2で表される分子である。　　

反応

リンが空気中で燃焼すると、五酸化二リン(P2O5)ができる。

4P+5O2→2P2O5

リンに塩素を加熱して化合させれば、液体の三塩化リン(PCl3)が生じる。

2P+6Cl2→2PCl3

白リンを強塩基の水溶液に入れるとホスフィン(PH3)を生じる。

P4+4OH^-+2H2O→2HPO3^2-+2PH3　

製法

自然界に多く見られる、燐鉱石から生成する。

リン酸カルシウム(Ca3(PO4)2)を二酸化ケイ素(SiO2)とともに強熱すると、

五酸化二リン(P2O5)が得られる。

2Ca3(PO4)2+6SiO2→6CaSiO2+2P2O5

ここで得た五酸化二リンを炭素で還元することで黄リンを得る。

2P2O5+5C→P4+5CO

また自然界では自然リンとして産出されることもある。　

化合物

リンは反応性に富む元素であり、有機、無機化合物が多く知られる。

ここでは無機化合物の一部のみを示す。

ハロゲン化物

ホスフィン(PH3)

三フッ化リン(PF3)

五フッ化リン(PF5)

三塩化リン(PCl3)

五塩化リン(PCl5)

三臭化リン(PBr3)

五臭化リン(PBr5)

リン化物

リン化ホウ素(BP)

リン化アルミニウム(AlP)

二リン化三カルシウム(Ca3P2)

リン化亜鉛(Zn3P2)

酸化物系

五酸化二リン(P2O5)(十酸化四リンとされる場合も多く、そのときはP4O10)

五硫化二リン(P2S5)

三硫化四リン(P4S3)

リンのオキソ酸塩

(オルト)リン酸(H3PO4)

リン酸ナトリウム(Na3PO4)

リン酸水素ナトリウム(Na2HPO4)

リン酸二水素ナトリウム(NaH2PO4)

リン酸カルシウム(Ca3(PO4)2)

同位体

同位体	中性子数	半減期	崩壊モード	天然存在比(%)
²⁴P	9	不明	β⁺,pe	0
²⁵P	10	3.0×10^-8秒	pe	0
²⁶P	11	0.0437秒	β⁺,pe	0
²⁷P	12	0.260秒	β⁺,pe	0
²⁸P	13	0.2703秒	α,β⁺,pe	0
²⁹P	14	4.142秒	β⁺	0
³⁰P	15	2.498分	β⁺	0
³¹P	16	安定	なし	100
³²P	17	14.263日	β^-	0
³³P	18	25.34日	β^-	0
³⁴P	19	12.43秒	β^-	0
³⁵P	20	47.3秒	β^-	0
³⁶P	21	5.6秒	β^-	0
³⁷P	22	2.31秒	β^-	0
³⁸P	23	0.64秒	β^-,ne	0
³⁹P	24	0.190秒	β^-,ne	0
⁴⁰P	25	0.153秒	β^-,ne	0
⁴¹P	26	0.100秒	β^-,ne	0
⁴²P	27	0.0485秒	β^-,ne	0
⁴³P	28	0.0365秒	β^-,ne	0
⁴⁴P	29	0.0185秒	β^-	0
⁴⁵P	30	0.008秒	β^-	0
⁴⁶P	31	0.004秒	β^-	0

リンには安定同位体が³¹Pしかなく、モノアイソトピック元素となって

いる。

³⁰Pは人類が初めて得た人工放射性核種であり、³²Pはハーシーと

チェイスの実験で、DNAをラベルするのに用いられたなど、リンの

同位体は人類の研究と多くかかわりを持つ。

現在でも、³²Pや³³Pは分子生物学において、多く使われている。

歴史

リンは英語で、phosphorusと書くが、古くは、暗闇で光るものすべてを

phosphoros(光を運ぶもの)と呼んでいた。

それは日本や中国でも同様のことで、暗闇に燃える鬼火を燐と呼んでいた。

1669年、ドイツのブラントは、錬金術の最中に、人間の尿を蒸発させ、

空気を遮断して熱することにより、白リンを得た。

これは、空気中で酸化されることにより、暗闇のなかで、光るため、光を

運ぶものとして、そのままphosphorusの名が与えられた。

1678年にはドイツのクンケルによってよりよいリンの製法が考案され、

1771年シェーレは骨灰からリンを取り出すことに成功した。　

18世紀末になって、ラボアジェにより、リンは元素であると提案された。　

存在

自然界においてリンは単体では産出しない。

リンは土中にリン酸塩の形で存在し、また、リン酸塩をその組成の中心と

する、リン鉱石としても多く存在する。

リン鉱床はアメリカやヨルダン、モロッコに大きなものが存在し、また、

リン鉱床の中にはグアノと呼ばれる、生物の糞や死骸が化石化してできた

ものもある。

リンは生体内においても、糖をリン酸化した形でDNAやRNAなどに普遍的に

見られる。このことから生体にリンは不可欠であるが、リンは地殻中には

0.08%の存在量であり、ときに局地的に土壌中のリンが不足することがある。

リンク

窒素

↑

　　　　ケイ素←リン→硫黄　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

↓

ヒ素　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

ケイ素

2012-03-07T14:13:26+09:00

ケイ素

ケイ素は原子番号１４、元素記号Siの元素である。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

性質

ケイ素は周期表において、14族3周期に分類される元素である。

ケイ素は、黒灰色の固体の半金属である。

沸点は2355℃、融点は1414℃である。

融点	1414℃
沸点	2355℃
密度	2329kg/m³
電気陰性度	1.9
酸化数	4,3,2,1 -1,-2,-3,-4

ケイ素は14族元素(炭素族)に属する半金属である。

ケイ素は常温常圧下ではダイアモンド型結晶構造をとり、ガラス質の

硬い半金属として存在する。半金属であることより、半導体性を持ち、

この性質は半導体の製造に極めて重要である。

ケイ素に圧力を加えると結晶構造が変化し、完全に導体となる。

化学的にケイ素は酸には一般に不溶ではあるが、強塩基にはケイ酸塩をつくり

ながら徐々に溶けてゆく。常温では酸素、ハロゲンとは反応しないが、

熱すると反応する。

炭素族には属しているが、炭素とはあまり類似しない。炭素が有機物

として、多種多様な化合物を作るのに対して、ケイ素は結合エネルギーが

小さいために、ケイ素を骨格とした複雑な化合物は難しい。

しかし、ケイ素と酸素間の結合エネルギーは比較的大きく、安定して

いるので、これを骨格とした、シロキサンなどの化合物が知られている。

反応

ケイ素は一般に安定ではあるが、高温下では酸素やハロゲンと反応する。

ケイ素を酸素中で赤熱すると、二酸化ケイ素(SiO2)が生成される。

Si+O2→SiO2

ケイ素はフッ素と常温で爆発的に反応する。できる化合物は四フッ化ケイ素(SiF4)

である。

Si+2F2→SiF4

ケイ素を濃水酸化ナトリウム水溶液にいれると、ゆるやかに水素を発生させ

ながら、（メタ）ケイ酸ナトリウム(Na2SiO3)が生じる。

Si+2NaOH+H2O→Na2SiO3+2H2

ケイ素を二酸化ケイ素と混合し、熱すると、一酸化ケイ素(SiO)が生じる。

Si+SiO2→2SiO

ただし、この一酸化ケイ素はすばやく不均化し、もとのケイ素と二酸化ケイ素

に戻る。

製法

ケイ素は二酸化ケイ素の形で地殻中に存在するため、これを還元してケイ素

を作る。たとえば、二酸化ケイ素(SiO2)を炭素で還元することができる。

SiO2+C→Si+CO2

こうしてケイ素は得られるが、ケイ素は非常に純度の高い形で用いられるため、

以上の反応で作られたケイ素を精製することとなる。

この場合、ケイ素と塩素を高温下で反応させて、

Si+2Cl2→SiCl4

これを還元することで、純度の高い四塩化ケイ素を分解し、純粋なケイ素を得る。

SiCl4+2H2→Si+4HCl

ほかにも精製法はあり、さらに純度の高いものとなると、ゾーンメルティング法や

チョクラルスキー法が用いられる。

実験室でも四塩化ケイ素の還元と同じように作るのが一般的と考えられる。

化合物

ケイ素には多くの無機、有機化合物が知られているので、その一部を示す。

ハロゲン化物

四フッ化ケイ素(SiF4)

四塩化ケイ素(SiCl4)

四臭化ケイ素(SiBr4)

四ヨウ化ケイ素(SiI4)

酸化物系(SiX2)

一酸化ケイ素(SiO)

二酸化ケイ素(SiO2)

二硫化ケイ素(SiS2)

(メタ)ケイ酸塩　

ケイ酸ナトリウム(NaSiO3)

ケイ酸カリウム(KSiO3)

同位体

同位体	中性子数	半減期	崩壊モード	天然存在比(%)
²²Si	8	0.029秒	β⁺,PE	0
²³Si	9	0.0423秒	β⁺	0
²⁴Si	10	0.14秒	β⁺,PE	0
²⁵Si	11	0.22秒	β⁺,PE	0
²⁶Si	12	2.234秒	β⁺	0
²⁷Si	13	4.16秒	β⁺	0
²⁸Si	14	安定	なし	92.2
²⁹Si	15	安定	なし	0.5
³⁰Si	16	安定	なし	0.3
³¹Si	17	157.3分	β^-	0
³²Si	18	170年	β^-	0
³³Si	19	6.18秒	β^-	0
³⁴Si	20	2.77秒	β^-	0
³⁵Si	21	0.78秒	β^-,NE	0
³⁶Si	22	0.45秒	β^-,NE	0
³⁷Si	23	0.09秒	β^-,NE	0
³⁸Si	24	0.09秒	β^-,NE	0
³⁹Si	25	0.0475秒	β^-	0
⁴⁰Si	26	0.033秒	β^-	0
⁴¹Si	27	0.02秒	β^-	0
⁴²Si	28	0.013秒	β^-	0
⁴³Si	29	0.015秒	?	0
⁴⁴Si	30	0.01秒	?	0

ケイ素には²⁸Si,²⁹Si,³⁰Siの3つの安定同位体が知られている。不安定核の中

で最も半減期が長いのは³²Siであり170年である。³²Si,³⁴Siはプルトニウムや

アメリシウム、キュリウムのクラスタ崩壊によって生成することができる。

また、ケイ素は大質量恒星の燃焼過程である、ケイ素燃焼過程に深く関与

する。このとき燃焼に使われるケイ素は²⁸Siである。

歴史　

ケイ素は人間と、石英やガラスとして多くかかわってきており、古くから様々な

用途に用いられてきた。しかし、ケイ素という元素が意識されるようになったのは

19世紀以降からのことで、1811年、ゲイ・リュサックが四フッ化ケイ素を還元して

低純度のケイ素を得た。それまでは、ケイ素が含まれる、火打石が元素である

と思われていた。

高純度のケイ素を得たのは1823年、ベルセリウスがゲイ・リュサックと同様の

方法で得た。ケイ素の英語表記である、siliconは、ラテン語で、ケイ砂を意味

する、silaxに由来し、その名づけはラヴォアジェである。

存在

ケイ素は地殻中で二番目に多い(質量パーセントにして)元素であり、その多くは

二酸化ケイ素の形で普遍的に存在している。海中にはケイ酸塩として含まれるが、

多くはない。

多くの鉱石はケイ素をその組成式中に持つため、ケイ素化合物の入手はいたって

容易であるが、実際、単体のケイ素を得る場合は、珪石や珪砂、シリカなどの

いわゆる二酸化ケイ素からつくる。

ほぼ無尽蔵に存在するケイ素だが、純粋なケイ素として得る場合、多くの電力を

必要とするため、電力が安い国がケイ素の輸出国となる。

ケイ素は工業的に高純度のものが求められ、もちろん高純度のもののほうが

値段は高くなる。このことから、ケイ素単体の値段は純度にもよるが、豊富な

資源の割には安いとは言えない。　

リンク

炭素

↑

アルミニウム←ケイ素→リン　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

↓

ゲルマニウム　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

アルミニウム

2012-03-07T14:12:44+09:00

アルミニウム

アルミニウムは原子番号１３、元素記号Alの元素である。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

性質

アルミニウムは周期表において、13族3周期に分類される元素である。

アルミニウムは、銀白色の固体の金属である。

沸点は2519℃、は融点660℃である。

融点	660.32℃
沸点	2519℃
密度	2700kg/m³
電気陰性度	1.61
酸化数	3

アルミニウムは13族に属する銀白色の軽い金属である。

アルミニウムは我々にとって身近な金属のひとつであり、常温で熱,電気

伝導性がよいことや、軽いこと、アルミニウムイオンは一般的に無害で

あるとされていることなど、優れた特徴を持っている。

化学的性質は同族のガリウムやインジウムに近く、ホウ素を除く13族の

ように融点もほかの金属と比べて低めである。

金属としての反応性は比較的高く、イオン化傾向も大きい。

代表的な両性元素のひとつであり、酸、塩基に溶ける。ただし、硝酸には

不動態を生じて溶けない。粉末状のものは特に反応性が高く、テルミット反応

などにみられる激しい反応を示す。しかし、一般的に空気中でアルミニウムは

薄い酸化皮膜をつくり、不動態となるため、大きなアルミニウムの塊は内部が

まもられ、その結果、著しく酸化に強いようにみえる。

反応

アルミニウムは反応性が高いため、多くの反応が知られている。

粉末マグネシウムを空気中で熱すると強い白色の光と熱を放って酸化アルミニウム

を生成する。

4Al+3O2→2Al2O3

アルミニウムを塩化水素(HCl)の中に入れると、激しく水素を出して塩化アルミニウム

が生成される。

2Al+6HCl→AlCl3+3H2

しかし、実際生成されるものは塩化アルミニウム6水和物であり、無水物を得たいときは

直接塩素と反応させるとよい。

2Al+3Cl2→2AlCl3

アルミニウムを水酸化ナトリウム(NaOH)水溶液に溶かすとアルミン酸ナトリウムが生成される。

2Al+2NaOH+6H2O→2Na[Al(OH)4]+3H2

粉末アルミニウムとアルミニウムより貴な金属酸化物を混ぜて着火すると激しい熱と光、火花を

発生させて金属酸化物を還元する。酸化鉄(Ⅲ)(Fe2O3)の場合は以下のようになる。

2Al+Fe2O3→2Fe+Al2O3

この反応はテルミット法、またはゴルドシュミット法と呼ばれている。

製法

アルミニウムは一般的に単体として析出しないため、化学的に生成される。

実験室レベルであれば、フッ化アルミニウムの融解塩電解で精製できる。

2AlF3→2Al+3F2

工業的にはホール・エルー法で精製されるのが一般的である。

ホール・エルー法では以下の反応によってアルミニウムを精製する。

Al2O3+3C→2Al+3CO

ホール・エルー法ではこの反応を起こすために多大な電力を用いるが、

アルミニウムをリサイクルする際はこの電力の3%で済む。

化合物

アルミニウムは反応性に富むため、多くの化合物が知られる。ここではその一部

を挙げる。

ハロゲン化物

アラン(AlH3)

ジアラン(Al2H4)

フッ化アルミニウム(AlF3)

塩化アルミニウム(AlCl3)

臭化アルミニウム(AlBr3)

ヨウ化アルミニウム(AlI3)

酸化物系(Al2X3)

酸化アルミニウム(Al2O3)

硫化アルミニウム(Al2S3)

多原子イオン塩

水酸化アルミニウム(Al(OH)3)

硝酸アルミニウム(Al(NO3)3)

硫酸アルミニウム(Al2(SO4)3)

アルミン酸塩　

アルミン酸ナトリウム(Na[Al(OH)4])

アルミン酸カリウム(K[Al(OH)4])

同位体

同位体	中性子数	半減期	崩壊モード	天然存在比(%)
²¹Al	8	3.5×10^-8秒	?	0
²²Al	9	0.059秒	β⁺,γ,PE	0
²³Al	10	0.47秒	β⁺,γ,PE	0
^23mAl	10	0.35秒	?	0
²⁴Al	11	2.053秒	α,β⁺,γ	0
^24mAl	11	0.1313秒	α,β⁺,γ,IT	0
²⁵Al	12	7.183秒	β⁺,γ	0
²⁶Al	13	18949.4年	β⁺,γ	0
^26mAl	13	6.3452秒	β⁺,γ	0
²⁷Al	14	安定	なし	100
²⁸Al	15	2.2414分	β^-	0
²⁹Al	16	6.56分	β^-	0
³⁰Al	17	3.6秒	β^-	0
³¹Al	18	0.644秒	β^-	0
³²Al	19	0.0317秒	β^-	0
^32mAl	19	2.0×10^-7秒	?	0
³³Al	20	0.0417秒	?	0
³⁴Al	21	0.0563秒	β^-,NE	0
³⁵Al	22	0.0386秒	β^-,NE	0
³⁶Al	23	0.09秒	?	0
³⁷Al	24	0.0107秒	?	0
³⁸Al	25	0.0076秒	?	0
³⁹Al	26	0.0076秒	?	0
⁴⁰Al	27	0.01秒	?	0
⁴¹Al	28	0.002秒	?	0
⁴²Al	29	0.001秒	?	0

アルミニウムはモノアイソトピック元素で、²⁷Alのみが安定である。

²⁷Alと²⁶Al以外は²⁸Al,²⁹Alを除いて半減期が1分以下と短命な核種が

多いが、²⁶Alはある程度の寿命を持つ。

自然界には痕跡量²⁶Alがあるが、これは大気圏でアルゴンが宇宙線陽子

によって破砕されることが原因とされており、このことは年代測定法に利用

されている。

歴史

アルミニウムは単金属の分離以前から明礬やコランダムの形で人間と関わってきた。

18世紀になると、粘土の中には石灰とは異なる塩基が見出されるようになり、1809年

に、デービーが酸化アルミニウムを化学的に合成されることでこれが証明された。

アルミニウムの単離に成功したのはウェーラーで、1827年に塩化アルミニウムを

カリウムで還元することで金属アルミニウムを精製した。

実際、初めてアルミニウムを単離したのはエルステッドであるが、収率はきわめて悪い

ものであった。

アルミニウムの名づけのもとはラテン語で明礬を意味するalumenであり、aluminiumは

デービーが提唱した名前である。　

存在

アルミニウムは土壌中に、粘土鉱物として、広くかつ多く分布している。クラーク数も7.56%

と第3位であり、いかに多いか分かる。しかし、資源としてアルミニウムを使う場合は、

ボーキサイトなどといったアルミニウム含有量の高い鉱石を使うのが一般的である。

現在ではアルミニウムはホール・エルー法によって生成されるが、このとき大変な電力

を要するためにアルミニウムの価格はこの電力費に大きく左右される。　

リンク

ホウ素

↑

マグネシウム←アルミニウム→ケイ素　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

↓

ガリウム　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

マグネシウム

2012-03-07T14:12:12+09:00

マグネシウム

マグネシウムは原子番号１２、元素記号Mgの元素である。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

性質

マグネシウムは周期表において、2族3周期に分類される元素である。

マグネシウムは、銀白色の固体の金属である。

沸点は1090℃、は融点650℃である。

融点	650℃
沸点	1090℃
密度	1738kg/m³
電気陰性度	1.31
酸化数	2

マグネシウムは2族に属する銀白色の軽い金属である。

単体のマグネシウムは軽く、やわらかい金属である。反応性が高く、空気

中で熱すると、激しく明るい白色の光を放ちながら燃焼する。

また、酸とは非常に容易に反応し、特に塩酸との反応はよく知られている。

マグネシウムは2族に属しながらも、同じ族に分類されるアルカリ土類金属

とは大きく異なった化学的挙動を見せる。それらは炎色反応を示さないこと

や、水酸化物が弱塩基であることなどがあるが、すなわち性質はおおむね

ベリリウムに近いということができる。しかしながら、ベリリウムと違い、塩基

とは反応しないこと、イオン結晶を多く作ることなどからはベリリウムよりも

アルカリ土類金属的性質を備えていることがわかる。

マグネシウムは合金としても用いられることがしばしばである。とくに知れ渡った

ところではジュラルミンが好例であり、とにかく軽いことが特筆すべき性能

である。

反応

マグネシウムは反応性が高いため、多くの反応が知られている。

マグネシウムを空気中で熱すると強い白色の光を放って酸化マグネシウム(MgO)

を生成する。

2Mg+O2→2MgO

マグネシウムを塩化水素(HCl)中で反応させると、塩化マグネシウムが生成される。

Mg+2HCl→MgCl2+H2

マグネシウムを熱水中に投ずると水酸化マグネシウム(Mg(OH)2)ができる。

Mg+2H2O→Mg(OH)2+H2

マグネシウムを二酸化炭素中(CO2)で熱すると二酸化炭素を炭素にまで還元する。

2Mg+CO2→2MgO+C

製法

マグネシウムは自然界中に単体では析出しない。

単体マグネシウムの製法として、最も一般的なものは融解塩電解である。

普通電解に用いられるのは、資源として豊富な塩化マグネシウム(MgCl2)である。

また、酸化マグネシウムをカルシウムなどで還元することも不可能ではないが、

実際、非効率的などの理由でまずもって行われない。

化合物

マグネシウムは反応性が比較的高く、それに応じて化合物も多い。ここではその

一部をあげる。

ハロゲン化物　

フッ化マグネシウム(MgF2)

塩化マグネシウム(MgCl2)

臭化マグネシウム(MgBr2)

ヨウ化マグネシウム(MgI2)

酸化物系

酸化マグネシウム(MgO)

硫化マグネシウム(MgS)

多原子イオン塩

水酸化マグネシウム(Mg(OH)2)

硝酸マグネシウム(Mg(NO3)2)

硫酸マグネシウム(MgSO4)

炭酸マグネシウム(MgCO3)

リン酸マグネシウム(Mg3(PO4)2)

同位体

同位体	中性子数	半減期	崩壊モード	天然存在比(%)
¹⁹Mg	7	不明	?	0
²⁰Mg	8	0.0908秒	β⁺,γ	0
²¹Mg	9	0.122秒	β⁺,γ	0
²²Mg	10	3.8755秒	β⁺,γ	0
²³Mg	11	11.317秒	β⁺,γ	0
²⁴Mg	12	安定	なし	79
²⁵Mg	13	安定	なし	10
²⁶Mg	14	安定	なし	11
²⁷Mg	15	9.458分	β^-	0
²⁸Mg	16	20.915時間	β^-	0
²⁹Mg	17	1.3秒	β^-	0
³⁰Mg	18	0.335秒	β^-	0
³¹Mg	19	0.23秒	β^-,NE	0
³²Mg	20	0.086秒	β^-,NE	0
³³Mg	21	0.0905秒	β^-,NE	0
³⁴Mg	22	0.02秒	β^-,NE	0
³⁵Mg	23	0.07秒	?	0
³⁶Mg	24	0.0039秒	?	0
³⁷Mg	25	0.04秒	?	0
³⁸Mg	26	0.001秒	?	0
³⁹Mg	27	2.6×10^-7秒	?	0
⁴⁰Mg	28	0.001秒	?	0

マグネシウムには中性子数7から28までの核種が知られている。安定核は

3つあり、最も長い半減期を持つものは²⁸Mgの約21時間である。

²³Mg、²⁴Mgは恒星においての炭素燃焼過程で作られる同位体である。

また、中性子数16から18までの核種はウラン、ネプツニウムのクラスタ崩壊で

生成される。

歴史

最初にマグネシウム化合物として単離されたのは1695年にグルーのエプソム塩

である。その後1707年にバレンチンが塩基性炭酸マグネシウムを取り出すことに

成功した。しかし、結局単金属として分離されたのは1808年のことで、デービーが

酸化マグネシウムの融解塩電解によって得た。1886年にはドイツでカナール石

の融解塩電解でマグネシウムが得られるようになったため、それ以来、マグネシウム

は工業的につくられるようになった。　

存在

マグネシウムは単体で産出することはないが、化合物としては地殻中、海水中に

豊富に存在している。海水にはにがりとして知られるように、塩化マグネシウム

として存在し、地殻中にはマグネシウムを含んだ鉱石としてドロマイト、滑石などが

ある。マグネシウムはこのようにさまざまな形で存在し、かつ経済的な製法がある

ため、枯渇することはないと考えられ、しばらくは価格の大きな変動もないと

思われる。　

リンク

ベリリウム

↑

　　ナトリウム←マグネシウム→アルミニウム

↓

カルシウム　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

ナトリウム

2012-03-07T14:11:12+09:00

ナトリウム

ナトリウムは原子番号１１、元素記号Naの元素である。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

性質

ナトリウムは周期表において、1族3周期に分類される元素である。

ナトリウムは、銀白色の固体の金属である。

沸点は883℃、は融点98℃である。

融点	97.72℃
沸点	883℃
密度	968kg/m³
電気陰性度	0.93
酸化数	1,-1

ナトリウムはアルカリ金属に属する銀白色の軽い金属である。

単体ナトリウムはアルカリ金属であるために、反応性が高く、水と爆発的に

反応することは良く知られている。また融点、沸点もこの属の特徴のように

低く、やわらかいという特徴がある。さらに、ナトリウムは電気、熱伝導性に

優れ、金に次ぐ電気伝導性を持つ。

酸、塩基には容易に侵され、単体をナイフなどで切ったあとの破断面は銀白色

の光沢を示すものの、空気中ではすばやく酸化ナトリウム(Na2O)を作って

酸化される。

しかし、灯油やエーテルとは反応しないため、そのような中に保存される。

(このときアルコール内には保存してはならない。)

また、ほかのアルカリ金属同様に炎色反応を示す。可視光の範囲内での

炎色は黄色。

非常に高い圧力下では金属的性質を失い、透明の結晶となる。

反応

ナトリウムは反応性の高い金属であるため、多様な反応を

示す。

ナトリウムを水の中に入れると、激しい反応がおこり、

水酸化ナトリウム(NaOH)が生成される。

2Na+2H2O→2NaOH+H2

ナトリウムをメタノール(CH3OH) 内にいれると、ゆるやかに反応

してナトリウムメトキシド(CH3ONa)を生じる。

2Na+2CH3OH→2CH3ONa+H2

ナトリウムは塩素内で激烈に燃焼しながら塩化ナトリウム(NaCl)

を生じる。

2Na+Cl2→2NaCl

製法

基本的に工業的、実験室的にも融解塩電解による製造しか存在

しない。リチウムならリチウム化合物をエタノールなどを溶媒とした

ものを電気分解したときに得られるが、ナトリウムの場合は上記の

"反応"の部分で述べたように、メタノールと同様に反応してしまう

ので、同じことはできない。

一般的に、融点の低い、水酸化ナトリウムを融解塩電解するが、

塩化ナトリウムも用いられる。

化合物

ナトリウムには数多くの化合物が知られているが、ここではその

一部を挙げる。

ハロゲン化物

フッ化ナトリウム(NaF)

塩化ナトリウム(NaCl)

臭化ナトリウム(NaBr)

ヨウ化ナトリウム(NaI)

酸化物系

酸化ナトリウム(Na2O)

硫化ナトリウム(Na2S)

セレン化ナトリウム(Na2Se)

過酸化ナトリウム(Na2O2)

超酸化ナトリウム(Na2O3)

多原子イオン塩

亜硫酸ナトリウム(NaSO3)

硝酸ナトリウム(NaNO3)

硫酸ナトリウム(Na2SO4)

塩素酸ナトリウム(NaClO3)　

同位体

同位体	中性子数	半減期	崩壊モード	天然存在比(%)
¹⁸Na	7	1.3^-21秒	?	0
¹⁹Na	8	4×10^-8秒	PE	0
²⁰Na	9	0.4479秒	?	0
²¹Na	10	22.49秒	?	0
²²Na	11	2.6027年	?	0
^22mNa	11	2.44×10^-7秒	?	0
²³Na	12	安定	なし	100
²⁴Na	13	14.959時間	β^-	0
^24mNa	13	0.0202秒	β^-,IT	0
²⁵Na	14	59.1秒	β^-	0
²⁶Na	15	1.077秒	β^-	0
²⁷Na	16	0.301秒	β^-,NE	0
²⁸Na	17	0.0305秒	β^-,NE	0
²⁹Na	18	0.0449秒	β^-,NE	0
³⁰Na	19	0.0484秒	α,β^-,NE	0
³¹Na	20	0.017秒	β^-,NE	0
³²Na	21	0.0129秒	β^-,NE	0
³³Na	22	0.0082秒	β^-,NE	0
³⁴Na	23	0.0055秒	β^-,NE	0
³⁵Na	24	0.0015秒	β^-,NE	0
³⁶Na	25	2.6×10^-7秒	?	0
³⁷Na	26	0.001秒	?	0

ナトリウムには13の同位体が存在し、そのうち²³Naのみが安定

のためモノアイソトピック元素とされる。基本的に²³Naより重い

同位体は主に中性子放出によって軽くなるか、マグネシウムに変化

するかの二通りである。

ナトリウムの不安定同位体の中で最も半減期の長い²²Naはポジトロン

断層法において、陽電子を生み出すのに用いられる。

歴史

ナトリウムの利用は、5000年前より始まり、ガラスの生成に用いら

れた。しかしナトリウムという元素が意識されるようになったのは

1758年に行われた、マルクグラーフによる炎色反応の実験から

のことで、単離は1807年のデービーによって水酸化ナトリウムの

融解塩電解でおこなわれた。

名前はラテン語で炭酸ナトリウム(炭酸ソーダ)を意味するナトロン

に由来するとされる。　

存在

ナトリウムはその反応性ゆえに、単体では析出しない。しかし、

化合物としては非常におおく地球上に存在している。

もちろん海水には2~3%の塩分が含まれており、その塩分が

塩化ナトリウムであるのはいうまでもなく、岩塩として地上にも

多く存在する。

ほかにも、炭酸ナトリウムとして天然ソーダが採取されるなど、

ナトリウムは地球上に大変豊富である。　

リンク

リチウム

↑

　　　　ネオン←ナトリウム→マグネシウム

↓

カリウム　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　