基礎理論 第3章 化学

化学反応・電気化学を扱う章です。化学反応の分類、反応熱と標準生成熱、化学平衡(ル・シャトリエ)、化学反応、反応速度と触媒、電気化学反応と電池、燃料電池の発電原理までを順番に学びます。第2章「熱力学」のエンタルピー・反応熱が前提です。

乙種・甲種兼用 / 全17節 / 学習目安: 60〜90分

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📍 はじめに

燃焼やガス精製、燃料電池まで、ガス工業の現場で起きていることのほとんどは化学反応です。この章では、反応がどう進むか(熱・速度・触媒)、どこで止まるか(平衡)、どう電気に変えるか(電池)を学びます。

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📚 テキスト解説

各節は次の構成で進みます。

– 🎯 一言で

– 📖 解説(乙種ベース)

– 🟦 甲種プラスα(必要な節のみ)

– ⚡ 焦点ポイント

– 📝 過去問のひっかけ例

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📑 この章の目次（全17節）

1. 1. 化学反応の分類（酸化・還元・燃焼）
2. 2. 反応熱と標準生成熱
3. 3. 燃焼熱の計算（標準生成熱を使う）
4. 4. 化学平衡とギブス自由エネルギー
5. 5. 平衡定数 Kp
6. 6. 平衡移動の法則（ル・シャトリエの原理）
7. 7. 化学反応と平衡移動
8. 8. 反応速度と速度定数
9. 9. 反応次数と半減期（一次反応）
10. 10. アレニウスの式と活性化エネルギー
11. 11. 触媒反応（均一触媒・不均一触媒・接触触媒）
12. 12. 電気化学反応の基本
13. 13. 電解質と電池（一次電池・二次電池・燃料電池）
14. 14. 電極電位とイオン化傾向
15. 15. 金属の腐食
16. 16. 燃料電池の種類と発電原理
17. 17. 燃料電池の特性とファラデーの法則

1. 化学反応の分類（酸化・還元・燃焼）

💡 図の見方：電子を失った側が酸化(酸化数が増加)、受け取った側が還元(酸化数が減少)で、両者は必ず同時に起こることを電子の移動矢印1本で示した図。出題者は「酸化=酸素と結びつく」だけを定義として押し出してくるが、本質は電子の授受であり酸化数の増減で判断するのが正解の近道。

重要度: 乙B / 甲C

📖 解説(乙種ベース)

ガス機器の青い炎の中で起きていることは、突き詰めれば電子の受け渡しだ。化学反応は様々な観点で分類できるが、ガス主任試験で重要なのは酸化・還元・燃焼の3つの視点である。

酸化とは、酸素を受け取る／水素を失う／電子を失うこと（酸化数が増加する）。還元はその逆で、酸素を失う／水素を受け取る／電子を得ること（酸化数が減少する）。誰かが電子を失えば、必ず誰かがその電子を受け取る——だから酸化と還元は必ず同時に起こる（酸化還元反応）。出題者は「酸化 = 酸素と結びつく」だけを定義として押し出してくるが、電子を失うことが本質的な定義。酸化数の増減で判断する習慣をつけると応用が効く。

燃焼は急激な酸化反応であり、熱と光を伴う。酸素が足りていれば完全燃焼——炭素→CO₂、水素→H₂Oに完全に酸化される。酸素不足なら CO や C（すす）が生成する不完全燃焼だ。

反応式は係数まで問われる。メタンの完全燃焼は CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O、プロパンは C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O——この2本は暗記必須だ。一般の炭化水素 CₘHₙ なら CₘHₙ + (m + n/4)O₂ → mCO₂ + (n/2)H₂O で確かめられる。

🖼 図解
酸化と還元(電子の授受の向き)

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2. 反応熱と標準生成熱

💡 図の見方：左は経路を変えても反応熱が変わらないこと(ヘスの法則)、右は温度を変えれば反応熱が変わること(キルヒホッフ)を並べた図。2つは矛盾しない——ヘスは同一温度の話だから。「反応熱は温度によらず一定」を×と見抜けるかが定番の問われ方。

重要度: ★ 乙A / 甲B

📖 解説(乙種ベース)

1階から5階へ、エレベーターで一気に上がっても、階段で踊り場を経由しても、上がった高さは同じ——出発点と到達点で決まるからだ。化学反応で出入りする熱（反応熱）もこれと同じ。反応の出発物と最終生成物が同じであれば、途中の経路（段階）に関係なく常に一定になる。これがヘスの法則（総熱量保存の法則）だ。種明かしは第2章にある——エンタルピーは状態量であるため、始状態と終状態が決まれば ΔH は一意に定まる。

反応熱の呼び分けも押さえよう。燃焼熱は物質 1 mol が完全燃焼するときの反応熱、生成熱（標準生成熱）は化合物 1 mol が最安定な単体から生成するときの反応熱。溶解熱・中和熱なども反応熱の一種だ。

では「反応熱は温度によらず一定」と言えるか? 言えない。同じ反応でも温度が変われば反応熱の値は変化する——キルヒホッフの法則（反応熱の温度依存性）だ。ΔH(T₂) = ΔH(T₁) + ΔCp × (T₂ − T₁)（ΔCp：生成系と反応系のモル熱容量の差）で補正する。

R07 Q06 で出たのはまさにこの区別——「反応熱は経路によらない（ヘスの法則）」は○、「反応熱は温度によらず一定」は×。2つは矛盾しない。ヘスの法則は同一温度での話だからだ。

🖼 図解
経路は関係ない(ヘス)・温度は関係する(キルヒホッフ)

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3. 燃焼熱の計算（標準生成熱を使う）

重要度: ★ 乙A / 甲B

📖 解説(乙種ベース)

燃焼熱は、部品の値段から製品の原価を積み上げるように、各物質の標準生成熱（単体から化合物 1 mol を生成するときの反応熱）から計算で求められる。手順は3つ——燃焼反応式を書く→生成物と反応物の生成熱を確認→差をとる。

物質（気体基準）	標準生成熱
CO₂(g)	−393.5 kJ/mol（= CO₂ の生成熱は 393.5 kJ/mol 発熱）
H₂O(g)	−241.8 kJ/mol（気体水の生成熱）
H₂O(l)	−285.8 kJ/mol（液体水。気体より大きいのは凝縮熱の分）
CO(g)	−110.5 kJ/mol

例としてメタンの燃焼熱を出してみよう。CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O(g) で、ΔH = [−393.5 + 2×(−241.8)] − [(−74.8) + 2×0] = −877.1 − (−74.8) = −802.3 kJ/mol（CH₄ の標準生成熱 −74.8 kJ/mol、O₂ は単体なので 0）。CO₂・H₂O の生成熱は「発熱（負のΔH）」——出題者は符号処理のミスを待ち構えているので、マイナスのまま式に入れて機械的に計算するのが安全だ。

最後に発熱量の2つの顔。燃焼後の水が気体（蒸気）のままの発熱量が LHV（低発熱量）、液体になったときの発熱量が HHV（高発熱量）だ。なぜ HHV の方が大きいのか? 水蒸気が液体に凝縮するとき、凝縮熱の分だけ余分に熱を放出するからだ。HHV − LHV = 水の凝縮熱 × モル数。「高発熱量（HHV）は低発熱量（LHV）より大きい」は定番の正文である。

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4. 化学平衡とギブス自由エネルギー

重要度: 乙C / 甲C

📖 解説(乙種ベース)

正反応と逆反応が綱引きをして、力が釣り合ったところ——それが化学平衡だ。可逆反応（正逆両方向に進める反応）は、やがて正反応速度＝逆反応速度の状態になる。この状態を「化学平衡（平衡状態）」という。反応が止まったのではない。両方向が同じ速さで進み続けているだけだ。

この綱引きの行方を1つの数で判定するのが、第2章で登場したギブス自由エネルギー G = H − TS（H：エンタルピー、T：絶対温度、S：エントロピー）である。ΔG < 0 なら反応は自発的に正方向へ進む。ΔG = 0 なら平衡状態（正逆速度が等しい）。ΔG > 0 なら自発的には逆方向へ進む（正方向に進めるには仕事が必要）。「平衡状態では ΔG = 0」は甲種の正誤問題で頻出だ。

温度の影響は ΔG = ΔH − TΔS から読める。発熱反応（ΔH < 0）で ΔS > 0 なら、どの温度でも ΔG < 0（常に自発的）。吸熱反応（ΔH > 0）で ΔS > 0 なら、高温ほど ΔG が小さくなり自発になりやすい。平衡定数との関係は ΔG° = −RT ln K（参考）。

ひとつ注意——「自発的に進む ≠ 速く進む」だ。ΔG < 0 でも反応速度が極めて遅い反応は多い（例：ダイヤモンド → グラファイト）。ダイヤモンドは熱力学的には黒鉛に変わりたがっているのに、目の前では何も起きない。熱力学的安定性と反応速度は別の話——この混同を出題者は狙ってくる。

🟦 甲種プラスα

「平衡状態では ΔG = 0」は甲種の正誤問題で頻出

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5. 平衡定数 Kp

💡 図の見方：分数のどちらに生成物が来るかを確かめる図。上(分子)が生成物、下(分母)が反応物で、指数には化学量論係数がそのまま乗る。「圧力を変えると平衡は移動するが、Kpは変わらない」——平衡移動とKpの変化を混同しないこと。

重要度: 乙C / 🟦 甲B

📖 解説(乙種ベース)

平衡が「どちら側にどれだけ偏って落ち着くか」を1つの数で表せないか——それが平衡定数 Kp だ。可逆反応が平衡状態に達したとき、各成分の分圧の間に一定の関係が成立する。aA + bB ⇌ cC + dD（気相反応）なら次の形になる。

読み方はシンプルだ。Kp > 1 なら平衡は生成物側（右辺）に、Kp < 1 なら反応物側（左辺）に偏っている。そして最大の試験ポイント——Kp は温度だけの関数。圧力や濃度を変えても Kp 自体は変わらない。「圧力を変えると平衡が移動する」が真でも、「Kp が変わる」は偽——平衡移動（次節のル・シャトリエ）と Kp の変化をすり替えるのが出題者の常套手段だ。

濃度で定義した平衡定数 Kc との関係は、気相反応では Kp = Kc × (RT)^Δn（Δn：生成物のモル数合計 − 反応物のモル数合計）。Δn = 0 のとき Kp = Kc（モル数変化がない反応）となる。

🟦 甲種プラスα

甲種：Kp の式を書く問題・Kp = Kc(RT)^Δn の計算問題が出る

🖼 図解
Kpの分子は生成物・分母は反応物(変えるのは温度だけ)

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6. 平衡移動の法則（ル・シャトリエの原理）

重要度: ★ 乙A / 甲A

📖 解説(乙種ベース)

シーソーの片側に重りを載せると、傾きは釣り合いを取り戻す向きに動く。平衡状態にある系も同じで、外部から何らかの変化（圧力・温度・濃度の3パターン）を加えると、その変化を打ち消す方向へ平衡が移動する——これがル・シャトリエの原理（平衡移動の法則）だ。個別に丸暗記しなくても、「加えられた変化をやわらげる方向に動く」という一つの原則から毎回導ける。

圧力ならこうだ。圧力を高める→気体分子数が減る方向（モル数が少ない側）へ移動して、圧力上昇をやわらげる。圧力を下げる→気体分子数が増える方向へ移動。反応前後でモル数が変わらない反応では、圧力変化の影響なし。

温度なら、温度を上げる→吸熱方向へ移動（熱を吸収して温度上昇をやわらげる）、温度を下げる→発熱方向へ移動。だから発熱反応で温度を上げると、逆反応（吸熱）方向へ移動して生成物が減少する——R06 Q06 で直撃したポイントだ。

濃度なら、反応物を増やす→生成物を増やす方向（正反応方向）へ、生成物を増やす→反応物を増やす方向（逆反応方向）へ移動する。

最後に前節との接続。Kp（平衡定数）自体は圧力や濃度を変えても変わらず、温度変化のみ Kp が変わる。出題者の危険球は「温度を上げると発熱反応の Kp が大きくなる」——×だ。発熱反応で温度上昇→逆方向へ移動→Kp は小さくなる。温度と Kp の変化方向は直感に反するので要注意。

🖼 図解
平衡移動のイメージ(ル・シャトリエ)

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7. 化学反応と平衡移動

重要度: ★ 乙A / 甲A

📖 解説(乙種ベース)

燃料電池に供給する水素は、どこから来るのか。メタンと水蒸気から作る——その製造を担うのが化学反応で、ガス工業で最も重要な反応の一つだ。水素製造や燃料電池の前段処理に使われる。

基本反応式は CH₄ + H₂O ⇌ CO + 3H₂（吸熱反応：ΔH > 0）——メタン + 水蒸気 → 一酸化炭素 + 水素だ。続けて水性シフト反応 CO + H₂O ⇌ CO₂ + H₂（発熱反応：ΔH < 0）が起こり、CO を CO₂ に変換しながらさらに H₂ を生成する。

では H₂ の収率を上げるには、どの条件を選べばよいか。前節のル・シャトリエの原理から3つ導ける。（1）高温にする——吸熱反応なので正方向へ移動（H₂ 生成側）。（2）低圧（または減圧）にする——左辺 2 mol に対し右辺は 4 mol（H₂ 3 mol + CO 1 mol）で、分子数が増える方向（右辺）へ平衡が移動するから。（3）水蒸気を過剰に加える——反応物（H₂O）の濃度増加で正反応方向へ移動。

出題者は「低圧が有利」の理由まで踏み込んでくる。「右辺の分子数（4 mol）が左辺（2 mol）より多いから」と説明できて初めて得点になる——丸暗記だけでは、論理を問われたときに崩れる。なお実際のプロセスでは、触媒（ニッケル系など）を用いて反応速度を確保しつつ、高温（700〜900℃）・常圧付近で運転されることが多い。

🖼 図解
水蒸気改質のH₂収率3条件

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8. 反応速度と速度定数

💡 図の見方：kとvのどちらが動くのかを、要因ごとに矢印の行き先で見る図。温度と触媒はkそのものを変えるが、濃度や圧力は反応速度vを変えるだけでkは変えない。「kが変わればvも変わる」は正しいが、その逆は真とは限らない点が狙われる。

重要度: 乙C / 甲C

📖 解説(乙種ベース)

平衡は「反応がどこまで進むか」を教えてくれるが、「どれだけ速く進むか」は教えてくれない。ここからは速さの話だ。化学反応速度（単位時間あたりの反応物の減少量または生成物の増加量）は、反応物の濃度に依存する。

aA + bB → 生成物 の反応で、反応速度式（速度方程式）は v = k × [A]^m × [B]^n（v：反応速度、k：速度定数、[A][B]：各成分の濃度）。m, n は反応次数で、実験的に決める——a, b とは必ずしも一致しない点に注意だ。

主役は速度定数 k である。k は温度が上がると増大し（高温ほど反応が速い）、触媒を加えても増大する（触媒は k を変える）。ところが濃度や圧力では k は変わらない——v は変わるが k 自体は変わらない。「k が変わればv も変わる」は正しいが、逆は真とは限らない。この k と v の区別こそ、出題者の狙い目だ。

反応速度に影響する因子は、因果でつなげて覚える。濃度↑→衝突頻度↑→反応速度↑。温度↑→活性化エネルギーを超える分子割合↑→k↑→反応速度↑。触媒あり→活性化エネルギーが下がる→k↑→反応速度↑。表面積↑（固体）→反応面積↑→不均一反応速度↑。

🖼 図解
速度定数kが変わる要因と反応速度vだけが変わる要因

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9. 反応次数と半減期（一次反応）

重要度: ★ 乙A / 甲A

📖 解説(乙種ベース)

紙を半分に折り、また半分に折る——1回ごとに面積は必ず半分になり、「半分にする」という操作自体は何回目でも同じだ。一次反応の減り方がまさにこれで、半減期 t₁/₂ ごとに残量が 1/2 ずつ減っていく。

まず反応次数の整理から。反応速度式 v = k[A]^m の m を A に関する反応次数、全体の次数を m+n+… という。ゼロ次反応は v = k（濃度によらず速度一定）、一次反応は v = k[A]（濃度に比例）、二次反応は v = k[A]²（濃度の二乗に比例）だ。

一次反応の半減期は初期濃度によらず一定——「は?」と思ったら、それが正常な反応だ。濃度が減るにつれて速度は遅くなる（v = k[A] なので）のに、半減期は変わらない。速度と残量が同じ比率で小さくなっていくから、「半分になるまでの時間」はいつも同じなのだ。この直感への裏切りが毎年の正誤問題になる。

計算は「n 回の半減期を経過すると、残量は初期量の (1/2)^n になる」を使う。R07 Q07 の実例——半減期が 10 分の一次反応で、初期量の 1/64 になるまでの時間は? (1/2)^n = 1/64 = (1/2)^6 より n = 6、時間 = 10 分 × 6 = 60 分。半減期の回数を数えるだけで解ける。

次数ごとの違いは対比で締めよう。ゼロ次反応（v = k 一定）は半減期が初期濃度に比例して変化、一次反応は初期濃度に依存しない（一定）、二次反応（v = k[A]²）は初期濃度に反比例する。

🖼 図解
一次反応の半減期

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10. アレニウスの式と活性化エネルギー

重要度: 乙C / 🟦 甲B

📖 解説(乙種ベース)

反応物が生成物になるには、途中にそびえるエネルギーの峠を越えなければならない。峠の高さが活性化エネルギー Ea——反応が起こるために必要な最小エネルギー（エネルギー障壁の高さ）だ。この峠越えと温度の関係を定量的に表したのがアレニウスの式である。

計算問題では対数形式 ln k = ln A − Ea/(RT) を使う。ln k を 1/T に対してプロットすると直線になり、傾き = −Ea/R から Ea が読み取れる。

Ea の大小は「温度への敏感さ」を決める。Ea が大きい→温度変化に対して k が大きく変化（高温で劇的に速くなる）。Ea が小さい→温度変化の影響が小さい。では、峠そのものを低くする方法はないのか? それが触媒だ。触媒は反応経路を変えて活性化エネルギー Ea を低下させる→ k が増大→反応速度が速くなる。ただし峠の高さが変わるだけで、出発点と到達点のエネルギー差は変わらない——反応熱 ΔH は変わらないのだ。

「温度を 10℃上げると反応速度は約 2 倍」という経験則（ファントホッフの規則）は厳密ではない——アレニウスの式から正確に計算すると Ea や温度域によって異なる。試験では「概算で 2 倍」程度の理解で OK だ。

🟦 甲種プラスα

甲種：ln(k₂/k₁) = Ea/R × (1/T₁ − 1/T₂) を使った Ea の計算問題が出る

🖼 図解
活性化エネルギーの山越え

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11. 触媒反応（均一触媒・不均一触媒・接触触媒）

重要度: ★ 乙A / 甲A

📖 解説(乙種ベース)

触媒とは、反応自身は変化せず（反応前後で消費されず）に反応速度を変化させる物質だ。渋滞する峠道の脇に低い迂回路を作るようなもの——通り道は楽になるが、出発地と目的地の高低差は変わらない。

分類は「相が同じか違うか」で決まる。均一系触媒は触媒と反応物が同じ相（気体+気体、液体+液体）に存在するもので、例は酸触媒（H⁺）、塩基触媒（OH⁻）による液相反応。不均一系触媒（接触触媒）は触媒と反応物が異なる相（固体触媒 + 気体/液体反応物）のもので、Pt, Pd, Ni などの固体金属触媒を使った気相反応が代表だ——水蒸気改質の Ni 系触媒、アンモニア合成の Fe 系触媒（ハーバー・ボッシュ法）、硫酸製造の V₂O₅ 触媒（接触法）。接触触媒では固体触媒表面での吸着が反応の場になる。酵素（生体触媒）はタンパク質でできた触媒で、反応特異性が高い（特定の基質にのみ作用）。

試験の急所は「触媒が変えるもの・変えないもの」の線引きだ。変えるもの——活性化エネルギーを下げ、反応速度定数 k を大きくし、反応速度を上げる。変えないもの——反応熱（ΔH）は変えない（反応のエネルギー収支は変わらない）し、平衡定数 Kp も変えない（平衡の位置は変わらず、到達速度が速くなるだけ）。

出題者の定番は「触媒を加えると平衡が正方向へ移動する」——×だ。触媒は正反応・逆反応の両方を同じ比率で速くするため、平衡の位置は変わらない。平衡に達するまでの時間が短くなるだけである。

🖼 図解
触媒と活性化エネルギー

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12. 電気化学反応の基本

重要度: ★ 乙A / 甲C

📖 解説(乙種ベース)

酸化と還元は必ず同時に起こる——節1で学んだこの事実を、2つの場所に引き離して電子を回路経由で受け渡させると、電池になる。電気化学反応とは、酸化還元反応と電子の移動（電流）を組み合わせた反応だ。

全体の酸化還元反応は2つの半反応に分解できる。酸化半反応（アノード）では還元剤が電子を失う——Ox₁ → Red₁ + ne⁻。還元半反応（カソード）では酸化剤が電子を得る——Ox₂ + ne⁻ → Red₂。「アノードで酸化反応、カソードで還元反応」——この対応は電池でも電解でも崩れない最頻出文言だ。

紛らわしいのは極の呼び名である。電池（ガルバニ電池）ではアノードが負極（酸化反応が起こり、電子を放出する）、カソードが正極（還元反応が起こり、電子を受け取る）。電解（外部電源を使う）ではアノードが陽極（外部から電流を流し込む→酸化反応）、カソードが陰極（外部から電子を流し込む→還元反応）。電池と電解で正/負、陽/陰の呼び名が入れ替わる——出題者の一番の稼ぎどころだ。さらに、電子は外部回路をアノードからカソードへ流れるが、電流の向きは電子の流れと逆（電流は正電荷の流れ）という点も混乱の元になる。

電解の量的関係はファラデーの法則で扱う。析出（溶解）する物質の質量 m = (M/nF) × Q（M：モル質量、n：電子数、F：ファラデー定数（96485 C/mol ≈ 96500 C/mol）、Q：電気量(C)）。具体的な計算は節17で仕上げる。

🖼 図解
ガルバニ電池の電極と電子の流れ

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13. 電解質と電池（一次電池・二次電池・燃料電池）

💡 図の見方：3つの位置関係を見る図。一次電池は放電のみ、二次電池は放電と充電を繰り返せる。燃料電池はこの枠の外——燃料を外から供給し続ける限り発電できる装置で、「燃料電池は二次電池の一種」は×。試験でも独立した出題単元として扱われる。

重要度: ★ 乙A / 甲C

📖 解説(乙種ベース)

電池の中では、電子は外部回路を通り、イオンは中の液を泳ぐ。このイオンの通り道になるのが電解質——水溶液中や溶融状態でイオンに解離する物質だ。完全解離する強電解質（NaCl, HCl, H₂SO₄ など）、部分解離の弱電解質（CH₃COOH, NH₃ など）、イオンを生じない非電解質（C₂H₅OH, C₆H₁₂O₆ など）に分かれる。

電池は「エネルギーの補給方法」で3つに分類できる。使い切り型の一次電池は放電のみ可能——マンガン乾電池、アルカリ乾電池など。二次電池（蓄電池）は充電・放電を繰り返せる——鉛蓄電池、リチウムイオン電池など。そして燃料電池は、燃料（H₂ など）を外部から連続供給し続ける限り発電できる。電池というより発電装置に近く、理論効率が高くて排熱利用（コージェネ）も可能だ。

出題者の定番は「燃料電池は二次電池の一種」——×だ。燃料電池は充放電ではなく、連続的に燃料を供給して発電するため、二次電池とは別カテゴリ。ガス主任試験では燃料電池は独立した出題単元として扱われる。

二次電池の基本例が鉛蓄電池だ。放電時、負極では Pb → Pb²⁺ + 2e⁻（酸化）、正極では PbO₂ + 2e⁻ → Pb²⁺（還元）が起こる。電解質は希硫酸（H₂SO₄ 水溶液）で、放電すると硫酸濃度が低下する（バッテリー液の比重が下がる）。

🖼 図解
一次電池・二次電池・燃料電池の線引き(燃料電池は別枠)

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14. 電極電位とイオン化傾向

💡 図の見方：標準電極電位E°を1本の数直線に並べ、水素電極(0.00 V)を基準に左へ行くほどイオン化しやすく、右へ行くほど還元されやすい(貴金属)ことを示した図。「標準電極電位が負の金属ほどイオン化しやすい(腐食されやすい)」は定番の正文だが、実際の腐食ではAlのように不動態を作って耐食性が順番どおりにならない例がある点も要注意。

重要度: 乙C / 甲C

📖 解説(乙種ベース)

金属には「イオンになって溶けたがる度合い」に序列がある。それを電圧という物差しで数値化したのが標準電極電位 E°——各半反応の電子を受け取る（還元する）能力を数値化したもので、基準は水素電極（SHE）= 0 V だ。E° が正（大きい）ほど還元されやすい（貴金属）、負（小さい）ほど酸化されやすい（イオン化しやすい）。

還元方向の E° は表のとおり。Li⁺/Li の −3.04 V（最もイオン化しやすい）から Au³⁺/Au の +1.50 V（最も還元されやすい）まで、イオン化列 Li > K > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > Ni > Sn > Pb > H > Cu > Ag > Pt > Au の順に並ぶ。

🖼 図解
標準電極電位の数直線とイオン化傾向

半反応	標準電極電位E°
Li⁺/Li	−3.04 V（最もイオン化しやすい）
Zn²⁺/Zn	−0.76 V
Fe²⁺/Fe	−0.44 V
H⁺/H₂	0.00 V（基準）
Cu²⁺/Cu	+0.34 V
Ag⁺/Ag	+0.80 V
Au³⁺/Au	+1.50 V（最も還元されやすい）

2つの金属を組めば、E° の差がそのまま電池の起電力になる。起電力 = カソード（正極）の E° − アノード（負極）の E°。銅-亜鉛電池（ダニエル電池）なら E = E°(Cu²⁺/Cu) − E°(Zn²⁺/Zn) = 0.34 − (−0.76) = 1.10 V だ。

R06 Q07 で出たのはこの序列の正誤——「標準電極電位が負の金属ほどイオン化しやすい（腐食されやすい）」が定番の正文だ。ただし出題者は実務との境界も突いてくる。「イオン化傾向が大きい = 腐食されやすい」という関係は正しいが、実際の腐食には不動態形成（Al, Fe など）が影響し、単純なイオン化傾向順と実際の耐食性が一致しないケースもある（Al は不動態で腐食しにくい）。

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15. 金属の腐食

重要度: 乙C / 甲C

📖 解説(乙種ベース)

ガス導管を土の中で数十年守り抜く——その戦いの相手が腐食だ。金属の腐食は、電気化学反応（酸化還元）によって金属が溶解・劣化する現象である。

腐食にはいくつかの型がある。金属全面が均一に溶解する均一腐食（pH が低い（酸性）溶液での腐食など）。異なる電極電位を持つ2種類の金属が接触し電解質に浸かると、イオン化傾向が高い方（電極電位が低い方）が優先的に溶解するガルバニ腐食（異種金属接触腐食）。特定箇所に集中して穴が開く孔食（ピッティング）。引張応力と腐食性環境が重なって起きる応力腐食割れだ。

守りの主役が不動態膜である。Al, Fe, Ni, Cr などは表面に緻密な酸化膜（不動態膜）を形成し、それ以上の腐食を防ぐ。ステンレス鋼は、Fe に Cr を加えることで Cr₂O₃ 系の不動態膜が形成されるようにした鋼だ。

では、ガスパイプラインはどう守るか。ひとつは犠牲陽極法——イオン化傾向の大きい Mg, Zn を陽極として接続し、身代わりとして先に溶けてもらうことで鋼管が腐食しないようにする。もうひとつは外部電源（カソード防食）——外部電源で鋼管をカソード（還元側）に保つ方法だ。出題者の定番は犠牲陽極のすり替え——「貴金属（腐食しにくい金属）を使う」は誤りで、イオン化傾向が「大きい」（腐食しやすい）Mg, Zn を使うからこそ、保護したい鋼管がカソードになって守られる。ガルバニ腐食（電位の低い方が溶ける）の応用として理解しておこう。

🖼 図解
犠牲陽極法による防食

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16. 燃料電池の種類と発電原理

重要度: 乙B / 甲C

📖 解説(乙種ベース)

燃料電池は、水素などの燃料を直接酸化することで電気を取り出す発電装置だ。燃焼を経由しないため理論効率が高く、CO₂ 排出量も少ない。「なぜ効率が高いのか」と問われたら、「カルノー効率の制約を受けない（燃焼プロセスを経ないため）」が正しい説明——「エネルギーを全て電気に変えられる」は言い過ぎで、実際には内部損失がある。

基本反応（水素燃料電池）を、電子の旅として追ってみよう。アノード（燃料極）で H₂ → 2H⁺ + 2e⁻（酸化）。生まれた e⁻ は外部回路を通って仕事をし、H⁺ は電解質の中を泳いで対岸へ渡る。カソード（空気極）で ½O₂ + 2H⁺ + 2e⁻ → H₂O（還元）——水が生成されるのは空気極側だ。全体では H₂ + ½O₂ → H₂O。試験では電子と H⁺ の通り道の区別が最頻出——電子は外部回路のみ、H⁺ は電解質のみを通る。

種類は電解質で分類する。5種類の電解質・動作温度・用途は、次の表で覚えるのが早い。

🖼 図解
燃料電池の発電原理(電極と電解質の断面)

種類	電解質	動作温度	主な用途
PEFC（固体高分子形）	固体高分子膜	60〜80℃	家庭用・自動車用
PAFC（リン酸形）	リン酸	160〜200℃	業務用・小型分散電源
MCFC（溶融炭酸塩形）	溶融炭酸塩	600〜700℃	大型発電用
SOFC（固体酸化物形）	固体酸化物（セラミックス）	700〜1000℃	―
AFC（アルカリ形）	KOH 水溶液	―	宇宙用途で実績

表の読みどころは動作温度と用途の対応だ。低温のPEFC（固体高分子形、60〜80℃）は起動しやすく家庭用・自動車用に向く。一方、高温形（MCFC, SOFC）は排熱をガスタービンや蒸気タービンと組み合わせたコンバインドサイクルが可能→発電効率が高い。「SOFC は高温で動作するため排熱利用が容易」——温度と用途をセットで押さえよう。

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17. 燃料電池の特性とファラデーの法則

重要度: 乙B / 甲B

📖 解説(乙種ベース)

H₂-O₂ 燃料電池の標準起電力は E° = 1.23 V（25℃、標準状態）——この数値はそのまま問われる。ところが実際の動作電圧はこれより低い。なぜか。電池の内部で3種類の「通行料」——過電圧——を取られるからだ。

活性化過電圧は電極反応の活性化エネルギーに起因し、電流が少ないときに顕著。抵抗過電圧（オーミック損失）は電解質抵抗や接触抵抗に起因し、電流に比例。拡散過電圧（濃度過電圧）は反応物の供給不足や生成物の除去不足に起因し、大電流時に顕著になる。

発電量と燃料消費量の橋渡しをするのがファラデーの法則（電解・燃料電池計算の基本）だ。

例題で流れをつかもう。H₂-O₂ 燃料電池が 5 A の電流を 1 時間発電したとき消費する H₂ の質量は? まず Q = 5 A × 3600 s = 18000 C。次に m(H₂) = (2 × 18000) / (2 × 96500) ≈ 0.187 g。Q = It との組み合わせ——この2ステップが試験の型だ。

出題者が仕込むのは n のすり替えである。電子移動数は H₂ の場合 n=2、O₂ の場合 n=4。問題が H₂ 消費量を求めているのか、O₂ 消費量を求めているのかを確認してから n を決めよう。なおファラデー定数は F = 96485 C/mol だが、計算問題では F ≈ 96500 C/mol を使えばよい。

🟦 甲種プラスα

ファラデーの法則の計算（電流・時間 → 消費燃料量）は甲種で頻出

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🔢 計算問題のための準備

主要原子のモル質量: H=1, C=12, N=14, O=16, S=32

主要分子のモル質量: H2=2, CH4=16, H2O=18, N2=28, O2=32, C3H8=44, CO2=44, C4H10=58

標準生成熱(主要): H2O(液)=−286 kJ/mol、CO2=−394 kJ/mol、CH4=−75 kJ/mol、C3H8=−104 kJ/mol

ファラデー定数: F = 96,485 C/mol(電気化学計算で使う)

典型計算式:

– ΔH反応 = Σ(生成物の生成熱) − Σ(反応物の生成熱)

– アレニウス式: k = A·exp(−Ea/RT)

– 一次反応の半減期: t1/2 = ln(2)/k

計算問題で失点する最大の原因は単位ミス。代入前に「絶対圧か?」「絶対温度か?」「単位は揃っているか?」を必ず確認。

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📛 頻出ひっかけ・誤答パターン（過去問の実データ 22件分析）

この章で実際に出題された誤り選択肢を類型化しました。傾向：正負・方向の逆転11件 / 因果関係の誤り4件 / 定義の混同3件 / 条件の欠落2件。

• 正負・方向の逆転（基R7問6）
  誤】反応温度によらず一定である
  正】反応温度により変化する
• 因果関係の誤り（基R4問6）
  誤】化学平衡状態に影響を与え
  正】触媒は活性化エネルギーを下げて反応速度を増加させるが、化学平衡状態(平衡定数・平衡組成)には影響を与えない
• 定義の混同（基R7問6）
  誤】二次電池に該当する
  正】二次電池に該当しない、異なる種類の電池である
• 条件の欠落（基R5問7）
  誤】アノードとカソードのみで構成される
  正】アノードとカソード、電解質で構成される
• 用語のすり替え（基R6問6）
  誤】Bを小さくすることができる
  正】触媒を用いるとA(活性化エネルギー)を小さくすることができる
• 正負・方向の逆転（基R6問6）
  誤】反応温度を上げると、反応はさらに進行して、新たな平衡状態に達する
  正】反応温度を下げると、反応はさらに進行して、新たな平衡状態に達する
• 因果関係の誤り（基R2問5）
  誤】反応熱を大きくする
  正】反応速度を増加させる
• 定義の混同（基R6問6）
  誤】Cは反応熱に相当する
  正】Bは反応熱に相当する(反応物と生成物のエネルギー差)
• 条件の欠落（基H30問7）
  誤】アノードとカソードのみ
  正】アノード, カソード, 電解質
• 用語のすり替え（基R6問6）
  誤】Dは臨界状態である
  正】Dは遷移状態(activated complex)である
• 正負・方向の逆転（基R6問6）
  誤】この反応は吸熱反応である
  正】この反応は発熱反応である(生成物のエネルギーが反応物より低いため)
• 因果関係の誤り（基R1問7）
  誤】平衡定数に影響を与え
  正】触媒は活性化エネルギーの低い別の反応経路を生み出し、反応速度を増加させる機能を持つ。触媒は平衡定数には影響を及ぼさない

📝 関連過去問

この章の知識が問われる過去問題リスト(全42問)。

ℹ️ 乙種・甲種は別の試験です。同じ問番号(例: 基問10)であっても、乙種と甲種では出題される問題内容は異なります。各年度・種別ごとの本文は 乙種過去問 / 甲種過去問 ページから確認してください。

乙種(23問)

– 令和7年: 基問5 / 基問6 / 基問7

– 令和6年: 基問5 / 基問6 / 基問7

– 令和5年: 基問6 / 基問7

– 令和4年: 基問7 / 基問8 / 基問9

– 令和3年: 基問8 / 基問9

– 令和2年: 基問8 / 基問9

– 令和元年: 基問8 / 基問9

– 平成30年: 基問8 / 基問9

– 平成29年: 基問7 / 基問8

– 平成27年: 基問5 / 基問6

甲種(19問)

– 令和7年: 基問5 / 基問6

– 令和6年: 基問5 / 基問6

– 令和5年: 基問6 / 基問7

– 令和4年: 基問7 / 基問8 / 基問9

– 令和3年: 基問8 / 基問9

– 令和2年: 基問8 / 基問9

– 令和元年: 基問8 / 基問9

– 平成30年: 基問8 / 基問9

– 平成29年: 基問7 / 基問8