전기화학반응을 이용한 기술들은 산업현장에서 널리 쓰이고 있다. 그 중 대표적인 것으로 우리 생활에서 자주 볼 수 있는 것이 전지이다. 특히 건전지의 경우 일상 생활에서 자주 사용하게 되는데, 건전지에는 어떤 원리가 담겨있는 것일까? 전지(battery)는 내부에 들어있는 물질의 화학에너지(chemical energy)를 전기 에너지(electrical energy)로 변환하는 장치이다. 이 중 건전지는 초기 볼타전지(Voltaic cell)의 전해질이 액체이기 때문에 생기는 불편한 점을 없애고자 유동성이 없는 수용성 전해질을 넣어서 만든 것을 말한다.
건전지의 유래
우리가 현재 사용하는 전지의 원조는 1800년경 이탈리아 파두아 대학의 자연철학교수인 알레산드로 볼타가 처음 만들었다. 이 장치는 은판과 아연판 사이에 소금물이나 알칼리 용액으로 적신 천 조각을 끼운 것을 여러 쌍 겹쳐 쌓은 것이었다. 이 때 가장 위에 있는 은판과 밑바닥의 아연판을 전선으로 연결하면 전류가 흐르게 된다. 최초의 근대식 전지는 1868년 프랑스의 르클랑쉬가 만든 망간전지다. 망간산화물과 아연을 (＋)극과 (－)극으로 사용했다. 처음에는 전해질을 용액 그대로 사용했기 때문에 습전지(Wet Cell)라고 했으나 나중에는 전해질을 굳혀 마른 전지(Dry Cell)라고 불렀다. '건전지'는 여기에서 유래했다. |
기본적인 전지 구조. |
건전지의 구성과 화학반응
우리가 일반적으로 말하는 건전지는 망간건전지이다. 망간건전지의 겉모양은 원통 모양 또는 사각기둥 모양이며, 바깥쪽은 아연으로 된 (－)극 원통으로 용기를 겸하고 있다. 중앙에 탄소막대 (＋)극이 있으며, (＋)극 위를 싸고 있는 금속은 아연이 아닌 부식이 잘 되지 않는 특수금속으로 만들어진다. 또한 탄소막대 주위에는 이산화망간과 흑연을 섞어 반죽한 것을 고압에서 압착시킨 것으로 채워져 있으며 그 바깥쪽은 전해질(염화암모늄)을 충분히 흡수시킨 종이로 싸여있고 위쪽에는 공기실과 피치
등으로 구성되어있다. 정리하면, 건전지는 아연통(－)극과 탄소막대(＋)극 사이에 전해질로 염화암모늄 용액이 채우고 있는 구조물이다.
건전지의 내부구조.
건전지에서 (＋)극은 이온화 경향
성이 작아 전자를 얻는(환원 반응) 탄소를 사용하고 (-)극은 이온화 경향성이 커서 전자를 잃는(산화 반응) 아연을 사용한다. 이 건전지의 두 극을 외부에서 도선으로 연결하면 아연(Zn)은 아연이온(Zn2＋)이 되어 전해질 속에 녹고 아연통에는 전자를 남겨 아연통은 (－)극이 된다. 이 때 전해질 속의 염화암모늄은 전리해서 암모늄 이온(NH4+)과 염화이온(Cl-)이 된다.
전해질 속의 암모늄 이온은 녹아 나온 아연이온에 의해 밀려나 탄소막대 쪽으로 모이게 되고, 탄소막대에서 전자를 얻어 암모니아(NH3)와 수소(H2)로 분해된다.
따라서 탄소막대는 전자가 부족하므로 (＋)극이 된다. 이렇게 하여 건전지의 외부에서 두 극을 도선으로 연결하면 전위가 높은 (＋)극에서 전위가 낮은 (－)극으로 전류가 흐르게 되는 것이다. 이 때, 일반적인 산화·환원 반응과 달리 산화되는 물질과 환원되는 물질 사이에 직접 전자를 주고받으면 전류의 흐름이 형성되지 않기 때문에 도선을 통하여서만 반응이 일어나도록 하기 위해 (＋)극과 (－)극이 직접 접촉하지 않도록 구조가 되어 있으며 화학 반응시 완전 제거하지 못하는 가스를 저장할 공기실과 발생하는 물로 인해 전해질이 흘러내리지 않도록 피치로 막고 있다.
감극제(소극제)와 분극
탄소막대의 주위에서 발생한 수소는 그대로 두면 탄소전극 주변을 둘러싸서 전지의 능률이 떨어진다. 그 때문에 수소를 없애야 하는 물질이 필요한데 이러한 물질을 감극제(소극제)라고 한다.
감극제
(＋)극에서 2NH4+ + 2e- → 2NH3 + H2↑ 반응이 일어날 때 발생하는 수소기체를 물로 만들어 없애는 역할을 하는 물질. 즉 여기서는 이산화망간을 말함.
이때 발생하는 암모니아기체는 아연-암모니아 착물 이온을 형성하여 암모니아 기체의 생성을 막아준다.
분극
(＋)극에서 수소기체가 발생하여 탄소막대에서 암모늄이온이 전자를 받기가 어렵게 되어 전류의 흐름이 잘되지 못하면서 전압이 약해지는 현상.
건전지의 자연방전
건전지는 사용하지 않을 경우라도 전지 속에서 전해질과 아연판 사이에서 약간의 산화반응이 일어나며 (+)극 부근에 있는 수소이온이 주변의 전자와 반응해서 수소가스가 된다. 그리고 그 수소가스가 이산화망간과 화합해서 삼산화이망간(Mn2O3)과 물(H2O)이 되는데 이런 반응이 계속 진행되면서 건전지는 점점 약해진다. 그래서 건전지는 권장 사용기한이 있으며, 따라서 구매 시에는 최근에 제조한 것을 사는 것이 좋다.
전지의 종류
전지는 내부에 들어있는 물질의 화학에너지를 전기 에너지로 변환하는 장치이다. <출처: NGD> |
건전지는 크게 1차전지와 2차전지로 구분된다. 우리가 흔히 건전지라고 부르는 것은 1차전지를 말한다. 1차전지는 다시 사용할 수 없는 것이며 망간 건전지, 알카리 전지, 산화은 전지, 수은-아연 전지, 망간-리튬 전지가 있고 2차전지는 납축전지, 니켈-카드뮴전지, 니켈-아연전지, 리튬-산화망간 전지, 리튬-산화코발트 전지, 리튬-고분자 전지(lithium-polymer cell)등이 있는데 1차전지인 알칼리 건전지에서는 아연이 일단 아연 이온으로 산화되고 나면 그것이 다시 금속아연으로 환원되는 반응은 일어나지 않는다. 반면에, 2차전지인 축전지에서는 다 쓴 전지에 역방향의 전류를 걸어 주면 전류를 만들어낼 때 일어났던 산화-환원 반응의 역반응이 일어나 전지의 내용물을 원래대로 돌려놓는다. 예를 들어 자동차에 사용하고 있는 납 축전지는 과산화납을 (+)극으로 금속 납을 (－)극으로, 황산을 전해질로 사용하는 데 납 축전지의 회로를 통해 과산화납과 금속 납이 모두 황산납으로 바뀌는 산화-환원 반응이 일어나면서 전류가 발생한다.. |
반면 자동차가 달릴 때는 엔진이 발전기를 돌려 생긴 전류를 납 축전지에 보내 전자와 반대의 산화-환원반응을 일으킴으로써 황산납을 원래의 과산화납과 금속 납으로 바꾸어 놓는다. 이와 같이 축전지가 '재충전
'되는 것은 방전과정의 반대과정을 거쳐서 이루어진다. 납축전지는 주로 자동차의 전기장치, 잠수함의 전력으로 사용되고, 특히 리튬전지들은 핸드폰, 노트북, 전기차 등에 쓰이며 현재도 개발노력이 집중되고 있다.
참고문헌: 서촌소의, [전지의 기초], 손영대, 고한범 역, (성안당, 2000); 정철수, [전자이동의 화학], (아진, 2006); 조성희, [생활속의 화학], (형설출판사, 2001)백운기, [전기화학], (청문각, 2001); IRA N.LEVINE, Ira N. Levine, [물리화학], 나상무 역, (자유아카데미, 1998)
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- 피치
콜타르, 나무타르, 지방, 지방산, 지방유를 증류할 때 얻어지는 흑색이나 암갈색의 찌꺼기 - 이온화경향
K, Ca, Na, Mg, Zn, Cr, Fe(Ⅱ), Cd, Co, Ni, Sn, Pb, Fe(Ⅲ), H, Cu, Hg, Ag, Au의 순으로, 금속이 액체와 접촉하여 양이온이 되려는 경향 - 재충전
방전 때와는 반대로 축전지나 2차전지에 외부로부터 전류가 들어가게 하여 저장된 전하량를 증가시키는 것글 조태숙 / 인천강화중학교 교사, 서울과학교사모임
서울과학교사 모임은 딱딱한 과학수업을 재미있게 풀기 위해 모인 수도권 지역 과학선생님들의 모임이다. 재미있는 과학 교육을 위해 [묻고 답하는 과학 톡톡 카페1,2], [숨은 과학] 등을 출간하였다.
발행일 2010.07.26
그림 곽윤환 / 일러스트레이터
원본 위치 <http://navercast.naver.com/contents.nhn?contents_id=3128&path=|453|489|&leafId=638>
는 주기율표의 첫 번째 자리를 차지하며, 가장 가벼운 원소이고, 우주 질량의 약 75 %를 차지하는 가장 풍부한 원소이다. 수소는 말 그대로 물(H2O)을 만드는 원소이다. 수소가 만드는 물은 생명계에 필수적이며, 모든 유기화합물에는 수소가 결합되어 있다. 지구상에 존재하는 원소 상태의 수소는 주로 이원자 분자인 H2 기체인 반면, 별에서는 주로 플라즈마 상태로 존재한다. 별의 수소는 핵융합 반응을 통해 별의 에너지를 제공하는 연료이다. 태양도 수소 핵 융합으로 에너지를 방출하고, 태양에서 나오는 빛으로 식물이 광합성을 하고, 식물은 먹이 사슬을 통해 사람과 동물의 먹거리가 되기 때문에 수소는 모든 생물의 에너지원이라 볼 수도 있다.
수소의 발견
수소 기체는 16세기 초반에 연금술사들이 강산에 금속을 넣어 처음으로 인공적으로 만들었으며, 17세기에는 보일(Robert Boyle) 등 여러 과학자들이 수소의 가연성을 관찰하였다. 1700년대 후반에 캐번디시(H. Cavendish)는 수소 기체가 공기 중의 산소와 반응하여 폭발할 때 물이 되는 것을 발견하고는 당시까지 원소라 여겨졌던 물은 화합물이며, 수소가 원소라는 것을 알아냈다.
1793년에 라부아지에(A. L. Lavoisier)는 당시 '가연성 공기'라 불리던 것을 그리스어로 '물을 생성하는 것'이란 뜻으로 'hydrogen'이라 부를 것을 제안하여 지금까지 그렇게 부르고 있다. 1855년에는 분광학적으로 태양에서 수소가 검출되었다. 중수소(21H, D)는 1932년에 유리(H. C. Urey) 등에 의해 분광학적으로 발견되었으며, 물의 전기분해와 기체 확산방법을 통해 농축된 중수소를 얻는다. 삼중수소(31H, T)는 1934년에 라더포드(E. Rutherford) 등이 중수소 화합물에 중수소 핵을 충돌시켜 처음 만들었으며, 1950년에는 대기와 빗물에서도 발견되었다. 인공적으로 삼중수소를 만드는 여러 가지 핵반응이 있으나, 대량 생산은 핵 반응로에서 농축된 63Li을 중성자와 반응시켜 이루어진다.
보다 무거운 수소 원자인 4H ~ 7H도 핵반응으로 만들어졌으나, 이들은 아주 불안하며 자연계에서는 발견되지 않았다. |
태양은 거대한 수소 덩어리이며, 수소 핵융합을 통해 모든 생명에 에너지를 공급한다. <출처: NASA> |
원자 구조와 원자 성질
수소 원자는 원자핵에 하나의 양성자를, 그리고 주위에 한 개의 전자(1s 전자)를 갖고 있다. 바닥 상태의 전자의 에너지는 -13.6 eV (-1310 kJ/mol)이며, 이는 보어(Bohr)의 원자 모형으로 정확하게 계산되었다. 따라서 수소 원자의 이온화 에너지는 1,310 kJ/mol이다.
수소는 자연에서 3가지 동위원소로 존재한다. 이들은 1H, 2H, 그리고 3H이다. 이중 1H가 99.98 % 이상을 차지하며, 원자핵에는 한 개의 양성자만이 있다. 2H는 수소 원자의 0.0156 %를 차지하며, 원자핵은 1개의 중성자도 갖고 있다. 이를 중수소(deuterium)이라 부르며, 보통 D로 나타낸다. 중수소는 방사능을 내지 않는다. 삼중수소(tritium)라 불리는 3H는 2개의 중성자를 갖고 있으며, 보통 T로 나타낸다. 이 동위원소는 β- 붕괴를 하여 질량수 3인 헬륨(3He)이 되는데, 반감기는 12.32 년이다. 삼중수소는 자연계에 극미량(수소원자의 1/1018) 존재하는데, 이는 주로 상층권에서 대기와 우주선(線)의 핵반응으로 생성된다.
보어의 수소 원자 모형. 이 이론은 물리학의 혁신을 불러왔다.
<출처: JabberWok at wikipedia>
단위 무게당 연소열이 가장 큰 수소
원소 형태의 수소는 거의 대부분 이원자 분자 H2로 존재한다. H2 기체의 해리에너지는 436 kJ/mol 이다. H2의 녹는점은 -259 oC (14 K)이고, 끓는점은 -253 oC (20 K) 로, 헬륨(He) 다음으로 낮다. 0 oC, 1기압에서의 기체 밀도는 0.090 g/L로 모든 기체 중에서 가장 가볍고, 녹는점에서의 액체 밀도는 0.07 g/cm3로, 액체 중에서 가장 가볍다.
수소는 산소, 할로겐족 원소 등 모든 산화성 원소와 반응한다. 수소 기체는 가연성이 매우 커서 공기와 4-74 %의 부피비율로 섞여있거나, 염소 기체와 5-95 %의 부피비율로 혼합되어 있으면 전기 스파크, 열, 또는 빛에 의해 폭발한다. 높은 온도(공기 중에서는 약 500 0C 이상)에서는 외부 자극이 없어도 폭발한다. 수소의 연소열은 143 kJ/g으로 단위 무게당 연소열이 가장 크다. 이는 순수 탄소의 33 kJ/g (무연탄은 27 kJ/g), 메탄 기체의 64 kJ/g, 휘발유의 47 kJ/g 보다 월등히 크다. 수소 기체는 많은 희토류 및 전이 금속에 아주 잘 흡수된다. 이 성질은 수소의 정제와 저장에 유용하게 이용되기도 하지만, 수소가 흡수된 금속이 부서지기 쉬워 수소 기체용 배관이나 저장 탱크의 고안에 어려움을 야기한다.
대부분의 원소와 화합물 형성
수소는 대부분의 원소와 화합물을 형성한다. 특히 탄소와 공유결합을 하고 있는 화합물인 탄화수소(hydrocarbon) 등 유기화합물은 수백만 가지나 알려져 있다. 수소는 전기음성도가 큰 원소 (할로겐 원소, O, N, S 등)와 결합한 화합물에서는 부분 양전하를 갖는다. 이러한 수소는 큰 전자밀도를 갖는 원자와 수소결합을 형성한다. 수소결합은 많은 생물 분자의 구조, 화합물의 회합에 큰 영향을 미치는 요소이다.
수소가 F, Cl, Br, I와 같은 할로겐 원소와 결합한 화합물은 물에 녹아 양성자(H+)를 내어놓기 때문에 산으로 작용한다. 또한 탄소, 질소, 유황, 인 등 비금속과 산소가 결합된 옥소산 음이온 (예로 CO32-, NO3-, SO42-, PO43-)과 수소 이온의 화합물도 산으로 작용한다. 수소는 전기 음성도가 작은, 즉 전기양성도가 큰 금속 원소(M)와 MHx 형태의 이성분 수소화물(hydride)를 만드는데, LiH, NaH, MgH2, AlH3 등이 그 예이다. 수소화물에서 수소는 부분 음전하를 띠며, 이들 화합물은 수소보다 환원력이 커서 유기화학 반응에서 강력한 환원제로 사용된다.
제조 방법
실험실에서 수소는 보통 아연(Zn)와 같은 금속을 산과 반응시켜 얻는다.
물의 전기분해도 수소를 쉽게 얻을 수 있는 방법이다. 이 방법은 전기 에너지를 화학 에너지(수소 에너지)로 전환시키는 한 방법으로 점차 그 중요성이 더해지고 있는데, 에너지 효율은 약 80-94 % 이다.
수소는 공업적으로 많이 사용된다. 수소 기체는 그 폭발 위험성 때문에 보통 필요한 현장에서 직접 생산된다. 가장 많이 사용되는 방법은 탄화수소와 고온의 수증기를 촉매를 사용하여 반응시키는 것이다. 예로 천연가스인 메탄(CH4)과 수증기를 1000 oC 부근에서 반응시켜 수소를 얻는 반응은 다음과 같다. 석탄을 수증기와 반응시켜 수소를 얻기도 한다.
수소의 산업적 이용
수소를 이용한 비행선 힌덴부르크호 폭발 사건 사진(1937년). 현대의 비행선은 헬륨을 이용하여 폭발로부터 안전하다. <출처: US Navy> |
석유 및 화학 공업에서 많은 양의 수소가 사용되고 있는데, 가장 큰 용도는 질소와 반응시켜 암모니아를 얻는 것이다.
다음으로 주요한 용도는 식물성 액체 지방과 반응시켜 고체 지방(예로 마가린)을 생산하는 것이다. 이밖에 일산화탄소와 반응시켜 메틸 알코올을 얻는 데 이용되며, 석유화학에서 중질유의 분해, 탈황 공정에 이용되는 등 용도가 다양하다. 또한 염소(Cl2)와 반응시켜 염산(HCl)을 얻는 데 쓰이며, 금속 산화물을 환원시키는 데도 이용된다. 반도체 산업에서는 무정형 실리콘이나 탄소를 안정화시키는 데도 이용된다. 수소 기체는 아주 가볍기 때문에 과거에는 비행선이나 기구(氣球)를 띠우는 데 이용되기도 하였으나, 현재는 보다 안전한 헬륨이 사용된다. |
화학, 생물학, 공학에서의 이용
보통 수소(1H)의 원자핵은 핵의 스핀 양자수가 1/2로, 자기장 하에서 두 가지 에너지 상태로 갈라진다. 이 에너지 상태간의 전이는 라디오파의 작용으로 일어나며, 이 원리를 이용한 것이 양성자 핵자기공명(1H-nmr)이다. 이 현상은 유기화합물의 구조 분석에 아주 유용하게 이용된다. 중수(D2O)는 핵 반응로에서 중성자 감속제와 냉각제로 사용된다. 또한 수소가 결합된 화합물과 중수소가 결합된 화합물의 반응 속도를 비교하여(동위원소 효과), 반응의 메커니즘을 규명하는 것이 화학과 생물학 연구에서 아주 유용하게 이용된다.
삼중수소(3H, T)는 방사성 동위원소이기 때문에, 화학과 생물학 연구에서 삼중수소가 들어있는 화합물을 합성하여, 이를 표지하고 추적하는데 이용된다. 중수소와 삼중수소는 다음의 핵 융합반응에도 이용된다.
또한 액체 수소는 끓는점이 아주 낮고, 헬륨보다는 값싸게 얻을 수 있기 때문에, 초전도 연구 등 저온 연구에 사용된다.
에너지 운반체로서의 수소 이용
수소에너지, 수소자동차 등 수소를 연료로 사용하는 것이 언론 매체 등에서 빈번하게 언급되고 있다. 실제로 최초로 제작된 내연기관 자동차는 1806년에 스위스에서 제작된 수소를 연료로 하는 것이었다. 그러나 수소는 중수소와 삼중수소를 핵 융합시킬 때를 제외하고는 에너지원이 아니다. 수소는 자연 상태에서 거의 대부분 수소기체가 아닌 수소 화합물로 존재하기 때문에 이를 연료로 사용하기 위해서는 석탄이나 탄화수소와 같은 다른 연료를 사용하거나 물을 전기 분해시켜 얻어야 한다. 이렇게 얻은 수소를 산소와 반응시키면 에너지가 방출되지만, 이때 방출되는 에너지가 수소를 생산하는 데 사용된 에너지보다 클 수가 없기 때문이다. 즉 수소는 전지와 같이 에너지 운반체이지 에너지원은 아니다. 그럼에도 불구하고 수소를 사용하는 에너지 전환에 많은 관심이 주어지는 이유는 크게 두 가지이다. 하나는 수소를 인구가 작은 곳에서 생산하여 도시에서 자동차 등에 사용한다면, 도시의 환경을 쾌적하게 유지할 수 있다는 것이다. 다른 하나는 원자력 발전의 증대로 심야에는 전력 생산이 수요보다 많아지게 되면, 이때 공급 과잉인 전력을 써서 물을 전기분해시켜 수소를 값싸게 얻을 수 있다는 것이다.
수소를 충전 중인 수소자동차. <출처: ORNL>
수소는 무게당 에너지 밀도는 아주 높으나, 쉽게 액화되지 않기 때문에 부피당 에너지 밀도는 다른 연료에 비해 적은 편이다. 따라서 수소를 실용적인 에너지 운반체로 사용하기 위해서는 같은 부피에 많은 양의 수소를 저장할 수 있는 방법의 개발이 필요하다. 수소 기체가 팔라듐(Pd) 등의 금속에 아주 많이 흡수되지만, 이들 금속은 가격이 아주 비싸다. 따라서 값싸고 저장 용량이 큰 금속 또는 합금의 개발이 필요하다. 원자력의 비중이 커질수록 수소에너지의 경제성은 좋아질 것으로 기대하고 있다.
- 수소(水素, Hydrogen)
원자번호 1번 원소. 우주에서 가장 풍부한 원소이며, 별, 물, 유기화합물 등에 들어있다. 어원 '물(그리스어 hydro)을 생성하는 것(gene)'. 표준원자량 1.008g/mol, 상온에서 무색 무취의 기체, 발견자 캐번디시(H. Cavendish), 녹는점 14K, 끓는점 20K, 주요동위원소 2H(D)와 3H(T), 전자배열 1s1.글 박준우 / 이화여대 명예교수(화학)
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손난로는 겨울철에 야외에서 활동해야 할 경우 차가와진 손을 간단하게 덥혀주는 주머니 속의 친구이다. 전기나 연료를 사용하는 종류를 제외하면 손난로는 두 가지로 나눌 수 있다. 한 번 사용하고 버리지만 따뜻함이 좀 더 오래 지속되는 흔들이 손난로와 재사용을 할 수 있는 똑딱이 손난로가 그것이다.
흔들면 따뜻해진다
두 종류의 손난로는 서로 다른 원리로 열을 방출한다. 먼저, 흔들이 손난로 안에는 철가루, 소량의 물, 소금, 활성탄
, 질석, 톱밥이 들어 있다. 철은 공기 중에서 산소와 결합하여 산화철이 되어 녹이 슨다.
산화되기 전 반응물보다 산화된 후 생성물의 전체 에너지가 낮아 안정해지므로 이 반응은 자발적으로 일어나며 열이 방출
된다. 즉 철은 가만히 놓아두면 자연히 녹이 슨다는 말이다. 이 반응은 보통 매우 천천히 일어나서 철이 녹슬 때 열이 생기는 것을 느끼기는 어렵다.
그러나 손난로 안에는 적당한 크기의 고운 철가루가 들어 있어서 철이 매우 빨리 산화되고 몇 분 내에 온도가 30℃~60℃까지 올라간다. 덩어리보다 가루가 물에 빨리 녹듯이 물질의 표면적이 클수록 화학 반응의 속도가 빠르기 때문에 철가루를 사용하는 것이다. |
손난로를 흔들면 그 안에 들어있는 철가루, 소량의 물, 소금, 활성탄 등이 반응을 일으켜 열을 내게 된다. <출처: wikipedia> |
소금과 활성탄도 반응이 빨리 일어나는 것을 도와준다. 또한 물과 산소가 없으면 철의 산화는 일어나지 않으므로 소량의 물이 필요하고 손난로의 봉지를 뜯어 산소와 접촉할 때야 비로소 산화가 시작된다. 질석과 톱밥은 충전재, 단열재의 역할을 한다. 철이 다 산화되면 반응이 멈추고 손난로는 다시 사용할 수 없다.
재사용이 가능한 손난로
똑딱이 손난로 안에는 겔 상태의 투명한 물질과 홈이 파인 금속판이 들어 있다. <출처: wikipedia> |
똑딱이 손난로 안에는 겔
상태의 투명한 물질과 홈이 파인 금속판이 들어 있다. 금속판을 구부려 꺾으면 주위에 하얀 결정이 자라나기 시작하면서 봉지가 뜨거워진다. 흔들이 손난로와는 달리 열이 식은 후에 봉지를 끓는 물에 넣어 데우면 다음에 다시 쓸 수 있다. 겔 상태의 물질은 아세트산나트륨 과포화 용액이다. 과포화 용액은 어떤 온도에서 용매에 녹을 수 있는 것보다 더 많은 용질이 녹아 있는 용액이다. 높은 온도에서 용질을 녹인 후 천천히 식혀서 만든다. 이 때 고체 상태가 되지 않으나 투명하고 균일한 겔 상태가 된다. 이런 과포화 용액은 매우 불안정해서 작은 충격에도 쉽게 과포화 상태가 깨지면서 결정이 만들어진다. 액체에서 고체로 바뀌므로 에너지가 방출되는 과정이다. |
어떤 종류는 과포화 상태가 다른 과포화 용액에 비해 상당히 안정한데 손난로의 재료로 사용되는 아세트산나트륨이나 티오황산나트륨이 그런 물질이다. 손난로 안에 들어 있는 금속판에 압력을 주어 구부리면 아세트산나트륨 과포화 용액의 결정화가 시작된다. 구부릴 때 딸각하고 소리가 나는데 이 때 발생하는 에너지가 주위의 아세트산나트륨에 전달되어 이들의 불안정한 상태가 깨지면서 결정이 만들어지기 시작해서 연쇄적으로 결정화가 일어나고 용액 전체가 즉시 고체로 바뀐다. 열은 이 때 방출된다. 모든 아세트산나트륨이 용액에서 결정화된 후 단열재 등에 의해 열은 서서히 사그라지고 고체 아세트산나트륨 덩어리가 남는다. 아세트산나트륨 결정을 다시 용액으로 만들려면 뜨거운 물에 봉지를 넣으면 된다. 봉지가 찢어지지 않으면 이 과정은 반복해서 일어날 수 있다. 흔히 핫팩으로 불리는 손난로는 화학적 원리를 간단한 일상용품에 응용한 좋은 예라고 할 수 있다.
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- 활성탄
숯 등에서 얻어지는 탄소의 한 형태. 다공성으로 표면적이 매우 크므로 흡착이나 화학반응의 촉매로 유리하다. 1g의 활성탄이 500m2 이상의 표면적을 갖는다. - 녹이 슨다
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3 + 열 - 열이 방출
철 1g 당 1.69kcal - 겔
입자들이 그물구조를 하고 있는 덩어리성 액체. 탄력성이 있거나 단단하다.글 이화정 / 금옥여자고등학교 교사, 서울과학교사모임
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영원한 보석 다이아몬드. 오랫동안 변하지 않는 아름다움과 부의 상징으로 여겨지며, 인간이 가장 갖고 싶어하던 보석이기도 합니다. 하지만 현대의 과학자들은 이 고귀한 보석에 완전히 새로운 가치를 부여합니다. 단순한 장식용 보석이 아니라, 전화기용 마이크로 칩에서부터 우주 탐사 장비에까지 활용되며 기술적 혁명까지 가능하게 하는 다이아몬드. 자연이 수십 억년 걸려 만들어내던 다이아몬드를 이제 인간은 단 며칠 만에 만들 수 있습니다. 기술적으로 더욱 발전한 '슈퍼 다이아몬드'의 비밀과 그 가치를 살펴봅니다.
자연의 선물, 천연 다이아몬드
다이아몬드는 지구에서 매우 흔한 원소인 탄소로 이루어져 있으며, 맨틀이라고 불리는 지구 깊숙한 곳에서 생성됩니다. 맨틀은 지구 지각과 초고온의 핵 사이에 존재하는 층입니다. 이 밑에서 탄소의 분자 구조는 엄청난 압력에 의해 변합니다. 원자들이 서로 짓눌려 새로운 격자 구조로 바뀌는 것입니다. 극한의 압력과 온도 속에서 탄소는 다이아몬드가 됩니다. 온도는 약 섭씨 1,500도까지 올라가고 압력은 약 50킬로바(Kb)에 육박 - 50킬로바는 약 성인 남성 4,000명의 무게로 발을 밟는 것과 같은 압력- 합니다. 이제 발원지인 맨틀에서 지면까지는 160km가 남았습니다. 다행히 킴벌라이트라는 물질 덕분에 지면 위까지 빠르게 올라옵니다. 킴벌라이트는 지구 깊숙한 곳에서 형성되는 화산암으로, 다이아몬드를 함유하고 있는 암석입니다. 다이아몬드를 만들지는 않지만 운반해 주는 역할을 합니다.
이것이 지면으로 상승하며 뿌리 모양의 통로를 뚫고 그 안에는 마그마와 맨틀 조각, 다이아몬드가 가득 채워집니다. 그리고 지각을 뚫고 나오면서 작지만 격렬한 화산으로 폭발합니다. 지면 위에선 마그마가 산더미처럼 쌓아 올린 화산 분출물이 서서히 식으며 단단하게 굳습니다. 이 속에 숨겨진 다이아몬드는 킴벌라이트에 둘러싸인 매우 희귀하고 완벽한 결정체입니다. 더군다나 호프 다이아몬드처럼 붕소 함량이 높은 청색 다이아몬드는 더 귀해서 생성 확률이 10만 분의 1도 안 됩니다.
흑색 다이아몬드, 카보나도
이 암석은 석탄과 비슷해서 '카보나도'라고 불리는 유명한 흑색 다이아몬드입니다. 카보나도의 존재는 수백 년 전부터 알려져 있었지만 형성 과정은 여전히 의문으로 남아 있으며 최근에 와서야 과학적 가치를 인정받기 시작했습니다. 과학자들에게 카보나도는 수수께끼 같은 존재입니다. 맨틀에서 형성된 다이아몬드와 같은 특성이 전혀 없기 때문입니다. 맨틀에서 형성된 다이아몬드는 고온, 고압에서 만들어져서 밀도가 높고 조밀한 하나의 결정체로 압착되지만, 이 흑색 다이아몬드는 그렇지 않습니다. 카보나도를 현미경으로 관찰해보면 빈 공간도 아주 많고 수많은 구멍이 보입니다. 또한, 하나가 아닌 수백만 개의 결정이 서로 연결되어 있습니다. 과학자들은 카보나도가 일반 다이아몬드와 달리 고압이 아닌 저압 상태에서 형성됐다고 결론을 내렸습니다. 과학자들은 카보나도의 기원을 탐구하며, 다시 한 번 소멸 직전의 적색 거성으로 눈을 돌립니다.
현재 학설에 의하면, 이 작은 다이아몬드는 초신성 폭발로 생성됐고, 그 독특한 구조는 우주의 진공 상태로 설명할 수 있습니다. 뜨거운 다이아몬드가 서로 강하게 충돌하고 서로 엉겨 붙어 커다란 다이아몬드를 형성합니다. 이 격렬한 형성 과정에서 광물 가루가 달라붙으면서 커다란 다이아몬드는 검은색을 띱니다. 그리고 운석에 실려 지구로 운반됩니다. 아마도 운석이 충돌했을 때 다이아몬드가 운석에서 떨어져 나오며 장관이 연출됐을 겁니다. 카보나도에게는 일반 다이아몬드를 능가하는 장점이 또 있습니다. 다결정 구조 덕분에 크기도 더 클 뿐만 아니라, 절단이 불가능할 정도로 경도도 더 셉니다.
슈퍼 다이아몬드 탄생 과정, CVD
단단한 슈퍼 다이아몬드를 만들려면 카보나도의 다결정 구조를 본떠야 합니다. 특히, 카보나도가 우주의 진공 상태에서 형성된다는 이론은 슈퍼 다이아몬드 제조에 새로운 전기를 마련합니다. 이 이론을 바탕으로 더 단단하고 큰 다이아몬드, 자연에선 볼 수 없는 다결정 구조의 다이아몬드를 만들 수 있습니다. 핵심은 낮은 압력으로 진공 상태의 우주에서처럼 만드는 것입니다. 이 공정은 화학 증착법, 줄여서는 CVD라 부릅니다. 먼저 기압보다 약간 낮은 진공실에 작은 다이아몬드 씨앗을 넣고 섭씨 2,000도 가까이 가열합니다. 그 다음엔 탄소를 함유한 메탄 가스를 주입한 후 수소를 주입합니다. 그리고 전파로 수소와 메탄 분자를 충돌시키며 흥분 상태로 만들어 혼합 가스를 폭발시킵니다. 이 과정에서 탄소 원자가 발생해 씨앗 위에 달라붙으며 다이아몬드를 서서히 키워나갑니다. 이 공정을 한 단계 더 발전시키는 곳도 있습니다.
워싱턴 D.C.에 있는 미 해군 연구소에서는 한 개가 아닌 웨이퍼처럼 얇은 다이아몬드 박판을 만듭니다. 이들은 실리콘 웨이퍼 위에 다이아몬드 씨앗을 얇게 뿌린 후, CVD 공정을 거쳐 크기를 키웁니다. 성장 과정에서 서로 부딪히며 덩어리를 형성하고, 다양한 결을 지닌 다이아몬드가 탄생합니다. 그리고 다이아몬드 결정이 서로 결합해, 웨이퍼 위에 두께 0.05mm미만의 조직 결정체를 형성합니다. 다이아몬드 박판의 모양은 웨이퍼의 모양에 따라 달라질 수 있으며, 실리콘 웨이퍼를 완벽하게 대체할 수 있습니다. 또한, 천연 다이아몬드보다 훨씬 강하고 뛰어난 내열성과 전기 전도성을 자랑합니다.
삶의 혁명, 슈퍼 다이아몬드
슈퍼 다이아몬드의 활용은 한 분야에 국한되지 않습니다. 고감도 전자 감지기에서부터 인공 관절 같은 초고강도 의료용 이식물, 그리고 외계 생명체 탐색에까지 사용되기 때문입니다. 또한, 통신 분야에서 획기적인 변화를 만들어낼 수 있습니다. 초당 1천 억 번까지 진동하여 최고의 음질을 만들어내는 나노 공진기보다 1천 배 정도 더 미세한 다이아몬드 공진기는, 휴대 전화 같은 일상 용품에 사용되어 통화 시간의 증가와 깨끗한 음질을 보장할 수 있을 것입니다. 또한, 다이아몬드의 투명도도 많은 기술 분야에 활용될 것입니다. 독특한 광학적 투명성을 지닌 다이아몬드는 첨단 광학 장비에 사용할 수 있는 최적의 물질입니다. 다이아몬드는 자외선부터 적외선까지 광범위한 빛을 투과시킵니다. 또한, 빛이 변형되지 않고 통과하는 유일한 물질이기도 합니다. 슈퍼 다이아몬드를 이용해 NASA 는 고강도의 선명한 유리창을 만들 수도 있습니다. 이처럼 슈퍼 다이아몬드의 가능성은 무한합니다. |
지금은 시작에 불과합니다. 자연은 수십 억 년이 걸려 다이아몬드를 만들어냈지만, 이제 우리 인간은 며칠 만에 더 강하고 더 크고 우수한 슈퍼 다이아몬드를 만들어 낼 수 있습니다. 다이아몬드 제조 기술이 향상되고 비용은 떨어지고 있는 만큼, 언젠간 다이아몬드가 길거리의 돌처럼 흔해지는 날이 올 겁니다. 삶의 혁명을 일으킬 슈퍼 다이아몬드에 우리 모두 주목해야 하는 이유이기도 합니다.
글·영상 내셔널지오그래픽채널
발행일 2011.01.01
네이키드 사이언스 시즌 6 - 슈퍼 다이아몬드 | 내셔널지오그래픽채널 2011-01-02 오전 10시
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지난 2011년 3월 11일 일본의 지진은 쓰나미를 일으켜 센다이 지방의 마을들을 지도에서 지워버렸다. 지진의 여파로 근처에 있는 원자력 발전소가 통제 불능 상태에 빠져 버려 많은 사람들을 공포에 빠트리고 있다. 원자력 발전소에서 일어난 사고에 사람들이 느끼는 심한 공포감은 방사선을 방출하는 방사성 원소들 때문이다. 이번에 특히 문제가 되는 방사성 원소는 아이오딘과 세슘이다. 이 글에서는 방사성 아이오딘에 대해서 알아본다. 아이오딘은 통상적으로 요오드라 불리는 원소로, 원소기호는 I, 원자번호는 53이다. 우리 몸에 꼭 필요한 원소이며, 미역, 다시마와 같은 해초류에 풍부하게 들어 있다.
아이오딘(I)은 요오드라고 흔히 알려진 원소이다. 상온에서 검푸른 고체 상태(좌)이며, 기체로 승화하면 아름다운 보라색(우)을 띤다.
아이오딘(=요오드)의 동위원소
우리 몸에 꼭 필요한 아이오딘과 방사능 아이오딘의 차이는 무엇일까? 그것을 이해하려면 우선 동위원소(isotope)를 알아야 한다. 수소(H) 원자의 핵은 양성자 1개로 구성되어 있고, 그 외의 모든 원자의 핵은 양성자와 중성자로 구성되어 있다. 양성자의 수는 특정 원자의 원자번호와 같고, 양성자와 중성자의 개수를 합한 총 수는 그 원자의 질량수(mass number)와 같다. 동위원소(isotope)는 양성자 수는 같지만 중성자의 수가 달라서 질량수가 다른 핵을 가진 같은 원소를 말한다. 아이오딘의 경우 원자 번호가 53이므로 아이오딘 원자의 핵에는 53개의 양성자가 있다는 뜻이다. 가장 안정한 동위원소는 127I(양성자 53, 중성자 74, 질량수는 원소기호 앞에 윗 첨자로 표시한다)이며, 우리 몸에 필요한 것이다. 그러나, 아이오딘은 30 종류가 넘는 동위원소가 있다. 양성자는 모두 53개로 동일하지만, 중성자의 개수가 다른 형제들이다.
원자력 발전소의 사고 혹은 핵폭탄 실험과정에서는 129I 와 131I(양성자 53개, 중성자 78개)가 생성되며, 그 중에서도 131I 이 더 많이 생성된다. 자료에 따르면 전체 핵분열 생성물의 약 3% 정도가 131I 이며, 그것의 반감기는 8.04일이다. 반감기란 불안정한 핵을 포함하는 동위원소들이 최초의 양에서 그 양이 반으로 줄어드는 데 걸리는 시간을 말한다. 그러므로 131I 은 발생한 날로부터 8일이 지나면 최초로 발생한 양이 반으로 줄고, 그 다음 8일이 지나면 처음 양의 1/4 수준까지 줄어들며, 몇 달이 지나면 흔적도 없이 사라진다. 발전용으로 정상적인 수명을 다한 핵연료에는 131I 보다 129I 가 더 많이 존재한다. 왜냐하면 129I 도 핵분열의 생성물이지만 반감기가 약 1570만 년이나 되기 때문이다. 대기 중에서 검출되는 129I 는 주로 핵폭탄 실험 또는 사용 후 핵연료 처리과정에서 방출된 것이 대부분이다.
방사성 아이오딘은 왜 생기는 걸까?
원자력 발전은 핵 분열 결과 발생되는 에너지로 증기를 만들고, 증기를 이용하여 발전용 터빈을 돌려 전력을 생산하는 것이다. 이 때 이용되는 것이 235U (우라늄 235)의 핵분열이다. 235U의 핵분열 반응식에 관한 교과서 내용은 보통 235U 원자가 중성자(n, neutron)와 반응하여 스트론튬(90Sr), 제논(143Xe), 새로운 중성자(2n)를 생성하는 것으로 간단히 표현하고 있다. 그러나 원자력 발전소에서 핵 연료에 포함된 235U(양성자 92, 중성자 143)는 핵분열(nuclear fission)을 하면서 대략 30개 이상의 생성물을 쏟아낸다. 양성자 92개와 중성자 143개가 뭉쳐있는 조그마한 덩어리(235U의 핵)이 쪼개진 후, 양성자와 중성자가 다시 합쳐지는 경우의 수가 한두 가지가 아니기 때문이다.
실제로 235U의 핵분열 생성물을 분석하면 생성된 원자의 질량수는 독특한 분포 양상을 보인다. 질량수가 118-120 정도 되는(235의 반은 117.5) 핵을 가진 원자들은 적게 생성된다. 대신 그 질량수를 중심으로 질량수가 작은 원소와 큰 원소들이 상대적으로 더 많이 생성되며, 그 각각의 양이 매우 비슷하다. 따라서 생성되는 원자의 양과 질량수 분포를 표시하는 그림은 질량수 118-120 정도에서는 움푹 들어가고, 그것을 중심으로 양쪽으로는 불쑥 튀어나온 곡선을 하고 있어, 마치 낙타 등 모습같이 보인다. 따라서 질량수가 약 130-140 가진 원자들도 많이 생성되는데, 그 중에는 방사성 아이오딘(131I)도 상당수 포함되어 있다.
핵분열 생성물의 원자량을 표시한 그래프. 원자량 90~100, 130~140사이의 원자들이 많이 생성됨을 알 수 있다.
방사성 아이오딘의 특성
131I 을 포함하여 아이오딘이라는 물질은 휘발성이다. 고체로 존재하는 아이오딘도 실온에서 액체를 거치지 않고 곧바로 기체로 승화(sublimation)된다. 승화의 예로 교과서에 자주 등장하는 물질이 아이오딘이다. 그런데 일반적으로 반감기가 매우 긴(몇천 년, 몇억 년) 방사성 동위원소들은 안정한 상태를 유지하지만, 131I 과 같이 반감기가 짧은 동위원소들은 다량의 방사선을 일시에 방출하여 안정한 상태로 변하기에 문제가 된다. 이번 사고에서 131I 와 함께 발생된 137Cs 는 반감기가 약 30년이므로 131I 에 비해 비교적 오랜 기간에 걸쳐 문제를 일으킬 가능성이 농후하다. 한편 131I 은 붕괴하면서 약한 감마선을 동반하면서 주로 베타(β) 입자(선)를 방출한다. 베타선은 굉장히 빠른 전자의 흐름으로 핵분열 직후에는 광속에 거의 가깝다. 베타선의 에너지는 방사능 핵종에 따라 크기가 다르며, 일반적으로 매우 넓은 범위에 걸쳐 에너지 분포를 갖는 특성이 있다. 그런데 131I 이 붕괴되면서 방출하는 베타선은 세포에 침투하여 세포의 변형(mutation)을 일으켜서 확률적으로 암을 유발하는 것이다. 방출되는 베타선의 에너지가 크다면 세포를 죽이는 결과를 가져온다. 그러므로 사고로 131I 증기에 노출된 시간이 길었다면 세포가 괴멸하거나 혹은 일부 세포는 나중에 암세포로 변질될 가능성이 있는 것이다.
아이오딘은 휘발성 물질로 고체에서 액체를 거치지 않고 바로 기체로 승화한다. 사진은 가열하여 승화하는 아이오딘을 찍은 것.
우리 몸이 필요로 하는 아이오딘
우리 몸은 아이오딘을 필요로 하지만, 불행히도 안정한 127I 과 해로운 131I 을 구별하지 못하고 흡수한다. 기체로 된 131I 는 호흡을 통해서도 쉽게 우리 몸에 들어온다. 일상에서 음식을 통해 몸으로 흡수된 아이오딘은 갑상선 호르몬을 만드는데 이용된다. 갑상선 호르몬인 티록신과 티록신 유도체를 형성하는 과정에는 아이오딘이 필수적으로 들어간다. 이들 갑상선 호르몬들은 대사과정에 관여하며 거의 모든 세포에 영향을 미치므로 아이오딘은 반드시 섭취해야만 되는 화학물질인 것이다. 방사능 131I 도 흡수되면 갑상선에 축적이 되고, 131I 이 방출하는 베타선을 쪼인 갑상선 세포들은 나중에 암으로 발전하는 것이다. 그러므로 핵분열 원소 중에 암 유발을 잘하는 물질로 꼽는 것이 131I 이다. 그런데 131I 이 흡수되는 것을 막으려면 미리 아이오딘이 포함된 화학물질(예: KI, 아이오딘화 칼륨 혹은 요오드화 칼륨)을 해독제로 먹는다. 우리 몸에 이미 많은 양의 안정한 아이오딘(127I)이 있으니 131I 이 흡수되지 못하고 땀과 소변으로 방출될 가능성이 높아지기 때문이다. 많은 양의 131I 에 노출된 사람이 배출하는 땀과 소변에도 휘발성 131I 이 포함되어 오염이 전파될 가능성도 배제할 수 없다. 다행히 아이오딘이 다른 분자와 화학결합을 하면 고정이 되겠지만 여전히 위험은 내포하고 있다. 해독제로 필요한 아이오딘은 약 130 밀리그램 정도이지만, 평소에 필요한 아이오딘은 하루에 2밀리그램 이하이다. 과량을 복용하면 역시 탈이 나니 주의를 해야 된다.
방사성 아이오딘(131I)이 흡수되는 것을 막아주는 아이오딘 정제. 성분은 아이오딘화 칼륨이다.
아이오딘 정제의 성분은 아이오딘화 칼륨
원자 아이오딘은 전자를 잘 받아들여서 음이온인 아이오다이드(I-)가 되려는 경향이 있고, 그 결과 다른 양이온과 잘 결합하여 화합물을 만든다. 해독제로 사용되는 아이오딘화 칼륨(KI)도 그런 종류의 화합물이다. 피부의 상처와 소독에 이용되는 아이오딘 팅크는 아이오딘(I2)과 아이오딘화 칼륨(KI)을 에탄올에 녹여 만든 용액이다. 빨간색을 띠는 아이오딘 팅크 용액은 옥도정기라고도 부르며, 일반가정에서는 상비약으로 많이 사용한다. 아이오딘 화합물이 첨가된 식용 소금도 판매된다. 바다에서 멀리 떨어져 살고 있는 사람들은 아이오딘이 풍부하게 포함된 해초류 먹거리가 익숙하지 않은 경우가 많다. 그런 사람들은 아이오딘 화합물이 첨가된 소금을 섭취하여 부족한 아이오딘을 보충한다. 평소에 아이오딘이 많이 포함된 해초류인 다시마, 미역, 김을 즐겨 먹는 일본사람들이다. 혹시라도 그런 음식 습성이 131I 의 흡수를 방해하여 그나마 희생자 수가 최소가 되었으면 싶다.
글 여인형 / 동국대 화학과 교수
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세슘
(Caesium/Cesium, 원소 기호 Cs, 원자번호 55)은 무른 은백색의 알칼리 금속이다. 세슘에는 여러 동위원소가 있는데, 원자핵에 중성자를 82개를 갖고 있는 방사성 동위원소 세슘-137은 원자핵 분열 시 생기는 생성물 중 가장 잘 알려진 것이다. 이 동위원소는 방사선 치료 등 많은 분야에서 사용되기도 하지만, 원자력 발전소 사고나 핵무기 실험에서 생기는 방사능 오염 물질 중 가장 위험성이 큰 것이다. 세슘은 석유 시추, 원자시계, 여러 광 및 전자 장치 등에도 사용된다.
세슘은 무른 은백색의 알칼리 금속 원소이다. 녹는점이 28.5°C로 따뜻한 곳에서는 액체가 된다. <출처: (cc) Dnn87 at Wikipedia> |
주된 세슘 광석인 폴루사이트. <출처: (cc) captmondo at Wikipedia> |
세슘의 발견과 동위원소
세슘은 1860년에 독일 과학자 분젠(Robert Bunsen, 1811~1899)과 키르히호프(Gustav Robert Kirchhoff, 1824~1887)가 광천수의 불꽃 스펙트럼에서 그 존재를 발견하였다. 그들이 발명한 분광기를 이용하여 발견한 첫 번째 원소이다. 스펙트럼에서 두 개의 진한 청색 선이 보이므로, 그리스어로 청색을 뜻하는 'caesius'를 따서 세슘으로 명명되었다. 분젠과 키르히호프는 무려 44톤의 광천수를 졸인 용액에서 여러 과정을 거쳐 최종적으로 7.3g의 염화세슘(CsCl)을 얻을 수 있었다. 금속 세슘은 1882년에 얻어졌다.
세슘은 비교적 희귀한 금속으로, 그 존재량은 지구 껍질의 100 만분의 3에 불과하다. 자연계에 존재하는 세슘은 거의 전부가 질량수가 133인 세슘-133인데, 이 동위 원소는 방사선을 내지 않는다. 방사성 동위원소인 세슘-135(반감기 230만 년)와 세슘-137(반감기 30년)은 자연계에 극미량 존재한다. 이외에도 30 여종의 세슘 동위원소가 알려져 있는데, 이들은 대부분 핵반응을 통해 인공적으로 합성된 것으로 반감기가 짧다. 세슘을 포함하는 주된 광물은 폴루사이트(pollucite)로, 전세계 매장량의 2/3 이상이 캐나다에 있다.
원자핵 붕괴로 만들어지는 방사성 세슘-137
우라늄이나 플루토늄이 중성자를 흡수하여 분열되면 보다 작은 여러 방사성 원자들이 생기고, 많은 에너지가 나온다. 이 에너지를 이용하는 것이 원자력 발전과 핵무기이다. 방사성 핵분열 생성물 중 오랫동안 환경에 큰 위험을 끼치는 것이 세슘-137과 스트론튬(Sr)-90(반감기 28.9년)이다. 이들은 각각 핵분열 생성물의 6.3%와 4.5%를 차지하며, 원자력 발전소 사고, 핵 실험, 그리고 핵폐기물에서 발생하는 방사능 오염의 주된 원인이다. 핵분열 생성물에서 가장 큰 비중을 차지하는 것은 세슘-135 (6.9%)이나, 이는 반감기가 아주 길고, 따라서 시간당 나오는 방사선의 양이 적어 세슘-137에 비해 위험성은 월등히 낮다. 방사성 세슘은 우라늄이나 플루토늄이 핵분열할 때, 기체 물질인 방사성 요오드(I)나 제논(Xe)을 거쳐 만들어진다. 이들 기체 물질은 바람이나 확산에 의해 멀리 떨어진 곳까지 이동하기 때문에, 방사성 세슘도 처음의 핵분열 장소에서 멀리 떨어진 곳에서도 발견된다.
세슘-137 원자핵은 베타(β-) 붕괴를 거쳐 이와 질량수는 같으나 원자번호가 하나 더 큰 바륨(Ba) 원자핵으로 전환된다. 이 때 생성되는 바륨 원자핵의 95%는 준안정한 상태인 바륨-137m이다. 바륨-137m은 비교적 강한 감마(γ)선을 내고는 안정한 바륨-137이 되는데, 반감기는 2.55일이다. 따라서 세슘-137에 의한 방사능 피해는 주로 바륨-137m에서 나오는 감마선 때문이다.
세슘-137의 생성과 방사능 붕괴를 표시한 식
세슘의 화학적 특성
세슘의 녹는점은 실온보다 약간 높은 28.5°C로, 금속 중에서 수은(녹는점 -38.7°C) 다음으로 낮다. 다른 알칼리 금속과 쉽게 합금을 만든다. 세슘 41%, 포타슘(칼륨, K) 47%, 그리고 소듐(Na) 12%로 이루어진 합금의 녹는점은 -78°C로, 금속성 합금 중 녹는점이 가장 낮다. 세슘은 자연계에 존재하는 원소 중 원자반경(0.264nm)이 가장 크다.
세슘은 반응성이 매우 큰 알칼리 금속으로 화학적 성질이 포타슘과 비슷하다. 공기 중에서 자발적으로 산소와 반응하여 불이 붙는 것은 물론, 찬물이 닿아도 폭발하고, -116 ˚C 이상의 온도에서는 얼음과도 반응한다. 따라서 금속 세슘은 밀폐된 용기에 든 수분이 없는 포화 탄화수소 속에 담가 보관하고, 취급 시에도 산소(공기)나 습기의 접촉을 피하여야 한다. 대부분의 화합물에서 세슘은 +1가 양이온으로 존재하며, 대부분의 세슘 염은 물에 잘 녹는다.
자연 상태의 세슘(세슘-133) 화합물은 독성이 약하고, 보통 사람들이 자연 상태에서 세슘 화합물을 접할 기회도 거의 없다. 예로, 염화세슘(CsCl)의 치사량은 소금(NaCl)이나 염화포타슘(KCl)의 치사량과 비슷하다. 따라서 방사성 세슘의 오염이 없는 경우에는, 세슘의 독성을 우려할 필요는 없다.
세슘-137의 방사능 위험과 유용성
최근 일본 후쿠시마 원자력 발전소 사고와 관련되어 자주 언급되는 세슘의 위험성은 주로 핵분열 생성물인 세슘-137에 의한 방사능 위험이다. 원자의 방사성 성질은 그 원자가 이온이 되거나 화합물을 만들어도 변하지 않는다. 다른 방사성 물질에 노출되었을 때와 마찬가지로, 세슘-137의 방사선에 노출되면 암에 걸릴 위험성이 커진다. 노출된 정도가 크면 화상을 입고 사망할 수도 있다.
세슘-137은 대표적인 방사성 동위원소 중 하나로 응용 범위가 넓다. 그러나 후쿠시마 원자력발전소 사고 등 방사능 유출 사고 시 큰 문제가 된다.
<출처 : (cc)³²P at Wikipedia (좌)>
생물체는 비방사성인 자연 상태의 세슘-133과 방사성인 핵분열 생성물 세슘-137을 구분하지 못한다. 세슘의 생물학적 성질은 포타슘(칼륨)과 비슷하므로, 생물체는 세슘을 필수 원소인 포타슘으로 오인하여 전해질로 흡수하고, 먹이 사슬을 통해 농축시킨다. 오염된 식품, 물, 먼지를 통해 인체 내로 들어온 세슘-137은, 신체 조직의 구성 원소가 아니기 때문에, 신체 전체에 비교적 골고루 퍼진다. 세슘의 생물학적 반감기(몸 안으로 들어온 어떤 물질의 반이 몸 밖으로 빠져나가는데 걸리는 시간)는 약 110일이다. 방사성 세슘-137로 오염된 사람에게는 프러시안 블루(Prussian Blue: 화학식 Fe7(CN)18·xH20)라 불리는 파란 염료를 응급 약으로 권장하고 있다. 프러시안 블루는 장에서 세슘과 착물을 만들어 몸이 세슘을 다시 흡수하는 것을 막아 보다 빨리 몸 밖으로 배출되게 한다. 이렇게 함으로써 세슘-137의 생물학적 반감기를 약 30일로 줄여, 신체가 방사능에 노출되는 시간을 줄이는 역할을 한다.
이처럼 세슘-137은 매우 위험한 방사성 동위원소이지만, 다른 한편으로는 다양한 산업 분야에서 유용하게 사용되기도 한다. 한 유형은 방사능을 이용한 농작물 처리, 암 치료, 식품 멸균 등이다. 또 다른 유형은 방사능 추적자로 사용하는 것인데, 수분, 밀도, 수평, 두께 등을 측정하는 아주 다양한 장치가 세슘-137을 사용하고 있다.
세슘의 이용
현재 세슘의 가장 큰 용도는 포름산세슘(HCOOCs)을 석유나 천연가스 시추에 사용하는 것이다. 이 화합물의 수용액은 밀도가 물의 2.4배까지 될 수 있어, 시추공에 높은 압력을 유지하고 윤활제 역할을 한다. 또한, 세슘 화합물은 석유화학 공업에서 여러 금속 이온 촉매의 효능을 높이는데 사용된다. 그리고 세슘 화합물 용액의 높은 밀도를 이용하여, 생물 관련 연구에서는 밀도 구배 원심분리(density-gradient centrifugation) 방법으로 생물 시료에 들어 있는 입자, 분자, 또는 조각들을 밀도에 따라 분리하는데 사용된다.
세슘을 포함한 합금으로 만들어진 음극은 보다 낮은 전압에서도 전자를 잘 내어 놓는다. 이 때문에 세슘은 빛 에너지를 전기 에너지로 바꾸는 광전지, 광전자 증배관, 비디오카메라, 그리고 여러 광학 장치 부품 등을 만드는 재료로 사용된다. 그리고 세슘의 할로겐 화합물 결정은 감마선이나 X-선을 검출하는 섬광 계측기에도 사용된다.
세슘 원자시계
미국 표준 시계로 활용되는 NIST-F1 세슘 원자 시계
원자시계는 원자의 두 전자 준위 사이에서 전이가 일어날 때 흡수하거나 내어놓는 고유한 전자파의 파장이나 진동수를 시간의 기준으로 삼은 것이다. 세슘 원자시계는 세슘-133 원자의 전자파를 기준으로 삼은 것으로, 1955년에 처음으로 만들어졌다. 1967년에 열린 국제도량형 총회에서는 세슘 원자시계를 국제 표준시계로 채택하였는데, 1초를 세슘-133의 바닥 상태에 있는 두 전자 준위 사이의 전이에 해당하는 전자파 주기의 91억 9263만 1770배로 정하였다. 주파수 측정의 정확성이 향상되면서, 이제 세슘 원자시계는 3000만 년에 약 1초가 벗어날 정도의 정확성을 갖고 있다. 우리나라에서는 한국 표준과학연구원이 1980년부터 세슘 원자시계를 설치 운영하고, 한국 표준 시간을 제공하고 있다.
- 세슘
영문표기 Caesium 혹은 Cesium. 원자번호 55번 원소. 표준원자량 132.91g/mol, 상온에서 고체이나 녹는점이 실온에 가까움. 녹는점 28.5°C, 끓는점 671°C, 밀도 1.93g/㎤. 발견자 분젠(Robert Bunsen, 1811~1899)과 키르히호프(Gustav Robert Kirchhoff, 1824~1887). 발견 연도 1860년. 전자배열 [Xe] 6s1글 박준우 / 이화여대 명예교수(화학)
원본 위치 <http://navercast.naver.com/contents.nhn?contents_id=5015&path=|453|489|&leafId=638>
TV에서 예능 프로를 보다 보면, 출연자들이 갑자기 목소리가 변해 이상한 소리를 내며 웃음을 주는 장면이 나온다. 아이들은 누구나 풍선을 좋아한다. 운동선수들이 다치면 MRI 영상 촬영을 한다. MRI 영상 촬영, 풍선, 음성 변조에 공통으로 사용되는 원소는 무엇일까? 답은 헬륨이다. 헬륨이 어떤 원소이고, 어떻게 발견되었고, 어떻게 얻어져 어떻게 이용되는지 알아 보기로 하자.
원소번호 2번, 헬륨
헬륨
은 원자번호 2번의 원소로 원소기호는 He이다. 주기율표에서 18족, 즉 비활성 기체족
에 속한다. 다른 비활성기체족 원소와 마찬가지로, 1기압, 실온에서 단원자 분자 기체로 존재하며 화학 반응성이 아주 낮다. 헬륨은 우주에서 수소 다음으로 많은 원소로, 우주 질량의 약 1/4를 차지한다. 가볍고 폭발성이 없어 기구, 비행선, 풍선 등을 띄우는 기체로 쓰이며, 끓는점이 아주 낮아 초저온 과학 실험이나 의학 진단 MRI와 같이 초저온이 필요한 장치에 필수적으로 사용된다.
원자번호 2번, 헬륨. |
헬륨 원소 정보. |
헬륨의 발견
헬륨은 지구에서보다는 태양 스펙트럼에서 먼저 발견되었다. 1868년 개기일식 때, 프랑스의 장센(P. Janssen, 1824~1907)이 태양의 채층 스펙트럼에서 밝은 노란색 선을 발견하였다. 이후 영국의 천문학자 로키어(J. N. Lockyer, 1836~1920)도 태양 스펙트럼에서 같은 선을 발견하였고, 새로운 원소에 의한 것으로 확인하였다. 로키어와 화학자 프랭크랜드(E. Frankland, 1825~1899)는 이 원소가 태양에 존재하는 것이라 믿고 그리스어로 태양을 뜻하는 'helios'에서 따와 헬륨(helium)이라 명명하였다.
1882년에는 팔미에리(L. Palmieri)가 지구 상에서는 처음으로, 베수비우스 화산암에서 분광학적으로 헬륨을 검출하였다. 램지(W. Ramsay, 1852~1916)는 1895년에 클레베석이라 불리는 우라늄 광석에 갇혀 있는 기체를 분리하고는, 이 기체가 당시에 믿고 있던 질소가 아니라 헬륨임을 증명하였다. 1900년에는 대기에서 분리한 네온 시료에서 헬륨을 분리하였으며, 1907년에는 알파(α)- 입자가 헬륨의 원자핵이라는 것이 밝혀졌다. 헬륨의 안정한 동위원소는 3He와 4He이며, 이들의 존재비는 이들의 생성 원에 따라 크게 다르나, 대략적으로 4He가 100만 배 정도 많다. 3He는 삼중수소(31H)의 베타(β) 붕괴로 생성된다.
프랑스의 장센. |
영국의 로키어. |
원자구조와 원소 성질
헬륨은 안정한 전자배치를 갖고 있으며, 이온화 에너지가 모든 원소 중에서 가장 크다. 4He는 원자핵 결합에너지도 아주 크다. 이 때문에 핵융합이나 무거운 원소의 방사능 붕괴 반응에서 4He가 흔히 생성된다.
헬륨은 단원자 분자로 존재한다. 헬륨의 끓는점은 모든 원소 중에서 가장 낮고, 1기압에서는 절대 영도에서도 고체로 존재하지 않는다. 헬륨의 밀도는 수소 다음으로 작고, 공기 밀도의 약 1/7에 불과하다. 질량이 작기 때문에, 헬륨은 열 전도율, 비열이 수소 다음으로 크다. 헬륨 기체에서의 음속은 일반 공기에서 보다 3배나 빨라, 성대 부근이 이 기체로 가득 차면 성대의 진동이 공기에서와는 다른 주파수로 전해져 목소리가 달라진 것으로 들린다. 물에 대한 용해도는 기체 중에서 가장 작다.
헬륨의 선스펙트럼.
화합물
헬륨은 원소 중에서 네온 다음으로 화학 반응성이 작은 원소이다. 따라서 헬륨 화합물은 일상적으로는 찾아볼 수 없다. 헬륨 화합물
들은 이론과 실험의 연구 대상으로, 몇 가지의 화합물이 발견된 정도다.
헬륨의 분포와 생산
헬륨은 우주에서는 아주 풍부한 원소이나 대기 중에는 극미량 포함되어 있다. 헬륨은 아주 가벼워 지구의 중력으로는 잡아 둘 수 없어 지구 탄생시 생성된 헬륨은 거의 모두 지구를 탈출하였고, 지구상의 헬륨은 무거운 원소의 알파(α)-붕괴로 생성된 것들이 암반에 포획되어 있는 것이 대부분이다. 따라서 헬륨은 방사성 광물에 많이 포함되어 있다. 천연가스에는 상당량의 헬륨이 포함되어 있는데, 그 양은 7% 까지나 된다. 이러한 천연가스를 분별 증류시켜 헬륨을 얻는데, 그 양이 상당하다. 헬륨은 리튬이나 붕소에 고속 양성자를 충돌시켜 얻을 수도 있지만, 이 방법은 경제성은 없다.
헬륨가스는 풍선을 부풀리는 데 사용된다. 헬륨가스를 들이마시면 일시적으로 목소리가 달라진 것으로 들린다. <출처: gettyimages> |
맨하탄 상공을 날고 있는 비행선 USS Akron. 20세기 초반 실용화된 비행선을 채우는 데도 가벼우면서도 폭발성이 없는 헬륨가스가 사용되었다. |
헬륨의 이용
헬륨의 주된 용도는 아주 낮은 끓는점을 이용한 초저온 과학 연구 및 응용 분야이다. 액체 헬륨은 의료 진단용 MRI나 화학과 생물학 연구에서 사용되는 고성능 핵자기공명(NMR) 분광기의 자석을 극저온으로 냉각시켜 초전도 성질을 갖도록 하는데 사용된다. 헬륨은 또한 용접이나 여러 실험 및 생산 장치에서 산소와 같은 반응성이 큰 기체를 제거하는데 사용된다. 실리콘이나 게르마늄 반도체 결정을 성장시킬 때 보호 기체로도 이용된다.
또한 가벼우면서도 폭발성이 없어 풍선, 기구, 비행선을 띄우는 기체로 사용되며, 화학 분석에서 많이 사용되는 기체크로마토그래피(GC)의 운반 기체로도 이용된다. 헬륨은 신경 조직에 대한 용해도가 작기 때문에, 잠수부가 사용하는 산소통의 질소를 대체하여 잠수병을 예방하는데도 사용된다. 그리고 고진공 장치나 고압 용기의 누출을 검출하는데도 헬륨이 사용된다. 이외에도 헬륨-네온 레이저, 암석 및 광물 연대 측정, 로켓에서 연료와 산소를 밀어내는데, 음성 변조, 핵 반응기 열전달체 등 아주 다양한 용도로 헬륨이 이용된다.
액체 헬륨은 초저온이 필요한 의료 진단용 MRI에서 사용된다. <출처: (CC)KasugaHuang at Wikipedia.org> |
헬륨은 신경 조직에 대한 용해도가 작기 때문에, 잠수부가 사용하는 산소통의 질소를 대체해 잠수병을 예방하는데 사용된다. <출처: (CC)Soljaguar at Wikipedia.org> |
응집체 물리학 연구의 주요 대상인 헬륨 액체와 초유동체
액체 헬륨은 온도에 따라 특성이 다른 상을 보인다. 끓는점(4.22 K)과 어떤 특정 온도
사이 액체 헬륨을 헬륨 I 상태라 하는데, 이 온도 구간에서는 4He이 일반 액체와 마찬가지로 열을 가하면 끓고, 온도가 내려가면 부피가 줄어든다. 그러나 이 온도 이하의 액체 헬륨은 완전히 다른 특성을 보인다. 이를 헬륨 II상태라고 한다.
헬륨 II는 열전도율이 헬륨 I보다 백만 배, 그리고 구리보다 수백 배 더 크다. 이 때문에 열을 가하면 끓지 않고 바로 기체로 증발한다. 헬륨 II는 점성이 전혀 없는 액체인 초유동체(superfluid)의 특성을 보인다. 밀폐되지 않은 용기에 담긴 헬륨 II는 용기 벽을 따라 기어 나온다. 3He은 4He보다 훨씬 낮은 온도에서 초유동성을 보인다. 이와 같은 액체 헬륨의 특성은 양자역학적 영향에 의한 것으로 설명되며, 이 때문에 액체 헬륨은 응집체 물리학의 주요 연구 대상이 되어왔다.
- 수치로 보는 헬륨
헬륨은 우주에서 2번째로 많아 우주 질량의 24%(수소는 76%)를 차지한다. 헬륨의 태양 스펙트럼 파장은 587.49nm이다. 표준 원자량은 4.0026g/mol이다. 전자배치는 1s2이다. 끓는점은 원소 중 가장 낮은 -268.93 °C이며, 어는점은 25기압에서 -272.20°C이다. 1기압에서는 절대영도에서도 액체상태이다. 이온화 에너지는 모든 원소 중에서 가장 크고, 그 값은 2,372 kJ/mol이다. 밀도는 0 oC, 1기압에서 0.1786 g/L로 수소(밀도 0.0893 g/L) 다음으로 작고, 공기 밀도의 약 1/7에 불과하다. 헬륨은 대기 중에는 부피비로 5.24ppm(1ppm은 0.0001%) 포함되어 있다. 천연가스에서 분별 증류로 생산되는 양은 연간 약 3,200만 Kg(2008년 기준, 0oC, 1기압으로 환산시 1억 9300만 m3)이다. - 비활성 기체
헬륨(He), 네온(Ne), 아르곤(Ar), 크립톤(Kr), 제논(Xe), 라돈(Rn)을 말함. 모두 1기압, 실온에서 단원자 분자 기체로 존재하며 화학 반응성이 아주 낮다. - 헬륨 화합물
HHeF, CsFHeO, N(CH3)4FHeO 등 몇 가지 헬륨 화합물들이 이론적으로 예측되었고, HHeF와 HgHe는 실제로 발견되었다. - 헬륨 I와 헬륨 II의 경계 온도
헬륨 I와 헬륨 II의 경계 온도, 즉 액체 헬륨의 특성이 크게 변하는 온도를 람다(λ) 온도라고 한다. 2.1768K이다.글 박준우 / 이화여대 명예교수
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최근에 우리나라 정부는 남미의 볼리비아와 리튬 자원 개발 및 산업화 연구에 한국 기업이 참여하는데 합의하고, 합작 사업을 위한 양해각서를 체결하였다. 도대체 리튬은 어떤 원소이며, 전지 이외에는 어디에 사용되는지, 그리고 왜 그 먼 곳까지 가서 리튬 자원을 확보해야 하는지를 알아보기로 하자.
원자번호 3번, 리튬
리튬
은 원자번호 3번의 원소로 원소기호는 Li이다. 주기율표에서 알칼리 금속
족(1족)에 속하며, 은백색 금속이다. 금속 중에서 가장 가볍고 고체 원소 중에서는 밀도가 가장 낮다. 다른 알칼리 금속과 마찬가지로, 물, 산소와 잘 반응하며 자연 상태에서는 화합물로만 존재한다. 현대 우주론에 따르면, 우주 생성의 대폭발(빅뱅) 때 수소, 헬륨과 더불어 생성된 원소이나, 핵의 안정성이 크지 않아 대부분 파괴되어 현재 지각에서의 존재량은 무게 비로 단지 0.002~0.007%일 뿐이다. 칼로 자를 수 있을 정도로 무르나, 알루미늄이나 마그네슘과의 합금은 매우 가볍고 강하여 항공기 부품 재료로 이용된다. 냉전 시대에는 수소 폭탄 제조와 연관하여 큰 관심을 끌었다. 20 세기 후반부터 높은 에너지 밀도를 갖는 리튬 전지와 리튬 이온 2차 전지의 양극 물질로 사용되어 휴대용 전자 제품의 혁신을 가져왔으며, 전기 자동차의 대중화를 위한 필수적인 원소가 되었다.
원자번호 3번, 리튬. |
리튬 원소 정보. |
리튬의 발견
리튬을 발견한 스웨덴의 아르프베드손. |
스웨덴의 베르셀리우스(J. J. Berzelius, 1779~1848) 연구실의 젊은 조수였던 아르프베드손(J. A. Arfwedson, 1792~1841)이 1817년에 리튬 장석(petalite: LiAlSi4O10)에서 처음 발견하였다. 아르프베드손은 새로 발견된 원소가 당시 알려진 알칼리 금속인 소듐(Na), 포타슘(K)과 비슷한 형식의 화합물들을 형성하나, 이의 탄산염과 수산화물은 물에 대한 용해도가 낮음을 알아내었다. 베르셀리우스는 소듐과 포타슘이 식물에서 발견된 것과는 달리, 이 알칼리 원소는 고체 광석에서 발견된 것을 나타내기 위해 암석의 그리스어 'lithos'에서 따와 리튬(lithium)이라 명명하였다. 1821년에 브란드(W. T. Brande, 1788~1866)는 산화 리튬(Li2O)을 전기분해시켜 금속 리튬을 처음으로 분리하였다. |
원자구조와 원소 성질
리튬은 안정한 헬륨의 전자배치에 추가적으로 1개의 전자가 더 높은 에너지 상태에 있다. 이 추가적인 전자는 쉽게 이온화 될 수 있으나, 전자가 원자핵에 가까이 있으므로 알칼리 금속 중에서는 이온화 에너지가 가장 크고, 반응성이 가장 낮다. 알칼리 금속 원소들은 불꽃 반응으로 진한 색을 내는데, 리튬 불꽃은 진한 붉은색을 띤다. LI+ 이온의 반경은 마그네슘 이온(Mg2+)의 반경과 비슷하고, 리튬의 화학적 성질은 마그네슘과 비슷하다. 다만 화합물 조성에서는 1개의 Mg2+ 대신에 2개의 LI+이 들어간다. 두 금속 모두 질소(N2)와 반응하여 질소화물을 만들고, 산소(O2)와 반응하여 산화물을 만든다. Na2CO3나 K2CO3와 달리, Li2CO3는 MgCO3 처럼 물에 잘 녹지 않고 가열하면 쉽게 분해한다.
리튬은 연해서 칼로 쉽게 자를 수 있다. 처음 자른 면은 금속성 광택을 보이나, 곧 산화되어 회색이 된다. 리튬은 금속 원소 중에서 가장 가볍고 비열이 가장 크다. 밀도는 물의 약 반인 0.534 g/cm3에 불과하여 물에 뜰 수 있다. 그러나 물과 빠르게 반응하여 리튬 수산화물(LiOH 및 이의 수화물 LiOH·H2O)이 되고 수소 기체를 내어 놓는다.
리튬의 안정한 동위원소로는 6Li와 7Li 두 가지가 있는데, 자연 상태에서는 7Li가 92.4%를 차지한다. 이들의 핵 결합에너지는 비교적 낮다. 리튬의 여러 방사능 동위원소들이 핵 반응으로 만들어졌으며, 이중 반감기가 비교적 긴 것이 8Li (반감기 0.838 초)와 9Li (반감기 0.178 초)이다.
리튬의 불꽃 반응. 진한 붉은색을 띤다. |
기름에 떠 있는 리튬의 모습. 리튬은 금속 원소 중에서 가장 가볍다. <출처: (CC)W.Oelen at Wikipedia.org> |
리튬의 화합물
리튬은 수소나 다른 알칼리 금속과 비슷하게 여러 비금속 원소와 이성분 화합물을 만들며, Li+은 여러 종류의 음이온들과 염을 형성한다. 산업적으로 중요한 화합물로는 수산화 리튬(LiOH 또는 이의 수화물 LiOH·H2O)과 탄산 리튬(Li2CO3)을 들 수 있다. 탄산 리튬은 산업적으로 가장 중요한 리튬 화합물로, 거의 대부분의 리튬 화합물은 이에서 출발하여 만들어진다. 리튬-탄소 결합을 갖는 유기리튬 화합물들이 유기화학에서 강한 염기와 친핵체로 널리 사용되는데, 이들은 주로 금속 리튬과 유기할로겐 화합물을 반응시켜 얻는다.
2Li + RX → RLi + LiX (R은 알킬, X는 할로겐 원소)
리튬-질소 결합을 갖는 리튬 아자이드(LiN3), 리튬 아마이드 화합물 (RR'NLi) 등과 LiH와 LiAlH4과 같은 수소화물도 유기합성에서 많이 이용된다.
리튬의 생산
리튬은 용융 염화 리튬(LiCl)과 염화 포타슘(KCl)을 전기분해시켜 얻는다. 리튬 염은 주로 남미의 칠레, 아르헨티나, 볼리비아 접경지역의 안데스 소금 호수와 암염에 전 세계 매장량의 70% 이상이 분포되어 있으며, 탄산 리튬(Li2CO3)으로 회수된다. 바닷물에는 0.1~0.2ppm의 농도로 리튬이 녹아있다. 바닷물에 녹아 있는 리튬 총량은 지금까지 추정된 회수 가능한 리튬 매장량 3,500만 톤보다 월등히 많은 2,300억 톤으로 추정되나, 농도가 너무 낮아 아직 경제적으로 회수되어 이용되지는 않고 있다. 리튬의 용도
리튬의 용도는 아주 다양하며, 시대에 따라 크게 변천하였다. 세계 제2차 대전 전후의 주된 용도는 항공기 등에 사용되는 고온 윤활제로, 리튬의 스테아린산 염이 이 목적으로 주로 사용되었다. 냉전 시대에는 핵융합 무기(수소 폭탄) 제조용으로 6Li가 많은 관심을 끌었다. 중수소(2H)와 삼중수소(3H)는 핵 반응으로 헬륨으로 융합되고 아주 큰 에너지를 내어놓는다. 이에 필요한 삼중수소(3H)는 자연계에는 거의 존재하지 않고, 6Li을 중성자와 반응시켜 얻는다. |
볼리비아의 우유니 소금 사막. 사막 아래에는 세계 리튬 매장량의 50~70%이 분포되어 있는 것으로 알려져 있다. |
6Li + 1n → 4He + 3H
2H + 3H → 1n + 4He
이들 핵 반응과 관련하여, 6Li의 중수소화물(6Li2H)이 수소폭탄의 연료로 사용되었다.
6Li의 중수소화물은 수소폭탄의 연료로 사용되었다. 6Li을 연료로 사용한 1954년 '캐슬 브라보' 실험 모습. |
리튬은 의학용으로 항 우울제로 사용된다. |
리튬 화합물들은 또한 도자기 유약과 알루미늄 제련의 융제(flux)로, 그리고 의학용으로는 항 우울제로 사용된다. 금속 리튬과 알루미늄 혹은 마그네슘과의 합금은 가벼우면서 강도가 높아 항공기 제작에 사용된다. 이외에도 수분 제거제, 광학 및 통신 재료 등에 여러 가지 리튬 화합물이 사용된다. 로켓에서는 리튬 금속 및 이의 수소화물이 추진제 첨가물로, 그리고 과산화물과 산소산 염은 산화제로 사용된다.
주로 휴대용 전자 제품에서 사용되고 있는 리튬 이온 2차 전지. <출처: (CC)Kristoferb at Wikipedia.org> |
현재 확인된 리튬의 매장량은 전기 자동차 약 40억 대의 전지로 사용되기에 충분한 양이다. <출처: (CC) frankh at Wikipedia.org> |
1980년대부터 리튬은 리튬 전지의 양극 물질로 중요하게 사용되었다. 리튬 전지의 전압은 3V로 망가니즈 전지의 1.5 V의 2배이고, 에너지 밀도가 높아 휴대용 전자 기기에 널리 사용되었다. 2000년대에 이르러서는 충전이 가능한 리튬 이온 2차 전지가 카메라, 노트북 PC, 휴대폰 등 많은 휴대용 전자 제품을 가볍게 하였고, 한번 충전으로 장시간 계속 사용할 수 있게 되었다.
이제 머지 않은 장래에 리튬 이온 전지 또는 리튬을 사용하는 새로운 형식의 2차 전지가 전기 자동차에 대량으로 사용될 것이 확실시 된다. 이런 전망에 대해 리튬 자원이 충분하지 않다는 의견이 있으나, 현재 확인된 매장량은 약 40억 대의 전기 자동차에 충분한 양이며, 사용된 전지와 바닷물에서의 리튬 회수를 통해 미래의 리튬 수요를 충분히 충족시키리라 전망된다. 다만 리튬 매장량의 대부분이 남미 일부 국가에 편중되어 있어, 국제적으로 이의 확보 경쟁이 심하다.
- 수치로 보는 리튬
리튬의 표준원자량은 6.941g/mol이며, 녹는점은 180.54oC이고 끓는점은 1342oC이다. 전자배열은 1s22s1이며, 이온화 에너지는 530.2kJ/mol(소듐은 495.8kJ/mol)이다. 밀도는 실온에서 0.534g/cm3으로 물의 약 1/2이며 금속 중에서 가장 가볍고, 고체 원소 중에서 가장 낮다. 비열은 실온에서 3.58J·g-1·K-1(0.856cal·g-1·K-1)로 금속 중에서 가장 크다. 리튬 불꽃의 파장은 670.8nm이다. LI+ 이온의 반경은 76pm(1pm=1x10-12m)로 Mg2+ 이온의 반경(72pm)과 비슷하다. 추정 회수 가능 매장량은 약 3,500만 톤이며 이중 70% 이상이 칠레, 볼리비아, 아르헨티나에 있다. 바닷물에는 0.1~0.2ppm(물 1L당 0.1~0.2mg)이 녹아 있다. - 알칼리 금속
1족 원소로 리튬(Li), 소듐(Na), 포타슘(K), 루비듐(Rb), 세슘(Cs), 프랑슘(Fr)이 이에 속한다. 전자배치는 각 원소보다 원자 번호가 하나 적은 비활성 기체의 전자배치에 추가로 1개의 전자가 다음 전자껍질의 s 오비탈에 있다. 따라서 알칼리 금속들은 쉽게 1개의 전자를 잃고 +1가 이온이 된다. 좋은 전기 및 열 전도체이고 화학 반응성이 크다.글 박준우 / 이화여대 명예교수(화학)
서울대학교 화학과를 졸업하고 템플대학교에서 박사학위를 받았다. 오랫동안 이화여대에서 화학을 연구하고 가르쳤다. 저서로 [인간과 사회와 함께한 과학기술 발전의 발자취]와 [아나스타스가 들려주는 녹색화학 이야기] 등이 있고, 역서로 [젊은 과학도에 드리는 조언] 등이 있다.
원본 위치 <http://navercast.naver.com/contents.nhn?contents_id=6142&path=|453|489|&leafId=638>
음악 애호가들은 어떤 재료로 된 떨림판의 스피커를 갖기를 원할까? 어떤 금속을 작업할 때 가장 등급이 높은 방진마스크를 착용해야 할까? X-선 발생장치의 창은 어떤 재료로 만들까? 이들 질문에 대한 답은 '베릴륨'이다. 왜 그런지, 베릴륨은 어떤 원소인지 알아 보기로 하자.
원자번호 4번, 베릴륨
베릴륨
은 원자번호 4번의 원소로 원소기호는 Be이다. 주기율표에서 2족(알칼리 토금속족) 원소
의 맨 위에 있는 은백색 금속이다. 녹주석, 에메랄드, 금록옥 등 여러 보석의 구성 원소이며, 지각에서의 존재비는 매우 작다. 가볍고 단단하며, 경금속 중에서는 녹는점이 가장 높다. 화학적으로는 알루미늄과 비슷한 성질을 보이며, 공기 중에서는 단단한 산화베릴륨(BeO) 피막을 형성한다. X-선과 고에너지 입자를 흡수하지 않고 잘 통과시키기 때문에 x-선관의 창, 방사광 및 입자물리학 실험 장치의 필터나 창으로 사용된다. 다른 금속(특히 구리)과 합금을 만들어 각종 공구와 부품을 만드는데 주로 사용된다. 또한 핵 반응기에서 열중성자 감속제와 반사체로도 이용된다. 베릴륨은 독성이 크다. 베릴륨이나 이의 화합물이 포함된 먼지나 증기가 폐에 들어가면 심각한 폐질환인 베릴륨증(berylliosis)을 일으킨다.
원자번호 4번, 베릴륨. 에메랄드는 자연 상태에서 형성된 베릴륨 화합물이다. |
베릴륨의 원소 정보. |
베릴륨의 발견
베릴륨을 발견한 프랑스 화학자 보클랭. |
베릴륨은 1798년 프랑스 화학자 보클랭(L. N. Vauquelin. 1763~1829)에 의해 처음 발견되었다. 광물학자 아유이(R. J. Haüy, 1743~1822)는 리모주(Limoges)산 녹주석과 페루산 에메랄드가 외부 결정 구조, 경도, 밀도가 극히 비슷하다는 것을 발견하고는 보클랭에게 이들이 화학적으로 같은 것인지의 여부를 판정하도록 제안하였다. 보클랭은 이들 광석에서 알루미나(Al2O3)와 아주 비슷하나, 과량의 KOH에도 녹지 않고 단맛이 나는 새로운 산화물을 발견하였다. (녹주석과 에메랄드는 모두 화학적으로는 Be3Al2Si6O18이나, 에메랄드에는 약 2%의 크롬이 들어있다.) 1828년에 요소를 합성한 것으로 유명한 독일의 뵐러(F. Wöhler, 1800~1882)와 프랑스의 뷔시(A. B. Bussy, 1794~1882)는 각각 독립적으로 염화 베릴륨(BeCl2)을 금속 포타슘(K)으로 환원시켜 베릴륨 금속을 얻었다. 베릴륨은 알루미늄과 화학적 성질이 비슷하다. 처음에는 베릴륨 산화물의 화학식을 Be2O3로 여기고, 베릴륨의 원자가를 3으로 하여 원자량을 13.7로 계산하였다. 그러나 1869년에 멘델레예프가 주기율표를 제안하면서 베릴륨의 원자가는 2이며, 산화물의 화학식은 BeO이고, 원자량은 9.4(실제는 9.01)라고 바르게 제안하였다. |
베릴륨 염은 단맛을 내기 때문에, 이를 발견한 보클랭은 그리스어로 달다는 뜻의 'glucus'에서 따와 글루시늄(Glucinium: 원소 기호 Gl)으로 명명하였다. 160년이 지난 1957년에 글루시늄이란 이름은 이를 처음 발견한 광석인 녹주석(beryl)의 이름을 딴 베릴륨(Beryllium)으로 공식적으로 변경되었다.
베릴륨의 원자구조와 원소 성질
베릴륨 원자는 쉽게 2개의 전자를 잃어 헬륨과 같은 안정한 전자배치를 갖는 Be2+가 된다. 화합물에서 산화수는 2이다. 알칼리 토금속 중에서 이온화 에너지와 전기음성도가 가장 크다. 베릴륨은 밀도가 실온에서 1.85g/cm3로 가볍고 녹는점이 1287oC로 높다. 매우 딱딱하나 잘 부서진다. 비열과 열전도도는 크며, 열팽창계수는 작다. x-선과 고에너지 입자를 잘 통과시킨다. Be 금속은 전기화학적으로 알루미늄 보다 반응성이 크나, 표면에 BeO 산화물 보호 피막을 형성하므로 실제로는 반응성이 비교적 낮다. 덩어리 상태로는 물과 반응하지 않고, 공기 중에서 600oC 이하의 온도에서는 산화되지 않는다. 그러나 Be 분말은 공기 중에서 연소되어 BeO와 Be3N2가 된다. 고온에서는 할로겐 원소(X2), 유황, 암모니아, 탄소와 반응하여 각각 BeX2, BeS, Be3N2, Be2C를 생성한다. 산에 쉽게 녹으며(차가운 진한 질산에서는 산화물 보호 피막이 만들어져 녹지 않는다), 알칼리 수용액에도 녹아 Be(OH)42- 음이온이 되고 수소 기체를 내어 놓는다. |
베릴륨 염은 단맛을 내기 때문에, 그리스어로 달다는 뜻의 'glucus'에서 따온 글루시늄으로 명명되었다가 1957년 베릴륨을 처음 발견한 광석인 녹주석(beryl)의 이름을 딴 베릴륨(Beryllium)으로 공식 변경되었다. <출처: gettyimages> |
Be는 거의 모두가 9Be로 존재하나, 우주선에 의해 산소와 질소에서 10Be가 생성된다. 그리고 핵 폭발에서 공기 중의 이산화탄소(CO2)에 있는 13C가 고속 중성자와 반응하여 10Be가 생성되기도 한다. 10Be은 반감기가 136만년으로 매우 길어 토양에 축적된다. 따라서 이 동위원소는 토양의 침식과 생성을 조사하는데 이용되며, 과거의 핵실험 장소를 나타내기도 한다.
베릴륨 화합물
베릴륨은 많은 비금속 원소(H, B, C, N, 할로겐, P, S 등)와 이성분 화합물을 만든다. BeO와 Be(OH)2는 산과 염기로 모두 작용하는 양쪽성 화합물이다. Be 염은 Be(OH)2를 산과 반응시켜 얻을 수 있다. Be(H2O)42+, BeX42- (X는 할로겐), Be(OH)42-처럼 착화합물에서는 4 배위체로 주로 존재한다. 베릴륨은 화학식이 [OBe4(RCOO)6]인 일련의 안정하고 휘발성인 분자 산화물-카복실레이트(염기성 베릴륨 카복실레이트)들을 만드는 독특한 특성을 보인다. 여기서 R은 H, 메틸, 에틸, 프로필, 페닐 등이다. 이들 흰색 결정은 물에는 잘 녹지 않으나, 유기 용매에는 잘 녹는다. 이외에도 Be는 여러 리간드와 다리 걸친 착화물들을 만든다.
베릴륨의 생산
베릴륨은 자연계에서는 원소 상태로 존재하지 않고 화합물로 존재한다. 여러 광석이 베릴륨을 포함하고 있으나, 가장 중요한 베릴륨 광석은 녹주석이다. 녹주석을 Na2SiF6와 함께 700~750oC로 구운 후, 물로 BeF2를 우려내고, 이것을 pH 12 이상으로 조절하여 Be(OH)2를 침전시키는 방법으로 베릴륨을 추출한다. 베릴륨 금속은 BeF2를 약 1300 oC에서 금속 마그네슘(Mg)으로 환원시켜 얻는다.
BeF2 + Mg → MgF2 + Be
또한 BeCl2와 알칼리 금속 염화물의 혼합물을 용융시킨 후 전기 분해시켜 얻을 수도 있다.
베릴륨은 구리나 니켈과 고강도 합금을 만든다. 베릴륨 구리로 만든 공구의 모습. |
베릴륨 구리, 혹은 니켈 합금은 강도가 높아 강력 용수철 등의 재료로 사용된다. <출처: gettyimages> |
베릴륨의 용도
베릴륨의 가장 중요한 용도는 구리나 니켈의 고강도 합금을 만드는 것이다. 구리에 0.5~3%의 Be를 첨가하면 강도가 약 6배 증가한다. 베릴륨구리(베릴륨청동)는 비자성이고 단단하며, 열 및 전기 전도성, 내마모성, 내부식성이 좋아, 항공 엔진, 정밀 기계, 각종 전자 제품의 릴레이, 강력 용수철 등의 재료로 사용된다. 또 약 2%의 Be가 들어간 베릴륨-니켈 합금은 용수철, 클립, 전기 연결기 등으로 사용된다. 베릴륨-니켈 합금은 또한 치과용 재료로도 많이 사용되는데, 독성 때문에 최근에 Be 함량을 0.02% 이하로 제한하였다.
원자번호가 작기 때문에, 베릴륨은 X-선이나 다른 고에너지 입자를 잘 투과시킨다. 이런 특성으로 인해 베릴륨은 X-선관의 창, 방사광 및 입자물리학 실험 장치의 필터나 창으로 사용된다. 베릴륨은 또한 핵 반응기에서 중성자 감속제와 반사제로 사용된다. 그리고 고온에서도 안정하고 열팽창계수가 적어 방위 산업 및 항공우주 산업의 재료로도 사용된다. 또한 고성능 스피커의 떨림판 재료로도 베릴륨이 사용된다.
베릴륨은 III-V족 화합물 반도체에서 p-형 미량 첨가물로 사용된다. 그리고 산화 베릴륨은 아주 단단하고 녹는점이 높으며, 전기 부도체이면서 좋은 열 전도체이기 때문에, 흔히 고출력 트랜지스터 기판으로 사용된다. 그리고 베릴륨 화합물들은 한 때는 형광등 관으로 사용되기도 하였으나, 아래에서 소개되는 베릴륨증 때문에 생산이 중단되었다.
베릴륨은 원자번호가 작아 X-선이나 다른 고에너지 입자를 잘 투과시켜, X선관의 창 등의 실험장치에 사용된다. <출처: (CC)Deglr6328 at Wikipedia.org> |
베릴륨은 고성능 스피커의 떨림판 재료로 사용된다. <출처: gettyimages> |
베릴륨의 독성
베릴륨 금속 및 이의 화합물은 아주 독성이 강하다. 베릴륨이 들어있는 먼지나 화합물 증기에 노출된 사람의 상당 수(약 20%까지)가 만성 알레르기성 폐질환을 나타낸다. 폐에 염증을 일으키는 베릴륨증(berylliosis) 증상이 나타나는 시기는 노출 후 몇 주에서 몇 십년까지 사람에 따라 다르다. 이 병은 대부분 베릴륨 광산 노동자나 베릴륨 화합물을 포함하는 형광등에 노출된 사람에게서 나타나는 직업성 폐질환이다. 베릴륨의 독성은 Be2+의 강한 배위 능력으로 인해 Mg2+로 활성화되는 효소에서 Mg2+를 Be2+가 치환시키는 것에 기인된다고 여겨지고 있다.
따라서 베릴륨은 여러 용도에 적합한 아주 좋은 특성을 가진 원소이긴 하지만, 독성이 커서 가급적 사용을 피해야 하고, 사용시에는 엄격한 작업 환경을 마련하여 지키고, 베릴륨이 들어있는 각종 제품도 엄격하게 관리되어야 할 것이다.
- 수치로 보는 베릴륨
베릴륨의 지각에서의 존재량은 무게 비로 약 2ppm(암석에서의 농도는 4~6ppm)이다. 표준원자량은 9.0122g/mol이다. 전자배치는 1s22s2이다. 녹는점은 1287oC이고, 끓는점은 2472oC로 높다. (참고로 Be 다음의 2족 원소인 마그네슘의 녹는점과 끓는점은 650oC와 1090oC이다.) 첫 번째 및 두 번째 이온화 에너지는 각각 899.4kJ/mol과 1759.1kJ/mol로 2족 원소 중에서 가장 크다. 실온에서의 밀도는 1.85g/cm3으로 가벼운 금속이다. 25oC에서 비열은 1.82J·g-1·K-1(0.435cal·g-1·K-1)로 크다. 모스 경도는 5,5로 구리의 3보다 월등히 크며, 25oC에서 열팽창계수는 11.3μm·m-1·K-1로 구리의 16.5μm·m-1·K-1 보다 월등히 작다. 전세계 생산량은 1998에는 344톤이었으나, 2008년에는 200톤으로 줄었다. 이중 대부분이 미국에서 생산된다. - 2족(알칼리 토금속족) 원소
베릴륨, 마그네슘(Mg), 칼슘(Ca), 스트론튬(Sr), 바륨(Ba), 라듐(Ra)이 이에 속한다. 2족을 2A족이라 하기도 한다. 알칼리 토금속이라 할 때는 보통 베릴륨과 마그네슘을 뺀 나머지 원소들을 일컫는다.글 박준우 / 이화여대 명예교수(화학)
서울대학교 화학과를 졸업하고 템플대학교에서 박사학위를 받았다. 오랫동안 이화여대에서 화학을 연구하고 가르쳤다. 저서로 [인간과 사회와 함께한 과학기술 발전의 발자취]와 [아나스타스가 들려주는 녹색화학 이야기] 등이 있고, 역서로 [젊은 과학도에 드리는 조언] 등이 있다.
원본 위치 <http://navercast.naver.com/contents.nhn?contents_id=6153&path=|453|489|&leafId=638>
노벨화학상을 수상한 미국의 제라시(C. Djerassi, 1923~)교수와 호프만(R. Hoffmann, 1937~)교수가 공동 집필한 과학연극 [산소]가 국내에서도 수 차례 성공적으로 공연되었다. 이 연극은 노벨상 100주년이 되는 2001년에 노벨상이 시상되기 이전에 화학분야에서 이루어졌던 가장 중요한 업적을 찾아 '거꾸로 노벨상'을 수상하기로 하고, 대상 업적과 수상자를 선정하기로 한 것으로 시작된다. 노벨상위원회는 산소 발견을 수상 업적으로 한다는 것에는 쉽게 동의한다. 그러나 누구를 산소 발견자로 할 것인가에 대해서는 의견 일치를 보지 못한다. 연극은 산소 발견 당시 상황으로 돌아가 발견의 공로를 차지하기 위한 과학자들의 노력과 경쟁을 전개한다. 왜 산소 발견이 노벨상 시상 이전에 화학 분야에서 이루어진 가장 중요한 업적인가? 산소 발견의 과정이 연극의 소재가 될 만큼 복잡하고 극적인가? 산소의 성질은 어떤 것이며, 어디에 이용되는가? 공기의 20%를 차지하는 산소를 둘러싼 이 질문들에 대한 답을 찾아 보자.
원자 번호 8번, 산소
산소
(Oxygen, 원소기호 O, 원자번호 8)는 지구 표면에 있는 원소 중 무게로 양이 가장 많은 원소이다. 무게 비로 대기의 23%, 암석권의 46%, 수권(水圈: hydrosphere)의 85% 이상(바닷물은 약 85.8%, 순수한 물은 88.8%)이 산소이다. 우주에서는 수소와 헬륨 다음으로 많은 원소이다. 산소는 거의 모든 원소와 결합하여 기체 또는 고체의 산화물을 만든다. 대기 중에서는 주로 이원자 분자인 O2기체로 존재한다. 산소는 생물체의 구조를 이루는 대부분의 분자에 포함되어 있으며, 호흡에 필수적이다. 동소체로는 보통 산소라 불리는 O2와 이보다 반응성이 큰 오존(ozone: O3)이 있다. 이들을 명확하게 구분하기 위해 O2를 이산소(dioxygen), O3를 오존 또는 삼산소(trioxygen)라 부르기도 한다.
생명의 기체. 원자번호 8번, 산소 . |
산소의 원소 정보. |
산소의 발견
산소는 1772~1774년에 셸레(C. Scheele, 1742~1786)와 프리스틀리(J. Priestley, 1733~1804)에 의해 각각 독립적으로 발견되었다. 셸레는 1772년에 산화 수은(HgO)이나 여러 질산염들을 가열하여 무색, 무취의 기체를 얻었으며, 이 기체가 일반 공기보다 연소를 더 잘 촉진시킴을 발견하였다. 그는 이 기체를 '불 공기(fire air)'라 불렀는데, 이 발견을 기술한 책의 원고를 1775년에 출판사에 보냈으나 책은 1777년까지 출판되지 않았다.
프리스틀리는 1774년에 산화 수은에 빛을 쪼여 산소를 얻었으며, 산소의 여러 성질을 조사하고 그 결과를 1775년에 논문으로 발표하였다. 그는 이 기체를 당시 유행했던 화학이론인 플로지스톤(Phlogiston)설에 적용하여, '탈플로지스톤 공기'라 불렀다. 발견은 셀레가 먼저 하였으나, 프리스틀리가 먼저 발표하였기 때문에 산소 발견의 공적은 보통 프리스틀리에게 주어진다.
1772년, 프리스틀리보다 먼저 산소를 발견한 것으로 알려진 셸레. |
프리스틀리는 1774년 산화 수은에 빛을 쪼여 산소를 얻었고, 1775년 논문으로 발표한다. 발견은 셀레가 먼저 하였으나 프리스틀리가 먼저 발표하였기 때문에 산소 발견의 공적은 프리스틀리에게 주어진다. |
라부아지에(A. Lavoisier, 1743~1794)는 물질이 타는 것, 그리고 금속이 녹슬고 재로 변하는 것은 모두 산소와 반응하는 것이고, 이 과정에서 반응 전후의 질량 변화는 없다는 것을 발견하였다. 이처럼 연소과정이 명확히 밝혀짐으로써 플로지스톤설은 폐기되었다. 라부아지에는 음식물의 소화 과정에서도 이런 연소가 천천히 일어난다는 사실을 알아냈으며, 일반 공기는 연소와 호흡에 필수적인 '생명의 공기(vital air: 산소)'와 그렇지 않은 '무생명의 공기(azote: 질소)'가 혼합된 것임을 밝혔다. 1777년에 그는 '생명의 공기'를 산(酸: acid)의 독특한 맛인 신맛(oxys)을 만들어 내는 것(genes)이란 뜻으로 oxygen(산소)이라고 다시 명명하였는데, 이는 산소가 모든 산의 구성 성분인 것으로 잘못 알고 한 것이다.
원자구조와 원자 성질
산소 원자는 8개의 양성자와 8개의 전자(전자배치: 1s22s22p4)를 갖고 있다. 16O의 이온화 에너지는 1315.5kJ/mol이다. 산소 원자의 전기 음성도는 3.5로 플루오르(불소, F) 다음으로 높다. 이 때문에 플루오르를 제외한 다른 원자와의 공유결합에서 산소는 부분 음전하를 갖는다.
자연 상태에서 산소는 3가지 동위원소(16O, 17O, 18O)로 존재하는데, 이중 16O이 산소 총 원자수의 99.762%를 차지하며, 17O과 18O은 각각 0.038%와 0.200%이다. 산소는 14 가지 방사성 동위원소가 알려져 있는데, 이중 반감기가 가장 긴 것이 15O로 122.24 초이다. 16O보다 가벼운 동위원소는 양전자를 내어놓으면서 질소(N)로, 그리고 18O보다 무거운 동위원소는 β- 입자(전자)를 내어 놓으면서 플루오르(F)로 전환된다.
산소 원자의 선스펙트럼.
원소 성질
산소의 가장 안정한 원소 상태는 이산소(O2) 분자이다. 1기압에서 O2의 녹는점은 -218.79oC(54.36K)이고, 끓는점은 -182.95oC(90.20K)이다. O2는 이중결합을 하고 있으며, 해리에너지는 493.4kJ/mol이다. 이는 삼중결합을 갖는 질소(N2)의 945.4kJ/mol보다는 많이 적지만, 단일 결합을 갖는 플루오르(F2)의 158.8kJ/mol보다는 월등히 크다.
산소는 물에 비교적 잘 녹는다. 25oC, 1기압에서 공기와 평형을 이루고 있는 순수한 물 1L에 녹아있는 산소의 양은 표준 상태 부피로 순수한 물에서는 부피로 6.04mL이고, 바닷물에 대해서는 4.95mL이다. 5oC 물에서는 이보다 약 50%가 크다. 수중 생물은 이 용해된 산소를 호흡하여 생명을 유지한다. 유기 용매에는 물에서보다 더 잘 녹는다.
O2는 물질이 외부 자기장에 끌리는 성질인 상자기성(상자성, paramagnetism)을 보인다. 이는 이원자 기체 중에서는 유일한 것으로, 1848년에 패러데이(M. Faraday, 1791~1867)에 의해 처음 발견되었다. 이 성질은 'O2 분자의 바닥 상태는 2개의 짝짓지 않은 전자를 갖는 삼중항(triplet) 상태'라는 분자 궤도이론의 결과로 설명된다.
O2 분자의 에너지가 낮은 들뜬 상태는 단일항(일중항, singlet) 상태이다. 두 개의 단일항 상태가 있는데, 이들은 삼중항 바닥 상태보다 에너지가 각각 94.72kJ/mol와 157.85kJ/mol만큼 더 높다. 삼중항-단일항 상태 전이는 각각 631.2nm와 473.7nm의 빛을 흡수하면 일어난다. 이 때문에 액체 산소는 약한 푸른색을 띤다. 단일항 산소는 식물의 광합성 과정, 오존의 광분해, 면역계 등에서 생성되며, 삼중항 산소보다 유기화합물에 대한 반응성이 월등히 큰 유해 산소이다. 광합성 생물에서는 카로티노이드 색소가 단일항 상태의 에너지를 흡수하여 바닥 상태로 전환시킴으로써 조직에 대한 유해성을 제거하는 역할을 한다.
산소는 물에 비교적 잘 녹는 특성을 가지고 있는데, 수중 생물은 이 용해된 산소를 호흡하여 생명을 유지한다. <출처: gettyimages> |
1848년 패러데이는 산소 분자 O2의 상자기성을 발견하였다. 액체 산소의 흐름이 외부 자기장에 영향을 받아 한쪽으로 휘는 모습. |
오존: 산소의 동소체
오존(O3)은 산소의 삼원자 동소체이다. 오존은 특이한 자극성 냄새가 나며, 푸른색을 띤다. 분자구조는 굽은 형태이다. 오존(ozone)이란 이름은 그리스어로 냄새가 나는 것이란 뜻에서 지어졌다. 이산소(O2)와는 달리 반자기성이고, 폐 조직에 유해하다.
오존은 대기의 성층권에서 자외선에 의해 O2가 분해되어 생성된 산소 원자와 이산소 분자가 결합하여 생성된다. 오존은 220~290nm 영역의 자외선을 강하게 흡수하기 때문에, 성층권의 오존층은 태양에서 오는 자외선으로부터 지구를 보호하는 역할을 한다. 냉매 등으로 사용된 염화플루오르화탄소화합물(CFC)을 비롯한 여러 플루오르화 화합물이 오존층을 파괴하는 것으로 밝혀져 이들의 사용이 금지되었다. 지구 표면에서의 오존은 생명계에 해로운 공해물질로, 광화학적 스모그 과정에서 생성된다. O2 기체를 전기방전시키거나 자외선을 쪼여 오존을 인공적으로 만들 수 있다. 오존은 산성 용액에서는 빠르게 O2 분자와 산소원자(O)로 분해되나, 알칼리 용액에서는 비교적 안정하다. 오존은 알칼리 금속과 MO3형식의 오존화물을 생성하며, 불포화 유기화합물과도 쉽게 반응한다. 오존은 소독, 식품의 멸균, 수도물의 정수, 산업 폐기물의 처리, 하수에서 나오는 악취를 제거하는데 사용된다. 산소 화합물
산소는 거의 모든 원소와 산화물을 만든다. 물(H2O), 이산화탄소(CO2), 지각의 암석과 대부분의 광물이 산화물이다. 석회석, 규산염, 황산, 질산, 인산 등도 산소를 포함하고 있다. |
1978년, 미국과 캐나다, 노르웨이는 오존층 파괴의 원인으로 여겨진 CFC를 포함하는 에어로졸 스프레이를 금지했다. CFC가 금지되지 않았을 경우 연도별 지구 오존층의 농도 변화 예측. |
많은 친숙한 유기화합물들도 산소를 구성 성분으로 하고 있는데, 알코올(ROH), 에테르(ether, ROR'), 에스터(ester, RCOOR'), 카복실산(RCOOH) 등이 그 예이다. 산소는 또한 전이 금속의 리간드(ligand)로 작용하여, 금속-O2 결합을 형성한다. 헤모글로빈의 헴(heme)의 중심에 있는 철과 산소의 결합은 인체 호흡과 밀접하게 연관된다.
거의 모든 화합물에서 산소의 산화 상태는 -2이다. 수소, 알칼리 금속, 알칼리 토금속들과 간혹 산화물 이외에 M2O2(알칼리 토금속의 경우 MO2) 형태의 과산화물(peroxide)을, 그리고 포타슘(K), 루비듐(Rb), 세슘(Cs) 등의 금속과는 MO2 형태의 초과산화물(superoxide)을 생성하기도 한다. 산소의 산화수는 과산화물에서는 -1이고, 초과산화물에서 -1/2이다. 그리고 오존화물에서는 -1/3이다. 산소의 산화수가 양(+)인 경우도 있는데, 그 대표적 예가 OF2이며, 이는 2% NaOH 수용액과 플루오르 기체를 반응시켜 얻는다.
2F2 + 2 NaOH → OF2 + 2NaF + H2O
OF2는 강한 산화제이며, 다른 여러 가지 플루오르화 화합물들을 만드는데 사용된다. OF2에서 산소의 산화수는 +2이다. 산소의 산화수가 +1인 화합물로는 O2F2를 들 수 있다.
산소의 실험실적 제조 방법
소량의 산소를 실험실에서 제조하고자 할 때는, 물을 전기분해 시키거나, 산소 화합물을 촉매 존재 하에서 분해시켜 얻을 수 있다. 예로, 과산화수소(H2O2) 수용액을 촉매 존재 하에서 분해시키면 물과 산소가 얻어진다. 여러 산소산 염들은 가열하면 산소를 내놓으면서 분해되는데, 가장 편리하게 사용되는 것이 염소산 포타슘(KClO3)이다. 이는 400~500oC에서 분해되나, 촉매로 이산화망가니즈(MnO2)를 첨가하면 분해온도가 150oC로 낮아진다.
2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2
현재 대부분의 산소는 공기로부터 분리하여 강철 실린더에 담아 필요한 곳에 편리하게 공급된다. 따라서 특별한 경우가 아니면, 구태여 실험실에서 제조할 필요는 없다.
산소의 공업적 생산
년간 1억 톤 이상의 산소가 각종 산업에 사용하기 위해 공기로부터 분리되어 생산되고 있다. 산소를 분리하는데 가장 많이 사용되는 방법은 액화 공기를 분별 증류하는 것으로, 산소보다 끓는점이 낮은 질소(끓는점 -195.8oC, 77.36 K)가 먼저 증류되어 나오고 산소는 액체로 남아 분리된다. 또 다른 방법은 질소를 흡착하는 제올라이트 분자체(zeolite molecular sieve)를 사용하는 압력순환흡착(Pressure Swing Adsorption, PSA)법이다. 이 방법은 비냉각법으로, 사용 비중이 점차 커지고 있다.
산소는 선철을 강철로 만드는 제강 공정에서 사용된다. 선철 내의 탄소, 규소, 인 및 기타 불순물들을 산화시켜 제거하고, 탄소 함량을 낮추는 데 산소가 사용된다.<출처: (CC)Jean-Pol GRANDMONT at Wikipedia.org>. |
산소는 인간이 호흡할 수 있는 공기가 제한된 환경, 즉 바다나 우주에서의 활동을 위해 사용되기도 한다. <출처: gettyimages> |
산소의 이용
공업적으로 생산된 산소의 50% 이상은 제철 공정에서 선철(pig iron)을 강철로 만드는데 사용된다. 선철 무게의 5~10%를 차지하는 탄소, 규소, 인 및 기타 불순물들을 산화시켜 제거하고, 탄소 함량을 낮추는데 산소가 사용된다. 그리고 생산된 산소의 약 25 %는 화학공업에서 사용된다. 예로, 에틸렌을 O2와 반응시켜 산화에틸렌(ethylene oxide)을 얻는다. 산화에틸렌은 에틸렌 글리콜로 전환되어, 부동액으로 사용되거나 에스테르(에스터) 등 다른 여러 화학 제품을 얻는데 이용된다.
산소는 이 밖에도 산소 호흡기 등 의학적 용도, 잠수부, 고산 등산가, 우주인에 대한 산소 공급, 산소-아세틸렌 불꽃을 이용한 금속의 절단과 용접, 물 처리 등에 사용된다. 또한 로켓에서 추진력을 얻기 위한 연료의 산화제로도 사용된다.
산소와 생명 현상
산소는 녹조류, 남조류, 식물의 산소성 광합성 과정에서 생성된다. 지구상에서 남조류에 의한 산소 생성은 약 25억년 전에 시작되었으며, 이에 의해 대기 중에 산소가 축적되었다. 산소가 생성, 축적됨으로써 지구 대기는 환원성에서 산화성으로 변화게 되었다. 지구에서 생성되는 산소의 약 70 %는 해양 조류 및 식물에 의해 생성된다. 광합성 과정은 다음과 같이 나타낼 수 있다.
6 CO2 + 6 H2O + 빛 → 포도당 (C6H12O6) + 6 O2
모든 호기성 생명체의 세포 호흡에는 산소가 필수적이다. 호기성 세포 호흡에서는 위의 광합성 과정의 역반응이 일어나며, 이때 빛 대신 많은 양의 에너지(포도당 1g 당 16kJ)가 방출된다. 이 에너지는 고에너지 화합물인 ATP로 저장되고, ATP는 다른 생체 내 반응을 일으키는 에너지원으로 이용된다. 생물계의 조개 껍질, 치아, 뼈의 주성분도 산소 화합물이다. 산소는 또한 단백질, 핵산, 지방, 탄수화물 등 생체 구조를 이루는 거의 대부분 분자의 구성 성분이다. 생명체에서는 과산화 이온이나 과산화 수소와 같은 반응성이 큰 활성 산소가 생성되는데, 이들은 효소에 의해 분해된다. 고등 생물의 일부 면역계에서는 과산화물, 초과산화물, 단일항 산소 등을 만들어 침입된 유기체를 파괴하기도 한다. 물 분자는 이에 포함된 산소의 동위원소에 따라 질량에 다르다. H216O는 H218O보다 가볍고, 따라서 보다 빠르게 증발되며 극 지역으로 이동한다. 증발 속도의 차이는 온도가 낮을수록 크다. 따라서 지구의 온도가 낮을수록, H218O 분포는 바닷물에서 많아지고, 대기 중에는 적어진다. 고기후학에서는 해양 퇴적물이나 빙산 깊숙이 있는 얼음의 산소 동위원소 비를 구하여 과거의 지구 온도를 알아내기도 한다. |
산소는 식물의 엽록체에서 일어나는 광합성 작용을 통해 생성된다. <출처: (CC)Kristian Peters at Wikipedia.org> |
- 수치로 보는 산소
산소는 우주에서 3번째로 풍부하며, 지구 표면에서 무게비가 가장 큰 원소이다. 무게 비로는 대기의 23%(부피 비로는 20.95%), 암석권의 46%, 수권의 85% 이상을 차지한다. 대기 중에서는 주로 무색, 무취의 이원자 분자 기체인 O2로 존재하며, 밀도는 0oC, 1기압에서 1.429g/L이다. 표준원자량은 15.999g/mol이다. 녹는점은 -218.79oC(54.36K)이고, 끓는점은 -182.95oC(90.20K)이며, 임계점은 –118.56oC(154.59K), 50.5bar이다. 전자배열 1s22s22p4이며, 이온화 에너지는 1315.52kJ/mol이다. O2의 바닥 상태는 삼중항 상태이며, 낮은 에너지의 들뜬 상태는 두 개의 단일항 상태인데, 이들의 에너지는 삼중항 상태에 비해 94.72와 157.85 kJ/mol만큼 높다. 이는 파장이 631.2nm와 473.7nm인 빛의 에너지에 해당된다. 매년 1억톤 이상이 공기에서 분리되어, 제철공업, 화학공업, 용접, 치료 등에 사용된다.글 박준우 / 이화여대 명예교수(화학)
서울대학교 화학과를 졸업하고 템플대학교에서 박사학위를 받았다. 오랫동안 이화여대에서 화학을 연구하고 가르쳤다. 저서로 [인간과 사회와 함께한 과학기술 발전의 발자취]와 [아나스타스가 들려주는 녹색화학 이야기] 등이 있고, 역서로 [젊은 과학도에 드리는 조언] 등이 있다.
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