산소와 이산화탄소의 성질(특징)

[예진]

이산화탄소[二酸化炭素, carbon dioxide]

이산화탄소는 무색, 무취의 기체로 압력을 가하면 쉽게 액화된다.

이를 더 압축하면 고체상태인 드라이아이스를 만들 수 있는데,

상온, 상압에 드라이아이스를 놓아두면 승화되어 기체로 날아간다.

이산화탄소는 물에 약간 녹아 탄산이 되어 약한 산성용액을 만든다.

기체의 용해도는 압력을 높이고 온도를 낮출수록 올라가기 때문에

탄산음료를 만들 때는 낮은 온도와 높은 압력을 주어 이산화탄소를 녹인다.

탄산음료를 마셨을 때 따가운 느낌이 나는 것은,

물 속에 탄산의 형태로 녹아 있는 이산화탄소가,

낮은 압력과 높은 온도의 환경 때문에 용해도가 떨어져

기화되어 날아가면서 입 속을 자극하기 때문이다.

이산화탄소는 수산화칼슘과 반응하여 흰색의 앙금인 탄산칼슘을 만들기 때문에,

수산화칼슘을 물에 녹인 용액인 석회수에 이산화탄소를 통과시키면

용액이 뿌옇게 흐려진다.

그래서 이산화탄소를 검출하는 데에 석회수를 많이 이용한다.

이산화탄소는 공업적으로 석회석에 산을 가하거나 석회석을 가열하면 얻어진다.

알코올과 같은 탄소화합물이 연소할 때 물과 함께 생성되기도 하며

생물체가 유기물을 분해하는 과정에서도 만들어진다.

생명체는 호흡을 통해 유기물을 분해하면서 생활에 필요한 에너지를 얻는데,

이때 이산화탄소가 만들어지고 날숨을 통해 다시 공기 중으로 배출된다.

촛불을 끌 때 입김을 부는 이유가 바로 여기에 있다.

날숨에 들어 있는 다량의 이산화탄소가 초와 산소가 접촉하는 것을 방해해

더이상 연소가 진행되지 못하고 촛불이 꺼지는 것이다.

이산화탄소의 성질

무색·무취(無臭)의 기체로, 비중은 공기 1에 대하여 1.529, 승화점 －78.50℃이다.

상온(常溫)에서는 약간 비활성인 기체이나, 고온에서는 다른 물질과 반응하여,

예를 들면 알칼리 금속이나 알칼리 토금속에 의해 포름산이나 일산화탄소로 변한다.

또, 철 등과도 고온에서 반응하여 일산화탄소로 변하는 경우가 많다.

물에 잘 녹으며, 물 1ℓ에 대하여 0℃에서 1.71ℓ,

20℃에서 0.88ℓ, 40℃에서 0.53ℓ 녹는다.

물에 녹은 것을 탄산이라고 한다.

물 속에서는 일부 해리(解離)하여 산성을 띤다.

석회수 Ca(OH)₂에 이산화탄소를 통하면 탄산칼슘 CaCO₃를 생성하고

백색으로 탁해진다.

Ca(OH)₂＋CO₂ → CaCO₃＋H₂O

이산화탄소를 계속해서 통하면 중탄산칼슘 Ca(HCO₃)₂를 생성하여 녹고,

액체는 투명해진다.

CaCO₃＋CO₂＋H₂O → Ca(HCO₃)₂

이것은 다른 기체에서는 볼 수 없는 특성이며,

종유동(鍾乳洞)의 종유석도 이 반응에 의해서 생긴다.

또, 수산화알칼리와 반응하여 탄산염을 생성한다.

이산화탄소의 제조법

실험실에서는 석회암 CaCO₃에 염산 HCl이나 황산을 작용시키는 방법이 쓰인다.

CaCO₃＋2HCl → CaCl₂＋H₂O＋CO₂↑

그밖의 탄산염·중탄산염 등에 무기산을 작용시켜도 생긴다.

공업적으로는 생석회 제조시의 석회암의 가열분해에 의한 부산물로서 얻거나,

유기물의 연소시에 발생하는 기체로부터 회수하거나,

알코올 발효시의 부산물로서 얻는다.

이산화탄소의 용도

물에 녹여 만든 액화탄산은 청량음료로 사용되고,

조연성(助燃性)이 없는 것을 이용하여 소화제(消火劑)로 사용된다.

이산화탄소를 단열팽창하여 얻는 고체 드라이아이스를 냉동제로 사용한다.

호흡 흥분약으로 호흡중추를 자극하여 흡기작용을 일으킨다.

또, 사람이 5% 이상의 이산화탄소에 장기간 노출되면 의식을 잃거나 사망한다.

산소[酸素, oxygen]

주기율표 16족에 속하는 원소로 지구상에 가장 많이 존재하는 원소이다.

상온에서 이원자 분자로 존재하며 반응성이 커서

모든원소와 반응하여 산화물을 만든다.

세 개의 산소원자로 이루어진 오존은 전혀 다른 성질을 띠며,

태양의 자외선을 차단하는 역할을 한다.

원소기호 O

원자번호 8

원자량   15.9994 (약 16)

녹는점   -218.4℃

끓는점   -182.96℃

비중     1.4289

산소는 지구상에 가장 많이 존재하는 원소이다.

산소의 발견자는 영국인 조셉 프리스틀리(1774년에 발견)와

스웨덴인 칼 빌헬름 셸레(1773년에 발견)라는 두 사람으로,

1년 먼저 산소를 발견한 셸레보다는 실험결과를 발표하고

새로운 '공기'라고 명명하면서 독특한 성질을 보고한

프리스틀리의 공로가 더 크다 할 수 있다.

프리스틀리는 이 새로운 공기를 라부아지에에게 알렸고,

라부아지에는 계속된 실험을 통해 이 독특한 기체가 새로운 원소라고 인정하면서

1778년 '산소'라는 이름을 붙였다.

Oxygen이라는 이름은 그리스어의

'신맛이 있다'는 뜻의 oxy와 '생성된다'는 뜻의 gennao를 합해서 만들었다.

라부아지에의 산소기체의 규명은 한 세기에 걸쳐 과학을 지배해온

연소설의 근간인 '플로지스톤설'을 뒤집고 새로운 과학을 여는 계기가 되었다.

산소분자(O₂)

분자량 32g이다. 산소는 상온에서 이원자 분자로 존재한다.

산소분자(O₂ )는 색, 맛, 냄새가 없고 물에 조금 녹는

공기보다 약간 무거운 기체이다.

공기 중 전체 부피의 산소기체 자체는 타지 않지만

다른 물질이 타는 것을 도우며

반응성이 매우 커서 비활성 원소를 제외한

모든 원소와 반응하여 산화물을 만든다.

어떤 물질이 빛과 열을 내면서 격렬하게 산소와 반응하는 연소(燃燒)는

빠른 산화의 일종이며, 철

과 같은 금속이 습기가 있을 때 공기 중의 산소와 결합하여 부식되는 것은

느린 산화로 볼 수 있다.

산소는 대부분 녹색식물의 광합성에 의해서 만들어지며

공기 중의 산소가 16% 이하가 되면 생명체는 위험해진다.

실험실에서는 염소산칼륨에 이산화망간을 넣고 가열하거나

과산화수소에 이산화망간을 가하여 산소를 얻는다.

2KClO₃( + MnO₂) → 2KCl＋3O₂

2H₂O₂( + MnO₂) → 2H₂O＋O₂

산소(O)는 대기 중에 세 종류의 동위원소가 존재한다.

조성은 16O : 99.762%, 약 21％를 차지하며 질소기체(78%) 다음으로 많다.

17O : 0.038%, 18O : 0.2%로 원자량 16인 산소가 대부분을 차지한다.

또한, 세 개의 산소원자로 이루어진 오존(0₃)은

산소기체와 동소체(allotrope) 관계이며

산소기체와 오존은 동일한 원소로 이루어져 있지만 전혀 다른 성질의 물질이다.

공기오염으로 인해 지표면 부근에 오존의 양이 많아지면 '오존주의보'가 발령되는데,

대기권 밖의 오존과 달리 지표면 가까이에 존재하는 오존은

호흡기와 폐에 좋지 않은 영향을 미치는 것으로 알려져 있다.

산소의 역사

산소는 스웨덴의 K.W.셸레와 영국의 J.프리스틀리에 의하여

각각 독립적으로 발견되었다.

셸레는 1772년 잘게 부순 연망간석을 진한 황산에 녹이고 가열하여

산소를 얻는 데 성공하였다.

프리스틀리는 1774년에

집광(集光)렌즈로 태양광선을 모아 적색산화수은에 쬐어 산소를 얻었다.

그러나 셸레는 실제로 산소를 얻었으면서도

이것과 플로지스톤설(說)과의 조화 통일을 시도하여 올바른 판단을 못하였다.

한편, 프리스틀리도 그가 만든 기체가 물에는 불용성이고,

격렬한 지연성(支燃性), 호흡을 돕는 등의 성질을 확인하였지만,

연소가 분해작용이라는 플로지스톤설에서 벗어나지 못하고

중대한 실험결과를 살리지 못하였다.

그 후 프랑스의 A.L.라부아지에는 프리스틀리의 연구를 충분히 검토하여

프리스틀리가 한 실험을 반대로 실시하였는데,

밀폐기 속에서 수은을 가열하여 적색 물질을 만들어 공기의 부피 감소를 보고,

다음에 이 적색 물질을 꺼내어 가열하고 생긴 기체가 지연성이 있는 것을 발견하여

플로지스톤설과는 다른 새로운 연소설(燃燒說)을 수립하였다.

또 1783년, 수증기를 가열한 철의 충전물에 통과시켜 물의 분석을 실시하였는데,

라부아지에는 이 새로운 기체 속에서 연소생성물의 대부분이

산의 성질을 가지는 사실에서 그리스어의 ‘신맛이 있다’는 뜻의 oxys와

‘생성된다’는 뜻의 gennao를 합쳐 oxygène이라고 이름 붙였다.

산소의 발견은 화학사상(化學史上) 대단히 중요한 사건이었으며,

그 때까지 유물론의 관점에서 이론을 세우려 해도 플로지스톤설에 의하여

관념론에 빠져버리던 화학이 산소의 발견에 의하여

참된 유물론으로 탈피하는 실마리를 얻었다고 할 수 있다.

산소의 성질

산소는 상온·상압에서는 무색·무미·무취의 기체이다.

2원자분자 O₂로 이루어지며 표준상태에서 1ℓ의 무게는 1.429g,

물 1부피에 대하여 0℃에서 0.0491부피, 20℃에서 0.0311부피가 녹는다.

임계온도 －118.8℃, 임계압력 49.7atm이다.

액체·고체에서는 담청색을 띠며,

액체의 비중 1.118(－183℃), 고체의 비중 1.416(－252.5℃)이다.

상자성(常磁性)이기 때문에 산소분자 O₂는 단순한 이중결합이 아니고

1개의 단결합과 2개의 3전자결합으로 되어 있다고 생각된다.

O－O의 평균거리는 1.208 이다.

공기 중에서 무성방전(無聲放電)을 하거나, 원자외선을 조사하면

동소체인 오존 O₃이 생성된다.

또 산소를 강하게 가열하면,

예를 들면 3,000℃에서는 원자상태의 산소를 약 6% 생성한다.

대단히 활발한 원소로 비활성기체의 일부(헬륨·네온·아르곤)를 제외하면

모든 원소와 화합물을 만들며, 극히 많은 원소와 직접 반응한다.

예를 들면, 탄소·황·인 등 많은 홑원소물질은 공기 중이라도 산소와 반응하여

연소하는데, 산소 속에서는 더 격렬하게 연소하여 산화물을 만든다.

또 알루미늄·철·구리 등도 선 또는 분말로 반응시키면 빛을 내면서 탄다.

다만 비활성기체·할로겐이나 백금·금 등의 귀금속과는 직접 반응하지 않는다.

동·식물의 생활과 밀접한 관계가 있으며,

산소의 존재 없이 동물은 생명을 유지할 수 없다.

또 많은 원소와 화합물을 만드는 사실로부터

1966년까지 원자량의 기준을 산소로 하고 그 원자량을 16.0000으로 하였으나,

현재는 탄소 12 ¹²C를 기준으로 하기로 개정되었다.

산소의 제조법

공업적으로는 액체공기의 분별증류,

또는 공기의 분별액화(分別液化)가 널리 사용되며, 물의 전기분해도 사용된다.

공기 액화에는 공기의 단열팽창이 사용되며 이것을 분류함으로써

산소와 질소를 동시에 얻을 수 있으므로

질소에 의한 암모니아 합성 등과 함께 이용된다.

물의 전기분해에서는 보통 수산화나트륨

또는 수산화칼륨수용액을 철전극과 격벽을 써서 전기분해한다.

이 방법은 산소와 함께 수소를 얻으며

오히려 수소 제조의 부산물이라 할 수 있어서

수소가 필요하지 않을 때는 사용하지 않는다.

실험실에서 순수한 산소를 얻기 위해서는

이산화망간을 촉매로 하여 과산화수소수를 분해하거나,

황산 산성으로 과산화수소수에 과망간산칼륨 수용액을 떨어뜨리거나

또는 과망간산칼륨을 진공 중에서 가열 ·분해시키는 방법을 사용한다.

산소의 용도

산소는 각종 화학공업·야금(冶金) 등에서 대량으로 사용된다.

암모니아 합성, 그밖의 합성화학공업에서의 원료가스 제조에,

특히 철강 관계 노공업(爐工業)에서 사용량이 많다.

그밖에 산수소염(酸水素炎)·산소아세틸렌염 등으로

금속의 용접·절단 등, 액체산소 폭약·흡입·로켓추진제 등의 용도도 많다.

운반용에는 액체산소가 주로 사용되며,

의약용 산소흡입에서는 50부피%로 해서 쓰인다