드디어 시간이 나네요 12.마그네슘 올립니다.

[정승호]

불꽃놀이, 소이탄, 그리고 전자식 플래시가 나오기 전에 사용되었던 사진 플래시 등에서 나오는 아주 밝은 흰빛은 무엇으로 얻을까? 제 1차 및 2차 세계대전 때 사용되었던 독일 항공기의 주된 금속 재료는 무엇일까? 아주 가벼우면서도 단단한 자동차 부품과 노트북 컴퓨터 케이스는 무엇으로 만들까? 이들 물음에 대한 답은 마그네슘이다. 마그네슘 화합물은 제산제와 변비약(완하제) 등으로도 사용된다. 마그네슘 이온은 엽록소 분자의 중심에 위치하며, 수많은 효소들이 제 기능을 다하기 위해 꼭 필요하다. 이렇게 유용한 마그네슘에 대해 보다 자세히 알아보기로 하자.

원자번호 12번, 마그네슘

마그네슘(magnesium)은 원자번호 12번의 원소로, 원소기호는 Mg이다. 칼슘(Ca), 스트론튬(Sr), 바륨(Ba) 등과 함께 주기율표의 2족(알칼리 토금속족)에 속하는 은백색의 가벼운 금속이다. 순수한 원소(금속) 상태에서는 화학 반응성이 크다. 이 때문에 자연상태에서는 화합물로만 존재한다. 마그네슘은 지각 무게의 약 2%를 차지하는 8번째로 풍부한 원소이며, 우주에서는 9번째로 많은 원소로 여겨진다. 약 60 여종의 광물들이 마그네슘을 포함하고 있는 것으로 파악되는데, 중요 광물로는 마그네사이트(magnesite, MgCO₃), 돌로마이트(dolomite, 백운석, CaCO₃∙MgCO₃), 카널라이트(carnallite, KCl∙MgCl₂∙6H₂O) 등이 있다. 바닷물 1L에는 약 1.29g의 마그네슘 이온(Mg²⁺)이 들어 있는데, 이는 Cl^-와(19.4g/L)와 Na⁺(10.8g/L) 다음으로 많다(물을 이루는 수소와 산소는 제외할 경우).

원자번호 12번, 마그네슘. 마그네슘은 가볍고 단단하기 때문에 자동차나 항공기 부품 등에 사용된다. 사진은 마그네슘 합금 바디로 만들어진 경주용 자동차, 메르세데스 벤츠 300 SLR. <출처: (CC)LSDSL at Wikipedia.org>

마그네슘의 원소 정보.

금속 마그네슘은 보통 소금물에서 얻은 마그네슘염을 전기분해시키거나 돌로마이트를 화학적으로 환원시켜 얻는다. 금속 마그네슘은 공기에 노출되면 금속 광택을 잃게 되나, 이 때 생긴 얇은 산화마그네슘(MgO) 보호피막으로 인해 더 이상 반응하지 않고 안정하게 있을 수 있다. 그러나 가루 형태나 띠는 공기 중에서 쉽게 불이 붙는다. 마그네슘이 공기 중에서 탈 때 아주 밝은 흰색의 빛이 나오는데, 이를 이용한 것이 불꽃놀이, 조난신호, 마그네슘 사진 플래시 등이다.

금속 마그네슘의 주된 용도는 알루미늄과 합금을 만드는데 사용되는 것이다. 마그네슘 합금은 플라스틱만큼 가벼우면서도 강철만큼 단단하기 때문에 자동차나 항공기 부품, 자전거 뼈대, 노트북 컴퓨터를 비롯한 각종 휴대용 전기제품에도 사용된다. 또한 철보다 쉽게 산화되기 때문에 선박 등 철 구조물의 부식을 방지하기 위한 희생적 양극(sacrificial anode)으로 사용된다. 마그네슘은 모든 살아있는 세포에 꼭 필요하며, Mg²⁺는 생체에 들어있는 폴리인산염(예로, ATP, DNA, RNA)의 기능을 조절하는 역할을 한다. 또한 Mg²⁺는 수많은 효소들의 작용에 관여하며, 엽록소에도 들어있다. 마그네슘 화합물들은 변비약(완하제), 제산제 등 여러 의약품으로도 사용된다.

마그네슘의 발견과 명명

마그네슘이라는 원소 이름은 그리스 테살리아(Thessaly) 지역의 마그네시아(Magnesia)에서 산출되는 마그네시아석에서 유래되었다. 마그네시아석은 변성암의 일종으로, 무르고 흰색을 띤 광물이며 주성분은 활석(탈크, talc, Mg₃Si₄O₁₀(OH)₂)이다. 이밖에 과학에서 쓰이는 용어 중 마그네시아에서 유래된 것으로, 천연 자석인 마그네타이트(자철석, magnetite, Fe₃O₄, 여기서 자석의 magnet가 유래됨)와 원소 기호가 Mn인 망가니즈(Manganese)가 있다.

마그네슘이 원소라는 것은 1755년에 블랙(Joseph Black, 1728~1799)에 의해 밝혀졌다. 이후 53년이 지난 1808년에 데이비(Humphry Davy, 1778~1829) 경은 백금판 양극 위에 3:1 무게비로 섞은 마그네시아(산화마그네슘, MgO)와 산화수은(HgO) 혼합물을 올려놓고 백금선을 음극으로 하여 전기분해시켜 마그네슘/수은 아말감을 얻은 후 여기서 수은을 증발/제거하여 금속 마그네슘을 처음으로 분리하였다. 데이비는 같은 방법으로 금속 칼슘(Ca)도 분리하였다. 1831년에 뷔시(antoine Bussy, 1794~1882)는 염화마그네슘(MgCl₂)과 포타슘(K)을 유리관에 넣고 가열한 후, 염화포타슘(KCl)을 씻어내면 작은 마그네슘 알갱이가 얻어짐을 알아내었다.

조셉 블랙은 1755년 마그네슘이 원소라는 사실을 밝혔다.

험프리 데이비는 1808년 금속 마그네슘을 최초로 분리하였다.

마그네슘의 물리적 성질

마그네슘 원자는 12개의 전자를 갖고 있으며, 바닥상태의 전자배치는 네온(Ne)에 2개의 전자가 더해진 [Ne]3s²가 된다. 따라서 마그네슘 원자는 아주 쉽게 두 개의 전자를 잃고 Mg²⁺ 이온이 되고 네온과 같은 전자배치를 하게 된다. 마그네슘의 녹는점은 650^oC로 알루미늄(녹는점 660^oC)과 비슷하며, 끓는점은 1,090^oC이다. 녹는점과 끓는점은 2족 원소 중에서는 가장 낮다. 밀도는 알루미늄의 2/3, 타이타늄(티탄, Ti)의 1/3, 철(Fe)의 1/4에 불과한 가벼운 금속이다.

자연상태에서 마그네슘의 동위원소로는 ²⁴Mg(79%), ²⁵Mg(10%), ²⁶Mg(11%)가 있는데 이들은 모두 안정한 동위원소이다. ²⁶Mg는 반감기가 72만년인 ²⁶Al의 방사성 붕괴(β⁺ 붕괴)로 생성된다. 따라서 ²⁶Mg/²⁴Mg 비와 ²⁷Al/²⁴Mg 비를 비교하여 원시 운석의 생성 연대를 추정할 수 있다.

마그네슘의 선 스펙트럼.

마그네슘의 화학 반응성

마그네슘은 화학 반응성이 큰 금속으로, 대부분의 비금속 원소는 물론 물, 암모니아, 산, 알코올, 유기할로겐 화합물 등과 잘 반응한다. 그러나 공기에 노출되면 투과성이 아주 적은 산화물 보호피막을 만들어 더 이상 반응하기 어렵게 된다. 따라서 큰 덩어리로는 반응하기 어려우나, 용융 상태, 가루, 얇은 막 상태에서는 쉽게 반응한다. 이런 성질은 알루미늄과 비슷하다. 공기 중에서 발화되면 산화마그네슘(MgO)과 질화마그네슘(Mg3N2)을 생성하면서 격렬하게 탄다. 이때 많은 열이 나와 불꽃 온도가 3100 oC까지 올라 갈 수 있고, 이와 같은 높은 온도 때문에 자외선을 포함하는 밝은 흰빛이 나온다. 습한 상태에서는 할로겐 원소(X2)에 의해서도 발화되어 MgX2를 만든다. 수소(H2)와는 570 oC, 200 기압에서 MgH2를 만든다. 물과 반응하여 MgO와 H2 기체를 만들며, 이산화탄소(CO2)와도 반응하여 MgO와 탄소를 생성한다. 이 때문에 마그네슘이 타는 것을 끄기 위해서는 물이나 이산화탄소를 사용할 수 없고, 모래를 덮어 공기를 차단시키는 방법을 써야 한다.

마그네슘. <출처: (CC) Warut Roonguthai at Wikipedia.org>

Mg(s) + H₂O(ㅣ) → MgO(s) + H₂(g)
2Mg(s) + CO₂(g) → 2MgO(s) + C(s)

메틸알코올(CH₃OH)과는 200 ^oC에서 반응하여 Mg(OCH₃)₂를 생성하며, 에틸 알코올(C₂H₅OH)과는 미량의 아이오딘(I₂) 존재 하에서 실온에서도 반응한다. 높은 온도에서 암모니아(NH₃)와 반응하면 Mg₃N₂가 된다. 그리고 할로겐화 탄화수소(RX: R은 알킬 혹은 아릴기) 와 반응하여 그리냐르 시약인 RMgX를 만드는데, 이는 유기합성에서 아주 유용한 시약이다.

마그네슘은 쉽게 불이 붙는 성질을 가지고 있어, 점화기(fire starter)로 사용된다. <출처: (CC)Hiroaki Nakamura at Wikipedia.org>

공기 중에서 발화하면 자외선을 포함하는 밝은 흰빛이 나오는 마그네슘의 성질은 불꽃놀이에 이용된다.

마그네슘 화합물

여러 마그네슘 화합물들이 산업적으로 그리고 의학적으로 사용되고 있다. 양적으로 가장 많이 사용되는 것이 산화마그네슘(MgO)이다. MgO는 마그네사이트(MgCO₃)를 높은 온도로 가열하여 분해시키거나, 바닷물에서 얻는다. 바닷물에서 소금을 얻고 남은 액체 또는 정제되지 않은 천일염을 저장할 때 조해작용에 의해 얻어지는 간수(MgCl₂가 15~18 % 들어있다)에 Ca(OH)₂를 첨가하여 Mg(OH)₂의 침전을 얻고, 이를 가열하면 산화마그네슘이 얻어진다. 또한 MgCl₂를 열 가수분해시켜서도 얻는다.

MgCl₂ + Ca(OH)₂ → Mg(OH)₂ + CaCl₂
Mg(OH)₂ → MgO + H₂O
MgCl₂ + H₂O → MgO + 2HCl (450 ~ 1000 ^oC)

MgO의 녹는점은 2832 ^oC로 아주 높다. 따라서 이 화합물은 철을 비롯한 여러 금속의 제련에 쓰이는 로의 내부 벽을 이루는 내화물로 사용되며, 유리와 시멘트를 제조하는데도 사용된다.

항공기를 가볍게 하여 연료를 절약하고 배기가스를 줄이는 것이 중요시됨에 따라, 마그네슘 합금의 이용이 늘어나고 있다. <출처: sxc.hu>

MgO는 마그네시아(magnesia)라고도 불린다. 이를 물에 분산시킨 것이 마그네시아유제(milk of magnesia)이며, 이는 제산제와 변비약(완하제)으로 사용된다. MgO를 산으로 처리해서 얻는 마그네슘 염들도 여러 가지 용도로 사용된다. 엡섬염(Epsom salt)이라 불리는 황산마그네슘(MgSO4)은 목욕제, 완하제, 방부제, 비료 등으로 사용되며, 아황산마그네슘(MgSO3)은 제지공업에서 순수한 펄프를 얻는데, 인산마그네슘[Mg3(PO4)2]은 목제를 불에 잘 타지 않도록 처리하는데, 그리고 헥사플루오르규산마그네슘(MgSiF6)은 섬유의 방충처리에 사용된다. 또 다른 중요한 마그네슘 화합물은 염화마그네슘(MgCl2)이다. 이는 카널라이트(carnallite: KCl∙MgCl2∙6H2O), 간수, 바닷물에서 직접 얻을 수도 있으며, MgO를 염산(HCl)으로 처리하여 만들기도 한다. 또한 TiCl4를 800~850 oC에서 액체 Mg로 환원시켜 타이타늄을 제조하는 크롤(Kroll)법에서 부산물로 얻기도 한다.

TiCl₄(g) + 2Mg(l) → Ti(s) + 2MgCl₂(l)

MgCl₂ 무수물은 전기분해법으로 Mg을 생산하는데 이용되며, MgO을 비롯한 마그네슘 화합물의 전구물질로, 식품 보조제로, 두부와 콩 우유 제조에서 간수를 대체하는 응집제로, 그리고 의약품 등으로 사용된다. 마그네슘 화합물들은 Mg(OH)₂와 MgCO₃를 비롯한 몇 가지를 제외하고는 대부분 물에 잘 녹으며 쓴 맛이 난다.

그리냐르 시약과 반응

에테르 용매에서 분산된 마그네슘과 할로겐화 탄화수소(통틀어 RX로 표기)를 반응시키면 그리냐르(Grignard)시약이라 불리는 RMgX가 얻어진다.

RX + Mg → RMgX

이 시약은 1900년에 그리냐르(Victor Grignard, 1871~1935)에 의해 개발되었으며, 유기합성 화학에서 광범위하게 응용된다. 유기화합물과 그리냐르 시약과의 반응을 그리냐르 반응이라 하는데, 이는 작은 전구물질 분자로부터 큰 유기 화합물 분자를 만드는 중요한 수단이 되었다. 여러 가지 카르보닐 화합물과 그리냐르 시약과의 반응을 아래에 나타내었다.

카르보닐 화합물의 그리냐르 반응의 예. 그리냐르 시약은 다른 여러 범주의 화합물과도 반응하여 이들을 다른 화합물로 변환시킨다.

그리냐르는 이 공적으로 1912년 노벨화학상을 공동 수상하였다. 그는 제 1차 세계대전시 하버(F. Haber, 1868~1934)와 함께 독일의 화학전 수행에 참여하였으며, 특히 독가스 포스젠(phosgene, COCl)를 제조하고 겨자가스(mustard gas)를 검출하는 연구를 하였다.

마그네슘의 생산과 이용

마그네슘은 전기분해 또는 화학적 환원 방법을 써서 대량 생산된다. 전기분해에서는 주로 흑연을 양극으로, 철을 음극으로 사용하여 용융된 염화마그네슘(MgCl₂)를 전기분해시켜 마그네슘을 얻는다. 화학적 환원 방법에서는 돌로마이트(MgCO₃·CaCO₃)를 구워 얻은 산화물을 페로실리콘(FeSi)으로 환원시켜 마그네슘을 얻는다.

2 (MgO·CaO) + FeSi → 2Mg + Ca₂SiO₄ + Fe

여기서 얻은 마그네슘을 진공 증류시켜 고순도의 마그네슘을 얻는다. 2009년 기준 세계 마그네슘 생산량은 알루미늄 생산량의 수십분의 1에 불과하며 100만 톤에 미치지 못하였는데 이중 약 80 %가 중국에서 생산된다. 우리나라에서는 지난 2011년 6월에 강원도 옥계 지역에 화학적 환원 방법을 사용하는 마그네슘 제련 공장이 착공되었다.

금속 마그네슘은 금속 구조체를 만드는데 철과 알루미늄 다음으로 많이 쓰이는 금속이다. 대부분의 경우, 순수한 마그네슘으로 사용하기 보다는 알루미늄, 아연(Zn), 망가니즈(Mn) 등과 합금을 만들어 사용한다. 마그네슘 합금은 보통 Mg을 90% 이상 포함하는데, 밀도가 플라스틱의 밀도와 비슷한 1.76~1.87g/cm3로, 알루미늄을 주성분으로 한 합금의 밀도 2.56~2.80g/cm3보다 월등히 낮으면서 강도는 비슷하다. 또 강철과 비슷한 강도를 가지면서 무게는 1/4에 불과하다. 합금에 첨가되는 금속의 종류와 양을 조절하면 가벼우면서도 기계적, 열적, 내부식성이 우수한 여러 가지 합금을 만들 수 있다. 1910년대에 독일에서 개발된 마그네슘 합금을 일렉트론(Elektron)이라 불렀는데, 이는 오늘날에도 마그네슘 합금의 대명사로 사용되고 있다.

마그네슘 주조를 통해 만들어진 실린더 블록. <출처: (CC)160SX at Wikipedia.org>

제 1차 및 2차 세계 대전 때 사용된 많은 군용기 (특히 독일 폭격기)의 동체, 엔진, 바퀴, 그리고 제 2차 세계대전시 독일의 공습에 사용되었던 소이탄의 탄체 등을 만드는데 많은 양의 마그네슘 합금이 사용되었다. 재재의 위험성 때문에, 항공기용 내열 마그네슘 합금은 다른 새로운 합금으로 대체되었지만, 일부 제트 엔진 부품, 로켓, 미사일 등에는 아직도 사용되고 있다. 특히 항공기와 자동차를 가볍게 하여 연료를 절약하고 배기가스를 줄이는 것이 중요시됨에 따라, 마그네슘 합금의 이용이 늘어나고 있으며(특히 경주용 자동차에 많이 사용됨), 새로운 마그네슘 합금을 개발하기 위한 노력도 더해지고 있다.

마그네슘 합금은 가볍고 기계적, 전기적, 열적 성질이 우수하며, 전자파를 차단하는 성질이 있고, 가공성이 좋아 노트북 컴퓨터, 휴대용 전화, 카메라 등 각종 휴대용 전자 제품에 많이 사용된다. 그리고 주방 기구 등 여러 가정 용품에도 마그네슘 합금의 사용이 늘어나고 있다. 또한 알루미늄 음료수 캔도 마그네슘 합금이며, 아연과의 합금은 금형 재료로 이용된다.

마그네슘은 오래 전부터 불꽃놀이, 조명탄, 소이탄, 사진 플래시 등에 사용되어 왔다. 이들은 마그네슘이 탈 때 나오는 밟은 빛을 이용하는 것이다. 이외에도 그리냐르 시약의 제조, 우라늄이나 타이타늄 염 등을 환원시켜 이들 금속을 얻기 위한 환원제, 지하 탱크나 파이프 등의 구조물을 보호하기 위한 희생적 양극으로 사용된다. 또한 제철 공업에서 유황을 제거하는데도 사용된다.

식물에서 마그네슘이 결핍되면 잎이 누렇게 되고 심하면 식물 조직이 죽게 된다.

마그네슘은 양념, 견과류, 곡물, 차, 채소 등에 많이 들어 있다.

마그네슘의 생물학적 역할

마그네슘은 모든 생명체의 필수 원소이다. 생명체의 에너지 대사에 중요한 역할을 하는 ATP, 유전정보를 갖고 단백질 합성에 관여하는 DNA와 RNA가 모두 인산기를 가지고 있는데 이들 인산기가 Mg²⁺와 착물을 만든다. HPO₄^2-와 Mg²⁺ 사이의 착물 형성 상수는 약 30 M^-1이다.

HPO₄^2- + Mg²⁺ = MgHPO₄ ;  K = [MgHPO₄]/{[HPO₄^2-][ Mg²⁺]} =  30

따라서 ATP를 합성하거나 이용하는 효소, DNA와 RNA의 합성에 관여하는 효소들의 기능에는 Mg²⁺가 관여하는데 이들 효소가 300 가지가 넘는다. 녹색 식물들이 태양 빛을 이용하여 이산화탄소와 물로부터 탄수화물을 합성할 때 빛을 흡수하는 엽록소에도 Mg²⁺이 들어있다. Mg²⁺는 또한 식물의 광합성에 관여하는 모든 효소에 보조인자로 작용하여 광인산화 반응을 활성화시킨다. 이 때문에 식물에서 마그네슘이 결핍되면 잎이 누렇게 되고 심하면 식물 조직이 죽게 된다.

마그네슘은 인체에서 11번째로 풍부한 원소로, 성인 한 사람의 몸에는 약 24 g이 들어있다. 골격에 들어있는 마그네슘의 양은 칼슘의 1~10 %에 불과하지만, 근육에는 마그네슘이 칼슘 보다 3-4배 높은 농도로 있어 근육의 수축에 관여한다. 또한 마그네슘은 세포 내에서 효소의 작용, 에너지 대사, 신경 전달, 호르몬 분비, 체온 조절 등에 관여하는 것으로 파악되고 있다. 마그네슘은 양념, 견과류, 곡물(특히 현미), 차, 채소 등에 많이 들어 있다. 혈청 중의 마그네슘 농도가 높으면 고마그네슘혈증(hypermagnesemia)이 나타나는데, 혈압저하, 근력저하, 신경기능의 저하를 초래하고, 심한 경우는 호흡마비도 일어난다. 반대로 마그네슘의 농도가 낮은 저마그네슘혈증(hypomagnesia)은 근력저하, 의식장애 등을 일으키다. 이는 주로 장에서 마그네슘 흡수가 잘 되지 않아 생기나, 알코올 중독, 당뇨병성 케톤성 산독증, 이뇨제 대량 사용 등의 이유로도 나타난다.

1. 수치로 보는 마그네슘

   마그네슘의 표준원자량은 24.305g/mol이다. 원자의 전자배치는 1s²2s²2p⁶3s² ([Ne]3s²)이며, 화합물에서의 주된 산화수는 +2다. 지각에 약 2% 무게비로 존재하며 8번째로 풍부한 원소이다. 인체에서는 11번째로 풍부한 원소이다. 바닷물 1L에는 약 1.29g이 들어있다. 1기압에서 녹는점은 650^oC(참고로 알루미늄의 녹는점은 660^oC)이고 끓는점은 1,090^oC이다. 실온에서 밀도는 1.738g/cm³로, 알루미늄의 2/3, 타이타늄의 1/3, 그리고 철의 1/4이다. MgO로의 연소열은 24.76J/g(5.9cal/g)이고, 녹음열과 증발열은 각각 8.48kJ/mol과 128kJ/mol로, 2족 원소 중에서 녹음열은 Be 다음으로 크나 증발열은 가장 작다. 자연 상태에서는 ²⁴Mg, ²⁵Mg, ²⁶Mg가 대략 8:1:1로 존재한다. 첫 번째와 두 번째 이온화 에너지는 737.7kJ/mol과 1,450.7kJ/mol이다.