스크랩 산소(O)

[최바울]

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 -218.79^oC(54.36K)이고, 끓는점은 -182.95^oC(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. 25^oC, 1기압에서 공기와 평형을 이루고 있는 순수한 물 1L에 녹아있는 산소의 양은 표준 상태 부피로 순수한 물에서는 부피로 6.04mL이고, 바닷물에 대해서는 4.95mL이다. 5^oC 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 400~500^oC에서 분해되나, 촉매로 이산화망가니즈(MnO₂)를 첨가하면 분해온도가 150^oC로 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 -195.8^oC, 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 제철 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>

1. 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 0^oC, 1기압에서 1.429g/L이다. 표준원자량은 15.999g/mol이다. 녹는점은 -218.79^oC(54.36K)이고, 끓는점은 -182.95^oC(90.20K)이며, 임계점은 ?118.56^oC(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.