고대부터 사용해 온 유용한 원소 - 황(S)

[겨울의 꿈]

황(黃)은 유황(硫黃)이라고도 부른다. 황은 선사시대부터 알려져 왔고, 자주 사용된 비금속이다. 구약성서에는 소돔과 고모라를 (유)황과 불로 파괴하였다는 전설을 적고 있으며(창세기 19, 24), 기원전 800년경에 호메로스(Homeros)가 쓴 [오디세이]에는 황을 훈증 소독에 사용하는 것을 언급한 내용이 있다. 고대 로마의 대 폴리니우스(Pliny the Elder)는 [자연사(Naturalis Historia)] 제 35권에서 황을 훈증 소독, 의약품, 천의 표백에 사용하는 것을 언급하였다. 한의학에서는 고대부터 황을 여러 효능의 약제로 사용하였으며, 11세기 중국에서 발명되어 근대 화약이 나오기 전까지 사용되었된 흑색화약의 한 성분으로도 황이 사용되었다. 황이 불타는 것은 지옥의 상징이 되기도 했다. 화석연료에 들어 있는 황은 스모그와 산성비의 원인이 되는 아황산가스의 원천이기도 하나, 현재 사용하는 황은 대부분 화석연료에서 얻는다. 썩은 달걀, 시궁창, 스컹크의 냄새는 모두 황 화합물에서 나는 것이다. 반면에, 황산을 비롯한 많은 황 화합물들이 현대 산업에서 여러 용도로 아주 유용하게 사용되며, 여러 생물 분자들도 황을 구성 원소로 갖고 있다. 황과 황 화합물들에 대해 좀 더 자세히 알아보자.

원자번호 16번, 황

황(黃, sulfur)은 원자번호 16번의 원소로, 원소기호는 S이다. 주기율표에서는 산소족이라 불리는 16족(6A 족)에서 산소 바로 아래에 있으며, 칼코겐(chalcogen)의 일종이다. 황은 아주 많은 수의 동소체를 가지나, 가장 안정하고 흔한 형태는 8개의 황 원자가 공유 결합으로 연결된 왕관모양의 고리형 분자인 S₈이 사방정계 결정 구조를 이루고 있는 밝은 노란색 고체인 알파(α)-유황(α-황)이다. 이 글에서는 특별한 언급이 없으면, 원소 상태의 황은 α-황을 말하며, S₈대신 S로 적는다.

원자번호 16번, 황. <출처: gettyimages>

황의 원소 정보.

황은 실온의 공기 중에서는 비교적 안정하나, 반응성이 제법 큰 비금속 원소이다. 황은 +6에서 -2에 이르기 까지 여러 산화상태를 가질 수 있으나, 주된 산화수는 +6, +4, -2이다. 여러 황 화합물들은 반응의 종류에 따라 산화제로 또는 환원제로 작용한다.

황은 지각 암석의 약 0.034%를 구성하는 지구에서 16번째로 풍부한 원소이다. 황은 원소 상태로 화산 지역에 널리 분포되어 있으며, 암염돔의 덮개암에도 매장되어 있다. 암염돔의 황은 황산염 퇴적광상이 무산소성 박테리아에 의해 환원되어 생긴 것이다. 또한 화석 연료에도 많은 양의 황이나 황화물이 포함되어 있는데 황 함량이 높은 천연가스와 원유에는 사워(sour)라는 말을, 함량이 낮은 것에는 스위트(sweet)라는 말을 붙인다. 가스전에서 나오는 사워(sour) 천연가스에는 황화수소(H₂S)가 약 15~20%까지나 포함되어있고, 사워 원유에는 황이 3%까지 들어있다. 석탄에도 1~2%의 황이 들어있다. 이들 연료에 들어있는 황은 아황산가스(이산화황, SO₂) 배출의 주된 원인이었는데, 현재는 탈황 과정으로 뽑아내서 황의 주된 자원으로 사용된다. 또한 금속 황화물, 황산염 등 황을 포함하는 광석들로부터 금속을 얻기 위해 처리하는 과정에서도 황이나 황 화합물이 얻어진다.

황은 생물체에 필수적인 원소이다. 아미노산의 일종인 메티오닌과 시스테인을 비롯한 여러 생물 분자들이 황을 포함하고 있다. 썩은 달걀, 스컹크가 내는 악취, 마늘 냄새, 그리고 새의 깃털이나 손톱, 머리카락 등이 탈 때 나는 자극성 냄새도 이들에 포함되어 있는 황 때문에 나오는 것이다. 생산된 황의 약 92%는 황산으로 전환되어 비료, 기초 화학 약품, 납 축전지 등에 사용된다. 또한 황과 황 화합물들은 화학, 고무, 제지, 섬유, 금속, 식품 등 다양한 산업에서 중요하게 사용된다. 이러한 황과 황 화합물의 산업적 용도 때문에, 한 국가의 황 소비량이 그 나라의 경제 개발 수준의 믿을만한 척도가 되기도 한다.

황의 역사와 명명

황은 고대부터 사용되어 온 원소로, 구약성서에는 소돔과 고모라를 (유)황과 불로 파괴하였다는 전설을 적고 있다. 존 마틴의 [소돔과 고모라의 파괴]

1777년에 라부아지에는 황이 화합물이 아니고 원소임을 밝혔다.

황은 글 머리에서 언급하였듯이, 구약성서, 호메로스의 오딧세이, 폴리니우스의 자연사 등에 언급될 만큼 고대부터 사용되어온 원소이다. 황을 태워 나오는 아황산가스로 집안을 소독하고 천을 표백하는데 사용하였으며, 연고를 만들어 여러 피부 질환을 치료하는데 사용하였고, 한의학에서는 완하제로 사용하였다. 또한 황은 초석(KNO₃), 숯가루와 함께 섞어 흑색화약을 만드는 데도 요긴하게 사용되었다. 황은 동서양의 연금술과도 밀접하게 연관되었다. 도가들은 황을 최상의 양 덩어리로 보았으며, 음 덩어리인 수은과의 화합물이 불사약을 만드는 출발점이 되었으며, 연금술사들에게는 황이 수은, 염과 함께 물질 변환의 출발점이 되었다. 

1777년에 라부아지에(A. Lavoisier, 1743~1794)는 황이 화합물이 아니고 원소임을 밝혔다. 1831년에는 삼산화황(SO₃)과 황산(H₂SO₄)의 접촉 제조공정이 특허를 받았고, 1839년에는 고무에 황을 첨가하는 방법이 발견되었다. 1944년에는 천연가스에서 황을 생산하는 방법이 개발되었다.

황은 산스크리트어로는 sulvere, 그리고 라틴어로는 sulphur이다, 영어 성경에는 ‘불타는 돌’을 뜻하는 “brimstone’이라고 나와있다. 영국에서는 14세기 이후부터 sulphur로 사용하였고, 미국 등에서는 sulfur를 사용하였다. IUPAC(국제순수∙응용화학연합)은 1990년에 황을 sulfur로 쓰기로 채택하였으며, 이후 영국도 그렇게 하기로 하였다. 황을 포함하는 화합물 이름에 티오(thio)가 들어간 것이 여럿 있는데, 티오황산(thiosulfuric acid: H₂S₂O₃), 티오시안화 이온(thiocyanide ion: SCN^-), 티오에테르(R-S-R) 등이 그 예이다. 티오는 황의 그리스어 ‘티온(thion)’에서 유래되었다.

황의 동소체

황은 모든 원소 중에서 가장 많은 수의 동소체를 갖는다. 이는 황 원자들이 –S-S- 사슬화로 아주 다양한 분자 형태를 만들고, 또 이들 분자가 쌓여서 이루는 결정 형태가 여러 가지가 가능하기 때문이다. 다양한 수의 원자들로 이루어진 황 분자 Sn(n=2, 3, 6-12, 18, 20, 무한대)가 만들어지는데, 실온과 1 기압에서 가장 안정한 형태는 고리형 S8 분자가 사방정계 결정 구조로 쌓인 노란색의 α-S8(α-황)이다. α-황의 구조가 1914년에 밝혀졌는데, x-선 회절 방법으로 결정 구조가 밝혀진 최초의 물질이다. α-황은 95.3 oC에서 β-황((β-S8)보다 열역학적으로 불안정해지고, 따라서 천천히 β-황으로 전환된다. β-황은 100oC 이상에서 액체 황을 결정화시킨 후 실온으로 빨리 냉각시키면 얻어지는데, 단사정계 결정 구조를 갖는다. β-황은 실온에서 보다 안정한 α-황으로 거의 바뀌지 않고 몇 주 동안 있을 수 있다. 또 다른 단사정계 결정 구조를 갖는 γ-황도 알려져 있는데 150oC 이상으로 가열된 용융 황을 천천히 식히거나, 유기용매에 녹인 높은 농도의 황 용액을 식혀 얻는다. 실온에서 천천히 α-황으로 전환되나, 빨리 가열하면 106.8 oC에서 녹는다.

황 분자 S8의 구조.

S₈ 이외의 황 동소체들도 많이 알려져 있다. S₂ 와 S₃는 높은 온도에서도 안정한 기체이며, 각각 보라색과 붉은색을 띤다. 6개 이상의 원자로 된 동소체들은 실온에서 고체인데, S₆는 주황색 고체이고 나머지는 노란색 고체이다. S_∞를 제외하고는 모두 고리형 분자로 이루어져 있다.

황의 선스펙트럼.

황의 원자 및 물리적 성질

황 원자는 16개의 전자를 갖고 있다. 이는 네온(Ne)에 6개의 전자가 더해진 것으로, 바닥 상태 전자배치는 [Ne]3s²3p⁴가 된다. 6개의 원자가 전자가 있어 최대 산화수는 +6이나, 아황산가스(SO₂)에서처럼 +4의 산화수를 갖는 경우도 많다. 2개의 전자를 받으면 아르곤(Ar)과 같은 전자 구조를 하여 산화수가 -2인 화합물을 만드는데, 황화수소(H₂S)가 그 예이다. 제1 이온화 에너지는 999.6kJ/mol이고, 첫 번째 및 두 번째 전자 친화도는 각각 +200과 -414kJ/mol이다. 폴링의 전기음성도는 2.58이다.

실온에서 안정하며 일반적으로 황으로 불리는 α-황의 녹는점은 115,21^oC이고, 끓는점은 444.6^oC다. 39^oC에서의 승화 증기압은 약 10^-5 mmHg이다. 모든 황 동소체들은 아주 우수한 전기 절연체이고, 열 전도도가 아주 낮다.  물에는 녹지 않으나 여러 유기 용매에는 약간 녹는다. 25^oC에서 이황화탄소(CS₂) 100g에는 α-황이 35.5g이나 녹는다. 

자연상태에서 존재하는 황의 동위원소는 ³²S(95.02%), ³³S(0.75%), ³⁴S(4.21%), ³⁶S(0.02%) 네 가지이며, 분포비는 황의 원천에 따라 약간씩 달라진다. 이들은 모두 안정한 동위원소들이다. 여러 방사성 동위원소들이 만들어졌는데 가장 반감기가 긴 것이 ³⁵S로, 반감기가 87일이며, β^- 붕괴를 한다. ³⁵S는 ³⁵Cl 또는 ³⁴S를 핵 반응시켜 만든다. 원소 상태의 ³⁵S와 이를 포함하는 화합물 H₂³⁵S, ³⁵SOCl₂, K³⁵SCN 등이 판매되고 있는데, 이들은 ³⁵S를 포함하는 여러 가지 화합물을 합성하여 이들 화합물들의 반응 경로를 연구하는데 사용된다. 그리고 ³⁵S-티오요소(NH₂C(³⁵S)NH₂)는 노출이 적게 된 사진 이미지를 밝게 하는데 사용된다.

공기중에 가열하면, 황은 붉은색 액체로 녹아내리다가, 푸른색 불꽃을 발생시킨다. <출처: (CC)Johannes 'volty' Hemmerlein at Wikipedia.org>

황의 화학적 성질

황은 반응성이 큰 원소이다. 고온에서는 S-S 결합이 쉽게 끊어져서 반응성이 아주 커진다. 비활성 원소, 질소(N), 텔루륨(Te), 아이오딘(I), 이리듐(Ir), 백금(Pt), 금(Au) 등을 제외한 거의 모든 원소들과 직접 반응한다. 120^oC 이상에서 수소 기체(H₂)와 반응하여 H₂S를 생성하고, F₂ 기체와는 불꽃을 내면서 격렬히 반응하여 SF₆을 만든다. 염소(Cl₂)와 브로민(Br₂)과는 각각 S₂Cl₂와 S₂Br₂를 생성한다. 실온에서는 공기 중의 산소(O₂)와 거의 반응하지 않으나, 250~260^oC에서는 불이 붙고 SO₂가 된다. 주족 금속 원소들과는 낮은 온도에서도 반응하며 다른 금속들과는 가열하면 반응한다.

황 원자는 금속 원자나 이온과 배위결합을 하여 착화합물을 만드는 리간드(배위자)로 작용할 수 있다. 금속-S 배위 결합을 갖는 착화합물들은 생물학적으로, 그리고 화학 구조와 화학 결합의 관점에서 관심의 대상이 될 뿐 아니라, 산업적으로도 다양한 응용성을 갖는다.

황의 생산과 이용

19세기 말 까지는 주로 화산지역에서 존재하는 원소 상태의 황을 직접 채취하여 사용하였다. 20세기 전반에는 황 광상에 포함된 황을 뜨거운 수증기와 압축공기로 녹여 추출해내는 후라쉬(Frasch) 공정이 황의 생산에 주로 이용되었다. 천연가스에서 황을 회수하는 방법은 1944년에 미국에서 개발되었고, 현재 생산되는 황의 대부분은 천연가스와 원유를 탈황시켜 얻는다. 천연가스에 들어있는 황화수소(H₂S)는 보통 활성탄에 흡착시켜 분리시키며, 원유에 들어있는 황은 수소(H₂)로 처리하여 H₂S로 변환시킨다. 이런 방법으로 분리 또는 전환된 H₂S의 1/3을 산소와 반응시켜 아황산가스(SO₂)를 얻고, 이 SO₂를 Fe₂O₃나 Al₂O₃와 같은 금속 산화물 촉매 존재 하에서 나머지 H₂S와 반응시켜 황을 얻는다.

H₂S + 3/2 O₂ → SO₂ + H₂O
2 H₂S + SO₂ → 3 S + 2 H₂O
_______________________________________
전체반응: 3 H₂S + 3/2 O₂ → 3 S + 3 H₂O

이렇게 생산된 황은 여러 가지 용도로 다양하게 사용된다. 타이어 등에 사용하는 고무에 첨가(가황)해서 고무의 탄력성을 높이는데 사용되기도 하고, 성냥, 이황화탄소(CS₂), 여러 살충제, 살균제, 의약품, 화학 약품 등을 제조하는데도 사용된다. 살충제와 살균제로 사용하는 황 분말이 유기농 과수 농가가 사용하는 유일한 농약이기도 하다. 그러나 대부분의 황은 산화시켜 아황산가스(이산화황, SO₂)와 삼산화황(SO₃)을 거쳐 황산(H₂SO₄)을 만드는데 사용된다.

황은 타이어 등에 사용하는 고무에 첨가해서 고무의 탄력성을 높이는데 사용된다. <출처: gettyimages>

황은 살충제와 살균제로도 사용되는데, 황 분말은 유기농 과수 농가가 사용하는 유일한 농약이기도 하다. <출처: gettyimages>

주요 황 화합물

가장 중요한 황 화합물은 아황산가스(SO₂)와 삼산화황(SO₃), 그리고 이들을 물에 녹인 아황산(H₂SO₃)과 황산(H₂SO₄)이다. SO₂는 무수 아황산이라고도 부르며 황 또는 H₂S을 태우면 만들어진다. 또한 금속 황화물 광석, 특히 ‘바보의 금’이라고 하는 황철석(pyrite:FeS₂)을 공기 중에서 구워 얻기도 한다. SO₂는 석탄이나 탈황이 덜된 천연가스나 석유를 태울 때 공기 중으로 배출되어 스모그와 산성비의 원인이 되는 공해물질이기도 하다. 1991년 기준 전세계 황 배출량은 년간 약 7,200만 톤으로 추정되며, 가정용 연료, 화력 발전, 산업에 석탄을 많이 사용하는 중국에서 이의 약 30%가 배출된 것으로 여겨진다.

SO₂는 끓는점이 -10^oC인 무색의 기체로 자극적인 냄새가 나고 호흡기에 해롭다. 물에 녹아 아황산을 만들며, 다른 물질을 환원시키는 성질이 있다. SO₂의 대부분은 황산 제조의 전구물질로 사용되지만, 일부는 설탕 등의 식품이나 종이의 표백제, 훈증 소독제, 냉장고 냉매, 비수용성 용매 등으로 사용된다. 또 아황산염(SO₃^2-의 염), 이티온산염(dithionite: [S₂O₄]^2-의 염), 티오황산염(S₂O₃^2-의 염)의 제조, 아황산법에 의한 셀루로오스(섬유소)의 제조 등에 쓰인다. 포도주에도 산화를 방지하기 위해 약간의 SO₂를 넣는다.

아황산가스는 석탄이나 탈황이 덜된 천연가스나 석유를 태울 때 공기 중으로 배출되어 스모그와 산성비의 원인이 되는 공해물질이기도 하다. <출처: gettyimages>

무수 황산이라고도 부르는 삼산화황(SO₃)는 SO₂의 산화 반응으로 만든다.

SO₂ + 1/2 O₂  SO₃

이 평형 반응은 발열 반응(∆H^o = -95.6kJ/mol)으로, 온도가 낮을수록 평형상수가 커진다. 보통은 백금 망이나, V₂O₅/K₂O를 촉매로 하여 반응시키며, 생성되는 삼산화황은 즉시 물에 녹여 황산으로 전환시킨다. 이렇게 얻은 황산의 가장 큰 용도는 비료 제조이다. 인광석을 황산으로 처리하여 인산(H₃PO₄)을 얻고 이에서 인산 비료를 만든다. 또 (NH₄)₂SO₄나 K₂SO₄도 황산을 써서 얻는 주요 비료이다. 이외에도 황산과 SO₃는 합성세제, 폭약, 레이온, 페인트, 안료, 석유 정제 등 아주 여러 산업에 사용된다. 또 황산은 납 축전지의 전해질로 사용된다.

황화수소는 아주 낮은 농도에서 강한 냄새를 내기 때문에 기체에 이를 소량 첨가하여 기체 누출을 감지하는데 사용되기도 한다.

황의 또 다른 주요 화합물로 황화수소(H2S) 기체가 있다. H2S는 천연가스와 원유의 탈황으로 얻으며, FeS의 묽은 염산 처리, 수소와 황의 직접 반응 등으로도 얻는다. 또한 H2S는 화산활동이나 박테리아에 의한 유기물의 무산소 분해로 자연계에서 만들어지기도 한다. 물(H2O)과 비교할 때 물의 산소 원자 대신에 보다 무거운 황 원자가 들어있으나, 어는점(-85.6oC)과 끓는점(-60.3oC)이 월등히 낮다. 이는 H2S는, H2O와는 달리, 거의 수소결합을 하지 않기 때문이다. H2S는 썩은 달걀, 시궁창 습지 등에서 나는 악취의 원인이며, 아주 낮은 농도에서 강한 냄새를 내기 때문에 기체에 이를 소량 첨가하여 기체 누출을 감지하는데 사용되기도 한다. H2S는 물에 잘 녹고, 약산을 띤다. H2S(aq)  HS-(aq) + H+(aq)   pKa1 = 6.88 HS-(aq)  S2-(aq) + H+(aq)   pKa2 = 14.15

황화 이온(S^2-)은 많은 금속 이온과 물에 녹지 않는 황화물을 형성하는데, 과거에는 이를 금속 이온의 정성 분석에 중요하게 사용하였다. 또한 H₂S는 유기 화학에서 티올(thiol)의 제조에 요긴하게 사용된다.

금속 황화물들은 광석으로 얻어지기도 하며, 금속과 황의 직접 반응, 금속 황산염의 환원, 금속염 용액과 H₂S와의 반응 등을 통해 만든다. 알칼리 금속인 Li과 Na의 황화물은 각각 Li/S와 Na/S 전지에 이용된다. 이들 전지는 납 축전지에 비해 무게당 축전 용량이 크며, 전력을 저장하는 대용량 축전지로 이용된다. Na/S 전지의 전지 반응은 다음과 같다.

2 Na(l) + n/8 S₈(l)  Na₂S_n(l): 전지 전압: 약 2 V

황은 탄소와 여러 조성의 화합물을 만드는데 가장 중요한 황화 탄소는 이황화탄소(CS₂)이다. CS₂는 이산화탄소(CO₂)에 대응하는 것으로 볼 수 있는데, 비극성이고 실온에서 액체이다 (끓는점 46.3^oC). 실리카 겔이나 알루미나를 촉매로 하여 천연가스(주로 CH₄)와 황을 반응시켜 만든다.

2 CH₄ + S₈ → 2CS₂ + 4H₂S

CS2는 인, 황, 셀레늄, 지방, 수지, 고무 등을 잘 녹이는 액체이다. 비스코스레이온, 셀로판 등의 제조에 사용되며, 단일벽 탄소나노튜브(SWNT)를 정제하는 데도 사용되었다. 그러나 CS2 기체는 높은 농도에서 중추신경계통에 영향을 미쳐 생명을 위협할 수도 있으므로 주의를 필요로 한다. 알코올(ROH)의 O대신 황이 들어간 RSH 화합물들을 티오알코올 또는 티올(thiol)이라 한다. 이 계열의 화합물이 ‘수은(mercury)을 잘 잡는다’는 뜻에서 머캅탄(mercaptan)이라 명명되었다. HgO + 2 RSH → Hg(SR)2 + H2O 티올 화합물들은 H2S처럼 강한 냄새가 나는데, 스컹크와 마늘 냄새는 이들에 의한 것이다. H2S처럼 천연가스에 첨가되어 천연가스의 누출을 감지하는데 사용된다. 상업적으로는 알코올과 H2S를 반응시켜 얻는다. ROH + H2S → RSH + H2O

이황화탄소는 단일벽 탄소나노튜브를 정제하는 데 사용된다.

티올은 금속과 착물을 잘 만드는 것 외에 여러 유용한 화학적 성질을 갖고 있다. 염기성에서 쉽게 알킬화 반응이 일어나서 티오에테르(RSR’)를 만든다.

RSH + R’Br + 염기 → RSR’ + 염기∙HBr

티올 화합물은 또한 쉽게 산화되어 이황화 결합(-S-S-)를 갖는 화합물을 만들며, 강력한 산화제인 차아염소산이라고도 불리는 하이포염소산(HOCl)이나 과산화수소(H₂O₂)에 의해서는 설폰산(RSO₃H)으로 산화된다

2 RSH + 1/2 O₂ → R-S-S-R + H₂O
RSH + 3 H₂O₂ → RSO₃H + 3 H₂O

위에서 언급한 것들 외에도 아주 다양한 황 황화물들이 합성되어 사용되고 있다. 육플루오르화황(SF₆)은 반응성이 없는 무독성 기체로, 추진제와 전자제품과 변압기의 절연매체로 많이 사용되었다. 그러나 SF₆는 큰 온실효과 때문에 교토 의정서에 의해 배출량 감소 대상 물질의 하나가 되었다. 염화티오닐(SOCl₂)은 PCl₅를 비롯한 여러 염소화합물과 SO₂를 반응시켜 얻는데, 유기 합성에서 많이 사용되는 시약이다. 다이메틸설폭사이드(DMSO: (CH₃)₂SO)는 각종 유기물질에 대한 탁월한 용매로 세포배양 등의 동결 보존에 사용된다. 그리고 티오시안화 이온(SCN^-)은 Fe³⁺이온과 붉은색의 착이온을 만든다. P₄S₁₀과 P₄S₃와 같은 인-황 화합물들도 상업적으로 아주 중요하게 사용된다.

맥더미드(Alan MacDiamid, 1927~2007)와 히거(Alan Heeger, 1936~)는 1975년에 S₄N₄를 가열시켜 얻은 황-질소 고분자 (SN)_x가 실온에서는 철과 비슷한 전기전도도를 갖는 금속인 반면 극저온에서는 초전도성을 가짐을 보였다. 이들 두 사람은 전도성 고분자에 대한 공로로 일본인 시라카와(Hideki Shirakawa, 1936~)와 함께 2000년에 노벨 화학상을 수상하였다.

황을 포함하는 생물 분자

황을 포함하는 생물 분자들로는 아미노산인 메티오닌과 시스테인 이외에, 항생제 페니실린, 마늘의 활성 성분인 알리신(allicin), 비타민 비오틴과 티아민(B1) 등 여러 가지가 있다. 황은 또한 글루타티온과 같은 생물학적 항산화제나 여러 효소의 중요한 구성 원소이기도 하다.

황은 여러 Fe-S 뭉치 화합물과 금속 단백질에도 들어있는데 대표적인 것이 대사 과정에서 전자 전달을 매개하는 Fe-S 단백질인 페로독신(ferrodoxin)이다. 질소 고정 박테리아의 질소고정효소에서는 Fe-Mo-S 뭉치가 질소 기체를 암모니아로 전환시키는데 촉매 역할을 한다.

황을 포함하는 생물 분자로 마늘의 활성 성분인 알리신(allicin)이 있다. <출처: (CC)JJ Harrison at wikipedia.org>

‘머리파마’는 머리카락에 있는 케라틴을 환원시켜 이황화 연결을 끊어 풀어준 다음, 원하는 머리 형태로 꾸미고 다시 산화시켜 이황화 결합을 만들어 그 형태로 고정시키는 것이다. <출처: gettyimages>

황의 생물학적 역활

단백질에 있는 시스테인의 티올기(-SH)는 이황화 결합을 만들어 단백질의 접힘과 3차원적 구조를 만드는데 결정적인 역할을 한다.. 이황화 결합은 또한 케라틴, 머리카락, 깃털의 강도를 높이고 물에 잘 녹지 않도록 한다. ‘머리파마’는 머리카락에 있는 케라틴을 환원시켜 이황화 연결을 끊어 풀어준 다음, 원하는 머리 형태로 꾸미고 다시 산화시켜 이황화 결합을 만들어 그 형태로 고정시키는 것이다. 그리고 메티오닌은 생체 내에서 다른 생물 분자들을 메틸화시키는 시약으로 작용한다.

황은 물(H₂O) 대신에 황화수소(H₂S)를 사용하는 박테리아의 에너지원으로 이용된다. 여러 황 박테리아들은 산소(O₂)를 사용하여 H₂S를 원소 황으로 산화시킨다. 이와 반대로 황산이온(SO₄^2-) 등을 환원시켜 H₂S와 같은 황화물을 만드는 박테리아도 있다. 이런 박테리아에 의해 생성된 H₂S 기체가 방귀와 시궁창에서 나는 냄새의 원인이기도 한다.

1. 수치로 보는 황

   황의 표준원자량은 32.065 g/mol이다. 원자의 전자배치는 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ ([Ne]3s²3p⁴)이며, 화합물에서의 주된 산화수는 +6, +4, -2이다. 모든 원소 중에서 가장 많은 30 가지가 넘는 동소체가 있다. α-황의 밀도는 2.07(β-황은 1.96, γ-황은 1.92)g/cm³이다. 녹는점은 115.2^oC이고, 끓는점은 444.6^oC이다. 무정형 황의 전기 비저항은 20^oC에서 2x10¹⁵Ω∙cm로 아주 크다. 제1, 제2, 제3 이온화 에너지는 각각 999.6, 2252, 3357kJ/mol이고, 첫 번째 및 두 번째 전자 친화도는 각각 +200 과 -414kJ/mol이며, 전기 음성도는 2.58이다. 자연상태에서는 ³²S(95.02%), ³³S(0.75%), ³⁴S(4.21%), ³⁶S(0.02%)로 존재하는데, 모두 안정한 동위원소들이다. 전세계 황의 매장량은 약 25억 톤으로 추정되며, 이중 약 46%가 천연가스와 석유에 들어있다.

2. 산소족 원소

   주기율표에서 16족(6A족)에 속하는 원소들로, 산소(O), 황(S), 셀레늄(Se), 텔루늄(Te), 폴로늄(Po), 그리고 인공 합성원소 우눈헥슘(Uuh)이 여기에 속한다. 칼코겐 원소라고도 한다. 6개의 원자가전자(2개의 s전자와 4개의 p전자)를 갖고 있으며, 가장 흔한 산화수는 -2이고 최대 산화수는 +6이다.

3. 칼코겐(Chalcogen)

   산소족 원소들의 다른 이름으로 사용되기도 하나, 보통은 황, 셀레늄, 텔루늄을 말한다. 이들 원소들의 이성분 화합물들을 칼코겐 화합물(chalcogenide)이라 한다. 1930년경에 독일 화학자 블리츠(Wilhelm Blitz, 1877~1943)가 그리스어로 ‘구리(chalkos)를 만드는 것(genes)’을 의미하는 용어로 사용하였다. 그러나 실제로는 ‘구리-광석을 만드는 것’이어야 하며, 대부분의 금속 광석이 칼코겐 화합물이다. 고대 그리스에서는 금속을 포함하는 광석을 통틀어 ‘chalkos’라 불렀다.

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.

출처:네이버캐스트