원소의 시작 == 수소(H),헬륨(He),리튬(Li),베릴륨)(Be).....

[白山 김기수]

수소 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 CO₃^2-, NO₃^-, SO₄^2-, PO₄^3-)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.

1. 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.

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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

헬륨은 원자번호 2번의 원소로 원소기호는 He이다. 주기율표에서 18족, 즉 비활성 기체족에 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 화합물들은 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.

1. 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, 0^oC, 1기압으로 환산시 1억 9300만 m³)이다.

2. 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.

3. 헬륨 화합물

   HHeF, CsFHeO, N(CH₃)₄FHeO 등 몇 가지 헬륨 화합물들이 이론적으로 예측되었고, HHeF와 HgHe는 실제로 발견되었다.

4. 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.

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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

리튬은 원자번호 3번의 원소로 원소기호는 Li이다. 주기율표에서 알칼리 금속족(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.

1. 수치로 보는 리튬

   리튬의 표준원자량은 6.941g/mol이며, 녹는점은 180.54^oC이고 끓는점은 1342^oC이다. 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.

2. 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.

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음악 애호가들은 어떤 재료로 된 떨림판의 스피커를 갖기를 원할까요? 어떤 금속을 작업할 때 가장 등급이 높은 방진마스크를 착용해야 할까요? X-선 발생장치의 창은 어떤 재료로 만들까요? 이들 질문에 대한 답은 ‘베릴륨’이다.  왜 그런지, 베릴륨은 어떤 원소인지 알아 보기로 하자.

원자번호 4번, 베릴륨

베릴륨은 원자번호 4번의 원소로 원소기호는 Be이다. 주기율표에서 2족(알칼리 토금속족) 원소의 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.

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 존재한다. 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

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⁺, BeX₄^2- (X는 할로겐), Be(OH)₄^2-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 700~750^oC로 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, Be은 X-선이나 다른 고에너지 입자를 잘 투과시킨다. 이런 특성으로 인해 Be는 X-선관의 창, 방사광 및 입자물리학 실험 장치의 필터나 창으로 사용된다. Be은 또한 핵 반응기에서 중성자 감속제와 반사제로 사용된다. 그리고 고온에서도 안정하고 열팽창계수가 적어 방위 산업 및 항공우주 산업의 재료로도 사용된다. 또한 고성능 스피커의 떨림판 재료로도 Be가 사용된다.

Be는 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 벨릴륨은 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.

1. 수치로 보는 베릴륨

   베릴륨의 지각에서의 존재량은 무게 비로 약 2ppm(암석에서의 농도는 4~6ppm)이다. 표준원자량은 9.0122g/mol이다. 전자배치는 1s²2s²이다. 녹는점은 1287^oC이고, 끓는점은 2472^oC로 높다. (참고로 Be 다음의 2족 원소인 마그네슘의 녹는점과 끓는점은 650^oC와 1090^oC이다.) 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. 25^oC에서 비열은 1.82J·g^-1·K^-1(0.435cal·g^-1·K^-1)로 크다. 모스 경도는 5,5로 구리의 3보다 월등히 크며, 25^oC에서 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.

2. 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.