산소 [oxygen, 酸素]

주기율표 16족에 2주기에 속하는 칼코겐(chalcogen) 원소로 원소기호는 O, 원자량은 16, 녹는점 -218.79℃, 끓는점 -182.95℃, 밀도는 1.429g/L이다. 질량(mass)으로 지각에서 가장 풍부한 화학원소이며 우주에서 수소와 헬륨 다음 세 번째로 많은 원소이다. 상온에서 이원자 분자(O₂)로 존재하며 반응성이 커서 거의 모든 원소와 반응하여 산화물을 만든다.

원소기호	O
원자번호	8
화학계열	비금속, 칼코겐
원자량	15.9994 g/mol
전자배열	1s2 2s2 2p4
상태	기체
밀도	1.429g/L (0℃, 101.325kPa)
녹는점	-218.79℃
끓는점	-182.95℃
융해열	0.444kJ/mol(O2)
기화열	6.82kJ/mol(O2)
비열용량	29.378J/mol·K(25℃) (O2)
산화상태	2, 1, -1, -2
전기음성도	3.44 (Pauling scale)

목차

1. 역사
2. 산소
3. 제조법
4. 산소의 용도

 

역사

 

1772년 스웨덴의 화학자 카를 셸레는 잘게 부순 연망가니즈석을 진한 황산에 녹이고 가열하여 산소를 얻는 데 성공하였고, 영국의 화학자 죠셉 프리스틀리는 1774년에 볼록 렌즈로 태양 광선을 모아 적색 산화수은에 쬐어서 산소를 얻어 냈다. 프리스틀리는 그가 얻은 기체가 물에는 녹지 않고, 다른 물질의 연소를 도우며, 생물의 호흡을 돕는 등의 성질이 있다는 것을 확인하고 새로운 공기라고  명명하였으나 더 이상 진전을 하지 못하였다. 그후 프랑스의 과학자 앙투안 라부아지에는 프리스틀리의 연구를 계속한 결과 이 독특한 기체가 새로운 원소라고 인정하였다. 1778년 라부아지에는 이 새로운 기체 속에서는 연소 생성물 대부분이 산의 성질을 갖는다는 사실을 알고 그리스어의 '신맛이 있다’는 뜻의 oxys와 '생성된다’는 뜻의 gennao를 합쳐 oxygen이라고 이름붙였다.

 

산소는 상온에서 두 산소원자가 이중결합하여 이원자 분자(O₂)로 존재한다. 산소는 색, 맛, 냄새가 없고 물에 조금 녹는 공기보다 무거운 기체이다. 지각의 49.2%, 바다의 88.9%를 구성하는 요소이며 공기 중 전체 부피의 약 21％를 차지하며 질소기체(78%) 다음으로 많다. 산소기체 자체는 타지 않지만 다른 물질이 타는 것을 도우며(조연성), 반응성이 매우 커서 할로겐을 제외한 거의 모든 원소와 반응하여 산화물을 만든다. 어떤 물질이 빛과 열을 내면서 격렬하게 산소와 반응하는 연소는 빠른 산화의 일종이며, 철과 같은 금속이 습기가 있을 때 공기 중의 산소와 결합하여 부식되는 것은 느린 산화로 볼 수 있다. 동·식물의 생활과 밀접한 관계가 있으며, 산소의 존재 없이 동물은 생명을 유지할 수 없다. 산소를 강하게 가열하면 원자상태의 산소를 소량 생성하며 공기 중에서 무성방전(無聲放電)을 하거나, 원자외선을 조사하면 동소체인 오존이 생성된다. 액체산소는 약간 푸르스름한 색을 띠며 금속을 산소 용접할 때나 산소 호흡 등에 쓰인다.

산소(O₂)의 동소체 오존(O₃)은 산소와 전혀 다른 성질을 나타낸다. 대기권의 상층부에서 자외선에 의해 분해된 산소원자가 산소분자가 결합하여 생성된다. 대기권 상층부의 오존은 자외선을 흡수하여 지구를 보호하는 역할을 한다. 공기오염으로 인해 지표면 부근에 오존의 양이 많아지면 '오존주의보'가 발령되는데, 대기권 밖의 오존과 달리 지표면 가까이에 존재하는 오존은 호흡기와 폐에 나쁜 영향을 미치는 것으로 알려져 있다.

안정한  천연 동위원소로 ¹⁶O(99.762%), ¹⁷O(0.038%), ¹⁸O(0.2%)가 존재하며 원자량 16인 산소가 대부분을 차지한다. 14개의 방사성동위원소가 발견되었으며 그 중 가장 안정한 ¹⁵O의 반감기가 122초, ¹⁴O의 반감기는 70.6초이다.

 

제조법

 

산소는 대부분 녹색식물의 광합성에 의해서 만들어지며 공업적으로는 액체공기의 분별증류, 또는 공기의 분별액화(分別液化)가 널리 사용되며, 공기 액화에는 공기의 단열팽창이 사용되며 이것을 분류함으로써 산소와 질소를 동시에 얻을 수 있으므로 질소에 의한 암모니아합성 등과 함께 이용된다.

물의 전기분해에서는 보통 수산화나트륨 또는 수산화칼륨 수용액을 철전극과 격벽을 써서 전기분해한다. 이 방법은 산소와 함께 수소를 얻으며 오히려 수소제조의 부산물이라 할 수 있어서 수소가 필요하지 않을 때는 사용하지 않는다.

실험실에서는 염소산칼륨에 이산화망가니즈를 촉매로 넣고 가열하거나 과산화수소에 이산화망가니즈를 가하여 산소를 얻는다.

              MnO₂
  2KClO₃  ------->  2KCl＋3O₂

            MnO₂
  2H₂O₂  ------->  2H₂O＋O₂

황산 산성으로 과산화수소수에 과망간산칼륨 수용액을 떨어뜨리거나 또는 과망간산칼륨을 진공 중에서 가열·분해시키는 방법도 사용한다.

 

산소의 용도

 

산소는 동식물의 생명 유지에 없어서는 안 될 물질이다. 호흡을 통해 몸 속으로 들어온 산소는 영양분을 태워 에너지를 얻을 수 있게 하며, 혈액 속에 녹아 몸 전체에 공급된다. 산소는 각종 화학공업·야금(冶金) 등에서 대량으로 사용된다. 암모니아합성, 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 30부피%로 해서 쓰인다.

 

참조항목

동소체, 동위원소, 오존, 플로지스톤설

역참조항목

감극제, 공기, 규산, 무산소증, 물, 산소결핍공기, 산소성대사

카테고리

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