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화학원소 특성과 성질 조사

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애교많은고양이 | 2006.06.09 09:51 | 신고
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  • H : 수소(水素) [원자번호=1, 원자량=1.00794]



    제1족 및 제17족에 속하는 원소와 유사한 점이 있어 이들 양쪽에 포함시키거나 또는 그 특이성을 중요시하여 어느 족에도 포함시키지 않고 독립적으로 취급하기도 한다.
    동위원소로는 질량수 2 및 3인 것(중수소, 상중수소라고 한다)이 있지만 다른 원소의 경우와는 달리 보통 수소원자(질량수 1인 것, 중수소에 대응시킬 때는 경수소라고 한다)의 2배, 3배로 되기 때문에 질량의 차가 뚜렷하고, 따라서 성질의 차이가 크다. 이 사실로부터 보통 수소를 프로튬(protium), 중수소를 듀테륨(deuterium), 트리튬(tritium)으로 하여 구별한다.

    ♣존재♣

    지구상에 널리 분포하며, 특히 대기 상층부에는 대량으로 존재하지만, 하층 부분에는 극히 미량(0.00001 부피 % 정도)이 존재한다. 또한 유리상태로 화산의 분기(噴氣), 천연가스 등에서 산출되기도 하고, 셀룰로오스나 단백질이 세균의 작용으로 분해될 때에 소량이 발생하는 사실도 알려져 있다.
    그밖에 화합물로 물 또는 많은 유기화합물을 이루어 널리 존재한다. 또한 지구 이외의 천체(天體), 특히 태양을 비롯한 많은 별에 수소가스 및 원자상태 수소의 존재가 인정된다.

    ♣성질♣

    무색·무미·무취의 기체로 지구상에 존재하는 물질 중에서 가장 가볍다.

    상온에서 2원자 분자 H2로 존재한다.

    임계온도(臨界溫度) -239.9 ℃, 임계압력 12.8 atm, 물에는 18 ℃에서 1부피에 0.0185 부피 녹는다.

    상온에서는 반응성이 적지만, 온도가 높으면 많은 원소와 직접 반응한다.

    산소와의 2:1 혼합물은 500 ℃ 이상에서 격렬하게 반응하여 폭발하며, 산소수소 폭명기(爆鳴氣)라고 한다.

    그 밖에 황과는 황화수소, 질소와는 암모니아, 염소와는 염화수소를 생성하며 많은 금속과도 직접 반응하여 수화물을 만든다.
    금속염화물이나 산화물을 가열하면 환원되어 금속을 생성한다.
    일반적으로 화합물 중에서의 원자가는 +1가 또는 -1가의 값을 가진다.
    ♣제조♣

    공업적으로는 보통 천연가스를 비롯한 탄화수소의 열분해에 의하여 제조되지만, 그 밖에 수성가스, 코크스로(爐)가스 등에서 분리시키거나, 물의 전기분해 등의 방법으로 제조되기도 한다.

    실험실에서는 아연·철 등(수소보다 이온화 경향이 큰 금속)의 금속에 묽은 황산을 작용시키거나,
    묽은 수산화나트륨 수용액 또는 묽은 황산을 전기분해하여 만든다.

    ♣정제♣

    정제할 때에는 400 ℃로 가열한 구리선 위를 통과시킨 후 오산화인으로 건조시킨다(시판되는 봄베에 들어 있는 수소는 상당히 순도가 높기 때문에 보통 목적에는 그대로 사용해도 무방하다.)
    실험실에서 아연과 묽은 산의 반응으로 만든 것은 물 및 진한 황산의 세척병을 통과시키는 것만으로 충분하지만 정제할 때에는 먼저 황산 산성의 중크롬산칼륨 수용액 또는 알칼리성 과망간산칼륨 수용액을 넣는 세척병을 통과시키고, 다시 수산화나트륨용액이 든 세척병을 통과시킨 후 오산화인으로 건조시킨다.

    ♣이용♣


    암모니아·염산·메탄올 등의 합성에 대량으로 사용

    기름을 경화시키기 위한 수소 첨가

    액체연료의 제조

    산소수소불꽃으로 금속의 절단과 용접 및 백금·석영(石英) 등의 세공 등에도 널리 사용된다.

    He : 헬륨 [원자번호= 2, 원자량= 4.00260]



    주기율표 제18족에 속하는 비활성기체 원소.

    1868년 여름, 인도에서 개기일식(皆旣日蝕)의 관측에서 태양 홍염의 스펙트럼 속에 587.6 nm의 새로운 스펙트럼선이 존재하는 것을 프랑스의 P.J.C.장센이 발견하였다. 이것을 영국의 N.로키어와 E.프랭클랜드는 지구상에서는 미지이지만 태양 속에 존재하는 원소에 의하는 것으로, 태양을 의미하는 그리스어 helios에서 헬륨이라고 이름을 붙였다.

    ♣존재♣


    대기 중에 0.0005 부피%로 매우 미량이 함유되어 있으며.

    핵붕괴(核崩壞)에 의하여 생기므로 클레베석·모나자이트 등의 방사성 광물에 상당히 함유되어 있다.

    이 밖에 천연가스 속에 메탄과 섞여 산출되는 일이 있는데, 미국의 캘리포니아(0.5∼1.5 %)·텍사스(0.93 %)·캐나다(0.33 %)·이탈리아의 토스카나(0.26 %) 등에서 산출된다.

    ♣제조♣


    헬륨 자원으로는 천연가스 속에서 채취하는 것이 가장 많다. 일반적으로 공존하는 다른 가스를 저온·고압으로 액화(液化)하여 제거하고 순도 98 % 정도의 것을 얻는다.

    ♣성질♣


    상온에서는 무색의 기체이다.

    임계온도(臨界溫度) -267.9 ℃, 임계압력 2.26 atm, 1부피의 물에 0.00858부피 녹는다.

    기체로서는 1원자분자로 되어 있고, 이상기체(理想氣體)에 가장 가깝다.

    화학적 성질은 매우 비활성이며, 대부분의 다른 원소와 반응하지 않는다.

    ♣이용♣


    가벼워서 기구용(氣球用) 가스로 사용되며 불연성이므로 수소보다 안전하다.

    혈액에 대한 용해도가 작기 때문에 산소와 섞어서 잠수용(潛水用) 통기가스, 또는 중독이나 가사(假死) 등에 대한 산소흡입에 사용된다.

    최근에는 끓는점이 낮은 것을 이용하여 극저온(極低溫)을 얻기 위한 냉각에도 사용된다.


    Li : (리튬) [원자번호=3, 원자량=6.941]

    주기율표 제1족에 속하는 알칼리금속 원소의 하나.
    1817년 스웨덴의 J.A.아르페드손에 의해 페탈라이트[葉長石]에서 발견되었다.
    같은 알칼리금속인 나트륨이나 칼륨이 동식물계에 널리 존재하는데, 이 원소는 광물에서 발견되었기 때문에, 돌을 의미하는 그리스어 lithos를 따서 리튬이라 명명하였다.
    금속으로 처음 추출한 것은 H.데이비이며, 전기분해로 소량을 얻었다. 대량으로는 1855년 R.W.분젠이 염화리튬의 융해염을 전기분해함으로써 얻었다.

    ♣존재♣

    미량(微量)이지만 암석 속에 널리 분포하는데, 화산암 속에는 약 0.005 % 함유되어 있다.
    주요 광물은 레피돌라이트, 스포듀민, 페탈라이트 등이며, 구리와 거의 같은 존재량이다.
    동식물계, 예컨대 해초(海草), 담배, 커피, 우유, 혈액 속에도 존재한다.

    ♣성질♣

    은백색연하고 가벼운 금속이지만 나트륨보다 단단하다.
    녹는점=180℃, 끓는점=1336±5℃, 밀도(비중)=0.534
    굳기 0.6, 밀도0.534로 고체인 홑원소물질 중에서 가장 가볍다.
    알칼리금속이지만, 성질은 알칼리토금속, 특히 마그네슘과 비슷하다.
    실온에서는 산소와 반응하지 않지만, 200 ℃로 가열하면 강한 백색 불꽃을 내며 연소하여 산화물이 된다.
    수소 속에서도 연소하여 수소화리튬 LiH가 되고,
    질소와는 고온에서 화합하여 질소화리튬 Li3N이 된다.
    실온에서 물을 분해하여 수소를 발생하는데, 이 반응은 칼륨이나 나트륨만큼 격렬하지는 않다.
    불꽃반응은 분홍색이 된다.

    ♣제조♣

    레피돌라이트 등의 광석에 산성황산칼륨을 가하여 가열하고, 물로 황산리튬을 추출한다. 알칼리 이외의 금속을 제거하여 탄산칼륨을 써서 탄산리튬을 침전시킨 후 염산에 녹여서 염화리튬을 만든다. 이것과 염화칼륨과의 1:1 혼합액을 400∼500 ℃에서 전기분해하면 금속리튬이 생긴다. 순도는 99 % 정도이며, 다시 진공증류를 하면 99.99 % 정도 된다.

    ♣이용♣

    금속으로서 원자로의 제어봉(制御棒)
    유기합성의 촉매, 환원제
    각종 합금의 첨가제,
    철강재, 합금 등의 탈산제(脫酸劑)로 쓰이며,
    항공기의 재료, 전지의 전극 등 최근에 그 중요성이 증가하고 있다.


    Be : 베릴륨 [원자번호-4, 원자량=9.01218]

    주기율표 제2족에 속하는 알칼리토금속.
    이름은 녹주석의 그리스어인 beryllos에 연유한다.
    금속 홑원소 물질은 1828년에 독일의 F.뵐러와 31년에 프랑스의 A.A.B.뷔시가 염화베릴륨과 금속칼륨과의 반응에 의하여 각각 산출하였다.

    ♣존재♣

    천연으로는 녹주석, 금록석(金綠石), 페나스석 등으로 널리 존재하지만, 가장 중요한 광물은 녹주석이며, 산화베릴륨을 11∼13 % 함유하고 있다.
    ♣제조♣

    공업적으로는 녹주석을 산(酸) 또는 알칼리처리하여 산화물을 만들고, 다음에 플루오르화물로 바꾸어, 이것을 금속마그네슘으로 환원시키거나,
    염화물을 융용융전기분해하여 얻는다.

    ♣성질♣

    은백색 금속으로, 공기 중에서는 표면이 산화되며, 피막(被膜)이 생겨서 회백색으로 변한다.
    상온에서는 무르지만, 고온에서는 전성(展性), 연성(延性)이 있으며, 인성(靭性), 전기전도도, 탄성도 크다.
    녹는점=1280℃, 끓는점=2970℃, 밀도(비중)=1.85
    화학적 성질은 마그네슘과 비슷하지만, 알루미늄과 비슷한 점도 있다.
    물에는 침식당하지 않는다.
    또, 염산, 황산 등에는 수소를 발생하며 잘 녹지만, 질산에는 잘 녹지 않는다.
    알칼리에도 수소를 발생하며 녹는다.

    ♣이용♣

    중성자포착(中性子捕捉)이 극히 작고 단면적이 크므로, 원자로에서의 중성자 감속재, 반사재로서 중요하다.
    X선 투과율이 뛰어나므로, X선관(線管)의 창(窓)으로 사용되며,
    베릴륨청동, 베릴륨니켈 등의 합금으로도 사용된다.
    금속베릴륨 및 그 화합물은 유독하며, 피부의 염증을 일으키고 흡입하면 폐가 상한다.


    B : 붕소(硼素) [원자번호=5 , 원자량=10.811]

    주기율표 제13족에 속하는 비금속원소.
    붕사 등 붕산염은 오래 전부터 알려졌는데, 1720년 붕사와 황산에서 붕산을 얻었고,
    1807년 영국의 H.데이비가 붕산을 전기분해하여 홑원소물질로서 처음으로 추출하였다. 그는 처음에 붕산 boric acid의 이름을 따서 boracium이라는 이름을 제안하였으나, 그 성질이 탄소 carbon과 비슷하기 때문에 boron이라 부르게 되었다.

    ♣존재♣

    자연계에 홑 원소 물질로서는 존재하지 않으나, 붕산 또는 붕산염으로서 널리 분포한다.
    붕산염 광물로는 붕사를 비롯하여 커나이트, 코토아이트, 수안석(遂安石), 자이벨리아이트 등이 있다.
    바닷물 속에도 소량이 함유되어 있다.

    ♣성질♣

    금속광택이 있는 단단한 흑색 고체로, 전기의 반도체이다.
    녹는점=2300℃, 끓는점=2550℃, 비중(밀도)=2.310
    굳기는 9.3으로 금강석 다음이며, 탄화붕소보다 단단하다.
    화학적 성질은 규소와 비슷하여, 그다지 활발하지 않다.
    진한 염산이나 플루오르화수소와는 가열해도 작용하지 않고, 뜨거운 진한 질산이나 황산과는 약간 작용하여 붕산이 된다.
    플루오르와는 상온에서, 염소와는 41 ℃에서, 또 브롬과는 71 ℃에서 직접 반응하며, 요오드와는 반응하지 않는다.
    산소 속에서는 700 ℃에서 빛을 발하면서 연소하고, 황과는 600 ℃에서 반응한다.
    질소 또는 암모니아와 가열하면 질화붕소가 되고, 탄소, 규소와는 고온에서 반응하여 붕소화물이 된다.

    ♣제조법♣

    붕소를 산화붕소로 만들어, 산화마그네슘과 함께 융해 플루오르화마그네슘에 녹인 것 등을 써서 전기분해하면 분말이 생긴다. 순도(純度)는 약 99.70 %이다.
    산화붕소를 나트륨이나 마그네슘 등으로 환원시키면 흑회색의 비결정 붕소가 생기는데, 이 경우는 순도가 낮다.

    ♣이용♣

    홑원소물질로서는 별로 쓰이지 않고, 철과의 합금인 페로붕소는 제철공장 등에서 탈산제(脫酸劑)로 사용된다.
    열중성자 흡수 단면적이 크므로, 화합물을 만들어 중성자 흡수제로 쓰인다.
    유리의 원료를 비롯하여 붕산염으로서의 용도 등 다양하다.


    C : 탄소 (炭素) [원자번호=6, 원자량=12.01115]

    주기율표 제14족에 속하는 원소.
    고대부터 알려져 있는 원소로 홑원소물질로서는 비결정성 탄소, 흑연(석묵), 다이아몬드의 세 가지의 동소체로서 산출된다.
    흑연이 알려진 것은 중세에 이르러서였으며, 보석으로 사용되어온 다이아몬드가 탄소라는 사실은 1772년 A.L.라부아지와 1814년 H.데이비 등의 실험에 의해서 확인되었다.
    다이아몬드라는 이름은 이 이상 굳은 것은 없다는 것으로부터 정복되지 않는다는 뜻의 그리스어 adamas에서 유래되었으며,
    흑연 graphite는 오래 전부터 필기도구로 사용된 사실로부터 쓴다는 뜻의 그리스어 grafein에서 유래되었다.
    탄소 carbon은 고트어의 hauri를 어원으로 한다고 알려져 있으며, 또 연소를 뜻하는 산스크리트의 jval에서 유래된다고도 알려져 있다.

    ♣존재♣

    천연으로 광범위하게 존재하며. 주로 탄산염으로서 수성암 중에,
    이산화탄소(탄산가스)로 대기 중 또는 천연수 중에 함유되어 있다.
    유기화합물로서도 생물권(生物圈)의 중요한 구성성분이다.
    홑원소물질로서의 산출은 비교적 적다.
    무연탄은 대부분 비결정성탄소로 이루어져 있으나 석탄은 유리탄소와 함께 탄소화합물을 함유한다.
    탄소 이외의 원소로 이루어진 화합물이 약 2만 5000종이 알려져 있는 데 비해서 탄소화합물은 30만 종에 이른다. 이것은 탄소원자에 특별한 성질이 있어 사슬 모양이나 고리 모양으로 결합하고 4가로 복잡한 연결을 나타내기 때문이다.
    유기화합물, 즉 탄소화합물은 그 종류가 많은 데서 이것을 연구하는 화학을 유기화학으로 무기화학과 구별하고 있다.



    ♣성질♣

    다이아몬드는 무색 투명한 등축정계(等軸晶系)의 결정이며 보통 정팔면체이다.
    굳기는 물질 중 가장 높다.
    다이아몬드광택을 가지며 때로는 불순물 때문에 황, 적, 등, 녹, 청, 흑색 등의 빛깔을 띤다.
    굴절률도 높아 2.417이고, 분산능도 높다.
    보통 인광을 발한다.
    공기를 차단하고 2000 ℃로 가열하면 흑연으로 변한다.
    산, 알칼리 등의 화학약품에는 대단히 안정하다.
    흑연은 금속광택을 가진 흑색, 육방정계(六方晶系)의 결정이다.
    보통은 육각판상, 비늘 모양, 알맹이 모양 등이며,
    모두 쪼개짐[劈開性]이 있다.
    굳기는 1∼2로서 무르다.
    상당한 전도성을 나타낸다.
    화학적으로는 다이아몬드보다 다소 활성이 있으며,
    공기 중에서는 500∼600 ℃ 이상에서 착화하여 연소한다.
    분말을 진한 황산과 진한 질산으로 처리하면 흑연산이라고 하는 녹갈색의 액체가 된다.
    비결정성탄소는 흑색의 분말인데, 아주 미세한 흑연의 결정으로 이루어져 있으며 흑연의 불완전한 형태라고 말할 수 있다.
    원자배열도 흑연과 같으며 액체나 유리만큼은 흩어져 있지 않다.
    입자는 다공성이며 크기나 모양이 다를 뿐이다.
    각종 용매에 녹지 않으며 화학적으로 안정하지만 흑연보다는 활성이 강하다.
    산소, 황에 적열온도(赤熱溫度)에서 작용하여 각각 이산화탄소와 이황화탄소가 된다.
    고온에서는 더 반응하기 쉬워지며 많은 원소들과 직접 반응한다. 예를 들면, 수소와 반응해서 아세틸렌을 생성하고, 규소와 반응해서 카보런덤을 생성하며, 리튬, 칼슘, 철, 알루미늄 등과도 탄화물을 만든다.
    환원작용이 있고 많은 산화물로부터 산소를 빼앗아 일산화탄소나 이산화탄소로 된다.
    코크스, 목탄, 수탄(獸炭) 등도 비결정성탄소에 속한다.

    ♣제조법♣

    순수한 탄소를 고온, 고압에서 처리한 다이아몬드가 제조되고 있으나, 아직 극히 미세한 입자의 것밖에 만들지 못하고 있다.
    흑연은 무연탄, 피치 등에 소량의 모래 및 산화철을 혼합하고 아크로(爐) 안에서 4,100 ℃로 가열하여 얻고 있다.
    비결정성탄소는 유기물의 불완전 연소에 의해서 얻어지며 탄화수소를 열분해해서 수소를 제거한 후에 카본블랙으로 얻어진다.
    소량은 설탕 등의 탄수화물을 진한 황산 등으로 탈수(脫水)하여 얻을 수 있다.

    ♣이용♣

    다이아몬드는 보석으로 사용되고,
    굳기가 큰 것을 이용해서 각종 시추기 등의 선단에 이용된다. 이 용도에는 잠정질(潛晶質)의 볼트나 흑다이아 또는 카르보나드 같이 품질이 낮은 것들이 이용된다.
    흑연은 원자로 감속제(減速劑), 전기분해용 전극, 도가니, 연필, 감마제(減摩劑) 등에 사용된다.
    비결정성탄소는 각각 모양, 성질에 따라 연료나 그 밖의 용도가 있다. 분말인 것은 흡착제로서 중요하며, 미립자의 카본블랙은 안료, 인쇄잉크, 고무의 충전제 등에 사용된다.

    ♣기타성질♣

    탄소의 동위원소로는 질량수 10, 11, 12, 13, 14의 5종류가 있다. 질량수 12의 것이 보통 존재하는 안정한 동위원소이지만, 13의 것도 안정하고 탄소원소 중에 1.108부피 %의 비율로 존재한다. 그 밖의 것은 불안정하며 미량으로 존재하지만 질량수 14와 11의 탄소는 추적자로 사용된다. 특히 질량수 14의 탄소는 반감기 5750년인 방사성 동위원소로 고고학적인 연대를 추정하는 등에 이용된다.


    N : 질소(窒素) [원자번호=7, 원자량=14.0067]

    주기율표 제15족에 속하는 비금속원소.
    1772년에 J.프리스틀리가 일정량의 공기 중에서 숯을 태우면 그 공기의 약 5분의 1이 이산화탄소(탄산가스)로 되고, 나머지는 연소와 관련없는 기체임을 발견하였다.
    1777년에 K.W.셸레도 공기가 주로 두 종류의 기체로 구성되어 있음을 발견하였다. 이 기체는 1789년에 A.L.라부아지에에 의해서 처음으로 명명되었다. 라부아지에는 공기에서 산소를 제외한 기체 중에서는 호홉할 수 없는 사실에서 부정을 뜻하는 a와 생명을 지속한다는 뜻의 zotikos로부터 이 기체를 azote라고 명명하였다. 독일어 Stickstoff나 우리말의 질소도 여기에서 유래한다.
    같은 시대에 J.A.C.샤프탈은 질소가 초석의 주성분인 사실로부터 초석을 뜻하는 라틴어 nitrum과 생성한다는 뜻인 그리스어 gennao에 의해서 nitrogene이란 명칭을 제안하였고 이것으로부터 영어의 nitrogen이 생겼다.
    ♣존재♣

    대기 중의 성분으로는 가장 많은데 부피로 78 %, 무게로 75.5 %에 달한다
    해수, 암석 등에도 광범위하게 존재한다.
    자연계에 있어서 질소는 공기 중의 가스상 질소를 비롯해서 질산, 암모니아와 같은 화합물로부터 단백질, 핵산(核酸)에 이르기까지,구조가 간단한 것에서부터 복잡한 것까지 다수 존재하고 생체(生體)와 깊은 관계를 가지고 순환하고 있다. 이것을 질소순환(窒素循環)이라 한다. 즉, 토양 중의 간단한 질소화합물은 식물에 의해서 단백질, 그 밖에 복잡한 것으로 변하고 동물이 식물을 섭취할 때 함께 섭취한다. 나아가 동식물의 시체나 배출물 중의 단백질은 부패미생물에 의해서 환원되어 다시 식물체 내로 흡수되어 간다.
    ♣성질♣

    무색, 무미, 무취의 기체로 액체나 고체상태에서도 무색이다.
    녹는점= -209.86℃, 끓는점= -195.8, 밀도= 1.2505 g/L
    임계온도 -147.09 ℃,임계압력 33.5 atm이다. 0 ℃, 0.1 atm에서 1ℓ의 물에 23.6 mℓ 녹는다.
    산소보다 물에 녹기 어렵다.
    상온에서는 화학적으로 비활성이며, 연소를 돕지 않고 호흡을 조장하지 않지만 유독하지는 않다.
    고온에서는 다른 원소와 직접 반응하여 암모니아, 산화질소 등 많은 질소화합물을 만든다.
    ♣제조♣

    공업적으로는 공기를 액화시킨 액체공기로부터 분별증류에 의해서 얻는다.
    실험실에서는 아질산암모늄의 진한 용액 NH4NO2, 또는 염화암모늄과 아질산나트륨의 혼합물을 약 70 ℃로 가열하여 얻는다.
    NH4NO2 → 2H2O+N2
    공기 중의 질소를 분리, 고정시켜서 질소화합물을 만드는 공업을 질소공업이라 한다. 질소의 광물자원으로서는 칠레초석이 유명하지만 19세기 말엽에 공중질소고정법(空中窒素固定法)이 발명되어 칠레초석의 공업적 가치는 떨어졌고 질소공업은 공중질소고정공업을 뜻하게 되었다.
    ♣이용♣

    수소와 반응시켜 암모니아를 만드는 암모니아합성에 가장 많이 사용되며
    암모니아로부터 질산, 비료, 염료 등 많은 질소화합물이 제조된다.
    질소 기체는 상온에서 화학적으로 비활성인데 이를 이용하여 산소와 습기를 제거하는 블랭킷, 희석제로 사용된다.
    액체질소는 냉각제로 사용된다.


    O : 산소 (酸素) [원자번호=8, 원자량=15.9994]

    주기율표 제16족에 속하는 원소.
    암석은 산소와 다른 원소의 결합체라고 생각되며,
    물은 그 90 % 정도가 산소이며, 화합물로서 지각(두께 16 km)의 45 %, 해수(海水)의 86 % 정도나 된다.
    분자상태의 산소는 대기 중 20.95부피 %나 함유되어 있다.
    클라크수는 제1위로, 지구상에 가장 많이 존재하는 원소이다.
    녹색식물은 광합성의 결과로 생긴 부산물로서 분자상태의 산소를 방출하는데, 현재 대기 중에 함유되어 있는 산소는 녹색식물이 지구상에 나타나고 나서 생긴 것이라고 한다.
    대기 중 동위원소의 조성은 16O, 18O, 17O가 각각 99.7628 %, 0.20004 %, 0.0372 %이다.
    ◐발견◑

    K.W. 셸레는 1772년(스웨덴) 잘게 부순 연망간석을 진한 황산에 녹이고 가열하여 산소를 얻는 데 성공하였다. 그러나 셸레는 실제로 산소를 얻었으면서도 이것과 플로지스톤설(說)과의 조화 통일을 도모하려고 하여 올바른 판단을 못하였다.
    J.프리스틀리는 1774년(영국)에 집광(集光)렌즈로 태양광선을 모아 적색산화수은에 쬐어 산소를 얻었다. 프리스틀리도 그가 만든 기체가 물에는 불용성이고, 격렬한 지연성(支燃性)을 가지며, 호흡을 돕는 등의 성질이 있다는 것을 확인하였지만, 연소가 분해작용이라는 플로지스톤설에서 벗어나지 못하고 중대한 실험결과를 살리지 못하였다.
    그 후 프랑스의 A.L.라부아지에는 프리스틀리의 연구를 충분히 검토하여 프리스틀리가 한 실험을 반대로 실시하였는데, 밀폐기 속에서 수은을 가열하여 적색 물질을 만들어 공기의 부피 감소를 보고, 다음에 이 적색 물질을 꺼내어 가열하고 생긴 기체의 성질이 지연성이 있는 것을 발견하여 플로지스톤설과는 다른 새로운 연소설(燃燒說)을 수립하였다.
    또 1783년, 수증기를 가열한 철의 충전물에 통과시켜 물의 분석을 실시하였는데, 라부아지에는 이 새로운 기체 속에서 연소생성물의 대부분이 산의 성질을 가지는 사실에서 그리스어의 ‘신맛이 있다’는 뜻의 oxys와 ‘생성된다’는 뜻의 gennao를 합쳐 oxygen이라고 이름 붙였다.
    산소의 발견은 화학사상(化學史上) 대단히 중요한 사건이었으며, 그 때까지 유물론의 관점에서 이론을 세우려 해도 플로지스톤설에 의하여 관념론에 빠져버리던 화학이 산소의 발견에 의하여 참된 유물론으로 탈피하는 실마리를 얻었다고 할 수 있다.
    ◐성질◑

    상온, 상압에서는 무색, 무미, 무취의 기체이다.
    2원자분자 O2로 이루어지며 표준상태에서 1ℓ의 무게는 1.429 g,
    녹는점= -128.9℃ 끓는점= -128.97℃
    물 1부피에 대하여 0 ℃에서 0.0491부피, 20 ℃에서 0.0311부피가 녹는다.
    임계온도 -118.8 ℃, 임계압력 49.7 atm이다.
    액체, 고체에서는 담청색을 띠며, 액체의 비중 1.118(-183 ℃), 고체의 비중 1.416(-252.5 ℃)이다.
    공기 중에서 무성방전(無聲放電)을 하거나, 원자외선을 조사하면 동소체인 오존 O3이 생성된다.
    또 산소를 강하게 가열하면 원자상태의 산소를 약 6 % 생성한다(3,000 ℃에서).
    대단히 활발한 원소로 비활성기체의 일부(헬륨,네온,아르곤)를 제외하면 모든 원소와 화합물을 만들며, 극히 많은 원소와 직접 반응한다. 예를 들면, 탄소,황,인 등 많은 홑원소물질은 공기 중이라도 산소와 반응하여 연소하는데, 산소 속에서는 더 격렬하게 연소하여 산화물을 만든다.
    또 알루미늄, 철, 구리 등도 선 또는 분말로 반응시키면 빛을 내면서 탄다.
    다만 비활성기체,할로겐이나 백금,금 등의 귀금속과는 직접 반응하지 않는다.
    동,식물의 생활과 밀접한 관계가 있으며, 산소의 존재 없이 동물은 생명을 유지할 수 없다.
    또 많은 원소와 화합물을 만드는 사실로부터 1966년까지 원자량의 기준을 산소로 하고 그 원자량을 16.0000으로 하였으나, 현재는 탄소 12 12C를 12.0000으로하여 기준을 정하기로 개정되었다.
    ◐제조◑

    공업적으로는 액체 공기의 분별증류, 또는 공기의 분별액화(分別液化)가 널리 사용된다, 공기 액화에는 공기의 단열팽창이 사용되며 이것을 분류함으로써 산소와 질소를 동시에 얻을 수 있으므로 질소에 의한 암모니아합성 등과 함께 이용된다.
    물의 전기분해도 사용된다. 물의 전기분해에서는 보통 수산화나트륨 또는 수산화칼륨 수용액을 철전극과 격벽을 써서 전기분해한다. 이 방법은 산소와 함께 수소를 얻으며 오히려 수소 제조의 부산물이라 할 수 있어서 수소가 필요하지 않을 때는 사용하지 않는다.
    실험실에서 순수한 산소를 얻기 위해서는 이산화망간을 촉매로 하여 과산화수소수를 분해하거나,
    황산 산성으로 과산화수소수에 과망간산칼륨 수용액을 떨어뜨리거나 또는 과망간산칼륨을 진공 중에서 가열,분해시키는 방법을 사용한다.
    ◐이용◑

    각종 화학공업,야금(冶金) 등에서 대량으로 사용된다.
    암모니아 합성, 그 밖의 합성화학공업에서의 원료가스 제조에, 특히 철강 관계 노공업(爐工業)에서 사용량이 많다.
    그 밖에 산수소염(酸水素炎),산소아세틸렌염 등으로 금속의 용접, 절단 등. 액체산소 폭약, 로켓추진제 등의 용도도 많다.
    운반용에는 액체 산소가 주로 사용되며, 의약용 산소흡입에서는 50 부피%로 해서 쓰인다.

    F : 플루오르(불소) [원자번호=9, 원자량=18.9984]


    주기율표 제17족에 속하는 할로겐족원소. 불소라고도 한다.
    16세기경부터 그 존재가 추정되었으나 발견된 것은 비교적 늦었으며, 1886년에 H.무아상이 융해(融解) 플루오르화수소칼륨의 전기분해에 의해서 처음으로 홑원소물질로 분리하였다.
    그 이전인 10년에 프랑스의 A.M.앙페르가 형석을 원료로 하여 만든 플루오르화수소산 속에 염소와 비슷한 원소로서 그 존재를 주장하였다.
    앙페르의 이 주장은 일반적으로 인정되었으나, 다른 원소에 대한 친화력(親和力)이 강하기 때문에 그 분리가 어려워, H.E.로스코에 의해서 문제로 지적되어 있었다.
    홑원소물질 분리는 매우 의의 있는 것으로 받아들여졌다.
    그러나 플루오르는 반응성이 뚜렷하여 보통의 반응용기를 침식하기 때문에, 플루오르화학은 그 후 별다른 발전을 보지 못하였다.
    제2차 세계대전 중에 미국에서 원자폭탄을 제조하기 위한 우라늄의 동위원소 분리를 목적으로 플루오르화우라늄을 대량으로 다루게 되자 플루오르화학이 급격히 발전하였다.
    또, 폴리에틸렌, 플루오르수지 등 각종 합성수지가 개발되어 플루오르를 다루기도 쉬워졌다.
    ♣존재♣

    천연으로는 홑원소물질로 존재하지 않으며,
    형석,플루오르인회석 등 조암광물(造岩鑛物)로서 널리 분포한다.
    공업원료로서는 빙정석(氷晶石)이 중요하다.
    ♣성질♣

    상온에서는 특이한 냄새가 나는 황록색 기체이다.
    녹는점= -217.9℃, 끓는점= -188℃, 밀도=1.69g/L
    액체는 담황색이지만, 온도가 낮아짐에 따라 무색에 가까워진다.
    반응성이 강하며, 거의 모든 원소와 반응하여 화합물을 만든다.
    모든 원소 중에서 전기음성도가 가장 크다.
    반응성의 세기는 온도가 증가하면 한층 격렬해진다.
    수소와는 극히 낮은 온도에서도 격렬하게 반응하여 플루오르화수소를 만든다.
    금, 백금 등과도 반응하는데, 조건에 따라서는 산화수가 큰 화합물을 만든다.
    구리와는 플루오르화구리의 박막(薄膜)을 만들어 내부가 침식되지 않으므로, 플루오르를 만드는 용기로 사용된다.
    물을 격렬하게 분해시킨다.
    규소와는 불꽃을 내면서 작용하여 사플루오르화규소와 산소로 된다.
    유기화합물에도 격렬하게 반응하며, 구리망을 통과시키는 등의 적당한 조건으로 반응을 제어하면 각종 플루오르화합물을 얻을 수 있다.
    ♣제조♣

    플루오르화수소칼륨을 용융전기분해하여 만든다.
    공업적으로는 전해조(電解槽)로 마그네슘 합금이나 구리를 사용하고, 전극(電極)으로 흑연을 사용하여 약 250 ℃에서 전기분해하는 고온법과,
    플루오르화수소의 비율을 많게 하고, 전해조로 철 또는 모넬 합금, 전극으로 경질탄소(硬質炭素)를 써서 약 100 ℃에서 전기분해하는 중온법이 있다.
    재질, 온도 등을 고려해서 중온법이 많이 사용되고 있다.
    ♣용도♣

    플루오르화우라늄의 제조와 같이 플루오르 자체를 그대로 사용하는 일도 있으나,
    보통은 형석에서 얻은 플루오르화수소산을 원료로 하여 각종 플루오르화물, 플루오르규산, 플루오르붕산으로 만들어 금속공업이나 요업(窯業) 등 여러 분야에서 널리 사용한다.
    즉, 금속공업에서는 도금(鍍金), 방식(防蝕), 야금(冶金) 등 철강, 알루미늄의 제조에,
    요업에서는 광학유리, 유탁(乳濁)유리, 저융점(低融點)유리, 치과용 시멘트 등의 제조에,
    또 유리 가공에는 플루오르화수소산이 그대로 사용된다.
    이 밖에 플루오르수지, 프레온의 제조나 방부제, 살충제, 매염제(媒染劑) 등의 용도도 있다.
    이것들은 철제 봄베에 충전되어 시판되고 있는데, 유독하므로 주의해야 한다.


    Ne : 네온 [원자번호=10, 원자량=20.1797]


    주기율표 제18족에 속하는 비활성기체.
    대기 중에 약간 함유되어 있는데, 그 존재량은 0.00182용량 %(클라크수 제76위)이다.
    녹는점= -248.67℃, 끓는점= -245.9, 밀도=0.90g/L
    1898년 W.램지와 M.트래버스에 의해 크립톤, 크세논과 함께 발견되었다. 그들은 이 원소를 액체공기를 분류(分溜)할 때 그 스펙트럼에서 발견하였는데, 이때 방전관에서 나오는 아름다운 주홍빛을 본 램지의 13세 된 아들이 이것을 ‘새롭다’라고 부를 것을 제의하여 새롭다는 뜻의 그리스어 ‘neos’로부터 네온이라고 명명하였다.
    무색,무취의 기체로, 20 ℃에서 100 ml의 물에 15 ml 녹는다.
    액체 공기를 증발시킨 부분을 저온에서 액화하고, 이것을 되풀이하여 헬륨과 함께 모아, 액체 수소로 네온을 고체화하여 헬륨에서 분리시켜 얻는다.
    방전 때에 적색부분에 현저한 휘선스펙트럼을 보이며,
    다른 기체에 비해서 그다지 저압이 아니라도 가이슬러관(管)에서 방전하여 적색으로 빛나므로 네온관 등에 이용된다.


    Na : 나트륨 [원자번호=11, 원자량=22.989768]

    주기율표 제1족에 속하는 알칼리금속 원소의 하나.
    1807년 영국의 화학자 H.데이비에 의해 처음으로 금속으로서 단리(單離)되었다. 데이비는 칼륨을 석출한 며칠 후에 수산화나트륨으로부터 용융전기분해에 의해 이 원소를 단리시키고 소듐이라 명명하였다.
    1890년에는 H.Y.캐스트너가 공업적 제조법을 발견하는 데 성공하였다.
    이 원소의 명칭은 광물성 알칼리를 뜻하는 라틴어 ‘nitrum’, ‘solida’에서 유래한다고도 하며,
    또 탄산나트륨(탄산소다)의 옛 이름인 ‘natron’, ‘soda’에 기원한다고도 한다.
    ♣존재♣

    지구상에 널리, 다량으로 존재하며 그 양은 칼슘에 이어 6위.
    산소, 물 등과 잘 반응하므로 홑 원소 상태로 산출되는 일은 없고, 조장석(曹長石), 사장석, 하석(霞石), 빙정석 등에 분포한다.
    암염(岩鹽)으로서 거대한 광상을 이룬다.
    이 밖에 탄산염(천연소다), 질산염(칠레초석), 황산염(테나다이트), 붕산염(붕사) 등으로서 각지에서 산출되고,
    바닷물 속에는 염화나트륨으로서 약 3 % 함유되어 있어 중요한 공업자원이 된다.
    생체, 특히 동물 체내에서 나트륨이온은 조직액의 삼투압을 유지하고, pH를 일정하게 유지하는 등 중요한 생리기능을 수행한다.
    ♣성질♣

    은백색의 무른 금속으로서 칼로 자를 수도 있고, 작은 구멍으로 가늘게 뽑아 낼 수 있다.
    굳기 0.4이다.
    새로운 단면은 금속광택을 지니지만, 공기와 접촉하면 즉시 산화하여 광택을 잃는다.
    녹는점=97.90℃, 끓는점=877.50℃, 밀도(비중)=0.971 g/㎤
    화학적으로 매우 활발하여 녹는점 이상으로 가열하면 연소하여 불꽃을 낸다.
    할로겐, 산소 등과 격렬하게 반응하고, 수소와도 화합물을 만든다.
    물과도 격렬하게 반응하여 수소를 발생하며 수면 위를 돌아다니며 수산화나트륨을 만든다.
    따라서 보관할 때는 석유 속에 넣어 둔다.
    ♣제조♣

    공업적으로는 융해염을 전기분해하여 만드는데, 그 주요 방법으로는 수산화나트륨을 사용하는 캐스트너법과 염화나트륨을 사용하는 다운스법이 있다.
    캐스트너법은 수산화나트륨을 310∼320 ℃에서 녹여서 니켈 또는 철의 양극(陽極)과 구리의 음극을 사용하여 전기분해한다.
    다운스법에서는 염화나트륨의 녹는점을 낮추기 위해 염화칼슘을 혼합하여 600 ℃에서 전기분해한다. 양극으로 흑연, 음극으로 철을 사용하면, 양극에서는 건조한 염소, 음극에서는 나트륨이 동시에 생긴다.
    다운스법보다는 캐스트너법이 역사가 더 오래 되었고, 또 일반적으로 순도가 높은 것을 얻을 수 있으나 전류(電流)의 효율이 나쁜 결점이 있다. 세계적인 경향은 다운스법을 채택하고 있다.
    실험실에서는 금속나트륨을 진공 속에서 증류하여 정제한다.

    ♣이용♣

    녹는점이 낮고 열중성자(熱中性子) 흡수단면적이 작으므로 단독 또는 칼륨과의 합금으로 원자로의 냉각제로 사용된다.
    각종 금속제련의 환원제(還元劑)로 쓰이는 외에 아말감으로서 각종 환원제, 합금, 촉매로도 사용된다.


    Mg : 마그네슘 [원자번호=12, 원자량=24.3050]

    주기율표 제2족에 속하는 알칼리토금속.
    1808년 영국의 화학자 H.데이비가 발견하였는데, 마그네시아알바를 금속칼륨으로 환원시켜 소량의 금속을 얻은 데서 마그네시아의 이름을 따서 명명되었다.
    마그네시아라는 이름은 고대 소아시아의 왕국인 리디아의 도읍 마그네시아에서 유래되었다.

    ♣존재♣

    자연계에 유리(遊離)상태로는 산출되지 않지만, 탄산염, 황산염, 규산염 등으로 지구상에 널리 그리고 다량으로 존재하며, 지각(地殼) 내의 존재량은 나트륨, 칼륨에 이어 클라크수 1.93로 제8위이다.
    주요 광석은 마그네사이트, 카널라이트, 돌로마이트, 활석, 사문석, 석면 등이며, 이 밖에 휘석, 각섬석 등에도 함유되어 있다.
    가용성 염류(可溶性鹽類)로서 바닷물, 광천(鑛泉) 등에도 함유되어 있으며,
    식물의 엽록소 속에는 클로로필(마그네슘의 킬레이트화합물)로서 함유되어 있다.
    동물의 생리에서도 중요한 역할을 한다.

    ♣성질♣

    은백색의 가벼운 금속으로 연성(延性)이 있어, 얇은 박(箔)이나 가는 철사로 만들 수 있다.
    녹는점=650℃, 끓는점=1,100℃, 밀도(비중)=1.741 g/㎤, 굳기 2.6이다.
    가공 및 융해는 융제(融劑)로 표면을 덮어 산화를 방지한 다음 행한다.
    실온의 건조한 공기 속에서는 변하지 않는데, 그것은 산화마그네슘의 얇은 막이 산화의 진행을 방지하기 때문이다.
    습한 공기 중에서는 광택이 서서히 흐려진다.
    적열(赤熱) 상태에서는 일산화탄소, 이산화탄소, 아황산가스, 산화질소 등을 환원한다.
    그리고 더 가열하면 빛을 내면서 연소하여 산화물이 된다.
    염소와 격렬하게 화합하고, 또 그 밖의 할로겐, 황, 인, 비소나 금속원소 등과도 화합한다.
    가열하면 질소와 반응하여 질소화합물을 만든다.
    분말을 물 속에서 끓이면 수산화마그네슘과 수소를 발생한다.
    Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2
    산에는 쉽게 녹으며, 이 경우에도 수소를 발생하여 염이 되지만, 알칼리에는 녹지 않는다.
    염화암모늄 수용액에는 녹는다.

    ♣제조♣

    공업적으로는 염화마그네슘무수물의 융해염전해법과,
    탄소에 의한 고온환원 또는 카바이드, 페로실리콘 등에 의한 환원법이 있다.
    염화마그네슘무수물은 카널라이트, 간수 또는 바닷물에서 직접 채취하거나, 마그네시아를 염소화하여 만들기도 한다.
    또, 크롤법에 의해 티탄을 제조할 때 생기는 부산물인 염화마그네슘에서도 얻을 수 있다.
    전해액(電解液)은 MgCl2 + NaCl + KCl 또는 MgCl2 + 2NaCl 등으로 하여 660∼750 ℃에서 전기분해한다. 전해조(電解槽)는 철 또는 내화벽돌을 쓰고, 양극으로는 흑연, 음극으로는 철을 쓴다.
    탄소에 의한 환원은 1900∼2400 ℃에서 행하며, 생성한 마그네슘 증기와 일산화탄소를 대량의 수소가스로 급랭(急冷)하여 생긴 마그네슘분말을 증류하고 융해하여 잉곳(ingot)으로 만든다(순도는 90 % 정도). 이 방법은 조작이 위험하고 순도도 좋지 않으므로, 현재는 거의 쓰이지 않는다.
    페로실리콘에 의한 방법은 피전법이라 불린다. 이 방법은 돌로마이트 MgCO3, CaCO3을 소성한 것에 75 % 규소인 페로실리콘을 가해서 단광(團鑛)으로 만들고, 내열강으로 된 레토르트 속에 넣어 1200 ℃로 가열하여 환원시킨 다음, 이것을 0.001 mmHg 정도인 진공에서 마그네슘을 증류하여 얻는다. 이 방법으로는 순도 99.7 % 정도의 것을 얻을 수 있다.
    전해마그네슘의 순도는 99.90∼99.97 % 정도이며, 불순물은 구리, 망간, 철, 규소, 납 등이다. 이들을 제거하기 위해 비교적 저온에서 진공증류를 하면 99.99 %의 제품을 얻을 수 있다.

    ♣이용♣

    마그네슘 리본 또는 마그네슘 분말로서 플래시램프, 게터, 단열재 등에 사용되는 것은 잘 알려진 사실이다.
    또, 티탄, 지르코늄, 베릴륨 등의 순금속 제조용 환원제, 전기방식(電氣防蝕) 등에도 쓰이고,
    그리냐르시약으로서의 용도도 있다.
    또한, 마그네슘, 알루미늄, 아연, 망간계 합금 외에, 토륨, 희토류를 함유하는 마그네슘, 아연, 지르코늄계의 새로운 합금도 등장하여 뛰어난 가소성, 가볍고 강도를 가진 구조재(構造材)로서 수요가 크다.
    항공기를 비롯하여 각종 수송기계, 방적, 광학기계 등에도 사용된다.



    Al : 알루미늄 [원자번호=13, 원자량=26.98154]


    주기율표 제13족에 속하는 금속원소. 알루미늄이라는 이름은 백반(白礬)에서 유래한다. 즉, 백반 속에 금속원소의 산화물이 존재한다는 것은 이미 1754년 독일의 A.S.마르크그라프에 의해 확인되었으나, 영국의 H.데이비는 이것에서 금속을 얻을 수 있다고 하여, 그 금속을 백반의 라틴어인 almen을 따서 알뮴(almium)이라 명명하였다.그 후 금속원소로 확인되어 알루미늄이라고 부르게 되었다.
    1827년 독일의 F.뵐러가 처음 금속으로 분리하였다. 알루미늄의 공업화는 1855년 전기분해에 의해 금속을 얻는 방법을 발견한 프랑스의 H.E.생트 클레르 드빌에 의해서 시작되었으며, 1866년에 프랑스의 P.L.T.에루 및 미국의 C.M.홀에 의해서 독립적으로 대량생산이 가능한 전기분해 제조법(에루-홀법)이 발명됨으로써 오늘날의 경합금시대의 기초가 마련되었다.
    【존재】

    지구상에 다량으로 널리 존재하는데, 각종 금속의 알루미노규산염으로서 암석, 토양의 주성분이 되어 있다.
    광석으로는 장석(長石), 운모, 빙정석(氷晶石), 반토(礬土), 도토(陶土) 등이 있으며, 이들이 풍화한 점토(粘土) 외에, 산화물로는 홍옥(루비), 청옥(사파이어), 강옥(鋼玉:코런덤) 등 보석도 많다.
    현재 알루미늄의 원료로는 수반토(水礬土) 등을 주성분으로 하는 보크사이트를 사용하며 이것으로 알루미나를 만들고, 이것을 융제(融劑) 속에서 전기분해하여 알루미늄을 만드는 방법이 흔히 행해진다.
    클라크수 7.56이다. 산소, 규소에 이어 제3위이며, 금속원소로는 제1위이다.

    ♣성질♣

    은백색의 부드러운 금속으로 전성(展性), 연성(延性)이 풍부하여, 박(箔)이나 철사로 만들 수 있다.
    시중에서 판매되는 알루미늄은 98.0∼99.85 %의 순도이며, 주요 불순물은 규소와 철이다.
    녹는점=600.1℃, 끓는점=2450℃, 밀도(비중)=2.70 g/㎤
    성질은 순도에 따라 다른데, 전기의 양도체로, 비저항은 구리의 약 1.6배이다.
    또, 비중으로 보아 전형적인 경금속이다.
    공기 중에 방치하면 산화물의 박막(薄膜)을 생성하여 광택을 잃지만, 내부까지 침식되지는 않는다.
    공기 중에서 녹는점 가까이 가열하면 흰 빛을 내며 연소하여 산화알루미늄이 된다. 이 때 높은 온도가 되므로, 분말을 써서 금속의 야금(冶金)이나 용접을 한다.
    질소, 황, 탄소 등과 직접 화합하여 질소화물, 황화물, 탄화물이 되며,
    할로겐과도 작용하여 염화물, 브롬화물 등을 만든다.
    산에 녹아 염을 만들지만, 진한 질산에는 잘 침식되지 않는다.
    알칼리에 녹아 수소를 발생하여 알루민산염이 된다.

    ♣제조♣

    공업적 제조법으로는 대부분 에루-홀법이 사용되고 있는데, 알루미나를 주원료로 하여, 이것을 융해한 빙정석 속에서 만든다. 알루미나는 바이어법으로 만들며, 빙정석은 천연의 것 또는 수산화알루미늄을 플루오르화수소산에 녹여서 수산화나트륨으로 중화시켜서 만든 것을 사용한다. 전해로(電解爐)는 강철제의 운두가 얕은 직사각형 내화벽돌과 두꺼운 탄소로 안붙임(lining)되어 있고, 이것이 음극(陰極)으로 되어 있다. 노의 상부에는 소성전극(燒成電極)이나 제데르베르크식 전극을 사용한다. 소성전극은 피치-코크스를 주제로 하고, 점결제(粘結劑)로서 피치-타르 등을 가해서 소성한 것이며, 단면이 작기 때문에 다극식(多極式) 양극이 되지만, 제데르베르크식은 1~2개의 전극으로 큰 용량의 조업이 용이하기 때문에 현재는 대부분 이 방식을 채용하고 있다. 이 방식의 전류용량은 1만∼6만 A이며, 최근에는 10만 A나 되고, 노의 효율이나 열손실 등을 고려하여 대형로가 되는 경향이 있다. 알루미나가 전기분해되면 음극에는 알루미늄, 양극에는 산소가 생기는데, 산소는 양극의 탄소와 반응하여 이산화탄소 및 일산화탄소를 발생시킨다. 전기분해 온도는 약 970 ℃, 전압은 4.5∼6.5 V이다. 알루미나가 7 % 정도일 때가 효율이 좋으며, 감소하면 이른바 양극 효과 때문에 좋지 못하므로 휘젓는다. 원료인 알루미나는 하루에 몇 번 첨가해 주고, 노 바닥에 괸 알루미늄은 종종 사이펀 등으로 떠낸다. 이 때의 제품의 순도는 99.7∼99.9 %이다. 전류효율은 80∼90 %이고, t당
    소비전력은 1만 8000 kWh이다. 이보다 더 정밀하게 할 때는 3층식 알루미늄정제법을 사용한다. 이것은 1922년 후프스가 공업화한 방법인데, 전기로의 하층에 조(粗)알루미늄합금(약 30 %의 구리가 함유되어 있다)을 녹이고, 중층에 전해욕(電解浴), 상층에 정제된 알루미늄이 뜨는 전기분해법이며, 순도 99.92∼99.999 %의 것을 얻을 수 있다.

    ♣용도♣

    전성(展性), 연성(延性)이 풍부하고 비중이 작으며,
    열, 전기의 전도성이 크고 대기 중에서의 내식성이 강하기 때문에, 판재, 박재(箔材), 봉재, 선재, 관재, 형재(型材) 등 모든 형태로 가공되어 이용된다.
    가벼운 점을 이용하여 항공기, 자동차, 선박, 철도에 사용되고,
    전기의 양도체인 점을 이용하여 송전선 등에 사용된다.
    또, 식품공업, 식기류 등에서의 알루미늄 이용은 내식성(耐蝕性)과 인체에 해가 없는 점 때문이다.
    이 밖에 페인트, 알루미늄박에 의한 포장이나 건축재료 및 원자로재 등 현재까지 극히 많은 용도가 알려져 있다.



    Si : 규소 (硅素)[원자번호=14, 원자량=28.086]


    주기율표 제14족의 탄소족 원소에 속하는 비금속원소로 실리콘이라고도 한다.
    규소의 비교적 간단한 화합물인 산화규소 SiO2 는 부싯돌, 수정(水晶) 등으로 옛날부터 알려져 있었으며, 규사(硅砂) 같은 것은 고대 이집트에서 유리제조의 원료로 사용되기도 하였다.
    1822년 스웨덴의 화학자 J.베르셀리우스가 홑원소물질로서 처음으로 발견하였고, 플루오르화규소를 금속칼륨으로 환원시켜서 얻었다.
    자연계에는 유리상태로 산출되지 않고, 산화물, 규산염 등으로 존재하며, 암석권의 주요 구성성분이 되어 있다.
    클라크수(지각 내의 존재량)는 산소에 이어 제2위로 많아 27.6 %를 차지한다.
    벼, 대나무, 속새풀 등을 비롯하여 규조류(硅藻類), 동물의 깃털, 발톱, 해면 등에도 함유되어 있다.

    ♣성질♣

    무정형(無定形)인 것은 갈색 분말이고, 결정질인 것은 어두운 청흑색의 침상(針狀) 또는 판상(板狀)으로 비뚤어진 8면체이다.
    녹는점=1414℃, 끓는점=2335℃, 밀도(비중)=2.38 g/㎤
    다이아몬드형 구조이며, 게르마늄과 함께 전형적인 반도체이다.
    공기 중, 상온에서는 안정하지만 플루오르와는 반응하며, 가열하면 염소, 산소, 질소 등과도 반응한다.
    탄소와는 고온에서 반응하여 탄화규소를 만든다.
    왕수(王水)에 의해 서서히 산화되어 이산화규소가 되고,
    플루오르화수소산과 질산의 혼합물 및 수산화알칼리용액에는 쉽게 녹지만, 그 밖의 산에는 침식되지 않는다.
    가성알칼리수용액의 작용을 받아 수소를 발생하며 녹아서 규산염이 된다.
    금속나트륨과 할로겐화알킬을 작용시키면 유기규소화합물이 생긴다.

    ♣제조♣

    일반적으로는 수세파쇄(水洗破碎)한 규석을 숯 또는 코크스로 전기로에서 환원시켜 얻는다. 순도는 99 % 정도에 이른다.
    SiO2 +C → CO2 +Si
    규석을 마그네슘, 알루미늄 등으로 환원시켜도 얻을 수 있다.
    시중의 판매품은 순도 96~98 % 정도이지만, 염산, 플루오르화수소산으로 세정하면 탄화규소 이외의 불순물을 제거할 수 있다.
    보다 순수한 것을 얻으려면, 증류 정제한 사염화규소를 고순도(高純度)의 아연으로 고온에서 환원시키는 뒤퐁법에 의해서 99.97 % 정도의 것을 얻을 수 있다.
    또 대용융법(帶溶融法)이라 하는 정제법에 의해서 순도 99.99999999 %의 것을 얻을 수 있다.

    ♣이용♣

    규소는 뛰어난 반도체이기 때문에 초단파용 광석검파기(트랜지스터, 다이오드 등)로 쓰이며, 게르마늄을 사용하는 것보다도 더 짧은 파장에까지 유효하게 작용한다.
    각종 규소수지의 원료이며, 환원제, 탈산제, 합금 첨가원소로서 금속재료 부문에서 대량으로 사용된다.
    철강재료에는 보통 70 % 정도의 규화철을 함유하며, 고규소주철(규소 15 % 정도)은 내산(耐酸) 합금으로 알려져 있다.
    규소 0.5~4.2 %를 함유하는 규소강판은 자기유도도(磁氣誘導度)가 높아 변압기 등의 철심(鐵心)으로서 중요하다.
    구리합금에는 약 4.5 % 첨가되어 전신, 전화선 등에,
    알루미늄합금에는 약 13 % 첨가되어 실루민(silumin)합금으로 사용된다.



    P : < phosphorus> 인 (燐)[원자번호=15, 원자량=30.9738]


    주기율표 제15족에 속하는 질소족 원소.
    1669년 독일의 H.브란트가 은을 금으로 바꾸는 액체를 만들려고 공기를 차단퓻읒?尿]을 강열(强熱)했을 때 발견하였다. 그는 이 제조법을 비밀로 하였으나, 그 물질 자체가 발하는 차갑고 사라지지 않는 빛이 사람들의 주의를 끌게 되어 여러 가지로 연구되었다.
    그 후 1680년 영국의 R.보일에 의해서 오줌에서 같은 물질이 석출되어 원소로서의 인이 확인되었다.
    그 때까지 어두운 곳에서 빛을 발하는 것은 모두 phosphorus라고 불렀는데(그리스어로 phos는 빛, phorus는 운반자의 뜻), 그 후 이것이 인의 명칭이 되었다.

    ♣존재♣

    클라크수(지각 내의 평균 유량) 0.08로, 제11위의 풍부한 원소이다.
    홑원소물질[單體]로는 자연계에서 발견되지 않으나, 화합물로는 널리 분포해 있다.
    즉, 인산염 광물로서 산출되고, 또 화산암에는 소량이, 바닷물 속에도 미량(微量)이 함유되어 있다.
    생물과도 매우 밀접한 관계가 있는데 식물에는 0.2∼0.8 % 함유되어 있다. 동물에는 뼈·이[齒] 등의 주요 성분이고, 또 피틴·인지함질(燐脂質)·인단백질·핵산(核酸) 등 각종의 중요한 유기화합물로서 체내에 함유되어 있다.
    바다새(海鳥)의 똥이 퇴적하여 된 구아노에도 다량의 인산칼슘이 함유되어 있고
    도깨비불은 인이 발하는 빛이라고도 한다.

    ♣성질♣

    황린(黃燐)은 담황색의 투명한 납(蠟) 모양의 고체이나, 순수한 것은 무색의 결정이며, 백린(白燐)은 동소체(同素體)이다.
    동소체로는 백린 외에 자린(紫燐)·흑린(黑燐)이 있다. 백린의 표면에 소량의 자린이 생긴 것이 황린이고, 백린과 자린의 고용체(固溶體)로 된 것이 적린(赤燐)이다.
    백린은 납 또는 비스무트로 가열·용해하여 냉각시킨 다음, 납·비스무트 등을 제거하면 보라색 결정으로서 자린을 얻을 수 있다.
    또, 백린을 1 cm2 당 1,200 kg의 압력하에서 200 ℃로 가열하든지, 3만 5000 atm으로 가압하면 금속적인 흑린이 된다.
    백린은 습한 공기 중에서 인광(燐光)을 발하나, 다른 인은 빛을 발하지 않는다.
    백린 또는 황린은 화학적으로 활성(活性)이며, 공기 중에서는 50 ℃에서 발화 연소하여 산화물인 오산화인 P2O5(또는P4O10)이 된다.
    탄소·질소 등을 제외한 대부분의 원소와 직접 화합하는데, 특히 할로겐·황·산소 등과는 격렬하게 화합한다.
    진한 질산에 녹아 인산이 되고, 진한 알칼리에서는 포스핀을 발생한다.
    자린·흑린은 공기 중에서 안정하여, 위와 같은 반응을 보이지 않는다. 적린도 마찬가지이다.

    ♣제조♣

    예전에는 골회(骨灰)를 황산으로 처리하여 인산을 만들고, 이것을 목탄·코크스 등과 레토르트 속에서 건류(乾溜)하여 만들었다.
    현재 공업적으로는 인광석 Ca3(PO4)2, 코크스 C, 규석(硅石) SiO2을 분쇄 혼합하여, 전기로(電氣爐) 속에강열하여 생기는 증기를 물 속에서 응축시켜 황린을 만든다.
    2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C → 6CaSiO3 + 10CO + P4
    적린은 황린을 쇠로 만든 전화(轉化) 킬른(가마) 속에서 공기를 단절하고 약 200 ℃로 가열하여 만든다.

    ♣이용♣

    황린은 인산·적린 등의 제조원료나 살서제(殺鼠劑)로서 사용되고,
    적린은 성냥 제조, 인청동(燐靑銅) 등의 제조, 인을 함유하는각종 농약의 합성 등에 사용된다.
    인산으로서는 각종 인산염의 제조, 특히 인산나트륨·중합인산나트륨으로서 세제용으로 대량 사용되고 있다.


    S : 황 (黃) [원자번호=16, 원자량=32.066]


    주기율표 제16족에 속하는 산소족 원소.
    오래 전부터 그 존재가 알려져 있었으며, 고대에는 황을 태워 그 연기에 쐬어서 소독하는 방법이 있었다고 한다.
    그 후 의약 또는 화약으로 널리 사용되어 왔다. 영어의 sulfur 또는 sulphur는 산스크리트의 ‘불의 근원’을 뜻하는 Sulvere로부터 유래된 라틴어 Sulphurium이 그 어원이다.

    ♣존재♣

    지구상에는 자연황으로서 유리상태로 산출되지만 화합물로서도 광범위하게 다량 존재한다.
    자연황은 화산지방에 많고 미국, 일본, 이탈리아 등이 주요 산지이다.
    화합물로서는 황철석, 황동석, 방연석(方鉛石), 섬아연석, 진사(辰砂) 등의 황화물, 석고, 중정석(重晶石) 등의 황산염으로 존재하며
    그 외에 화산가스, 온천, 광천 등에도 황화수소, 아황산가스(이산화황), 황산 등의 형태로 존재한다.
    또한 생물계에서도 중요한 원소이며, 단백질 속에 많이 함유되어 있다.

    ♣성질♣

    녹는점=115.21℃, 끓는점=444.6℃, 밀도=1.92g/㎤
    상온에서는 황색의 비금속 고체이며 많은 동위원소가 알려져 있다. 95.5 ℃ 이하에서는 사방황(α황)(斜方晶系黃)이 가장 안정하며, 자연황이나 승화황이 이에 속한다.
    물에 녹지 않고 이황화탄소에는 잘 녹으며, 알코올, 벤젠, 에테르에도 다소 녹는다. 모든 황은 방치해두면 α황이 된다.
    95.5 ℃ 이상에서는 단사황(β황)(單斜晶系黃)이 안정하며, 보통 황을 용융시킨 후 고화시키면 석출되는 담황색의 결정이 β황이다. 이황화탄소, 알코올, 벤젠 등에 녹는다.
    액체의 황을 물 속에서 급랭시키면 황갈색의 고무모양 물질(고무모양 황이라 한다)이 되지만, 이것은 λ황, μ황의 혼합물로서 λ황만이 이황화탄소에 녹는다.
    액체를 다시 고온으로 가열하면 기체가 되지만, 여기에는 S8(황색), S6, S4(적색), S2(황색) 등의 분자가 포함되어 있고, 고온이 될수록 해리하여 2000 ℃에서는 단원자의 S로 된다.
    그 밖에 각종 비결정성 황이 알려져 있다.
    전기불량도체이고 마찰하면 대전된다. 화학적으로는 산소와 비슷하고 상당히 활성이 강하다.
    원자가는 보통 -2가, -1가 및 +1가, +2가, +4가, +6가이다.
    공기 중에서 가열하면 푸른 불꽃을 내면서 타며 이산화황이 된다.
    공기 중에서 가루형태로 된 것은 상온에서 산화되며, 금, 백금 이외의 금속과는 직접 화합한다.
    ♣제조♣

    일반적으로 자연황을 함유하는 광석으로부터 얻는다. 예를 들면, 소취법(燒取法)이라고 부르는 건류법과 증기 제련법이 많이 이용되고, 이 중에서도 소취법이 특히 많아 약 90 %를 차지한다. 이 방법에서는 연도(煙道)가 있는 노(爐)에 주철제 가마가 2열로 여러 개 고정되어 있다. 가마에 광석을 넣고 1000 ℃ 정도까지 가열하면 황은 기화해서 노의 양쪽 날개에 있는 침전관에 유도되어, 여기서 냉각, 액화하는데, 다시 이 액체황을 용기에 넣어 형틀에 주입시켜 제품으로 만든다. 이 방법은 연료의 소모가 많고 수득율(收得率)이 좋지 않지만, 조작이 간단하고 비교적 순도가 높은 것을 얻는다는 장점이 있다. 이 방법을 변형시킨 것으로 연속소취법, 비활성가스법 등이 있다.
    증기정련법은 원통형의 압력가마를 사용하여 황의 온도보다 다소 높은 온도의 수증기를 작용시켜 황을 액화시켜 얻는다.
    이 방법과 원리가 같은 프래시법은 멕시코만 연안 일대에서 채용되고 있는 방법으로, 과열수증기를 광상(鑛床)에 불어 넣어 황분을 용융시켜 액상으로 하고 압력으로 지상에 밀어올리는 방법이다. 광상과 채취 규모가 크며 세계 생산량의 90 % 이상을 차지하고 있고, 순도도 99.5 % 이상의 것을 얻고 있다.
    또 같은 용융법으로는 수증기를 사용하지 않고 직접 용융시키는 방법, 돌가마 속에서 광석 자체의 황을 일부 연소시키면서 황을 액화시켜 밑에서 꺼내는 칼콜로니법 등이 있다.
    그 밖에 이황화탄소 등의 용제로 녹여서 분류(分溜)하는 방법도 있다. 이 방법은 수득율, 순도 다 같이 좋지만 위험하기 때문에 그다지 사용되지 않는다.
    또 생산량으로 보면 중요하지는 않지만, 각종 석유화학 공장의 폐가스에 함유되어 있는 황화수소의 일부를 연소시켜 이산화황으로 만들고, 이 이산화황과 탄소를 가열해서 황을 얻는 방법도 있다.
    ♣정제법♣

    보통은 실온보다 다소 높게 데운 이황화탄소에 녹여서 여과한 후 빙랭(氷冷)시켜 재결정시키지만 의약품으로 사용되는 황은 순도 99.5 %가 되어야 하며, 다음 방법으로 정제한다.
    ① 황화(黃華):승화(昇華)로 얻는다.
    ② 침강황(沈降黃):석회유(石灰乳)와 황화로부터 만든 황화칼슘용액에 염산을 가해서 침강시킨다.
    ③ 정제황:황화에 혼재하는 불순물을 암모니아수로 씻어서 제거한다.
    ♣이용♣

    황산, 이황화탄소, 성냥, 흑색 화약, 염료 등의 제조원료가 되며,
    고무의 가황(황화, 탈산황, 황분말, 침강황, 콜로이드황 등이 사용된다)에 널리 쓰이고,
    농약, 살충제의 제조원료가 되며, 펄프공업(아황산법), 합성섬유공업에 쓰이며,
    의약품으로는 국부자극제, 살기생충제, 살카이젠제와, 내복용의 정제황이 적합하며, 완하제로 변비와 치질환자에 사용된다. 용량은 1회 4 g, 1일 10 g이다.



    Cl : 염소(鹽素) [원자번호=17, 원자량=35.45]


    주기율표 제17족에 속하는 할로겐족원소의 대표적인 것.
    1774년 K.W.셸레가 염산과 연망간석을 반응시켜 발견하였으며, 1810년 H.데이비가 원소라는 결론을 내리고 그리스어의 황록색을 뜻하는 chloros를 따서 chlorine이라고 명명하였다.
    자연계에는 홑원소물질의 상태로 존재하지 않고, 항상 화합물로 존재한다.
    ♣성질♣

    상온에서는 황록색 기체로 심한 자극적 냄새가 나며, 점막을 상하게 하여 질식시킨다.
    냉각하면 황색 용액을 거쳐 황백색 고체가 된다.
    녹는점= -100.96℃, 끓는점=34.07℃, 밀도=3.214g/L
    임계압력(臨界壓力)은 76.0 atm, 임계온도는 144 ℃이다.
    용해도는 물 100 g에 대하여 0.9972 g(10 ℃), 사염화탄소 100 g에 대하여 15.6 g(0 ℃)이다.
    화학적으로 극히 활발하여, 비활성기체를 제외한 대부분의 원소와 화합물을 만든다.
    수소와는 빛 등의 에너지를 흡수하여, 격렬하게 폭발하면서 염화수소를 생성한다.
    탄소, 규소와는 고온에서 반 응하여 염화물을 만들고,
    붕소, 인, 안티몬, 비소 등은 염소 속에서 불타서 염화물을 만든다.
    황, 셀렌, 텔루르 등과도 반응한다.
    또한, 알칼리금속, 구리, 아연, 수은, 주석, 비스무트 등도 염소 속에서 빛을 발하면서 격렬하게 반응하고,
    금, 은, 납, 철, 니켈 등도 상온에서 반응한다.
    염소수는 염소 냄새가 나며, 표백작용을 갖는다.
    메탄계 탄화수소를 염소 속에서 연소시키면 치환반응이 일어나서 카본을 유리하여 다음과 같은 반응이 일어난다.
    CnH2n+2 + (n+1)Cl2 → (2n+2)HCl+nC
    또, 빛을 조사(照射)하면 단계적으로 반응이 진행된다.
    ♣제조♣

    공업적 제조법으로는 주로 식염수 전해법(電解法)이 이용되고,
    다음으로 융해염화물 전해법이 이용된다.
    염소공업은 염소와 알칼리와의 수급(需給) 관계에 의해 좌우되며, 또 염소의 대량 저장이 곤란하기 때문에 수급이 안정되어 있지 않다.
    실험실에서 염소를 얻는 데는 염산을 산화망간, 중크롬산칼륨 등으로 산화시킨다.
    MnO2+4HCl → MnCl2+Cl2+2H2O
    표백분과 염산을 반응시켜도 되고
    Ca(OCl)Cl+2HCl → CaCl2+H2O+Cl2
    간단하게는 봄베에 채워져 시판되고 있는 액체염소를 이용해도 된다.
    정제할 때는 발생한 염소를 물로 세척하고, 황산을 넣은 세척병을 통해서 수분을 제거한 후 오산화인으로 건조시킨다.
    산소를 더 제거하고 싶을 때는 -78 ℃에서 액체염소 속에 수소를 통과시킨다.

    ♣이용♣

    산화제, 표백제, 살균제, 소독제 등으로도 사용되지만,
    가장 큰 소비량을 보이는 것은 염산의 합성재료이고,
    다음에 표백분의 원료, 유기염소화합물의 제조, 금속염화물의 제조 등에 사용된다.

    ♣주의♣

    염소는 제1차 세계대전 중에는 독가스로 사용되었으며, 직접 흡입해서는 안 된다.
    공기 중에 0.003∼0.006 %가 존재하기만 해도 점막이 상하여, 비염(鼻炎)을 일으켜 눈물, 기침 등이 난다.
    흡입을 장시간 계속하면 가슴이 아프고, 피를 토하며 호흡곤란이 된다.
    0.03 %에서는 1시간이면 질식사하고, 0.1∼1 %에서는 순간적으로 강한 호흡곤란을 일으켜서 사망한다.
    흡착성이 크므로 의복, 머리털 등에 묻어서 서서히 흡입하게 되는 경우도 있다. 잘못하여 흡입했을 때는 즉시 신선한 공기를 흡입시키고 안정하게 해야 한다.


    Ar : 아르곤 [원자번호=18, 원자량=39.95]

    주기율표 제18족에 속하는 비활성기체원소.
    1894년에 영국의 J.W.레일리가 W.램지의 협력을 얻어 공기에서 산소를 제거하고 얻은 질소의 비중과, 질소화합물을 분해하여 얻은 질소의 비중이 다른 점에 착안하여, 공기에서 이 물질을 분리시켜 발견하였다.
    이 물질은 그때까지 알려진 원소와 달리 화학적 성질이 극히 활발하지 않아 모든 물질과 반응하지 않았던 데서, 그리스어인 an ergon(게으름쟁이)을 따서 명명되었다.
    ♣존재♣

    천연으로는 안정동위원소 질량수 40(존재비 99.600 용량%), 36(0.337 용량%), 38(0.063 용량%)짜리가 존재하며, 원자로 부근의 공기 속에는 방사성동위원소 41(반감기 110분, β-)짜리 Ar이 검출된다.
    공기 중에는 0.933 부피 %, 1.285 무게 %가 존재한다. 클라크수는 0.00035이다.
    ♣성질♣

    맛, 냄새가 없는 기체로, 물이나 유기용매에 녹는다.
    녹는점= -189.2℃, 끓는점= -186.0℃, 밀도= 1.783 g/L
    아르곤은 종래 어떤 물질과도 반응하지 않는 것으로 생각되었으나, 근년에 이르러 물 및 히드로퀴논과 각각 Ar·6H2O 및 3C6H4(OH)2·Ar라는 클라스레이트화합물을 만든다는 사실이 밝혀졌다.
    저온에서는 활성탄에 상당량 흡착된다.
    ♣제조♣

    공기를 액화하여 액체공기를 만들어서 정류하고,
    남은 산소, 질소는 알칼리금속으로 제거한 후 정제한다.
    ♣이용♣

    주로 백열전구, 형광등, 진공관, 정류관 등에 봉입하는 기체로 사용되어 왔는데,
    근년에는 아르곤의 비활성을 이용하여 금속의 주조, 제련 등의 보호 기체로 사용된다.
    또, 3 mmHg 정도로 감압하여 방전시키면 적색부에, 더 감압하면 청색부에 휘선스펙트럼을 나타내므로 네온사인 등에도 이용된다.
    40Ar은 칼륨을 함유하는 광물 속에서 생성되며, 40K과의 상대량으로부터 광물 생성의 지질학적 연대를 계산할 수 있다.


    K : 칼륨 [원자번호=19, 원자량= 39.0983]


    주기율표 제1족에 속하는 알칼리금속 원소.
    1807년 영국의 화학자 H.데이비가 수산화칼륨 KOH를 융해하여 전기분해에 의해 최초로 금속칼륨을 얻었다.
    식물의 재를 우려낸 물에서 탄산칼륨이 얻어진다는 사실은 옛부터 알려져 있었으며, 이 조작이 쇠로 만든 항아리에서 행해졌기 때문에 항아리(pot)와 재(ashes)로부터 탄산칼륨을 potashes라 불렀다. 이 탄산칼륨에서 수산화칼륨을 얻었기 때문에 포타슘이라는 이름이 유래되었다.
    또, 칼륨이라는 명칭은 아라비아어인 kaljan(재) 또는 kal(가벼운)에서 유래한다고도 한다.
    ♣존재♣

    지구상에 나트륨에 이어 두번째로 많이 존재하나, 홑원소물질의 상태로 산출되지 않고, 주로 규산염으로서 지각 속에 널리 분포한다.
    이 규산염이 풍화하여 생기는 칼슘이온은 토양 속의 콜로이드상 물질에 잘 흡착되며, 따라서 강·바다로 유출되는 일은 드물고,
    육상식물의 재에 많이 함유되어 있어, 식물 생리에 중요한 역할을 하고 있다.
    또, 독일·프랑스 등지의 암염광산(岩鹽鑛山)에서는 염화물·황산염의 복염(複鹽)으로서 다량 산출되고,
    바닷물 속의 염분에는 염화칼륨으로서 존재하며, 고형염(固形鹽)의 2.5 %를 차지한다.
    ♣성질♣

    홑원소물질[單體]은 매우 부드러운 은백색 금속이며,구조는 체심입방격자(體心立方格子)이다,
    녹는점=63.65℃, 끓는점-760℃, 밀도=0.86 g/㎤
    불꽃반응은 옅은 보라색이다.
    화학적 성질은 나트륨과 비슷하나 한층 활발하고,
    공기 중에서는 곧 산화되므로 석유 속에 보존한다.
    상온에서 물과 격렬하게 반응하여 수소를 발생한다.
    수은과는 아말감을 잘 만든다.
    양성(陽性)이 극히 강한 금속으로, 화합물은 모두 +1가이고, 대부분 물에 잘 녹는다.
    수산화칼륨 또는 염화칼륨과 탄산칼륨의 융해염을 전기분해하면 생긴다.
    나트륨에 비해서 수요가 적으므로 생산규모는 작다.
    ♣이용♣

    나트륨보다 반응성이 크고 값이 비싸기 때문에 나트륨만큼 사용되지는 않았지만,
    원자로의 냉각제로 사용되는 합금, 고온온도계 등에 사용되고 있다.


    Ca : 칼슘 [원자번호=20, 원자량=40.078]

    주기율표 제2족에 속하는 알칼리토금속 원소
    석회를 뜻하는 라틴어 calx를 따서 명명되었다
    홑원소금속[單體金屬]은 1808년 영국의 H.데이비가 염화칼슘을 용융전기분해(融解電解)시켜 처음으로 얻었다.
    반응성이 크며 유리상태(遊離狀態)에서는 자연계에 존재하지 않으나 화합물로서 지구상에 광범위하게 다량으로 분포해 있다.
    탄산염 CaCO3(석회석, 대리석, 고회석, 방해석 등), 황산염 CaSO4(석고 등), 플루오르화물 CaF2(형석), 규산염(사장석, 규회석 등), 인산염 (인회석) 등으로 존재한다. 또한 동물체에는 주로 인산과 결합하여 뼈, 이[齒] 등에 함유되어 있으며,
    그 밖에 생리작용에도 관여한다. 사람은 하루에 0.8 g 정도 섭취하면 충분하다. 섭취하는 칼슘의 형태에 따라 이용도가 다른데, 인산삼석회나 옥살산[蓚酸] 칼슘 등 물에 녹지 않는 것은 이용도가 적은 것으로 알려져 있지만 흰쥐에 대한 실험에서 그와 같은 차이는 인정되지 않았으며, 이 점에 관해서는 정설이 없다.
    시금치의 옥살산이나 곡류의 피트산은 흡수가 안 되는 경향이 있는 것으로 알려져 있다.
    영양으로서의 주공급원은 유럽, 미국 등에서는 우유, 유제품(乳製品)이며, 이것만으로도 위에서 말한 양의 1/3~1/2 정도는 보급되지만, 한국의 경우는 생선의 작은 뼈나 녹엽(綠葉) 등을 주보급원으로 하고 있기 때문에 하루의 섭취량은 0.5 g 정도에 머물고 있다.
    특히 임신했을 때나 수유기(授乳期)에는 칼슘제를 복용하여 보급해 주는 것이 바람직하다. 또한, 비타민 D는 칼슘의 흡수를 돕는 것으로 알려져 있다.
    ♥성질♥

    은백색의 부드러운 금속으로, 납보다는약간 더 단단하며,
    전성(展性), 연성(延性)이 풍부하여 얇은 판이나 막대 등으로 가공하기 쉽다.
    녹는점=850℃, 끓는점=1440℃, 밀도=1.55g/㎤
    불꽃반응은 등적색이다.
    공기 중에 방치하면 표면에 산화물의 피막을 생성한다. 그러나, 오래 두면 습기를 흡수하여 서서히 수산화물에서 탄산염으로 된다.
    산소, 질소, 수소와 300 ℃ 이상에서 반응하여 각각의 화합물을 만든다.
    플루오르와는 상온에서, 다른 할로겐이나 인, 황, 셀렌 등과는 고온에서 반응하고, 탄소, 규소, 붕소 등과도 반응한다.
    물과는 상온에서 반응하여 수소를 발생하지만 가열하면 격렬히 반응한다.
    산에는 상온에서도 격렬히 반응하여 녹지만, 암모니아와는 상온에서 반응하지 않는다.
    수은과는 아말감을 만들며, 많은 유기화합물을 환원시킨다.
    ♥제조♥

    현재 공업적으로는 주로 전해법(電解法)과 열 환원법의 두 가지가 사용되고 있다.
    ① 전해법:염화칼륨을 15 % 정도 혼합한 염화칼슘을 융해시키고(약 800 ℃), 흑연을 양극, 철을 음극으로 하여 전기분해한다. 이 때 얻는 것은 순도 85 % 정도가 보통이며, 증류에 의한 정제로 98 % 정도가 된다. 나트륨, 칼륨, 철 등이 불순물로 함유되어 있다.
    ② 열환원법:진공 중에서 1,200 ℃로 산화칼슘을 알루미늄에 의해서 환원시킨다.
    6CaO+2Al → 3Ca+3CaO·Al2O3
    얻는 칼슘은 증기로부터 결정(結晶)이 되므로 98 %로 순도가 높다.
    어느 방법으로 얻은 것이든 불순한 것은 진공 중에서 증류를 반복함으로써 98 %까지 정제할 수 있다.
    【용도】

    비교적 녹는점이 높고, 증발하기 어렵기 때문에 구리, 알루미늄, 니켈, 크롬 등 많은 금속 및 합금의 탈산제, 탈황제로 사용된다.
    또 금속제련에서는 강한 친화력을 이용하여 우라늄, 바나듐, 티탄 등 난환원성(難還元性) 금속의 산화물, 할로겐화물 등의 환원제로 사용된다.
    또한 나트륨으로 활성시키면 질소와 결합하기 쉽게 되므로 아르곤, 헬륨 등의 희유가스의 정제에 사용된다.
    2006.06.09 09:52 | 신고