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질소
질소(Nitrogen)는 비금속 화학 원소로, 기호는 N이고 원자 번호는 7, 질소 분자의 화학식은 N₂이다. 질소는 녹는점은 -210℃, 끓는점은 -196℃, 비중은 0.808이며 일반적으로 질소원자 두 개가 결합하여 무색, 무미, 무취인 기체 상태로 존재한다. 질소는 지구 대기에서 가장 많은 비중(약 78%)을 차지하며, 또한 지구상의 모든 생명체의 구성물이다. 또한 질소는 아미노산, 암모니아, 질산 그리고 시안화물과 같은 화합물을 구성하는 성분이기도 하다.
질소를 사용해 반도체 효율을 높이기 위한 연구개발이 세계적으로 활발해졌다. 배터리 등에 쓰이는 전력 반도체 성능을 높이거나 메모리 반도체 처리속도를 더 끌어올릴 수 있는 신소재 합성 등에 질소가 각광 받고 있다.[1]
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개요[편집]
질소는 지구 대기에서 가장 많은 원소 두 개가 삼중 결합으로 매우 강하게 연결된 이원자 분자로 공기 중에 존재하며 무색, 무취, 무미한 기체이다. 지구상의 모든 생명체에서 발견되는 원소이다. 특히 아미노산, 핵산(DNA 그리고 RNA)에서 질소 원소가 발견된다. 사람 몸을 이루는 화학 원소로서 산소, 탄소, 수소에 이어 네 번째로 많이 존재한다.
질소는 또한 지구 생태계에서 매우 중요한 화학 원소이다. 공기 중의 질소가 생물권과 유기 화합물로 이동하고 다시 대기 중으로 배출되는 질소의 순환 사이클은 지구 생태계 유지에 매우 중요하다. 독일 화학자 프리츠 하버는 공기 중에 존재하는 질소를 인공적으로 농축하고 고온, 고압에서 수소와 반응함으로써 암모니아를 합성할 수 있는 화학적 방법을 개발하였다. 이는 결국 인공 질소 비료를 대량으로 합성할 수 있게 해주었다. 하버의 연구 결과는 농업에 필요한 비옥한 토지를 가능하게 해주어 인류의 식량난 해결에 크게 기여하였고, 1918년 이러한 공로를 인정받아 하버는 노벨화학상 수상자로 선정되었다.
공업적으로 매우 중요한 화학 약품들이 질소 원자를 바탕으로 한다. 예를 들어 암모니아, 질산, 유기 질산염, 사이안화물 등이 질소 원자를 가진다. 특히 이 중에서 암모니아와 질산염은 비료 산업에서 매우 중요한 질소 화합물이다. 질소 화합물들은 제약 산업에서도 큰 비중을 차지한다. 항생제에서부터 모르핀, 카페인에 이르기까지 다양한 유기 분자들이 질소를 가진다. 오늘날의 노벨상을 만든 알프레드 노벨이 다이너마이트를 개발하기 위해 사용한 나이트로글리세린 역시 질소를 포함하는 나이트로 작용기에 기반을 둔다. 대중들에게 많이 알려진 합성 수지 중 하나인 나일론도 질소를 포함한다.
역사[편집]
1772년 스코틀랜드 물리학자 다니엘 러더퍼드(Daniel Rutherford)가 질소원자를 발견하고 처음으로 발표하였다. 비슷한 시기에 영국의 화학자 조셉 프리스틀리(Joseph Priestley)과 헨리 캐번디시(Henry Cavendish), 스웨덴의 화학자 카를 셸레(Carl Wilhelm Scheele)도 공기가 주로 두 종류의 기체로 구성되어 있음을 실험을 통해 발견하였다.
1789년 프랑스의 화학자 앙투안 라부아지에(Antoine Laurent Lavoisier)는 산소와 달리 호흡과 관련이 없으며, '생명을 지속한다'는 뜻의 그리스어 'zotikos'에 부정'을 뜻하는 접두사 a를 붙여 'azote'라고 명명했다.
질소(nitrogen)라는 지금의 원소 명칭은 1790년 장 샤프탈(Jean Antoine Chaptal)이 질소가 초석(질산칼륨)의 주성분이라는 사실로부터 초석을 뜻하는 라틴어 'nitrum'과 생성한다는 뜻인 그리스어 'gennao'를 이용해 'nitrogene'으로 제안하였고, 여기에서 영어의 'nitrogen'이 생겼다.
성질[편집]
물리적 성질[편집]
질소 원자의 성질[편집]
바닥상태에서의 질소 원자의 전자 배치는 1s²2s²2p₃이다. 전기 음성도는 폴링 척도로 3.0이며, 이는 질소가 속해 있는 15족 원소 중에서는 가장 높은 값이다. 질소의 순차적 이온화 에너지는 다음과 같다.
차수 1차 2차 3차 4차 5차 6차 이온화에너지 14.54eV 29.605eV 47.426eV 77.450eV 97.863eV 551.925eV
질소 원자의 이온화 에너지는 비교적 높은 편이며, 이는 질소 원자가 상온에서 화학 반응 중에서도 단원자 양이온을 잘 만들지 않는 원인이 된다. 그러나 N³⁻과 같은 단원자 음이온은 만들 수 있다.
원자핵의 성질[편집]
자연적으로 발견되는 동위 원소는 ¹⁴N, ¹⁵N가 있고, 그중 ¹⁴N이 대부분을 차지하고 있다. ¹²N, ¹³N, ¹⁶N, 17N는 방사성 동위 원소이다. 이들은 매우 불안정하여 빠르게 붕괴한다. ¹²N와 ¹³N는 양전자를 내놓으며 붕괴(β+ 붕괴)한다. 12N의 반감기는 0.0125초이며, 13N는 9.93분이다. ¹⁶N과 17N는 전자를 내놓으며 붕괴(β- 붕괴)한다. ¹⁶N의 반감기는 7.35초이며, 17N은 4.14초이다. ¹²N, ¹³N, ¹⁶N, ¹⁷N는 반감기가 너무 짧아 분석에 활용하기 힘들다.
질소 분자의 성질[편집]
질소는 주로 상온에서 이원자 분자를 이루고 있는 냄새, 색깔, 맛이 없는 기체의 형태로 존재한다. 녹는점은 -210°C, 끓는점은 -195.89°C이다. 임계 온도는 -147.1°C이며 임계 압력은 33.5atm이다. 0°C, 1atm에서 밀도는 1.25057g/L이다. 고체 상태의 질소는 육방정계 형태의 결정이다. 질소는 무극성 분자로서, 물에는 약간 녹고, 용해도는 온도가 증가할수록 감소한다. 알코올에도 약간 녹지만 다른 용매에는 녹지 않는 경우가 대부분이다.
방전으로 활성화할 수 있으며, 이 경우 활성 질소라 불린다. 활성 질소는 부분적인 전하를 띠고 있으며 불안정하고, 화학적으로 반응성이 높다. 시간이 지나면 금빛의 잔광을 내며 보통의 상태로 돌아간다. 원자핵의 반지름은 약 10⁻⁴Å이다. 이원자 분자 상태로 존재할 때 질소 원자 간 거리는 1.0976Å이다. 바닥상태의 이원자 분자에서 질소 원자 간의 결합은 하나의 시그마 결합과 두 개의 파이 결합으로 구성되어 있는 삼중 결합이다. 결합 에너지는 942kJ/mol이다.
화학적 성질[편집]
질소가 가질 수 있는 산화수는 -3에서 +5까지로 넓은 편이다. 각각의 산화수는 모두 안정한 화합물을 만들 수 있다. 이원자 분자 상태로 존재하는 질소는 삼중 결합을 포함하고 있어 3000°C 이상으로 가열해도 약간의 해리가 일어날 뿐이다. 상온에서 반응성이 크지 않지만 고온에서는 대부분의 비금속, 금속과 반응할 수 있다.
다른 원소와의 반응[편집]
질소의 다른 원소와의 반응은 다음과 같은 것들이 있다.
- 수소와 반응하여 암모니아를 생성할 수 있다. 이는 전기 방전을 통해서도 가능하고 고온, 고압에서 촉매를 사용함으로써도 가능하다.
- 산소와 고온에서 반응하여 질소 산화물을 생성한다. 고온에서 생성되지만, 질소 산화물의 해리 속도는 느리기 때문에 질소 산화물 자체는 상온에서도 존재할 수 있다.
- 붕소, 규소, 인과 고온에서 반응할 수 있다.
- 염소, 브로민, 아이오딘, 황, 셀레늄과 반응할 수 있으나 그 생성물은 불안정하다. 그러나 플루오린과는 안정된 화합물을 생성할 수 있다.
- 리튬과 반응하여 질화 리튬(Li₃N)을 생성한다. 다른 알칼리 금속과는 반응하지 않는다.
- 알칼리 토금속과는 Mg₃N₂과 같은 조성의 화합물을 생성한다.
활성 질소의 반응[편집]
방전으로 인해 생성되는 활성 질소는 화학적으로 반응성이 일반 질소에 비해 더 높으며, 반응식에서는 N₂*로 표기된다. 활성 질소는 다음과 같은 반응에 연계되어 있다.
- 흰인과 반응하여 붉은인 또는 질화 인을 생성한다.
- 나트륨과 반응하여 질화 나트륨을 생성한다. 반응식은 다음과 같다.
- 6 Na + N₂* → 2 Na₃N
- 일산화 질소와 반응하여 질소와 산소 분자를 생성한다. 반응식은 다음과 같다.
- 2 NO + N₂* → 2 N₂ + O₂
- 아세틸렌과 반응하여 사이안화 수소를 생성한다. 반응식은 다음과 같다.
- HC≡CH + N₂* → 2 HCN
- 에틸렌과 반응하여 사이안화 수소를 주로 생성하고 부산물로 에테인, 메테인, 아세틸렌 등이 생성된다.
제조법[편집]
실험실에서는 진한 아질산암모늄 용액(NH₄NO₂)을 가열하거나, 아질산나트륨과 염화암모늄의 혼합물을 약 70℃로 가열하여 얻는다(NH₄NO₂ → 2H₂O＋N₂). 공업적으로는 공기를 압축시켜 액화시킨 다음 액체 공기로부터 끓는점 차이에 의한 분별 증류법으로 얻을 수 있다. 이것은 액체 공기의 온도를 서서히 높여 주면 질소가 -196℃에서 산소(끓는점 -183℃)보다 먼저 기화되어 나오므로 산소와 분리할 수 있다.
동물은 식물이나 다른 동물의 단백질을 섭취하여 조직 단백질에 필요한 질소를 얻고, 식물은 토양의 무기 질소 화합물이나 공기 중에서 결합하지 않은 상태의 질소로부터 단백질을 합성한다. 동식물의 배설물이나 분해물은 토양과 공기 중에서 질소 화합물이 되고, 토양에 사는 세균에 의해 질소 화합물이 분해되어 공기 중으로 유리 질소 형태로 돌아가는 순환을 한다.
질소의 용도[편집]
대부분의 질소는 질소 화합물의 제조에 쓰이며, 다이너마이트를 비롯한 각종 폭약을 만드는 데 기본적인 원료로 사용된다. 질소와 수소를 1:3의 부피비로 반응시켜 자극적인 냄새가 나는 무색의 암모니아 기체(NH₃)를 만들고(N₂ + 3H₂ → 2NH₃)이 암모니아를 이용하여 질산·질소·비료·염료 따위의 질소 화합물을 제조한다. 질소는 산소와 결합하여 아산화질소, 일산화질소, 이산화질소 따위의 산화물을 생성한다. 모든 산화질소는 휘발성이 매우 크며, '웃음 가스'라고도 하는 아산화질소는 마취제로도 쓰인다. 이산화질소는 질산 제조 공정의 중간 물질로서 여러 화학 공정에서 강력한 산화제로 쓰이며 로켓 연료로도 사용된다. 질소 기체는 상온에서 화학적으로 비활성이며 이를 이용하여 식품의 선도를 유지하는데 사용되며 과자봉지의 충전제로 쓰인다. 낮은 온도의 액체 질소(-196℃)는 식품의 냉동·건조에 사용하기에 적합하여 부패하기 쉬운 상품을 수송할 때 냉동제로도 쓰인다. 액화 질소는 산소나 수소 분자에 비해 안정적이므로 시료의 동결 보관에 널리 이용되고 저온 상태의 연구에도 유용하다.
각주[편집]
- ↑ 이해성 기자, 〈작지만 강한 전기차 배터리…질소 기반 반도체로 만든다〉, 《한경닷컴》, 2020-10-10
참고자료[편집]
- 〈질소〉, 《두산백과》
- 〈질소〉, 《화학백과》
- 〈질소〉, 《위키백과》
- 이해성 기자, 〈작지만 강한 전기차 배터리…질소 기반 반도체로 만든다〉, 《한경닷컴》, 2020-10-10
같이 보기[편집]
