황산 편집하기

'''황산'''(黃酸, Sulfuric acid, H₂SO₄)은 강산성의 액체 화합물이다. 물을 제외하고는 가장 많이 제조되며, 많은 곳에 사용된다. 농도가 높은 황산 (질량 퍼센트가 약 90% 이상)을 농황산 또는 진한 황산이라고 한다. 진한 황산은 산으로써의 성질이 약하다. 그 대신 흡습성이 강하기 때문에 강산 탈수 작용을 한다. 만약 유기물에 접촉하면 수소와 산소를 물분자의 형태로 빨아들인다. 황산이 피부에 닿으면 화상을 입는다. 화상을 입는 것은 이 같은 탈수작용과 발열때문이다.

== 개요 ==
염산, 질산과 더불어 [[강산]]으로 유명한 물질이며 화학 산업계에서 물 다음으로 많이 생산되는 화합물이다. 각 나라의 황산 생산량이 그 나라 화학 산업의 규모를 나타내기도 한다. 염산과 황산, 질산 3가지를 통틀어 3대 강산(强酸)이라고 한다. 다만 이보다 더 강한 초강산이 존재하며, 초강산의 판정 기준을 황산으로 잡는다. 순수 황산보다 산도가 높으면 초강산으로 분류한다.

일본과 중국에서는 황산을 유산(硫酸)이라고 불러서 한자는 다르지만 한국어 발음이 같아 젖산과 혼동될 수 있으므로 주의해야 한다. 유황(硫黃)의 산이라 하여 유산(硫酸)이라고 하며, 조선민주주의인민공화국에서도 류산이라고 한다. 대한민국에서도 유산이라는 말을 쓰기는 하지만 젖산을 뜻하는 유산(乳酸, 락트산)과 혼동할 수 있으므로 보통 황산이라고 부른다. 예를 들어 황산구리를 일본에서는 유산동(硫酸銅)이라고 부르거나 황산으로 섬유를 분해한 화학종이인 기름종이(parchement paper)를 유산지(硫酸紙)라고 부른다. 기름 유(油) 유산지가 아니다.

화학 공업의 꽃이라고 할 정도로 산업적으로 중요한 물질. 예컨대, 이게 없으면 [[도금]]이란 산업 자체가 성립되지 못하며 금속의 부식 예방 황산도 원래 금속을 부식시켜 녹이는 물질인데 이걸로 금속의 부식 예방에 쓰이는게 아이러니 및 습기 제거 용도로 많이 쓰이고, 유기물 합성에도 빠지지 않고 등장하며 [[납축전지]]에도 이게 들어간다.

묽은 황산에 전류를 흘려주면 양 극에서 수소와 산소 가스로 분리되어 나온다. 초기에는 납축전지를 주기적으로 뚜껑을 열어서 물을 보충해줘야 했는데, 이유는 바로 물이 전기분해되어서 농도가 진해지기 때문이었다. 현재는 전기분해를 일으키지 않는 전극을 사용하기 때문에 완전밀봉 구조로 만들 수 있게 되었다. 물론 그 덕분에 안전성이 높아지기도 했다.

분석화학 등을 통해 알 수 있듯이, 황산은 1차 이온화도(pKa~10)와 2차 이온화도(pKa2=1.9)의 차이가 크다. 우리가 보통 강산으로 알고 있는 황산의 이온화는 황산(H₂SO₄)에서 황산수소이온(HSO₄⁻)으로 가는 첫번째 이온화이며, 황산수소이온이 황산이온(SO₄²⁻)으로 가는 2차 이온화는 pKa가 1~2정도로 pH 1 이하에서는 이온화가 거의 안된다. 다만 농도가 묽으면 2차 이온화도 잘 되니 2차 이온화가 잘 안 된다고만 생각하다 시험에서 틀릴 수 있으니 주의해야 한다.

== 역사 ==
산을 생성할 수 있는 미네랄의 일종인 비트리올(vitriol)에 대한 연구는 고대로부터 이루어졌는데, 그리스와 로마의 학자들은 비트리올의 근원과 성질을 찾아내고, 의료용으로 쓰는 것에 대해 토의하곤 했다. 이어 중세 유럽의 연금술사들이 황산 철(II)을 구워 생산했던 물질을 비트리올 유(oil of vitriol)라고 불렀는데, 이것이 바로 황산이다.

17세기 독일-네덜란드 화학자 글라우버(J. Glauber)가 황을 질산 포타슘과 함께 증기 하에서 연소시켜 황산을 만들었는데, 이는 질산 포타슘이 분해되면서 황을 산화시키고 이에 물을 더해 황산을 생산하는 방법이다. 이후 영국에서 유리 용기보다 값이 싸고 단단한 대형 연실(lead chamber)에서 이 방법을 이용하여 황산을 대량 생산했는데, 거의 200년 이상 이 방법이 채택되어 사용하였다.

1831년 영국의 식초 상인이었던 필립스(P. Phillips)가 삼산화 황(SO₃)과 진한 황산을 생산하는 경제적인 접촉 공정을 특허로 내었고, 현재 전세계적으로 이 방법으로 황산을 생산한다.

== 특성 ==
=== 물리적 특성 ===
밀도가 1.84 g/cm³로 비교적 큰 편인 황산은 맑은 무색의 액체이지만 점도가 높다. 순도 99%의 황산이 제조될 수 있지만, 끓는점에서 삼산화 황의 발생으로 인하여 대부분 98.3 %의 농도로 만들어지고, 저장 시 안정한 농도는 98 %인데, 이를 '진한 황산'이라고 한다.

순수한 황산은 25 °C에서 증기압이 <0.001 mmHg이며, 145.8 °C에서 1 mmHg이다. 98 % 황산 역시 40 °C에서 1 mmHg 미만의 증기압을 갖는다.

일반적으로 쓰이는 황산은 다양한 순도로 판매되는데, 공업용은 불순물이 존재하여 종종 색을 띠기도 하며 비료를 만드는 데 적합하다. 고순도는 제약 산업이나 염색용으로 쓰이며, 분석용 시약으로도 판매되고 있다.

무수 황산은 극성이 크고 100 정도의 유전 상수(dielectric constant)를 갖는다. 자체적으로 양성자화(protonated)될 수 있어 전기전도도도 높다.

'''2 H₂SO₄ ⇌ H₃SO₄⁺ + HSO₄⁻..K..ap(25 °C)= [H₃SO₄⁺] [HSO₄⁻] = 2.7×10⁻⁴'''

(''K''ap는 자체 양성자화에 따르는 이온곱 상수)

황산은 많은 반응에서 매우 유용한 [[용매]]로 쓰이기도 한다.

=== 화학적 특성 ===
황산은 수화 반응시 많은 열을 발생하기 때문에, 묽힐 때에는 반드시 물에 황산을 넣어야 하며 황산에 물을 넣으면 안 된다. 이는 반응에서 물 분자가 빠르게 양성자를 받아들이므로, 산을 물에 넣어서 산이 한계 반응물(limiting agent)이 되도록 해야 하기 때문이다.

'''H₂SO₄(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + HSO₄⁻(aq) K₁ = 2.4×106  (강산)'''
'''HSO₄⁻(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) K₂ = 1.0×10⁻² (여기서 K₁, K₂는 산 해리 상수)'''
물에 대한 친화도가 매우 커서 황산은 탁월한 탈수제로 작용한다. 이 때문에 설탕과 탄수화물을 포함한 여러 다른 화합물로부터 물을 제거할 때 진한 황산을 쓰며, 이 과정에서 탄소와 열과 수증기가 생성된다.

대부분의 경우 황산은 산으로 작용하여 대부분의 염기와 반응한다. 예를 들어, 산화 구리(II)와 황산의 반응으로부터 푸른 황산구리 염이 만들어진다.

'''CuO(s) + H₂SO₄(aq) → CuSO₄(aq) + H₂O(l)'''

플루오린 산 용매에서 초강산(superacid)과 반응하는 황산은 염기로 작용하여 양성자를 받아 [H3SO4]+가 된다.

묽은 황산은 다른 전형적인 산들과 마찬가지로 금속과 치환 반응을 하는데, 예를 들어, 철, 알루미늄, 마그네슘, 니켈 등과 같이 구리보다 이온화 경향이 큰 금속과 반응하여 수소를 발생시킨다.

'''Fe(s) + H₂SO₄(aq) → H₂(g) + FeSO₄(aq)'''

황산에 의해 구리나 주석과 같이 반응성이 작은 금속들도 산화되지만, 납과 텅스텐은 반응하지 않는다.

한편, 진한 황산은 전형적인 산과는 다르게 강한 산화제로써 금속과 반응할 수 있다. 이 때 이산화 황과 물이 함께 생성된다.

'''2 H₂SO₄ + 2 e⁻ → SO₂ + 2 H₂O + SO₄²⁻'''

'''Cu + 2 H₂SO₄ → SO₂ + 2 H₂O + SO₄²⁻ + Cu²⁺'''

== 진한 황산 ==

== 활용 ==

== 참고자료 ==
* 〈[https://terms.naver.com/entry.naver?docId=6124617&cid=60409&categoryId=67305 황산]〉, 《네이버 지식백과》
* 〈[https://terms.naver.com/entry.naver?docId=5663060&cid=62802&categoryId=62802 황산]〉, 《화학백과》
* 〈[https://namu.wiki/w/%ED%99%A9%EC%82%B0 황산]〉, 《나무위키》

== 같이 보기 ==
* [[황]]
* [[황화물]]

{{화합물|검토 필요}}