황 (원소)

황

황(sulfur, 黃)은 주기율표 16족에 3주기에 속하는 칼코겐(chalcogen) 원소이다. 유황 또는 석유황이라고도 한다. 황의 원소기호는 S, 원자량은 32, 녹는점은 115.21℃, 끓는점 444.6℃이다. 황은 상온에서 주로 노란색의 고체이며 연소할 때 푸른색 불꽃을 내면서 매우 강하고 지독한 냄새가 나는 이산화황(SO₂)을 생성한다. 황은 많은 동소체와 동위원소가 존재한다.

개요

황 또는 유황(硫黃, 문화어: 류황), 석유황(石硫黃, 문화어: 석류황)은 화학 원소의 하나이다. 맛과 냄새가 없는 비금속 원소이다. 자연 상태에서는 순수한 황, 또는 황화물이나 황산염의 형태로 존재한다. 생명에 필수적인 원소로 두 종류의 아미노산에 황이 포함되어 있다. 비료의 주성분이며, 그밖에 화약, 성냥, 살충제, 살균제 등에도 쓰인다. 앙금 생성 반응을 통해 산출되는 황산 칼슘, 황산 바륨, 황산 납, 황산 은 등은 흰색 앙금이며, 산에 안정하다. 따라서, 황산 이온 (SO₄²⁻)을 검출할 때, 이러한 앙금이 유용하다. 또한 황화 이온(S²⁻)을 이용하여 검은 색의 황화 철, 황화 구리나 황화 납, 노란색의 황화 카드뮴 앙금을 통해, 용액 속에 철 이온, 구리 이온, 납 이온이나 카드뮴 이온이 들어 있는지 확인할 수 있다.

역사

황을 상징하는 빨간색 왕과 수은을 상징하는 흰색 여왕의 결혼은 상반된 두 가지 성질의 결합을 통한 창조를 의미한다. 1550년에 출판된 Rosarium Philosophorum (Rosary of the Philosophers)에 나오는 그림이다.

황은 선사시대부터 인류가 사용한 원소로서, 동굴 벽화를 그리는 염료로 썼다. 성경에서는 지옥을 불타는 황, 즉 유황으로 표현한다. 실제로 황에 해당하는 영어 단어 sulfur는 '불의 근원'을 뜻하는 산스크리트어 'sulvere'와 라틴어 'sulphurium'에서 왔다.

고대 이집트에서는 황을 약으로 쓰거나, 황의 연소로 발생한 연기를 면직물의 표백에 사용했다. 호머의 오디세이에 따르면 황을 태운 연기는 살충제로 쓰였다고 한다. 9세기 이전부터 중국에서 질산 칼륨(KNO₃), 숯, 황을 섞어서 만들었던 화약은 13세기 경 실크로드 교역을 통해 유럽으로 전해졌으며 중세의 전쟁 방식을 완전히 바꾸어 놓았다.

화학이 제대로 정립되기 전부터도 황은 중요한 물질로 알려져 있었다. 아랍 연금술사들은 세상의 모든 물질이 수은과 황으로 이루어져 있다고 믿었다. 8세기의 아랍 작가 자비르(Jabir, 유럽으로 전해지면서 Geber라는 이름으로도 불렀다)의 저술에서 이런 생각을 볼 수 있다. 자비르의 수은-황 이론(mercury-sulfur theory)은 모든 금속은 수은과 황의 혼합물로 이루어져 있으며, 두 물질의 상대적인 비율에 따라 금속의 성질이 다르다고 주장한다. 뜨겁고 건조한 불의 이미지를 갖는 황은 변화를 주도하는 활발한 남성적 성향을 나타내는 데 반해, 차갑고 액체인 물의 이미지를 갖는 수은은 변화를 궁극적인 결실로 보게 하는 여성성을 상징한다. 중세 유럽의 연금술사의 그림에서 빨간색으로 표현된 왕과 흰색으로 표현된 여왕은 각각 황과 수은을 나타낸다. 1777년에 라부아지에(Antoine-Laurent de Lavoisier)가 황이 원소 물질임을 밝히면서 이러한 다양한 연금술 이론에 따르는 해석에 종지부를 찍었다.

특성

황은 상온에서는 황색 비금속 고체이며 황은 푸른색 불꽃을 내면서 타고 매우 강하고 지독한 냄새가 나는 이산화황(SO₂)를 방출한다. 고체상태에서 고리왕관 모양의 S₈로 존재하는데 조건에 따라 결정구조가 다른 30여 개의 동소체를 갖는다. 95.3℃ 이하에서는 α황 Sα(斜方晶系黃)가 가장 안정한 형태로 황색을 띠며 자연황이나 승화황이 이에 속한다. 물에 녹지 않고 이황화탄소에는 잘 녹으며, 알코올·벤젠·에테르에도 다소 녹는다. 모든 황은 방치해 두면 α황이 된다.

95.3℃ 이상에서는 β황 Sβ(單斜晶系黃)이 안정하며, 보통 황을 용융시킨 후 100℃에서 결정화하여 신속하게 냉각하여 석출되는 연노랑색의 결정이 β황이다. 이황화탄소, 알코올, 벤젠 등에 녹는다. 세 가지 동소체 중 가장 밀도가 크고 150℃ 이상에서 가열하여 녹은 황을 천천히 식히면 γ황 Sγ을 얻을 수 있다.

액체의 황을 물 속에서 급랭시키면 황갈색의 고무 모양 물질(고무 모양 황이라 한다)이 되는데 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.

절연체이고 열전도율이 낮으며 마찰하면 대전된다. 화학적으로는 산소와 비슷하고 상당히 활성이 강하다. 공기 중에서 가루 형태로 된 것은 상온에서 산화되며, 금·백금 이외의 금속과는 직접 반응한다.

천연으로는 자연황과 황철석·방연석·섬아연석·황동석·석고 등으로 산출되는데, 화산가스·온천·화산지대에서 황원소나 황화수소·아황산가스(이산화황)·황산 등의 형태로 존재한다. 생물체의 단백질에도 많이 함유되어 있다. 자연황은 화산지방에 많고 미국·일본·이탈리아 등이 주요 산지이다.

동소체

황은 S—S 결합의 사슬화나 고리화를 통해 Sₙ의 일반적인 분자식으로 표현할 수 있는 다양한 구조를 만든다. 한 종류의 원소로 이루어졌지만 성질이 다른 물질들이므로 동소체에 해당한다. 황의 고체상 동소체는 30개 이상으로, 다른 어떤 원소의 동소체보다 많은 개수이다. 상온과 상압에서 가장 안정한 형태의 다형(polymorph) 결정상 α-S₈에서 황은 아래 그림처럼 뒤틀린 팔각 고리 구조를 갖는다.

S₈의 화학 구조와 3차원 고리 모양 (왼쪽); 온도에 따른 황의 점성값 변화 (출처-대한화학회)

 

고리 크기가 좀 더 작은 S₆이나 S₇도 황의 흔한 동소체이다. 황은 극성이 작기 때문에 물에는 녹지 않지만, 톨루엔이나 이황화 탄소(CS₂)와 같은 유기용매에는 잘 녹는다. 황의 홑원소 물질은 성냥, 살충제, 제초제 등에 두루 사용된다.

황을 가열하면 점성이 계속 감소하다가 159 °C 정도에서 갑자기 증가한다 (위 그림 참조). 높은 온도에서 S—S 결합이 끊어졌다가 다시 생성되면서 분자량이 커지기 때문이다. 좀 더 구체적으로 살펴보면, 159 °C에서 S₈ 분자의 고리가 열리면서 다른 S₈ 사슬과 이어져 S₁₆, S₂₄, ... 등과 같이 긴 사슬로 점점 성장한다. 180 °C 정도가 되면 점성이 최대가 되는데, 이 조건에서는 무려 200,000개 정도의 황 원자로 이루어질 만큼 긴 사슬이 만들어진다. 이보다 온도가 더 높아지면 사슬의 성장 속도보다 분해 속도가 빠르기 때문에 점성은 다시 감소한다.

동위원소

황은 자연에서 네 가지 안정 동위원소로 구성되어 있으며, 각각 ³²S (95.02%), ³³S (0.75%), ³⁴S (4.21%), ³⁶S (0.02%)이다. 이처럼 ³²S이 다른 동위원소들에 비해 풍부한 이유는 II형 초신성이 폭발하면서 알파 과정을 통해 ¹²C 원자에 다섯 개의 헬륨 원자핵이 융합되면서 다량이 생성되었기 때문인 것으로 추정된다(규소 연소 과정 참고). 이 밖에 원자량 26~49 사이에 21가지의 방사성 동위 원소가 알려져 있으며 그 중 대기 중에서 아르곤과 우주선이 반응하여 생성된 ³⁵S(반감기 87일)를 제외한 나머지 황 동위 원소들은 비교적 불안정하다.

황의 표준 원자량은 32.065(5) u이다.

주요 화합물

황산

황산은 산업적으로 매우 중요한 물질이다. 모든 화학 물질 가운데, 전 세계적으로 가장 많은 양으로 생산하는 물질이 황산이다. 황의 대부분은 접촉식나 질산식을 이용해서 황산으로 전환된다.

황화 수소

황화수소는 썩은 달걀 냄새가 나는 유독성 가스이다. 미토콘드리아에서 일어나는 세포 호흡에 핵심적 역할을 하는 사이토크롬 c 산화 효소(cytochrome c oxidase)의 저해제로 작용한다. 황화수소는 화산이나 광천수에 포함된 유기황 화합물의 분해로 자연적으로 생성되기도 하고, 석유에서 황을 제거하는 공정에서 생산되기도 한다.

유기황 화합물

유기화합물에서 황이 포함된 대표적인 작용기로 싸이올(thiol), 다이설파이드(disulfide), 싸이오이써(thioether), 설포늄(sulfonium), 싸이오에스터(thioester), 설폭사이드(sulfoxide), 설폰산(sulfonic acid) 등이 있다. 보통 심한 냄새가 나지만, 사카린(saccharin; benzoic sulfimide)처럼 단맛을 내는 인공 화합물도 있다. 자연계에도 많은 유기황 화합물이 있는데, 스무 개의 아미노산 중에도 싸이올 작용기를 갖는 시스틴(cysteine)과 싸이오에터 작용기를 갖는 메싸이오닌(methionine)이 있다.

유기황 화합물의 화학구조 (출처 - 대한화학회)

 

용도

성냥·화학의 원료 및 약용·표백용으로 쓰인다. 황산 ·이황화탄소··성냥··흑색 화약··염료 등의 제조원료가 되며, 고무의 가황(황화·탈산황·황분말·침강황·콜로이드황 등이 사용된다)에 널리 쓰인다. 또 농약·살충제의 제조원료가 되며, 펄프공업(아황산법)·합성섬유공업에 쓰이며, 의약품으로는 국부자극제·살기생충제·살카이젠제와, 내복용의 정제황이 적합하며, 완하제로 변비와 치질환자에 사용된다. 황화 이온(S²⁻)을 이용한 앙금생성반응으로 용액 속에 철 이온, 구리 이온, 납 이온이나 카드뮴 이온이 들어 있는지 확인할 수 있다.

황원소는 독성이 없으나 황화합물 이산화황이나 황화수소는 독성이 있으므로 사용 시 주의해야 한다.

생물학적 중요성

황은 생명체에 필수적인 원소이며 질량으로 따져보자면 사람의 몸에서 일곱 번째로 많은 원소이다. 메싸이오닌(위 그림 참조)은 우리 몸 안에서 만들 수 없는 여덟 종류의 필수 아미노산 가운데 하나이다. 시스틴은 메싸이오닌에서 생합성이 가능하지만, 충분한 양을 만들기 힘들기 때문에 음식으로 섭취해야 하는 준필수적 아미노산이다.

참고자료

• 〈황〉, 《두산백과》
• 〈황〉, 《화학백과》
• 〈황〉, 《위키백과》

같이 보기

• 황산
• 황화물
• 황산염
• 아미노산

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