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칼슘
칼슘(Calcium)은 화학 원소로 주기율표에서 기호는 Ca이고 원자 번호는 20, 원자량은 40.078이다. 은회색의 무른알칼리 토금속 원소이며 지구의 지각에서 질량 기준으로 다섯 번째로 풍부한 원소로 백악, 석회암, 대리암과 같은 암석에서 많이 발견된다. 해수에서는 칼슘 이온이 다섯 번째로 많이 존재하는 이온이다. 생물에게 필수적인 원소로, 생물 내에 가장 많이 존재하는 금속 원소이다. 산소나 물과 쉽게 반응하며, 자연에서는 탄산칼슘(CaCO₃), 플루오린화칼슘(CaF₂), 황산칼슘(CaSO₄)같은 화합물의 형태로 존재한다. 녹는점은 1115K(842℃)이고, 끓는점은 1757K(1484℃)이며, 밀도는 20℃에서 1.55g/cm3이다.
칼슘과 그 화합물은 산업에서 많이 쓰인다. 합금을 만들 때 쓰이는 순수한 칼슘 금속은 액체 염화칼슘을 전기분해하면 얻을 수 있다. 칼슘 이온(Ca²⁺)의 화합물 중 질산칼슘(Ca(NO₃)₂), 염화칼슘(CaCl₂), 황화칼슘(CaS)은 물에 잘 녹고, 수산화칼슘(Ca(OH)₂)은 물에 약간 녹으며, 황산칼슘(CaSO₄), 탄산칼슘(CaCO₃)은 물에 잘 녹지 않는다. 앙금 생성 반응을 통해 산출되는 황산칼슘, 탄산칼슘은 모두 흰색 앙금이다. 따라서, 칼슘 이온(Ca²⁺)을 검출할 때, 이러한 앙금이 유용하다. 불꽃 반응에서 칼슘은 주황색 불꽃을 나타낸다. 산화칼슘(CaO)은 가죽의 무두질이나 원유 정제와 같은 다양한 산업 공정에 쓰이는데, 특수한 가마 안에서 탄산칼슘을 가열해 얻는다. 플루오린화칼슘, 황산칼슘은 건축 자재인 시멘트와 회반죽의 원료이다. 이 밖에도 여러 종류의 칼슘 화합물이 비료에서 페인트에 이르는 다양한 제품 생산에 원료로 쓰인다.
칼슘은 생명체, 특히 사람과 동물에게 필수적이다. 뼈와 이의 성장과 유지에 꼭 필요하고, 혈액의 응고, 근육의 수축 등도 돕는다. 사람에게 필요한 칼슘은 채소나 우유 및 유제품 그리고 멸치 같이 뼈째로 먹을 수 있는 생선 등의 음식물에 충분히 들어 있다. 칼슘은 1808년에 영국의 화학자인 험프리 데이비가 처음으로 분리해냈다. 그러나 이미 고대의 이집트인, 그리스인, 로마인도 칼슘 화합물에 대해 알고 있었으며, 모르타르를 만드는 데 칼슘 화합물을 이용했다.
리튬이온 배터리를 대체하기 위해 칼슘이온을 이용한 2차전지 연구가 주목받고 있다. 2차전지는 이온이 전자와 함께 양극과 음극을 이동하면서 충전과 방전이 일어난다. 이 때 이동하는 전자의 수와 양극소재의 특성에 따라 배터리 용량과 전압이 결정되는데, 리튬은 이온당 한 개의 전자가 같이 이동하지만 칼슘은 이온당 두 개의 전자가 이동 가능한 2가 양이온이다. 따라서 이론 상 리튬이온 배터리보다 2배의 용량이 가능하며 더 높은 에너지밀도를 구현할 수 있다. 또한 지구상에 풍부한 원소인 칼슘을 이용하기 때문에 경제적이기도 하다. 하지만 리튬보다 큰 칼슘의 이온크기와 높은 산화수(Oxidation number)로 인해 전극물질에 구조적·전하적 변형이 발생하게 된다. 이 때문에 칼슘이온의 작동전압을 구현할 수 있는 양극소재의 개선이 필요하다. 양극소재는 방전 시 이온과 전자를 받아주고, 충전 시 이온과 전자를 음극으로 보내는 탈·삽입 과정의 주요 매개체이며, 전자의 작동전압을 결정하는 소재이다. 칼슘이온 배터리는 아직 상용화되지 않았으며 연구개발 중에 있다. 효과적인 양극 및 음극 재료와 안정적인 전해질 개발에 노력을 기울이고 있다.[1]
목차
칼슘의 역사와 분리 발견
인류는 오래 전부터 석회석과 대리석을 건축과 건설 재료로 사용하였으며, 석회석을 구워서 얻은 석회(생석회, CaO)도 건축물의 벽을 바르거나 모래와 섞어 건축물을 만드는데 사용하여 왔다. 석회와 비슷한 용도로 또 다른 칼슘 화합물인 무수 석고(CaSO₄)도 사용되었는데, 예로 이집트 기자(Giza) 지구의 대 피라미드와 투탕카멘의 무덤에 사용하였다. 그러나 17세기까지 이들 물질의 화학적 본질에 대해서는 거의 알지 못하였다.
원소 이름 칼슘(Calcium)은 이를 석회에서 원소 상태로 처음 분리한 영국의 데이비(H. Davy, 1778~1828) 경이 석회를 뜻하는 라틴어 calx를 따서 명명하였다. 데이비 경은 1807년에 볼타 전지를 사용한 전기분해 방법으로 포타슘(K)과 소듐(Na)을 분리하였는데, 칼슘을 비롯한 알칼리 토금속 원소들의 분리도 시도하였으나 성공하지 못하고 있었다. 그러던 중 데이비는 1808년 5월에 스웨덴의 베르셀리우스(J. J. Berzelius, 1779~1848)와 폰틴(M. M. Pontin, 1781~1858)이 석회를 수은에서 전기분해시켜 칼슘 아말감을 얻었다는 사실을 전해 듣고, 같은 해 7월에 석회와 산화수은(HgO) 혼합물을 전기분해시켜 칼슘 아말감을 얻고, 여기서 수은을 증발시켜 금속 칼슘을 얻었다. 그는 같은 해에 마그네슘(Mg), 붕소(B), 바륨(Ba)도 원소 상태로 분리∙발견하였다. 이는 중요한 발견을 먼저 하려는 경쟁이 극심한 과학계에서 상호 협력의 좋은 본보기가 된다.
특성
화학적 성질
칼슘은 가장 바깥의 원자가 전자 2개를 잃으려는 성질이 있어 주로 +2의 산화수를 가지며, 같은 이유로 반응성이 커서 산소나 물과 쉽게 반응하기 때문에 자연에서는 순수한 형태로 발견되지 않는다. 순수한 금속을 공기 중에 노출시키면 산소와 질소와 반응하여 각각 산화물(산화칼슘, CaO)과 질화물(질화칼슘, Ca₃N₂)이 생성되어 표면에 회백색의 막이 생긴다. 물과 반응시키면 수소 기체를 발생시키며, 이 때 생성되는 수산화칼슘으로 인해 반응이 느려져 열을 많이 발생시키지 않으므로 수소 기체를 생산하는 데 이 방법을 사용한다. 그러나 분말 형태로 반응시키면 표면적이 증가함에 따라 반응도 매우 급격해지며, 수산화칼슘을 녹일 수 있는 산성 용액에서도 반응 속도가 매우 빠르다. 할로겐이나 칼로겐 원소들과 반응하면 이온 결합 화합물을 형성하며, 수소화물(수소화칼슘, CaH₂)도 알려져 있다.
대부분의 칼슘 화합물은 무색이며, 칼슘 이온(Ca²⁺)을 포함하는 용액 또한 무색이다. 또, 다른 알칼리 토금속과 마찬가지로 칼슘의 염은 대부분 물에 잘 용해된다. 그러나 수산화 칼슘, 황산 칼슘, 탄산 칼슘, 인산 칼슘 등은 예외적으로 물에 대한 용해도가 작다. 수용액에 포함된 칼슘 이온은 사람에 따라 쓴맛, 신맛 등으로 다르게 느낀다. 또, 많은 동물이 칼슘만의 맛을 느낄 수 있으며, 사람도 칼슘을 감지할 수 있는 수용체가 존재하는 것으로 보인다.
물리적 성질
칼슘은 은백색의 무른 금속으로, 납보다는 단단하여 칼로 자르기가 어렵다. 비중이 1.55로 알칼리 토금속 중에서는 가장 가벼우며, 이는 원자 번호가 더 작은 베릴륨이나 마그네슘보다도 가벼운 것이다. 비저항은 구리나 알루미늄보다 크지만 비중이 낮아 단위 질량 당 저항을 기준으로 할 때는 전기 저항이 더 작다. 그러나 공기 중에 방치하면 산소, 질소, 수증기 등과 잘 반응하므로 도체로 사용하는 경우는 적다. 공기 중에서 잘 발화하지 않지만 연소시킬 경우 밝은 주황색 불꽃을 낸다. 녹는점은 842℃, 끓는점은 1484℃이다. 두 가지의 동소체와 24가지의 동위 원소가 알려져 있으며, 결정구조는 면심 입방 구조이다.
생물학적 특성
칼슘이온은 세포내에서 중요한 신호전달물질로 작용함. 2차전령체(Second messenger)의 하나로, 칼슘농도의 증감에 의하여 세포 내 신호전달 과정이 매개된다.
존재
칼슘은 반응성이 크므로 자연에서는 순수한 형태로 발견되지 않는다. 하지만 지구의 지각에서는 질량 기준으로 약 4.15%를 차지하여 다섯 번째로 많이 존재하는 원소이다. 해수에서는 칼슘 이온(Ca²⁺)의 형태로 존재하며, 이는 질량과 입자 수 기준으로 나트륨, 염소, 마그네슘, 황산 이온에 이어 다섯 번째로 많이 용해된 이온이다. 지각에서는 주로 탄산칼슘(CaCO₃)의 형태로 방해석, 백악, 대리석, 백운석, 진주, 석회 동굴 등에 존재하며, 석고(CaSO₄·2H₂O), 형석(CaF₂), 장석 등에도 많이 존재한다. 또, 칼슘은 치아나 뼈를 구성하는 주요 물질이므로 인체에는 약 2% 정도의 칼슘이 포함되어 있으며, 원소 중에서는 인체에서 5번째로 많이 존재하는 양이다.
동위원소
칼슘은 자연에서 5가지의 안정 동위 원소(⁴⁰Ca, ⁴²Ca, ⁴³Ca, ⁴⁴Ca, ⁴⁶Ca)와 반감기가 매우 긴 동위 원소인 ⁴⁸Ca이 발견된다. 자연에서 발견되는 동위 원소의 원자량의 범위가 그 원소의 평균 원자량의 20% 이상인 경우는 수소와 헬륨을 제외하면 칼슘이 유일하다. 또, 우주선에 의해 생성되는 방사성 동위 원소인 ⁴¹Ca은 반감기가 약 10만 년으로 매우 길다.
자연에 존재하는 칼슘 동위 원소의 약 97%를 차지하는 ⁴⁰Ca은 원자핵 안에 양성자와 중성자를 모두 20개씩 포함하고 있어 이중 마법수를 가지는 매우 안정한 원자핵이며, 동시에 양성자와 중성자의 수가 같은 안정 동위 원소 중에서는 가장 무거운 원자핵이기도 하다. ⁴⁰K이 방사성 붕괴를 하면 ⁴⁰Ar과 함께 생성되는데, 지질학에서 ⁴⁰K와 ⁴⁰Ar의 비율을 측정하여 연대를 측정하는 칼륨-아르곤 연대 측정에서 이것이 방해가 되기도 하였다.
금속 칼슘의 생산과 이용
금속 칼슘의 전통적인 생산 방법은 염화칼슘(CaCl₂)을 용융상태에서 전기분해시켜 얻는 것인데, 염화칼슘은 석회석(CaCO₃)과 염산(HCl)을 직접 반응시켜 얻거나 또는 솔베이 공정에서 부산물로 얻어진다. 최근에는 석회를 고온에서 알루미늄으로 환원시켜 금속 칼슘을 얻는 방법도 개발되어 사용되고 있다. 전기 분해 방법으로 생산된 칼슘은 알루미늄 열 환원법으로 생산되는 칼슘에 비해 순도가 높은 장점이 있으나, 생산 비용이 월등히 많이 드는 단점이 있다.
3CaO + 2Al → Al₂O₃ + 3Ca
중국, 러시아, 미국이 금속 칼슘을 생산하는 주요 나라인데, 중국이 연 3만~3만5000톤, 러시아가 연 4000톤, 미국이 연 1천~2천 톤을 생산하고 있다. 금속 칼슘의 주된 용도는 규소가 들어있지 않은 철을 생산하는 것이다. 이 외에도 납의 제련에서 비스무트(Bi)를 제거하는데, 전지용 납-칼슘 합금을 만드는데, 마그네슘과 합금을 만들어 내열성을 높이는데, 베어링용 알루미늄 합금을 만드는데 사용된다.
주요 칼슘 화합물과 이용
칼슘 화합물에는 석회석(탄산칼슘, CaCO₃), 석회(산화칼슘, CaO), 소석회(수산화칼슘, Ca(OH)₂) 이외에도 여러 가지 중요한 칼슘 화합물들이 있다.
염화칼슘(CaCl₂)은 제설제와 핫팩(hot pack)으로 우리와 친숙하다. CaCl₂는 석회석에서 직접 생산하거나 탄산소듐(Na₂CO₃ 및 NaHCO₃) 생산 공정에서 부산물로 얻는다. 무수 CaCl₂는 조해성(공기 중에서 수분을 흡수하여 녹는 성질)이 있고, 1몰 당 6몰까지의 물을 흡수할 수 있어 건조제로 사용된다. 물에 잘 녹고 녹을 때 많은 열(CaCl₂1 몰 당 82.8kJ/mol)을 내놓기 때문에 얼음이나 눈을 녹이는데, 그리고 핫팩(hot pack: 화학 반응열을 이용한 손 난로) 재료로 사용된다. CaCl₂는 물의 어는 점을 -52 oC까지 낮출 수 있다. 제설제로 사용된 염화칼슘은 자동차를 비롯한 각종 철 구조물의 부식을 촉진시키므로 주의가 필요하다. CaCl₂는 또한 식품 첨가제, 도로의 먼지 발생을 방지하는 방진제, 콘크리트의 경화 촉진제 등으로 사용된다.
우리와 친숙한 또 다른 칼슘 화합물로는 보통 카바이드라 불리는 탄화칼슘(CaC₂)이 있다. 이 화합물은 CaO와 코크스(C)의 반응에서 얻는다. 물과 반응하여 아세틸렌(C2H₂)을 내어놓는데, 아세틸렌은 석유 화학 산업이 본격화 되기 전에 중요한 유기화학 원료로 사용되었으며, 요즘은 야시장의 등불, 과일의 숙성 등에 사용된다. 또한 질소(N₂)와 반응시켜 비료로 사용되는 석회질소(calcium cyanamide, CaCN₂)를 만드는데 사용되기도 한다.
황산칼슘(CaSO₄)은 광물로 직접 얻기도 하고, 황산을 사용하는 화학 공정에서 황산을 CaO로 중화시킬 때 부산물로 얻기도 하는데, 이의 수화물(CaSO₄·2H₂O)은 석고로 잘 알려져 있다. 광석 석고는 시멘트의 혼합재료, 석고 보드 등 건축 재료, 비료, 백색 안료 등으로 사용되며, 석고를 150~200 oC로 구워서 얻는 소석고(CaSO₄∙1/2H₂O)는 물과 반죽하면 굳어지기 때문에 주물의 주형, 석고 모형, 의료용 석고붕대 등에 사용된다. 한편, 산업 부산물로 얻어지는 석고는 해로운 다른 물질이 들어 있을 수 있고 이를 정제하는데 비용이 많이 들기 때문에 처리에 어려움을 겪고 있다.
차아염소산칼슘(Ca(OCl)₂)은 수산화칼슘(Ca(OH)₂)을 염소와 반응시켜 얻는데, 보통은 반응 생성물을 분리하지 않고 그대로 표백분으로 사용하여, 천의 표백, 수돗물과 수영장 물의 살균 소독, 탈취제, 곰팡이와 조류(藻類)의 번식 억제제 등으로 사용된다.
2Ca(OH)₂ + 2Cl₂ → Ca(OCl)₂ + CaCl₂ + 2H₂O
이들 외에도 비소산칼슘(Ca3(AsO₄)₂)은 살충제로, 과망간산칼슘(Ca(MnO₄)₂)은 액체 로켓 추진제와 물 소독제로, 인산칼슘(Ca₃(PO₄)₂)은 동물 사료 첨가제, 비료, 유리와 치과 용품의 제조에, 수산화인회석(hydroxyapatite, Ca5(PO₄)₃(OH))은 인공 뼈와 치아의 재료로 사용된다.
각주
- ↑ 조명의 기자, 〈DGIST, 칼슘이온전지 성능 높인 핵심 소재 개발〉, 《테크월드》, 2020-11-25
참고자료
- 〈칼슘〉, 《위키백과》
- 〈칼슘〉, 《화학원소》
- 조명의 기자, 〈DGIST, 칼슘이온전지 성능 높인 핵심 소재 개발〉, 《테크월드》, 2020-11-25
같이 보기
