Sodium ( Na ), 11- 나트륨

 

소듐(Sodium)은 나트륨(Natrium)이라는 이름으로도 우리와 친숙하다. 소듐은 소금의 구성 원소로, 고대부터 사람의 생명 유지에 꼭 필요한 것으로 여겨져 왔다. 그러나 최근에는 소듐의 과다 섭취가 여러 질병의 원인이 될 수 있다고 경고하기도 한다. 소듐은 어떤 원소이고, 어디에 사용되며, 어떤 소듐 화합물들이 있는가를 살펴보기로 하자.     원자번호 11번, 소듐(나트륨) 소듐(나트륨)은 원자번호 11번의 원소로, 원소기호는 Na이다. 주기율표의 1족(1A족)에 속하는 알칼리 금속 원소의 하나이다. 칼로 자를 수 있을 정도로 무르고, 은백색이며, 반응성이 아주 크다. 소듐은 공기 중의 산소와 빠르게 반응하여 산화물을 만들며, 물과는 격렬히 폭발적으로 반응한다. 반응성이 크기 때문에 액체 탄화수소(예로 석유)와 같은 비산화성 물질에 담아 보관한다.

 

원자 번호 11번, 소듐. <출처: sxc.hu>

소듐의 원소 정보.

 

 

자연상태에서 소듐은 화합물로만 존재한다. 가장 잘 알려진 소듐 화합물은 소금과 소다로, 이들의 화학명은 각각 염화소듐(NaCl)과 탄산소듐(Na2CO3 및 이의 수화물)이다. 소듐은 지구 껍질 무게의 약 2.6%를 차지하는 6번째로 풍부한 원소이다. 금속으로는 알루미늄(Al), 철(Fe), 칼슘(Ca), 마그네슘(Mg) 다음으로 많다. 바닷물 1L에는 약 30g의 소금이 들어있으며, 소금 무게의 39%를 소듐이 차지한다. 주된 소듐 광석은 먼 옛날에 바다였던 곳에서 물이 증발한 후 남아있는 암염이다. 그리고 탄산염, 질산염, 황산염, 붕산염, 빙정적, 제올라이트 등 아주 많은 광물들이 소듐을 포함하고 있다. 원소 상태인 소듐 금속과는 달리, 대부분의 소듐 화합물들은 안정하여 맨손으로 취급해도 된다. 그러나 수산화소듐(가성소다, NaOH)처럼 몇몇 화합물들은 위험하므로 주의해서 다루어야 한다.   금속 상태의 소듐은 환원제, 소듐등(나트륨등), 고속증식로(고속 중성자를 사용하는 핵반응로)의 냉각제, 합금재료 등으로 사용된다. 소듐은 이온성 화합물에서 양이온으로 존재한다. 소듐 양이온 (Na+)은 모든 동물의 생명에 필수적이며, 일부 식물에게도 꼭 필요하다. Na+는 체내에서 삼투압 조절을 통한 수분 조절, 산·알칼리의 균형 조절, 신경 전달 등에 관여한다.     소듐의 발견과 명명 소듐 화합물인 소금과 탄산소듐은 오래 전부터 중요하게 사용되었다. 소금은 음식물의 간을 맞추고 또 음식물을 절여 오랫동안 보존하는데 사용되어 왔다. 잿물에서 얻어지는 탄산소듐은 유리 제조와 빨래에 사용되었다. 중세 유럽에서 라틴어로 ‘sodanum’이라 불리던 두통 치료제가 사용되었는데, 이는 아마도 두통을 뜻하는 아랍어 ‘suda’에서 온듯하다. 이 두통치료제는 화학적으로는 탄산소듐인데, 영어로 소다(soda)라 불렀다. 탄산소듐을 구운 것을 물과 반응시키면 수산화소듐이 얻어진다. 화학적으로는 ‘소다’라는 말이 여러 뜻으로 사용되는데, 좁게는 결정성 탄산소듐(Na2CO3∙10H2O)을 뜻하나, 넓게는 중탄산소다 또는 중조라 불리는 탄산수소소듐(베이킹 소다, NaHCO3)과 가성소다도 ‘소다’라고 부른다. 또한 공업계에서는 무수 탄산소듐을 소다회(soda ash)라고 하기도 한다. 그리고 소다수는 보통 탄산가스(CO2)가 들어있는 음료수를 말하는데, 이는 과거에 탄산가스를 얻을 때 중탄산소다를 사용한 것에 연유한다.

 

소듐은 1807년 영국의 험프리 데이비에 의해 원소 상태로 최초 분리되었다.

J. J. 베르셀리우스는 소듐의 다른 이름 나트륨과 원소기호 Na를 제안했다. 현재 소듐, 나트륨은 혼용 가능한 명칭이다.

 

 

소듐은 1807년에 영국의 데이비(H. Davy, 1778~1829)에 의해 처음으로 원소 상태로 분리되었다.  그는 용융된 수산화소듐을 전기분해시켜 이 원소를 분리하고, ‘sodanum’을 따서 소듐(sodium)이라 명명하였다. 소듐의 분리는 같은 방법으로 포타슘(칼륨, K)을 분리한지 불과 며칠 후에 이루어졌다. 소듐의 다른 이름 나트륨(Natrium)과 원소기호 Na는 1814년에 베르셀리우스(J. J. Berzelius, 1779~1848)가 제안하여 만들어진 것이다. 그는 탄산소듐이 주성분인 천연 광석의 고대 이집트 이름인 natron의 라틴어 이름 natrium을 원소 이름으로 채택하고, 이의 처음 두 글자 Na를 원소기호로 하였다.

 

 

원자 및 원소의 성질

소듐 원자는 11개의 전자를 갖고 있다. 전자배치는 비활성 기체인 네온(Ne)의 전자배치에 1개의 전자가 더 높은 에너지 상태에 추가된 것으로 1s22s22p63s1, 즉 [Ne]3s1가 된다. 따라서 Na는 아주 쉽게 하나의 전자를 잃고 Na+가 되어 네온과 같은 안정한 전자배치를 하게 된다. 알칼리 금속 원소들의 이온화 에너지, 전자친화도, 녹는점, 끓는점은 모두 원자번호가 클수록 적어지는(낮아지는) 경향을 보인다. 따라서 소듐에 대한 이들 값들은 대략 리튬(Li)과 포타슘(K)에 대한 해당 값들의 중간쯤 된다. 반면에 밀도는 일반적으로 원자번호가 클수록 커지지만, 소듐의 밀도는 0.968g/cm3로 포타슘의 0.856g/cm3보다 오히려 높다. 소듐은 좋은 전기 및 열 전도체이다.   알칼리 금속 원소들은 특징적인 불꽃 색을 내는데, 소듐 불꽃 색은 진한 노랑이다. 소듐 스펙트럼의 노란색 선을 소듐 D-선(D-line)이라 하는데, 이는 아주 인접한 두 개의 선으로 이루어져 있다. 소듐 D-선은 불꽃 속에서 Na+가 환원되어 생성된 소듐 원자에서의 3p→3s 전자 전이에 따른 것이다. 이와 대조적으로 리튬 불꽃의 붉은색은 Li+에 의한 것이다.   소듐의 안정한 동위원소는 23Na 한가지뿐이며, 자연 상태의 Na는 거의 모두 23Na이다. 우주선에 의해 22Na와 24Na가 극미량 만들어지기도 하는데, 22Na의 반감기는 2.6년이고, 24Na의 반감기는 15시간이다. 인체가 중성자선에 노출되면 혈액에 있는 23Na 일부가 24Na로 전환되기도 한다. 따라서 핵 사고 시 중성자선 피폭량을 24Na 농도를 측정하여 계산할 수 있다.

소듐의 불꽃 색은 진한 노랑이다.

 

소듐 금속을 칼로 자르면 단면은 밝은 은색 광택을 띠나 곧 산소와 반응하여 광택을 잃게 된다. 이때 보통은 과산화소듐(Na2O2)이 생기는데, 산소가 적으면 산화소듐(NaO)이 생긴다. 그리고 높은 압력의 산소에서 태우면 초과산화소듐(NaO2)이 생성된다.   소듐을 비롯한 알칼리 금속들은 액체 암모니아(NH3)에 녹는다. 알칼리 금속의 암모니아 용액은 모두 묽은 농도에서는 푸른색을, 그리고 진한 농도에서는 구리색을 띤다. 묽은 용액은 상자기성을 보이며, 전기전도도는 해당하는 금속염의 수용액보다 10배 정도 크다. 이와 같은 특이한 성질은 알칼리 금속(M)이 액체 암모니아에서 양이온(M+)이 되면서 내놓은 전자가 용매로 둘러쌓인 유사-자유전자로 행동하기 때문인 것으로 설명된다.

 

소듐의 선 스펙트럼. 선명한 노란색 선을 '소듐 D-선'이라 한다.

 

 

소듐 화합물 가장 중요한 소듐 화합물은 소금(NaCl)이다. 이는 천일염이나 암염 형태로 얻어지며, 식염으로 음식의 간을 맞추고 식품을 절여 보존하는데 사용되는 것 외에도 공업적으로 염소와 소듐, 그리고 이들의 여러 화합물들을 얻는데 사용된다.   다음으로 중요한 소듐 화합물로는 소다, 소다회, 세탁소다(washing soda) 등으로 불리는 탄산소듐(Na2CO3)을 들 수 있다. 탄산소듐은 보통 여러 개의 물 분자를 갖는 수화물 형태로 존재하는데, 쉽게 풍해되어 일수화물 형태의 흰색 가루가 된다. 탄산소듐이 공업적으로 생산되기 전에는, 주로 염분에 내성인 식물이나 해초류를 태우고 남은 재를 거른 잿물에서 물을 증발시켜 얻었다. 소다의 공업적 생산은 1791년에 르블랑(N. Leblanc, 1742~1806)에 의해 이루어졌다. 르블랑 공정에서는 소금을 황산(H2SO4)과 반응시켜 황산소듐(Na2SO4)을 얻고, 이를 석회석(CaCO3)과 석탄(C)과 함께 태워서 소다를 얻는다.   2 NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl Na2SO4 + CaCO3 + 2 C → Na2CO3 + 2CO2 + CaS   1861년에 솔베이(E. Solvay, 1838~1922)는 소금을 암모니아, 탄산가스 등과 반응시켜 NaHCO3을 얻고, 이를 가열하여 Na2CO3를 얻는 개량된 방법을 개발하였다. 여기서 사용된 탄산가스는 석회석을 구울 때 나오는 것을 사용하였다.   NaCl + NH3 + CO2 + H2O → NaHCO3 + NH4Cl 2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2   이 공정에서 암모니아는 반복해서 재생되어 사용되는데, 이는 석회석에서 탄산가스를 생산할 때 나오는 부산물인 수산화칼슘(소석회, Ca(OH)2)을 위의 첫 번째 반응에서 생긴 부산물인 염화암모늄(NH4Cl)과 반응시켜 암모니아를 얻어 다시 사용하는 것이다. 솔베이 회사는 지금도 다국적 화학회사로 남아 운영되고 있다.   세계적으로 약 3,300만 톤(1999년 기준)의 Na2CO3가 생산되는데, 이의 약 70%는 솔베이법(암모니아소다법)으로 합성되고, 나머지는 트로나(trona)라는 천연 광물에서 얻는다. 트로나는 나트륨(natrium)의 어원이 된 고대 이집트의 natron과 같은 광물로, 화학식은 Na3H(CO3)2∙2H2O이다. 트로나는 세계 여러 곳에 매장되어 있는데, 특히 미국 와이오밍(Wyoming)주 그린강(Green river) 유역에 100억 톤이 넘는 매장량이 있다. 과거에는 Na2CO3가 주로 세탁 소다로 많이 사용되었으나 현재는 세제의 출현으로 세탁에는 거의 사용되지 않고 생산량의 약 반은 유리 제조에, 그리고 약 1/4은 강 알칼리로 사용된다.

 

탄산소듐을 추출하는 암모니아소다법, 일명 솔베이법을 개발한 솔베이.

트로나. 전세계 탄산 소듐 생산량의 70%는 솔베이법을 통해, 나머지는 천연 광물 트로나로 부터 얻는다. <출처: (CC)Rob Lavinsky at Wikipedia.org>

 

 

중탄산소듐(NaHCO3)은 솔베이법으로 합성하거나, 또는 NaOH 수용액에 탄산가스(CO2)를 불어넣어 만든다. 중탄산소듐(NaHCO3)이 70oC 이상에서 쉽게 분해하면서 탄산가스를 내어놓는 성질을 이용하여 빵을 구울 때 부풀게 하는데 사용되며, 인조 탄산수, 발포 분말주스의 원료로도 많이 사용된다. 이외에도 동물 사료 첨가물, 화학 약품, 불을 끄는 소화제 등으로 사용된다.   또 다른 중요한 소듐 화합물로는 강한 알칼리 물질인 수산화소듐(NaOH)이 있다. 가성소다라고도 부르는 수산화소듐은 탄산소듐을 구워서 얻은 산화소듐(Na2O)을 물과 반응시키거나, 소석회(Ca(OH)2)와 탄산소듐을 반응시켜 얻었다.   Ca(OH)2 + Na2CO3 → CaCO3 (침전) + 2 NaOH   그러나 지금은 거의 대부분의 가성소다를 소금물을 전기 분해시켜 얻는다. 가성소다는 세계적으로 년간 6,000만 톤 정도 생산되는데, 이중 약 50%가 화학 물질 제조에 직접 사용되고, 나머지는 제지공업, 식품공업, 섬유공업, 비누 및 세제공업 등 광범위한 공업 분야에서 기초 화공약품으로 사용된다. 그리고 알칼리성을 높이거나, 산성 용액 등의 물질을 중화시키는데도 가성소다가 사용된다. 가성소다를 산성물질과 반응시키면 소듐염이 얻어지는데 이들은 거의 대부분 물에 잘 녹는다. 아주 다양한 소듐염들을 만들어 여러 용도로 사용하고 있다.

 

소다 브레드. '베이킹 소다(중탄산소듐)'는 70℃ 이상에서 쉽게 분해하며 탄산 가스를 내놓는 성질을 이용한 것이다. <출처: (CC)Canterbury Tail at Wikipedia.org>

배수관 청소제. 가성 소다는 다른 물질을 잘 부식시키는 위험한 물질이므로 조심해서 다뤄야 한다.

 

 

소듐의 생산과 이용 최초의 금속 소듐은 용융 가성 소다의 전기분해로 얻었지만, 최초의 상업적인 금속 소듐의 생산은 탄산소듐을 1100 oC에서 탄소로 환원시키는 반응을 통해 이루어졌다.   Na2CO3 + 2 C → 2 Na + 3CO(g)   현재는 주로 용융 소금을 전기분해시켜 금속 소듐을 얻는다. 이때 소금의 녹는점이 801oC로 높기 때문에 염화칼슘(CaCl2)을 섞어서 녹는점을 700oC 이하로 낮추어 전기분해시킨다. 이때 염소(Cl2)도 함께 얻어지는데, 이는 화학 공업의 중요한 기초 원료 물질이 된다. 순수한 소듐 금속은 아자이드화소듐(NaN3)의 열분해로 얻는다. 금속 소듐을 소듐 화합물의 원료로 직접 사용하는 경우는 거의 없으며, 대부분의 소듐 화합물들은 NaOH, Na2CO3 등을 이용하여 얻는다.   금속 소듐은 합금 제조, 반응성이 큰 각종 금속의 제련 등에 쓰이며, 화학반응에서 환원제로도 쓰인다. 그리고 전등에도 사용되는데, 노란색 빛을 내는 소듐등은 에너지 효율이 높아 가로등으로 사용되기도 한다. 금속 소듐의 녹는점은 97.8oC로 비교적 낮고 끓는점은 883oC로 높다. 액체 소듐은 열전도도가 높고, 중성자를 잘 흡수하지 않기 때문에, 단독으로 또는 포타슘과의 합금으로 고속증식로(fast breeder reactor)에서 냉각제로 사용할 수 있다. 그러나 이들 알칼리 금속이 누출되는 경우, 공기나 물과 반응하여 폭발 등 큰 원전사고가 일어날 수 있으므로(실제로 일어나기도 하였음), 현재는 소듐을 냉각제로 사용하여 가동중인 상업용 원자력 발전소는 없다. 그러나 고속 증식로가 갖는 장점(우라늄 이용효율의 약 60배 증대 등)때문에 많은 관심이 주어지고 있다.

 

노란 빛을 내는 소듐등(나트륨등)은 에너지 효율이 높아 가로등으로 사용된다. <출처: (CC)Klaas at Wikipedia.org>

영양분석표. 소듐은 동물에게 꼭 필요한 원소이나, 소듐의 섭취가 지나치면 고혈압 등 여러 질병을 일으키는 것으로 알려져 있다.

 

 

소듐의 생체 내 역할과 건강 소듐은 모든 동물에게 꼭 필요한 원소의 하나이다. 생체 내에서  +1가 양이온(Na+)으로 존재하며, 이의 약 90%가 세포 외 액체에 전해질 성분으로 있다. Na+는 삼투압과 세포 내 pH 조절 등 항상성 유지에 관여한다. 삼투압 조절을 통하여 생체는 수분 균형을 이루고 혈액을 포함한 체액의 양을 조절하게 된다. Na+는 신경전달에도 관여한다. Na+의 세포 내 농도는 세포 외 농도의 약 1/10 정도인데, 이는 세포 내의 농도가 더 높은 K+와는 대조적이다. 이외에도 Na+는 근육 수축, 섬모운동, 심장박동, 색소포 수축 등 흥분성 세포운동에 관여하며, 또한 포도당과 아미노산 등 영양 물질의 체내 수용에도 관여한다.   생체 내에서 Na+가 결핍되면 수분 과잉으로 부종 상태가 나타나는 저나트륨혈증(hyponatremia)을 일으키거나, 탈수증상이나 저혈압을 수반하는 부신피질기능저하증을 일으킬 수 있다. 반대로 Na+의 섭취가 지나치면 고혈압, 신장병, 심장병 등 여러 질병을 일으키는 것으로 파악되고 있다.  소듐은 주로 음식을 통해 소금으로 섭취되는데, 소금 무게의 약 39 %가 소듐이다. 하루에 필요한 소듐의 양은 약 1.5g이나, 대부분의 사람들은 보통 이보다 10배나 많은 양을 섭취하고 있다. 이에 따라 소듐, 즉 소금의 과다 섭취에 따른 질병을 예방하기 위해서는 소금 섭취를 줄여야 한다는 주장이 강하게 나오고 있다. 미국심장협회는 하루 최대 소듐 섭취량을 2013년에는 2g, 2020년에는 1.5g으로 낮추도록 제안하고, 식품 제조업체와 식당은 향후 10년에 걸쳐 음식에 넣는 소금의 양을 반으로 줄일 것을 요구하고 있다. 미국 식품의약국은 미국인을 위한 식사 지침에 한 사람의 하루 소듐 섭취량이 2.3 g을 넘으면 안되고, 고혈압, 당뇨, 만성 신장질환을 앓는 사람은 1.5g 이하가 되어야 한다고 적고 있다.

 

 

1. 소듐/나트륨 명칭

   국제적으로 통용되는 원소 이름과 화합물 이름을 결정하는 IUPAC(International Union of Pure and Applied Chemistry, 국제순수ㆍ응용화학연합)에서 우리 나라를 대표하고 있는 대한화학회가, IUPAC의 규정에 따라 결정된 원소 이름과 화합물 이름을 우리말로 표시하는 방법을 규정한 [대한화학회 명명법]을 1998년에 발표하였습니다. 이에 따르면 원소기호 11번 원소(Na)의 이름은 국제적으로 Sodium과 Natrium을 함께 인정하며, 우리말로도 소듐과 나트륨을 함께 인정합니다.

2. 수치로 보는 소듐

   소듐의 표준원자량은 22.99g/mol이다. 원자의 전자배치는 1s²2s²2p⁶3s¹ ([Ne]3s1)이다. 자연계에서 원소 상태로는 존재하지 않는다. 지구 껍질에서 6번째로 풍부한 원소로 존재비는 2.6%이고, 바닷물 1 L에는 소금으로 약 12g의 소듐이 들어있다. 1기압에서 녹는점은 97.8^oC이고 끓는점은 883^oC이다. 20^oC에서 밀도는 0.968g/cm³으로 물보다 약간 가볍다. 소듐 D-선은 파장이 580.0과 589.6nm인 이중선이다. 자연 상태에서는 모두 ²³Na로 존재하여, 이는 방사성 붕괴를 하지 않는 안정한 원소이다. 이온화 에너지는 495.8kJ/mol이고, 전자친화도는 52.9kJ/mol이다. 20^oC에서 비저항은 47.7nΩ∙m (비교: 구리, 16.8nΩ∙m)이고, 열전도도는 142W∙m^-1∙K^-1(비교: 구리, 401W∙m-1∙K-1)이며, 열용량은 28.23J∙mol^-1∙K^-1(0.293cal∙g^-1∙K^-1)이다.

3. 삼투압

   물은 통과하나 용질은 통과하지 않는 반투막을 사이에 두고 용액과 물이 있을 때, 물이 용액 쪽으로 흘러 들어가는 것을 막기 위해 용액에 걸어주어야 하는 압력. 외부 압력이 걸려있지 않으면, 용액 쪽과 물 쪽의 높이 차이에 의한 압력이 삼투압과 같아질 때까지 물이 계속해서 자발적으로 용액 쪽으로 흘러 들어간다. 반대로 용액에 삼투압보다 큰 압력을 가하면 용액의 물 분자가 용액에서 빠져 나가는데, 이를 역삼투라 하고 바닷물의 담수화와 물의 정제에 사용된다.

 

 

 

글 박준우 / 이화여대 명예교수(화학)

서울대학교 화학과를 졸업하고 템플대학교에서 박사학위를 받았다. 오랫동안 이화여대에서 화학을 연구하고 가르쳤다. 저서로 [인간과 사회와 함께한 과학기술 발전의 발자취]와 [아나스타스가 들려주는 녹색화학 이야기] 등이 있고, 역서로 [젊은 과학도에 드리는 조언] 등이 있다.

발행일  2011.10.19