Chlorine ( Cl ), 17-염소

 

어떤 것이든 자세히 보면 좋은 면과 나쁜 면을 모두 지니고 있다. 지나치게 한쪽 면만 보면 전체를 제대로 이해하거나 바르게 이용하기가 어렵다. 화학 원소 중에서 이런 양면성이 가장 두드러지는 것이 염소이다. 원소 염소는 제1차 세계 대전시에는 독가스로 사용되어 수많은 사람들을 죽게 한 반면, 표백제와 살균∙소독제로 사용되어 많은 사람들을 편하게 하였고 질병에서 구하기도 하였다. 대표적인 염소 화합물인 소금은 음식의 간을 맞추고 보존하는 데 유익하게 사용되는 반면, 소금의 과다 섭취는 고혈압의 원인으로 지목되기도 한다. 또 다른 염소 화합물인 DDT는 병균을 나르는 해충들을 죽이는 살충제로 사용되어 말라리아와 같은 질병으로부터 수많은 생명을 구한 반면, 환경 오염 물질의 대명사로 낙인 찍히게 되었다. 염소와 염소 화합물에 대해 보다 자세히 알아보기로 하자.     원자번호 17번, 염소 염소(鹽素, chlorine)는 원자번호 17번의 원소로, 원소기호는 Cl이다. 주기율표에서는 할로겐 족이라 불리는 17족(7A족)에서 플루오린(불소) 다음으로 가벼운 원소이다. 원소 상태의 염소는 이원자 분자인 Cl2로 존재하는 녹황색 기체이다. 1기압에서 Cl2의 끓는점은 -34.0oC이다. 자연 상태에서는 화합물로만 존재하는데, 가장 대표적인 염소 화합물이 염화소듐(소금, NaCl)이다.

 

원자번호 17번, 염소. <출처: gettyimages>

염소 원소 정보.

 

 

염소는 지각 암석 무게의 0.0126%(126ppm)를 차지하는 21번째로 풍부한 원소이다. 염소를 포함하는 주된 광석으로는 암염(NaC이 주성분), 포타슘(칼리)암염(sylvite, KCl이 주성분), 카널라이트(carnallite: KCl∙MgCl2∙6H2O가 주성분) 등이 있다. 바닷물에는 무게 비로 약 1.9%(염분은 3.4%)의 염소 이온(Cl-)이 들어있는데, 소금호수나 지하 염수에는 보다 많은 Cl-가 들어있다. 예로, 미국 유타(Utah) 주의 솔트 레이크(Salt Lake)에는 NaCl이 23% 들어있고, 이스라엘의 사해(Dead Sea)에는 NaCl이 8.0%, MgCl2가 13%, CaCl2가 3.5%의 농도로 들어있다.   원소 상태의 염소는 반응성이 매우 크고 산화력이 강하며, 아주 유독하다. 그러나 대부분의 생명체는 염소를 생물분자의 구성 원소로 갖고 있고, 염소 이온을 필요로 한다. 원소 상태의 염소, 즉 염소 기체는 1774년에 처음 얻어졌으며, 초기에는 표백제, 살균∙소독제로 사용되었다. 제1차 세계대전 때는 화학전에 사용되어 독가스로 악명을 떨치기도 하였다. 공업적으로, 염소는 소금물의 전기분해로 생산되고 있으며, 폴리염화비닐(PVC), 에폭시수지, 실리콘 고분자, 여러 유기 용매, 각종 화학 시약의 제조 등에 사용된다. 이외에도 종이나 천의 표백, 물의 살균∙소독에도 염소나 염소 화합물들이 사용된다. 반면에 요긴하게 사용되던 여러 염소 화합물들에 대해 인체 독성이 발견되고, 환경 오염의 문제가 제기되기도 하였다. 살충제로 쓰인 DDT, 여러 유기염소계 농약, 염화플루오르탄소(프레온), 유기 용제로 쓰인 사염화탄소 등이 그 예이다.

 

 

염소 발견의 역사와 명명

염소 원소는 1774년에 셸레(Carl W. Scheele, 1742~1786)가 처음으로 만들고 그 특성을 연구하였다.   그는 소금에 황산을 가해 나오는 염화수소(HCl) 기체를 물에 녹여 진한 염산을 만든 다음, 여기에 이산화망가니즈(MnO2)를 넣고 가열하여 염소 기체를 얻었다. 그는 이 기체를 ‘플로지스톤이 빠진 무리아틱산 공기(dephlogistigated muriatic acid air)’라 불렀는데, 당시에는 기체를 모두 공기(air)라 하였고, 염산을 무리아틱 산(muriatic aicd)이라 불렀으며, 산은 모두 산소를 포함하는 것으로 여겼다. (이것이 ‘산소’라는 우리말 원소 이름의 유래이기도 하다). 셸레는 그가 얻은 염소가 염산에 들어있는 아직 발견되지 않은 새로운 원소의 산화물일 것으로 여기고, 이 새로운 원소를 무리아티큠(muriaticum)이라 명명하였다.   염소가 무리아티큠과 산소와의 화합물이라는 믿음에는 다른 여러 연구자들의 실험 결과도 보탬을 하였다. 1785년에 베르톨레(C. L. Berthollet, 1748~1822)는 ‘플로지스톤이 빠진 무리아틱 산’(염소)을  물과 반응시키면 염산(당시는 무리아틱 산)이 생기고, 산소가 발생하는 것을 알아내고는(반응식: Cl2 + H2O→2 HCl + 1/2 O2), 염소를 HCl과 산소의 느슨한 화합물이라고 생각하고 보다 체계적으로 보이는 이름인 옥시무리아틱산(oxymuriatic acid)이라 명명하였다.

염소 원소를 발견한 셸레.

 

이후 여러 과학자들은 염소(‘플로지스톤이 빠진 무리아틱산’ 또는 ‘옥시무리아틱산’)에서 산소를 떼어내어 아직도 발견되지 않은 새로운 원소 무리아티큠을 얻고자 노력하였다. 붕소를 처음 발견한 게이-뤼삭(J. L. Gay-Lussac, 1778~1850)과 테나르(L.-J. Thenard, 1777~1857)는 1809년에 염소를 숯(탄소)과 반응시켜 무리아티큠을 분리하고자 시도하였으나 실패로 끝나자 ‘염소는 화합물이 아니고 원소일 가능성이 있다’고 발표하였다. 1810년에 데이비(H. Davy, 1778~1829)도 같은 실험을 반복하고는, 염소가 원소라는 것을 확신하였다. 그는 이 새로운 원소를 그리스어로 녹황색을 뜻하는 ‘chloros’를 따서 ‘chlorine’이라 명명하였다. 우리말 ‘염소’는 ‘염(소금, NaCl)을 이루는 원소’란 뜻이다.   염소가 원소로 판명됨에 따라, 이의 옛 이름 ‘플로지스톤이 빠진 무리아틱산 공기’나 ‘옥시무리아틱산’은 더 이상 사용하지 않게 되었다. 또한 염산(HCl)에는 산소가 들어있지 않는 것으로 판명됨으로써, 모든 산이 산소를 구성 원소로 갖는다는 믿음이 깨어지고, ‘무리아틱산’은 염화수소산(hydrochloric acid, 염산)이 되었다. 그러나 아직도 몇몇 상품에서는 염산 대신 무리아틱산(muriatic acid)이라는 말을 사용하여 혼돈을 주고 있다. 아마도 염산이 주는 나쁜 이미지를 감추기 위한 의도도 숨어있을 것이다.   염소 기체의 밀도에서 얻은 염소의 원자량은 약 35.45g/mol이다. 당시에는 ‘어떤 원소의 원자량은 수소 원자량의 정수 배’라는 프루스트(Proust)의 법칙(가설)이 받아 들여지고 있었고, 동위원소가 존재한다는 것이 알려져 있지 않아, 염소 원자량은 많은 혼란을 주기도 하였다.

 

 

원자 및 원소의 물리적 성질

고압 상태에서 액화된 염소.

염소 원자는 17개의 전자를 갖고 있다. 이는 네온(Ne) 원자의 전자배치에 7개의 전자가 더해진 것으로, 바닥 상태 전자배치는 [Ne]3s23p5이다. 염소 원자는 쉽게 1개의 전자를 받아들여 비활성 기체인 아르곤(Ar)과 같은 전자배치를 하는 염소 이온(Cl-)이 된다. 염소는 원소 중에서 전자친화도가 가장 크며, 전기 음성도는 플루오린(F)과 산소(O) 다음으로 크다. 따라서 Cl은 F 또는 O와의 결합에서는 양(+)의 산화수를 갖는다. 다른 원소와의 화합물에서는 보통 산화수가 -1이다. 원자가 전자가 7개이므로 최대 산화수는 +7이나, +5, +3, +1인 화합물도 흔히 있다.   염소는 표준 온도와 압력에서 녹황색 기체인 이원자 분자 Cl2로 존재한다. 염소 분자(Cl2)의 녹는점은 -101.5 oC이고 끓는점은 -34.0 oC이다. 실온에서는 8기압 이상에서 액화될 수 있다. 염소 기체는 아주 유독하며, 표백분에서 나는 것과 같은 독특한 냄새가 난다.   염소의 안정한 동위원소는 35Cl(75.77%)와 37Cl(24.23%)이다. 따라서 염소의 원자량은 35.453g/mol이다. 반감기가 30.1만년인 방사성 동위원소 36Cl도 극미량 존재하는데, 이는 주로 35Cl에 중성자가 포획되어 만들어진다. 36Cl은 주로 β-붕괴를 하여 36Ar이 되는데 지구과학에서 연대 측정에 이용된다.

 

 

염소의 화학적 성질 염소 기체(Cl2)는 다른 할로겐 원소들과 마찬가지로 비활성 기체를 제외한 거의 모든 원소들과 화합물을 형성한다. 이는 할로겐 원소들이 비교적 약한 단일 결합을 하고 있어, 두 개의 원자로 쉽게 해리되기 때문이다. 할로겐 원소들의 반응성은 F2>Cl2>Br2>I2 순서이다. Cl2 기체는 25 oC 물 1 L에 3.26 g이 녹는데, 물에 녹아있는 Cl2는 염산(HCl), 하이포염소산(차아염소산, HOCl)과 다음과 같은 평형을 이룬다.   Cl2 + H2O   HCl + HOCl   알칼리성 용액에서는 다음 반응이 일어나서 염소이온(Cl-)과 하이포염소산 이온(ClO-)을 생성한다. 따라서 알칼리 수용액에서는 Cl2가 존재하지 않는다.   Cl2 + OH- → Cl- + OCl- + H2O   알칼리 용액에 염소 기체를 녹인 것이 염소 표백제나 살균∙소독제이다. 염소의 이런 작용은 위의 반응에서 생긴 OCl-가 Cl-와 아주 반응성이 큰 산소(발생기 산소라 부르기도 한다)로 분해되고, 이 산소가 색소와 반응하여 표백 작용을 하거나 병원균의 세포 성분을 변성시켜 살균∙소독 작용을 하는 것에 따른 것이다.     염소의 생산과 이용 염소는 원소 중에서 6번째로 많이 생산되는데, 세계적으로 년간 약 6500만톤(2006년)이 생산된다. 공업적 생산방법은 클로르알칼리 공정이라 부르는 소금물의 전기분해이며, 반응식은 다음과 같다.                       환원전극(음극) 반응:  2H2O + 2e- → H2(g) + 2OH- (또는 2H+(aq) + 2e- → H2(g))                     산화전극(양극) 반응:  2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e-                     ___________________________________________________________________________                                  전체 반응:  2NaCl + 2H2O → Cl2(g) + H2(g) + 2NaOH   위의 반응식에서 보듯이, 소금물의 전기분해에서는 염소 기체뿐만 아니라 수소 기체와 가성소다(NaOH) 용액이 함께 생성된다. 따라서 음극에서 생성되는 수소기체와 가성소다가 양극에서 생성되는 염소기체와 다시 섞여 반응하는 것을 막기 위해서는 양극 부분과 음극 부분을 분리시키는 것이 필요하다. 이 목적으로 보통 석면이나 고분자 섬유로 된 격막(diaphragm)을 사용하는데, 이 경우에는 순도가 낮은 10~12% 가성소다 수용액이 얻어진다. 1970년대에 양이온을 통과시키는 막을 사용하는 기술이 개발되었는데, 이 경우에는 보다 높은 순도의 30~35% 가성소다 용액이 얻어진다.   염소는 또한 용융 소금을 전기분해시켜 얻기도 한다. 이 경우에는 양극에서 염소 기체가 얻어지고 음극에서는 소듐(나트륨) 금속이 얻어진다. 이 방법은 염소 보다는 금속 소듐을 얻는 데 주로 사용된다.     실험실적으로는 염산(HCl)과 이산화망가니즈(MnO2)를 반응시켜 염소를 얻을 수 있다. 염산은 소금물에 황산을 넣어 얻는다. 이 방법은 근본적으로 1774년에 셸레가 처음으로 염소를 만들 때 사용한 것과 같은 것으로, 전체적인 반응식은 아래와 같다. 그러나 실험실에서 필요한 염소는 직접 제조하여 사용하기 보다는 실린더에 넣어 판매하는 것을 사용한다.   2NaCl + 2H2SO4 + MnO2 → Na2SO4 + MnSO4 + 2H2O + Cl2   생산된 염소의 약 80%는 염소가 들어있는 화합물을 만드는 데 사용되고, 나머지 20%는 종이나 섬유의 표백, 수돗물, 수영장, 하수의 살균∙소독제 등에 사용된다.   염소의 표백 작용은 1774년에 염소를 처음 분리한 셸레가 발견하였다. 염소 표백제의 발견으로, 무려 6개월의 긴 시간과 많은 노동력이 필요했던 섬유의 표백 과정이 단 시간에 가능하게 되었다. 1801년에는 염소의 살균∙소독 작용이 발견되었으며, 물의 염소 살균∙소독은 1910년에 미국 육군에서 처음 실시되었고, 현재는 전 세계적으로 수돗물과 수영장 물에 대해 사용된다. 염소는 독성이 큰 기체여서 저장하였다가 사용하기가 어렵기 때문에 가끔은 염소 기체 대신에 하이포염소산염 등의 고체 화합물을 사용하기도 한다.

 

염소 표백제의 발견으로, 섬유의 표백 과정이 단 시간에 가능하게 되었다. <출처: gettyimages>

물의 염소 살균∙소독은 미국 육군에서 처음 실시되었고, 현재는 전 세계적으로 수돗물과 수영장 물에 대해 사용된다. <출처: gettyimages>

 

 

염화수소와 염산 염화수소(HCl)와 이를 물에 녹인 염산은 년간 1000만 톤 이상 생산되는데, 순수한 HCl은 염소 기체와 수소 기체를 반응시켜 얻는다.   Cl2 + H2 → 2 HCl   염화수소는 소금을 황산과 반응시키거나, 소금을 이산화황(SO2), 산소(O2)과 함께 반응시켜(반응식: 2NaCl + SO2 + 1/2O2 + H2O → 2HCl + Na2SO4) 얻기도 한다. 또한 많은 양의 HCl이 여러 유기염소화합물과 유기플루오린 화합물 합성의 부산물로 얻어진다.   R-H + Cl2 → R-Cl + HCl R-Cl + HF → R-F + HCl   이들 반응에서 부산물로 얻어지는 HCl의 대부분은 폴리염화비닐(PVC)의 원료인 염화비닐(CH2=CHCl)과 여러 염소 함유 용제의 생산 등에 바로 이용된다. 염화수소는 산업적으로 염화암모늄(NH4Cl)이나 각종 금속 염화물 등의 합성에 사용된다. 또한 표백제로 아주 많이 사용되는 이산화염소(ClO2)의 생산에도 사용된다.   NaClO3 + 2 HCl → ClO2 + 1/2 Cl2 + NaCl + H2O   염화수소를 물에 녹인 염산은 보통 약 36% 농도로 생산되는데, 철의 녹(주로 Fe2O3)을 제거하는 데, 여러 무기 염화물을 만드는 데, 용액의 pH를 산성으로 하거나 알칼리 용액을 중화하는 데, 양이온 교환 수지를 재생하는 데 등에 사용된다. 또 식품과 식품 첨가물의 생산에도 상당량의 염산이 사용된다. 사람의 위액에는 비교적 높은 농도로 염산이 들어있어 pH를 1~2로 유지하는데 이는 음식과 함께 몸 안으로 들어오는 미생물을 죽이고, 단백질을 변성시켜 소화 효소들에 의해 쉽게 분해될 수 있도록 하는 역할도 한다.    염소산화물과 염소산 염소는 여러 산화 상태의 산화물을 만드는 데, 일산화이염소(Cl2O), 삼산화이염소(Cl2O3), 이산화염소(ClO2), 육산화이염소(Cl2O6), 칠산화이염소(Cl2O7)가 그 예이다. 이들 염소 산화물들은 염소와 산소를 직접 반응시켜서 얻을 수는 없으며, 다른 방법으로 만든다. 공업적으로 대량 생산되는 염소 산화물로 앞에서 언급된 이산화염소(ClO2)가 있는데 이를 얻는 한가지 방법은 염소산 이온을 이산화황이나 옥살산 이온과 반응시키는 것이다. ClO2는 강한 산화제로, 주로 목제 펄프의 표백에 사용되며, 물 처리에도 쓰인다. ClO2의 액체나 높은 농도의 기체는 폭발성이 있으므로, 낮은 농도로 사용하여야 한다.   염소의 산소산(oxyacid)에도 여기 가지가 있는데, 염소의 산화 상태가 낮은 것부터 열거하면, 산화수가 각각 +1, +3, +5, +7인 하이포염소산(차아염소산, HOCl), 아염소산(HClO2), 염소산(HClO3), 과염소산(HClO4)이 있다. 이들은 산으로 보다는 짝염기인 산소산 음이온의 염으로 많이 사용되며, 모두 강한 산화제이다. ClO4-를 제외하고는 모두 자기들끼리 2개 또는 3개의 이온이 반응하여 하나는 산화되고 다른 것은 환원되는 불균등화(disproportionation) 반응을 한다. 예로, ClO2-의 반응은 다음과 같다.   3ClO2- → 2ClO3- + Cl-   대표적인 염소산 염인 NaClO3는 소금물의 전기분해를 통해 얻는데, 이때에는 격막을 사용하지 않아 양극에서 생성되는 Cl2가 음극에서 생성되는 NaOH와 반응하도록 한다. 세계적으로 연간 20억 톤 이상이 생산되고, 주로 표백제인 ClO2를 만드는 데 사용된다. NaClO3는 또한 모든 녹색 식물을 죽이는 비선택성 제초제로도 사용된다. 과염소산염은 염소의 산소산 염 중에서 가장 안정하나 높은 온도로 가열하면 O2를 발생하면서 분해한다. 따라서 과염소산과 과염소산염의 수용액은 실온에서는 산화력이 거의 없으나, 가열하면 산화제로 격렬하게 작용한다. NaClO4는 NaClO3의 전기 산화로 얻으며, 생산된 양의 약 반은 NH4ClO4로 전환되어 로켓의 추진제로 사용되고, 나머지는 다른 과염소산염을 만드는 데 사용된다.     염소의 기타 무기화합물 염소는 거의 모든 원소와 염화물을 만든다. CO, NO, SO2 기체와도 반응하여 각각 COCl2, NOCl, SO2Cl2를 만든다. 또한 다른 할로겐 원소들과 반응하여, ClF, BrCl, ICl, ClF3, I2Cl6, ClF5 따위의 할로겐간 화합물을 만드는데, 이들은 다른 할로겐 화합물을 합성하는 데 유용하게 이용된다. 규소(실리콘, Si)와 Cl2의 반응에서 얻어지는 사염화규소(SiCl4)는 고순도 규소를 얻는 데 사용된다. 또한 인(P)과 Cl2의 반응에서 만들어지는 PCl3와 PCl5는 여러 인 화합물을 합성하는 데 사용된다.   염산은 금속과 반응하여 아주 다양한 염화물들을 만드는 데 이들은 여러 용도로 사용된다. 주요 금속 염화물로 AlCl3, SnCl4, AsCl3, SbCl3, BiCl3, TiCl3, TiCl4, MoCl5, FeCl3, ZnCl2, Hg2Cl2, AgCl 등을 들 수 있다. AgCl은 1826년에 처음으로 사진 이미지를 만드는 데 사용되었으나, 현재는 디지털 영상의 출현으로 이 목적으로는 거의 사용되지 않는다. 또 암모니아와 반응하여 염화암모늄(NH4Cl)을 만드는데, 이는 저온 냉각조(화씨 영도, 0 F는 얼음, 물, NH4Cl 혼합계에서 얻을 수 있는 최저 온도), 질소 비료, 불꽃놀이, 금속 표면 처리, 망가니즈 건전지 전해질, 섬유 및 가죽 처리 등 다양한 용도로 사용된다.

 

양적으로 가장 많이 생산되는 유기염소 화합물은 1,2-다이클로로에테인과 염화바이닐로, PVC를 만드는 데 주로 사용된다. <출처: (CC)Paul Goyette at Wikipedia.org>

DDT와 헥사클로로벤젠과 같은 유기염소 화합물은 농약이나 살충제로 사용되었으나, 인체에 잔류 독성을 보이고, 발암 물질로 의심되어 사용이 금지되었다. 사진은 2차세계대전 시 말라리아, 발진티푸스의 예방을 위해 사용된 DDT 핸드 스프레이.

 

 

유기염소 화합물 자연계에는 2000가지가 넘는 유기염소 화합물이 있는 것으로 알려져 있다. 공업적으로는 생산된 염소의 약 63%가 유기염소 화합물을 만드는 데 쓰이는데, 이들은 각종 산업 및 생활 용품을 만드는 데 이용된다. 양적으로 가장 많이 생산되는 유기염소 화합물은 1,2-다이클로로에테인(ClCH2-CH2Cl)과 염화비닐(CH2=CHCl)이다. 이들은 아래 반응으로 얻으며, PVC를 만드는 데 주로 사용된다.

 

 

다른 중요한 유기 염소 화합물로는 메테인(메탄, CH4)의 수소 원자를 염소 원자로 치환시킨 염화메틸(CH3Cl), 염화메틸렌(CH2Cl2), 클로로폼(CHCl3), 사염화탄소(CCl4)가 있다. 이들은 주로 CH4와 Cl2를 반응시켜 얻으나, CH3Cl는 메탄올(CH3OH)과 HCl을 반응시켜 만들기도 한다. 이들 화합물들은 유기 용제로 많이 사용된다. 또한 CH3Cl는 냉매로, 그리고 실리콘(silicone) 고분자를 합성하는 데도 사용된다. CHCl3는 1847년부터 마취제로 사용되었으며, 테프론의 원료 물질이다. CCl4는 불을 끄는 소화제, 드라이클리닝 용매, 그리고 프레온 가스의 제조에 사용되었으나, 강한 간 독성을 나타내고, 오존층을 파괴하며, 큰 온실효과를 보이고, 프레온 사용이 금지됨에 따라 현재는 거의 사용되지 않고 있다. 이외에도 글리세롤과 에폭시 수지 제조의 원료가 되는 염화알릴(CH2=CH-CH2Cl), 드라이 클리닝에 흔히 사용되는 트라이클로로에틸렌(ClCH=CCl2)과 과클로로에틸렌(perchloroethylene, Cl2C=CCl2: 속칭 ‘퍼클로’) 등이 많이 생산되는 유기염소 화합물이다.   여러 유기염소 화합물들이 살충 또는 살균 효과를 보여, 농약이나 살충제로 사용되었다. 그러나 일부는 자연 환경에서 잘 분해되지 않아 인체에 잔류 독성을 보이고, 발암 물질로 의심되어 사용이 금지된 것도 있다. 대표적인 것이 DDT와 헥사클로로벤젠이다. 그러나 아직도 이들만큼 효능이 좋으면서 값 싸게 얻을 수 있는 대체 물질이 없어 안타까운 실정이다. 에어컨의 냉매 등으로 유용하게 사용되었으나, 오존층 파괴의 주범으로 지목되어 사용이 금지된 프레온-12 등 염화플루오르탄소(CFC)도 염소 화합물의 유익성과 유해성의 양면을 보여주는 대표적 화합물이다. 또한 많은 염소유기 용제들도 용매로도 탁월한 성능을 보이나, 공해물질로 사용의 제한을 받고 있다.

 

 

 

염소의 독성과 화학무기로의 사용 염소는 아주 유독하고 독특한 냄새가 나는 기체이다.  낮은 농도에서도 호흡계통의 점막을 손상시키고 피부에 화상을 입히며 눈에 염증을 일으킬 수 있다. 공기 중에 약 3ppm(0.0003%) 정도로 들어있으면 냄새를 맡을 수 있고, 약 30ppm 농도로 들어 있는 공기를 호흡하면 기침과 구토를, 그리고 60 ppm 농도에서는 폐가 손상을 입을 수 있다. 약 1000ppm(0.1%) 농도에서는 몇 번만 심 호흡을 해도 치명적일 수 있다. 염소 기체의 이러한 독성은 이 기체가 물이나 세포와 반응하여 강산인 HCl과 산화력이 큰 HOCl을 발생시키기 때문이다. 수돗물이나 수영장의 살균 소독에 염소를 사용하는데, 염소 농도가 일정 수준 이하이면 건강에 직접적인 위험은 되지 않으나, 염소가 물에 녹아있는 유기화합물과 반응하여 유기염소 화합물을 만들 때는 문제가 된다. 가장 흔한 것이 클로로폼(CHCl3) 등 삼할로메탄, 할로아세트산 등인데, 이들은 모두 발암 의심 물질들이다. 이에 따라 많은 유럽 국가들과 미국의 몇 도시는 염소 대신 오존(O3)을 사용하고 있으며, 클로르아민(NH2Cl)을 사용하거나 자외선을 이용하는 곳도 점차 늘고 있다. 그러나 이들은 염소에 비해 많은 비용이 들어가는 단점이 있다.

 

1차 세계대전 당시 살상의 목적으로 살포되고 있는 염소 기체.

독일의 화학전을 주도한 프리츠 하버.

 

 

염소 기체는 화학무기로 제 1차 세계대전 중인 1915년에 처음으로 사용되었다. 당시에는 방독면을 사용하지 않아 더욱 피해가 컸다. 염소 기체는 공기보다 2.5배나 무겁기 때문에 참호 속에 들어있는 병사들에게 더욱 치명적이었다. 처음에는 독일군이 사용하였으나, 뒤이어 연합군도 사용하였다. 이후 염소는 포스겐과 겨자가스 등 보다 맹독성인 화학무기로 대체되었다.   독일의 화학전을 주도한 사람은 암모니아 합성으로 1918년에 노벨화학상을 수상한 하버(Fritz Haber, 1869~1934)이다. 독일에서 여성으로는 처음으로 화학박사 학위를 받은 그의 부인 임머바르(Clara Immerwahr, 1870~1915)는 하버의 화학전 수행에 항의하여 하버의 권총으로 자살하였다. 하버는 화학무기의 사용이 비인도적이라는 비난에 대해, ‘죽음은 죽음이다. 화학무기는 죽음의 고통을 오히려 적게 한다’고 항변하였다. 화학무기를 비롯한 전쟁무기의 사용에 대한 비난을 과학자들만이 받아야 할 것인가? ‘인간 살육의 장'인 전쟁의 책임은 누구에게 있는가? 답이 쉽지 않은 질문들이다.

 

 

1. 수치로 보는 염소

   염소의 표준원자량은 35.453g/mol이다. 원자의 전자배치는 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ ([Ne]3s²3p⁵)이며, 화합물에서의 주된 산화수는 홀수인 +7, +5, +3, +1, -1이다. 지각 암석에서 존재비는 0.0126%(126 ppm)이다. 바닷물 무게의 1.9%를 염소 이온(Cl^-)이 차지한다. Cl₂의 녹는점은 -101.5^oC이고 끓는점은 -34.0^oC이다. 0^oC, 1기압에서의 밀도는 3.2g/L이고, -70^oC에서의 액체 밀도는 1.655g/cm³이다. 녹음열과 증발열은 각각 6.41kJ/mol과 20.41kJ/mol이다. Cl₂에서 Cl-Cl 결합에너지는 242.58kJ/mol이다. 첫 번째 이온화 에너지는 1255.7kJ/mol이고, 전자친화도는 348.7kJ/mol이며, 폴링의 전기음성도는 3.16이다. 자연 상태의 동위원소는 ³⁵Cl(75.77%)와 ³⁷Cl(24.23%)이다.

 

 

 

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  2011.11.23

Chlorine

Atomic Weight		35.453
Density		3.214 g/l[note]
Melting Point		-101.5 °C
Boiling Point		-34.04 °C
Full technical data

A pale yellow-green gas, chlorine killed soldiers in WWI. Today it mainly purifies drinking water and swimming pools. Combined with sodium, chlorine makes common table salt and is thus essential to life.

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Technical data for Chlorine Click any property name to see plots of that property for all the elements. Overview Name Chlorine Symbol Cl Atomic Number 17 Atomic Weight 35.453 Density 3.214 g/l[note] Melting Point -101.5 °C Boiling Point -34.04 °C Thermal properties Phase Gas Melting Point -101.5 °C Boiling Point -34.04 °C Absolute Melting Point 171.6 K Absolute Boiling Point 239.11 K Critical Pressure 7.991 MPa (78.87 Atm) Critical Temperature 416.9 K Heat of Fusion 3.2 kJ/mol Heat of Vaporization 10.2 kJ/mol Heat of Combustion N/A Specific Heat 478.2 J/(kg K)[note] Adiabatic Index 7/5 Neel Point N/A Thermal Conductivity 0.0089 W/(m K) Thermal Expansion N/A Bulk physical properties Density 3.214 g/l[note] Density (Liquid) N/A Molar Volume 0.011031 Brinell Hardness N/A Mohs Hardness N/A Vickers Hardness N/A Bulk Modulus 1.1 GPa Shear Modulus N/A Young Modulus N/A Poisson Ratio N/A Refractive Index 1.000773 Speed of Sound 206 m/s Thermal Conductivity 0.0089 W/(m K) Thermal Expansion N/A Reactivity Valence 5 Electronegativity 3.16 ElectronAffinity 349 kJ/mol Ionization Energies 1251.2, 2298, 3822, 5158.6, 6542, 9362, 11018, 33604, 3.86×104, 43961 kJ/mol Health and Safety Autoignition Point N/A Flashpoint N/A Heat of Combustion N/A DOT Hazard Class N/A DOT Numbers N/A EU Number N/A NFPA Fire Rating N/A NFPA Hazards N/A NFPA Health Rating N/A NFPA Reactivity Rating N/A RTECS Number RTECSFO2100000 NFPA Label N/A Classifications Alternate Names None Names of Allotropes Dichlorine Block p Group 17 Period 3 Electron Configuration [Ne]3s23p5 Color Yellow Discovery 1774 in Sweden Gas phase Diatomic CAS Number CAS7782-50-5 CID Number CID24526 Gmelin Number N/A NSC Number N/A RTECS Number RTECSFO2100000 Electrical properties Electrical Type Insulator Electrical Conductivity 0.01 S/m Resistivity 100 m Ω Superconducting Point N/A Magnetic properties Magnetic Type Diamagnetic Curie Point N/A Mass Magnetic Susceptibility -7.2×10-9 Molar Magnetic Susceptibility -5.11×10-10 Volume Magnetic Susceptibility -2.31×10-8 Abundances % in Universe 0.0001% % in Sun 0.0008% % in Meteorites 0.037% % in Earth's Crust 0.017% % in Oceans 2% % in Humans 0.12% Atomic dimensions and structure Atomic Radius 79 pm Covalent Radius 99 pm Van der Waals Radius 175 pm Crystal Structure Base Centered Orthorhombic Lattice Angles π/2, π/2, π/2 Lattice Constants 622.35, 445.61, 817.85 pm Space Group Name Cmca Space Group Number 64 Nuclear Properties Half-Life Stable Lifetime Stable Decay Mode N/A Quantum Numbers 2P3/2 Neutron Cross Section 35.3 Neutron Mass Absorption 0.033 Known Isotopes 28Cl, 29Cl, 30Cl, 31Cl, 32Cl, 33Cl, 34Cl, 35Cl, 36Cl, 37Cl, 38Cl, 39Cl, 40Cl, 41Cl, 42Cl, 43Cl, 44Cl, 45Cl, 46Cl, 47Cl, 48Cl, 49Cl, 50Cl, 51Cl Stable Isotopes 35Cl, 37Cl Isotopic Abundances 35Cl 75.78% 37Cl 24.22%

Notes on the properties of Chlorine:

Density: Density given for Cl at 0° Celsius. 2

Specific Heat: gas (Cl ) 2

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