마그네슘

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마그네슘(12Mg)
12 NaMgAl
Be

Mg

Ca
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우눈셉튬 (미확정)
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육방정계
12 전자 껍질
12Mg
일반적 성질
, 주기, 구역 2족, 3주기, s-구역
화학 계열 알칼리 토금속
겉보기 은빛 흰색
Mg,12.jpg
원자 질량 24.3050(6) g/mol
전자 배열 [Ne] 3s2
준위전자 2, 8, 2
마그네슘의 전자껍질 (2, 8, 2)
물리적 성질
상태 고체
밀도 (실온) 1.738 g·cm−3
액체 밀도 (녹는점) 1.584 g·cm−3
녹는점 923 K
끓는점 1363 K
융해열 8.48 kJ/mol
기화열 128 kJ/mol
열용량 (25 °C) 24.869 J/(mol·K)
증기압
압력(Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
온도(K) 701 773 861 971 1132 1361
원자의 성질
산화수 2
(강염기성 산화물)
전기 음성도 1.31 (폴링 척도)
이온화 에너지 1차: 737.7 kJ/mol
2차: 1450.7 kJ/mol
3차: 7732.7 kJ/mol
원자 반지름 150 pm
원자 반지름 (계산) 145 pm
공유 반지름 130 pm
판데르발스 반지름 173 pm
그 밖의 성질
결정 구조 육방정계
자기적 질서 상자성
전기저항률 (20 °C) 43.9 nΩ·m
열전도율 (300 K) 156 W/(m·K)
열팽창계수 (25 °C) 24.8 µm·m−1·K−1
음속 (막대) (실온) (단련된) 4940 m/s
영률 45 GPa
전단 탄성 계수 17 GPa
푸아송 비 0.29
모스 굳기 2.5
브리넬 굳기 560 MPa
CAS 등록번호 7439-95-4
주요 동위 원소
동위체 존재비 반감기 DM DE
(MeV)
DP
24Mg 78.99% 안정
25Mg 10% 안정
26Mg 11.01% 안정
동위 원소 목록

마그네슘(←영어: magnesium 매그니지엄[*], 문화어: 마그네시움←독일어: Magnesium 마그네지움[*])은 알칼리 토금속에 속하는 화학 원소로 기호는 Mg(←라틴어: magnesium 마그네시움[*])이고 원자 번호는 12이다. 실온에서 은백색의 가벼운 금속으로 존재한다. 반응성이 크고 2가 양이온이 되려는 경향이 있으므로 자연에서는 주로 마그네사이트, 백운암, 활석, 석면 등의 화합물의 형태로 발견된다. 지구의 지각에서는 질량 기준으로 약 2.5%를 차지하여 7번째로 많이 존재하는 원소이며, 우주 전체에서는 8번째로 많이 존재하는 원소이다.[1] 해수에는 이온(Mg2+)의 형태로 존재하며, 이온 중에서는 염화 이온(Cl-), 나트륨 이온(Na+)에 이어 세 번째로 많은 양이다.[2]

주로 해수에서 얻은 염화 마그네슘(MgCl2)을 전기분해하여 얻거나 마그네사이트, 백운암 등의 광물에서 얻으며, 밀도가 낮으므로 알루미늄, 아연, 망가니즈와 혼합하여 합금으로 쓰인다. 이러한 합금은 가벼우면서도 강도가 커서 항공기, 우주선, 자동차 등 여러 분야에 쓰인다. 또, 순수한 마그네슘 분말은 밝은 흰색의 빛을 내면서 연소하므로 불꽃놀이, 섬광탄, 카메라 플래시 등에 사용된다. 인체 내에서는 11번째로 많이 존재하는 원소이며, 세포 내에서 인산기를 가지는 DNA, RNA, ATP 등의 물질을 생성하는 데 관여하고 탄수화물 대사 과정에서 촉매로 작용하므로 생명 활동에 중요한 역할을 한다. 식물엽록소에도 마그네슘 이온이 포함되어 있어 광합성에 중요한 역할을 한다.

성질[편집]

물리적 성질[편집]

마그네슘은 은백색의 가벼운 금속이며, 녹는점은 650℃, 끓는점은 1090℃로 알칼리 토금속 중에서 가장 낮다. 밀도는 1.738 g/cm3알루미늄의 3분의 2, 타이타늄의 3분의 1, 의 4분의 1에 해당한다. 결정 구조육방 밀집 구조이며, 연성과 전성이 있어 얇은 박 또는 철사 등으로 뽑을 수 있다. 또, 낮은 밀도에 비해 단단하여 구조재로 사용되며 특히 알루미늄, 아연, 망가니즈, 등과의 합금은 낮은 밀도에 비해 경도가 높고 내식성이 뛰어나 항공기, 자동차 등 다양한 분야에서 사용된다.[3] 공기 중에서는 잘 발화하지 않지만 미세한 분말이나 얇은 선으로 만들면 자외선 영역의 빛을 포함하는 밝은 흰색 불꽃을 내며 연소하며, 이 때 불꽃의 온도는 3,100 ℃에 이를 수 있다.[4] 이러한 특성을 이용하여 카메라 조명이나 불꽃놀이, 섬광탄 등에 사용되며, 소이탄에 첨가되기도 하였다.

화학적 성질[편집]

마그네슘은 1s22s22p63s2전자 배치를 가지며, 3s 오비탈전자 2개를 잃고 양이온이 되려는 성질로 인해 주된 산화수는 +2이다.[3] 공기 중에 노출되면 산소와 반응하여 투과성이 작고 제거하기 어려운 산화 피막을 형성하여 더 이상의 산화를 막는다. 그러나 분말이나 얇은 선으로 만들면 위에서 설명한 바와 같이 빠르게 연소하여 강한 백색광을 내며 산화 마그네슘(MgO)과 질화 마그네슘을 형성한다. 대부분의 화합물은 흰색의 이온 결합 물질로, 물에 쉽게 용해되어 쓴맛을 나타낸다.

마그네슘은 반응성이 낮은 질소와 반응하여 질화 마그네슘(Mg3N2)을 형성할 수 있으며, 이산화 탄소와 반응하여 산화 마그네슘탄소를 형성한다. 할로젠 원소들과도 반응하여 이온 결합 물질을 생성하며, 고온, 고압에서는 수소와도 반응하여 MgH2을 형성하기도 한다. 산소족 원소들과도 1:1 비율로 결합하여 화합물을 만들 수 있으며, 특히 산소와는 과산화물(MgO2)도 형성할 수 있다.[5] 과 반응하면 수소 기체와 산화 마그네슘을 형성하며, 과량의 수증기에서는 불용성의 수산화 마그네슘과 수소 기체를 형성한다. 반응식은 아래와 같다.

Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2

또한, 마그네슘은 묽은 황산이나 염산과 같은 대부분의 과 발열 반응을 하면서 수소 기체를 발생시키지만 불산과는 반응이 잘 일어나지 않는다.[6] 염기와도 대부분 반응하지 않는데[3][7] 이는 마그네슘의 표면에 불용성의 수산화 마그네슘이 형성되기 때문이다.

마그네슘 이온(Mg2+)의 화합물 중 질산 마그네슘(Mg(NO3)2), 염화 마그네슘(MgCl2), 황화 마그네슘(MgS), 황산 마그네슘(MgSO4)은 물에 잘 용해되고, 탄산 마그네슘(MgCO3)은 물에 잘 용해되지 않는다.[8] (→ 참조)

생물 내에서의 역할[편집]

사람의 몸에서는 칼슘, 과 함께 의 대사에 중요한 역할을 한다. 또한 식물에서 마그네슘이 부족하면 잎이 누렇게 변하고 죽기도 하여 비료의 주 성분 중 하나이기도 하다.

역사[편집]

마그네슘은 1618년 영국 서리 주엡솜의 한 우물에서 나오는 쓴맛의 물에서 처음 그 존재가 인지되었으며, 나중에 성분이 황산 마그네슘인 것으로 밝혀졌고, 1755년에는 스코틀랜드조지프 블랙이 마그네슘을 원소로서 판명하였다. 1808년에는 영국의 험프리 데이비산화 마그네슘산화 수은의 혼합물을 전기분해하여 얻은 아말감에서 수은을 증발시켜 최초로 마그네슘을 분리하였다.[3][9] 최초에 데이비가 제안한 명칭은 마그늄(영어: magnium)이었으나,[9] 현재는 마그네슘이라는 이름이 쓰이고 있다. 참고로 마그네슘이라는 이름은 그리스 테살리아 지방의 마그네시아에서 나는 마그네시아석의 이름에서 유래하였다. 1828년에는 프랑스의 앙투안 뷔시가 염화 마그네슘(MgCl2)을 칼륨으로 환원시켜 분리하였다.[2] 1833년에는 영국의 마이클 패러데이가 용융된 무수 염화 마그네슘을 전기분해하여 액체 마그네슘을 생산하는 방법을 개발하였다. 이를 바탕으로 1852년에는 독일로베르트 분젠이 전기분해 방식을 더 발전시켰으며, 1886년에는 독일에서 최초로 상업적인 생산이 가능해졌다.[10] 제1차 세계 대전제2차 세계 대전 때는 군용기와 소이탄 등에 마그네슘 합금이 사용되었다.

존재[편집]

마그네슘은 우주에서 8번째로 많이 존재하는 원소이며, 지구의 지각에서는 7번째로 풍부한 원소로 지각 질량의 약 2.3%를 차지한다.[11][12] 주로 마그네사이트, 사문암, 백운암, 활석 등의 형태로 존재하며, 이 밖에도 약 60가지 이상의 광물에서 발견된다. 이러한 광물은 중국, 북한, 러시아에 많이 분포되어 있다.[13]

바닷물에 포함된 이온 중에서는 염화 이온(Cl-), 나트륨 이온(Na+)에 이어 세 번째로 많으며, 해수 속 염류 중에서는 염화 마그네슘(MgCl2)이 약 10.9%가 포함되어 있어 염화 나트륨(약 77.7%)에 이어 두 번째로 많다.

동위 원소[편집]

마그네슘은 세 종류의 안정 동위 원소가 존재하며, 각각 24Mg, 25Mg, 26Mg이다. 이들 중 존재 비율이 가장 큰 것은 24Mg로, 전체의 약 79%를 차지한다.

26Mg은 전체 마그네슘의 약 11%를 차지하는 동위 원소이며, 26Al이 약 72만 년의 반감기를 거치며 붕괴하여 생성된 핵종이다. 이 점을 이용하여 26Al과 26Mg의 비율은 방사능 연대 측정에 이용되며, 주로 태양계의 역사를 연구하는 데 쓰인다. 25Mg는 전체 마그네슘의 약 10%를 차지하는 동위 원소이다. 26Mg과 함께 인체 내에서 일어나는 마그네슘 대사 과정을 연구할 때 사용되며, 심장 질환의 연구에도 쓰인다.[14] 양전자 방출 단층촬영에 사용되는 22Na의 생산에도 사용된다.

28Mg은 1950년대에서 1970년대 사이에 실험용 원자로에서 흔히 생성되었던 방사성 동위 원소이며, 반감기는 21시간으로 비교적 짧다.

생산[편집]

마그네슘은 주로 해수에 포함된 여러 가지 염류 중 염화 마그네슘을 분리해내어 용융시킨 후 전기분해하여 얻는다. 우선, 해수에 수산화 칼슘(소석회)를 넣어 염화 마그네슘과 반응시키는데, 반응 결과 수산화 마그네슘이 앙금의 형태로 침전된다. 침전된 수산화 마그네슘을 다시 염산과 반응시키면 염화 마그네슘과 물이 생성되며, 물을 증발시키고 남은 염화 마그네슘을 전기분해하여 순수한 마그네슘을 얻을 수 있다. 전체적인 반응식은 아래와 같다.

Ca(OH)2 + MgCl2 → Mg(OH)2 + CaCl2
Mg(OH)2 + HCl → MgCl2 + 2H2O

광물로 산출될 경우, 백운석(MgCa(CO3)2)을 하소시키고 이를 규소철 합금과 반응시켜 얻는다.[15] 이 밖에도 마그네슘 화합물을 환원제와 반응시켜 얻는 방법도 존재한다.[3] 주요 생산국은 중국, 러시아, 터키이다.[13]

용도[편집]

합금[편집]

주로 알루미늄과의 합금을 만드는 데 사용된다. 가벼운 성질로 인해 예부터 자동차 부품등 여러 부품에 사용되었고, 방열성과 전자파를 차단하는 성질이 주목받아 노트북 컴퓨터 등에도 사용되고 있다. 마그네슘 합금은 기계가공시간을 단축하게 해주고 동력을 절약해 줄뿐만 아니라 마그네슘 합금으로 만든 공구의 수명도 연장시켜준다.

불꽃놀이 및 조명[편집]

불꽃놀이의 불꽃을 내기 위하여 마그네슘이 사용되며, 카메라 플래시에도 마그네슘이 사용되기도 한다. 산소와 빠르게 반응해 강한 흰 불꽃을 낸다.

주석[편집]

  1. (영어) 10 Most Abundant Elements in the Universe.
  2. 박준우 (2011년 10월 26일). 가장 가벼운 구조체용 금속, 마그네슘.
  3. Encyclopaedia: 마그네슘.
  4. Dreizin, Edward L.; Berman, Charles H. and Vicenzi, Edward P. (2000년). Condensed-phase modifications in magnesium particle combustion in air. 《Scripta Materialia》 122: 30–42. doi:10.1016/S0010-2180(00)00101-2.
  5. (영어) Magnesium Compounds.
  6. Magnesium Encyclopedia - Properties.
  7. (영어) Chemical reactions of the elements - Magnesium.
  8. 김봉래 외 2 [2006년 7월 1일]. 《완자 화학 Ⅰ(1권)》, 초판, 비유와상징, 29쪽
  9. Davy, H. (1808년). Electro-chemical researches on the decomposition of the earths; with observations on the metals obtained from the alkaline earths, and on the amalgam procured from ammonia. 《Philosophical Transactions of the Royal Society of London》 98: 333–370. doi:10.1098/rstl.1808.0023. Bibcode1808RSPT...98..333D. JSTOR 107302.
  10. Magnesium.com. Magnesium Encyclopedia - Useful Info.
  11. (영어) Abundance and form of the most abundant elements in Earth’s continental crust. (PDF).
  12. (영어) 10 Most Abundant Elements in the Earth's Crust.
  13. (영어) Royal Society of Chemistry. Magnesium - Element Information, properties, and uses.
  14. (영어) WebElements.com - Isotopes of Magnesium.
  15. (영어) Mark Winter. Magnesium - Essential Information.

바깥 고리[편집]