질소

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질소(7N)
7 CNO


N

P
수소 (비금속)
헬륨 (비활성 기체)
리튬 (알칼리 금속)
베릴륨 (알칼리 토금속)
붕소 (준금속)
탄소 (비금속)
질소 (비금속)
산소 (비금속)
플루오린 (할로젠)
네온 (비활성 기체)
나트륨 (알칼리 금속)
마그네슘 (알칼리 토금속)
알루미늄 (전이후 금속)
규소 (준금속)
인 (비금속)
황 (비금속)
염소 (할로젠)
아르곤 (비활성 기체)
칼륨 (알칼리 금속)
칼슘 (알칼리 토금속)
스칸듐 (전이 금속)
타이타늄 (전이 금속)
바나듐 (전이 금속)
크로뮴 (전이 금속)
망가니즈 (전이 금속)
철 (전이 금속)
코발트 (전이 금속)
니켈 (전이 금속)
구리 (전이 금속)
아연 (전이 금속)
갈륨 (전이후 금속)
저마늄 (준금속)
비소 (준금속)
셀레늄 (비금속)
브로민 (할로젠)
크립톤 (비활성 기체)
루비듐 (알칼리 금속)
스트론튬 (알칼리 토금속)
이트륨 (전이 금속)
지르코늄 (전이 금속)
나이오븀 (전이 금속)
몰리브데넘 (전이 금속)
테크네튬 (전이 금속)
루테늄 (전이 금속)
로듐 (전이 금속)
팔라듐 (전이 금속)
은 (전이 금속)
카드뮴 (전이 금속)
인듐 (전이후 금속)
주석 (전이후 금속)
안티모니 (준금속)
텔루륨 (준금속)
아이오딘 (할로젠)
제논 (비활성 기체)
세슘 (알칼리 금속)
바륨 (알칼리 토금속)
란타넘 (란타넘족)
세륨 (란타넘족)
프라세오디뮴 (란타넘족)
네오디뮴 (란타넘족)
프로메튬 (란타넘족)
사마륨 (란타넘족)
유로퓸 (란타넘족)
가돌리늄 (란타넘족)
터븀 (란타넘족)
디스프로슘 (란타넘족)
홀뮴 (란타넘족)
어븀 (란타넘족)
툴륨 (란타넘족)
이터븀 (란타넘족)
루테튬 (란타넘족)
하프늄 (전이 금속)
탄탈럼 (전이 금속)
텅스텐 (전이 금속)
레늄 (전이 금속)
오스뮴 (전이 금속)
이리듐 (전이 금속)
백금 (전이 금속)
금 (전이 금속)
수은 (전이 금속)
탈륨 (전이후 금속)
납 (전이후 금속)
비스무트 (전이후 금속)
폴로늄 (전이후 금속)
아스타틴 (준금속)
라돈 (비활성 기체)
프랑슘 (알칼리 금속)
라듐 (알칼리 토금속)
악티늄 (악티늄족)
토륨 (악티늄족)
프로트악티늄 (악티늄족)
우라늄 (악티늄족)
넵투늄 (악티늄족)
플루토늄 (악티늄족)
아메리슘 (악티늄족)
퀴륨 (악티늄족)
버클륨 (악티늄족)
캘리포늄 (악티늄족)
아인슈타이늄 (악티늄족)
페르뮴 (악티늄족)
멘델레븀 (악티늄족)
노벨륨 (악티늄족)
로렌슘 (악티늄족)
러더포듐 (전이 금속)
더브늄 (전이 금속)
시보귬 (전이 금속)
보륨 (전이 금속)
하슘 (전이 금속)
마이트너륨 (미확정)
다름스타튬 (미확정)
뢴트게늄 (미확정)
코페르니슘 (전이 금속)
우눈트륨 (미확정)
플레로븀 (전이후 금속)
우눈펜튬 (미확정)
리버모륨 (미확정)
우눈셉튬 (미확정)
우누녹튬 (미확정)
육방정계
7 전자 껍질
7N
일반적 성질
, 주기, 구역 15족, 2주기, p-구역
화학 계열 비금속
겉보기 무색
N,7.jpg
원자 질량 14.0067(2) g/mol
전자 배열 1s2 2s2 2p3
준위전자 2, 5
질소의 전자껍질 (2, 5)
물리적 성질
상태 기체
밀도 (0 °C, 101.325 kPa)
1.251 g/L
녹는점 63.15 K
끓는점 77.36 K
융해열 (N2) 0.720 kJ/mol
기화열 (N2) 5.57 kJ/mol
열용량 (25 °C) (N2) 29.124 J/(mol·K)
증기압
압력(Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
온도(K) 37 41 46 53 62 77
원자의 성질
산화수 ±3, 5, 4, 2
(강한 산성 산화물)
전기 음성도 3.04 (폴링 척도)
이온화 에너지 1차: 1402.3 kJ/mol
2차: 2856 kJ/mol
3차: 4578.1 kJ/mol
원자 반지름 65 pm
원자 반지름 (계산) 56 pm
공유 반지름 75 pm
판데르발스 반지름 155 pm
그 밖의 성질
결정 구조 육방정계
자기적 질서 반자성
열전도율 (300 K) 25.83 W/(m·K)
음속 (gas, 27 °C) 353 m/s
CAS 등록번호 7727-37-9
주요 동위 원소
동위체 존재비 반감기 DM DE
(MeV)
DP
13N 합성 9.965m ε 2.220 13C
14N 99.634% 안정
15N 0.366% 안정
동위 원소 목록

질소(窒素←일본어: 窒素 짓소[*], 영어: nitrogen 나이트러전[*])는 비금속 화학 원소로, 기호는 N(←라틴어: nitrogenium 니트로게니움[*])이고 원자 번호는 7이다. 일반적으로 색깔, 냄새, 맛이 없는 기체 상태로 존재한다. 질소는 지구 대기의 78 퍼센트를 차지하며, 모든 생명 조직의 구성물이다. 또한 질소는 아미노산, 암모니아, 질산 그리고 시안화물과 같은 중요 화합물을 구성하는 물질이기도 하다.

역사[편집]

질소는 1772년 대니얼 러더퍼드에 의해서 처음으로 원소임이 확인되었으며, 이를 1776년 앙투안 라부아지에가 증명하였다. 원소명은 그리스어의 “초석(nitre)에서 생긴다(genes)”에서 따왔다. 한자어 질소(窒素)는 독일어 Stickstoff에서 유래하였다.

존재[편집]

질소는 대기에서 발견되는데, 그 양은 부피 백분율로 대기의 78.09%, 질량 백분율로 75.54%를 차지한다. 질소는 지표상에서 화성암의 형태로도 존재하지만, 다른 원소보다 많은 양이 존재하고 있지는 않다.[1] 질소는 태양 대기, 흑점, 성운 등에서도 발견된다. 또한 질소는 생명체에서 단백질, 알칼로이드 등의 구성 원소로서 필수적인 성분이다.[2] 주로 초석(硝石, saltpeter, 질산칼륨(KNO3))의 형태로 많이 산출되며, 칠레칠레초석이 유명하다.

성질[편집]

물리적 성질[편집]

질소 원자의 성질[편집]

바닥상태에서의 질소 원자의 전자 배치는 1s22s22p3이다. 전기 음성도는 폴링 척도로 3.0이며, 이는 질소가 속해 있는 15족 원소 중에서는 가장 높은 값이다. 질소의 순차적 이온화 에너지는 다음과 같다.

차수
1차
2차
3차
4차
5차
6차
이온화 에너지 14.54eV 29.605eV 47.426eV 77.450eV 97.863eV 551.925eV

질소 원자의 이온화 에너지는 비교적 높은 편이며, 이는 질소 원자가 상온에서 화학 반응 중에서도 단원자 양이온을 잘 만들지 않는 원인이 된다. 그러나 N3-과 같은 단원자 음이온은 만들 수 있다.[3]

원자핵의 성질[편집]

자연적으로 발견되는 동위 원소14N, 15N가 있고, 그중 14N이 대부분을 차지하고 있다. 12N, 13N, 16N, 17N는 방사성 동위 원소이다. 이들은 매우 불안정하여 빠르게 붕괴한다.[1] 12N와 13N는 양전자를 내놓으며 붕괴(β+ 붕괴)한다. 12N의 반감기는 0.0125초이며, 13N는 9.93분이다. 16N과 17N는 전자를 내놓으며 붕괴(β- 붕괴)한다. 16N의 반감기는 7.35초이며, 17N은 4.14초이다. 12N, 13N, 16N, 17N는 반감기가 너무 짧아 분석에 활용하기 힘들다.[3]

질소 분자의 성질[편집]

질소는 주로 상온에서 이원자 분자를 이루고 있는 냄새, 색깔, 맛이 없는 기체의 형태로 존재한다. 녹는점은 -210°C, 끓는점은 -195.79°C이다. 임계 온도는 -147.1°C이며 임계 압력은 33.5atm이다. 0°C, 1atm에서 밀도는 1.25057g/L이다. 고체 상태의 질소는 육방정계 형태의 결정이다. 질소는 무극성 분자로서,[4] 에는 약간 녹고, 용해도온도가 증가할수록 감소한다. 알코올에도 약간 녹지만 다른 용매에는 녹지 않는 경우가 대부분이다.[1]

방전으로 활성화할 수 있으며, 이 경우 활성 질소라 불린다. 활성 질소는 부분적인 전하를 띠고 있으며 불안정하고, 화학적으로 반응성이 높다. 시간이 지나면 금빛의 잔광을 내며 보통의 상태로 돌아간다.[3] 원자핵의 반지름은 약 10-4Å이다. 이원자 분자 상태로 존재할 때 질소 원자 간 거리는 1.0976Å이다. 바닥상태의 이원자 분자에서 질소 원자 간의 결합은 하나의 시그마 결합과 두 개의 파이 결합으로 구성되어 있는 삼중 결합이다.[2] 결합 에너지는 942kJ/mol이다.[5]

화학적 성질[편집]

질소의 분자 구조

질소가 가질 수 있는 산화수는 -3에서 +5까지로 넓은 편이다. 각각의 산화수는 모두 안정한 화합물을 만들 수 있다. 이원자 분자 상태로 존재하는 질소는 삼중 결합을 포함하고 있어 3000°C 이상으로 가열해도 약간의 해리가 일어날 뿐이다. 상온에서 반응성이 크지 않지만 고온에서는 대부분의 비금속, 금속과 반응할 수 있다.[2]

다른 원소와의 반응[편집]

질소의 다른 원소와의 반응은 다음과 같은 것이 있다.[2]

활성 질소의 반응[편집]

방전으로 인해 생성되는 활성 질소는 화학적으로 반응성이 일반 질소에 비해 더 높으며, 반응식에서는 N2*로 표기된다. 활성 질소는 다음과 같은 반응에 연계되어 있다.[3]

6 Na + N2* → 2 Na3N
2 NO + N2* → 2 N2 + O2
HC≡CH + N2* → 2 HCN

방법[편집]

실험적으로 질소를 얻는 방법은 다음과 같은 것이 있다.[2]

공업적으로는 다음과 같은 방법을 사용한다.[2]

용도[편집]

생물학[편집]

질소는 주로 암모니아 합성에 많이 사용된다. 암모니아의 형태로 바뀐 질소는 이후 질산 등의 질소 화합물 합성이나 비료 생산 등의 재료로 사용될 수 있다.그리고 과자 봉지의 충전제로도 쓰인다. 액체 질소는 냉각제로 사용되기도 한다.[2]

화학[편집]

질소는 다이너마이트를 비롯한 각종 폭약을 만드는 데 기본적인 원료로서 사용된다.

냉각장치[편집]

질소의 끓는 점이 -195.8℃이며, 산소나 수소 분자에 비해 안정적이므로 시료의 동결 보관 등에 널리 이용된다.

질소 화합물[편집]

질소는 많은 화합물의 구성 원소이다. 질소가 포함된 화합물에는 알칼로이드, 아마이드, 아민, 사이안화물, 하이드라진, 이미드, 질산, 아질산, 퓨린, 피리미딘, 요소 등 수없이 많다. 화학 공업에서도 질소가 포함된 암모니아는 세계에서 가장 많이 생산되는 화합물 중 하나이다.[1]

질소의 산화수에 따른 질소 화합물의 예시는 다음과 같다.[3]

산화수 예시
+5
오산화 이질소, 질산, 질산화물, NO2X
+4
사산화 이질소, 이산화 질소
+3
삼산화 이질소, 아질산, 아질산화물, NOX, NX3
+2
일산화 질소
+1
일산화 이질소, 하이포아질산, 하이포아질산화물
0
N2
-1/3
아자이드
-1
하이드록실아민, 하이드록실암모늄 염
-2
하이드라진, 하이드라지늄 염 하이드라자이드
-3
암모니아, 암모늄 염, 아마이드, 이미드, 질화물

질소 고정[편집]

질소 고정이란 대기 중의 질소를 반응성이 높은 다른 화합물의 형태로 바꾸는 일련의 생물학적, 화학적 과정을 의미한다. 지구상에서 일어나는 질소 고정의 대부분은 미생물이 질소를 암모니아의 형태로 바꾸는 것이다. 공업적으로 대기 중의 질소를 암모니아나 다른 형태의 화합물로 바꾸는 것 역시 질소 고정이라고 할 수 있다. 이때는 300atm의 고압과 200~300°C의 고온이 필요한데, 이는 미생물이 일으키는 질소 고정이 상온·상압 조건에서 이루어지는 것과는 매우 대조적이다.[1]

생물학적 질소 고정[편집]

생물학적인 질소 고정 과정은 질소 동화라고 하기도 한다. 대기 중의 질소나 무기 질소 화합물을 생물체의 작용으로 유기 질소 화합물로 바꾸는 것을 의미한다. 주로 질소 고정 세균이 일으킨다.[6]

화학 공업적 질소 고정[편집]

대기 중의 질소를 직접 사용할 수는 없으나, 이를 화학 공정을 통해서 암모늄염, 질산염, 사이안아마이드염, 사이안염 등의 사용할 수 있는 형태로 바꿀 수 있다. 이러한 공정도 질소 고정이라 칭한다. 질소 고정 과정은 질소 공업에 가장 기본적인 공정이 된다. 공업적으로 가장 많이 사용되는 공정은 질소를 암모니아의 형태로 만드는 것이다.[6]

안전성[편집]

기체 상태의 질소는 독성이 없고 인화성 또한 없지만, 생명을 유지하는 데는 도움이 되지 못한다. 따라서 질소는 환기가 잘 되는 환경에서 보관·사용되어야 한다. 질소의 농도가 높은 밀폐된 공간을 출입할 때는 주의할 필요가 있다. 액체 상태의 질소는 온도가 극도로 낮기 때문에 취급에 주의를 요한다. 액체 질소가 피부 조직에 닿을 경우 조직을 급속도로 얼려 버릴 수 있고, 플라스틱이나 고무 등이 닿을 경우 부스러져 버릴 수 있다.[1]

또한 해녀나 잠수부 등이 수심 깊은 곳에서 잠수할 경우 호흡으로 들어온 질소가 혈액 속에 녹아 있다가 기압이 낮은 물 위로 올라왔을 때 혈액 속의 녹은 질소가 기포가 되어 혈액 안을 돌아다니는 잠수병이 생길 수도 있다.

주석[편집]

  1. Considine, G. D. et al., "NITROGEN", Van Nostrand's encyclopedia of chemistry, 5th edition, Hoboken: Wiley-Interscience, 2005, pp. 1082~1086.
  2. 화학대사전편집위원회 편, 성용길, 김창홍 역, 〈질소〉, 《화학대사전》(Vol. 8), 서울: 世和, 2001, 163~165쪽.
  3. Parker, S. P. et al., "Nitrogen", McGraw-Hill encyclopedia of chemistry, New York: McGraw-Hill, 1993, pp. 697~699.
  4. 김봉래 외 2 [2006년 7월 1일]. 《완자 화학 Ⅰ(1권)》, 초판, 비유와상징, 9쪽
  5. Oxtoby, D. W. et al., Principles of Modern Chemisty, 6th edition, Belmont: Thomson Brooks/Cole, 2008, p. 80.
  6. 화학대사전편집위원회 편, 성용길, 김창홍 역, 〈질소 고정〉, 《화학대사전》(Vol. 8), 서울: 世和, 2001, 165쪽.

참고 문헌[편집]

  • Considine, G. D. et al., Van Nostrand's encyclopedia of chemistry, 5th edition, Hoboken: Wiley-Interscience, 2005.
  • Oxtoby, D. W. et al., Principles of Modern Chemisty, 6th edition, Belmont: Thomson Brooks/Cole, 2008.
  • Parker, S. P. et al., McGraw-Hill encyclopedia of chemistry, New York: McGraw-Hill, 1993.
  • 화학대사전편집위원회 편, 성용길, 김창홍 역, 《화학대사전》, 서울: 世和, 2001.

바깥 고리[편집]