황

산출·성질·용도

천연에서 또는 유리된 황은 주로 화산 퇴적물이나 정적토에서 산출된다.

화산 퇴적물은 전세계에 걸쳐 있으며, 정적토는 특히 미국 텍사스·루이지애나 주의 해안지역을 따라 존재한다. 석탄, 석유, 천연 가스는 황 화합물을 포함하고 있다. 황을 포함하고 있는 광석에는 석고(황산칼슘)·중정석(황산바륨) 같은 황산염뿐만 아니라 황철석(이황화철)·방연석(황화납)·진사(황화수은)·섬아연석(황화아연)·황동석(황화철구리) 같은 황화물도 있다.

황의 퇴적물은 멕시코 만 해안 등의 암염 돔에 존재하는데, 그곳에서 이 원소는 프라슈 공정으로 얻는다. 이 방법은 순도가 높은(순도 99.9％까지) 황을 대량으로 만들 수 있으며, 황을 4개의 가장 중요한 기초 화학제품 중 하나로 만드는 데 기여했다. 유정을 60~600m로 시추한 후 15㎝ 관을 그 안에 박는데, 관 속에는 반지름이 작은 공기관과 물관이 동심원 모양으로 배열되어 있다.

7.5㎝와 15km 관 사이의 원형 공간에 주입한 과열된 물은 관 바닥에 있는 구멍을 통해서 관암(冠岩)을 통과한다. 황은 녹으면서 퇴적물 바닥에 가라앉아 중앙관을 통해 대기압을 가하면 표면 위로 올라온다. 몇몇 유정이 멕시코 만의 대양저에서 시추중이며, 액체상태의 황은 거기에서 밀폐된 관을 통해 대양저를 따라 수km 위로 퍼올려진다. 황은 저장조나 배수조에 모아진 후, 큰 통이나 저장통으로 옮겨져서 저장과 비축을 위해 고체화된다. 통은 보통 30만t 정도의 황을 담을 수 있다.

미국에서는 매년 400만t 가량의 황이 천연 가스, 석유 정유 가스, 황철석, 그리고 구리·아연·납 광석 공정에 나오는 제련소 가스로부터 얻어진다. 대부분의 경우 황은 다른 기체로부터 황화수소의 형태로 분리된 후 클라우스 법을 이용해 원소 상태의 황으로 전환시킨다. 이때 황화수소는 부분적으로 연소되어 이산화황이 되며 이 두 물질은 다시 반응해 황을 생성한다.

또한 석탄을 때는 증기발전소와 다른 대규모 석탄 소비 시설에서 대기로 방출되는 이산화황으로부터 황을 얻을 수 있다. 1970년대초 이 이산화황을 모아서 사용 가능한 황으로 전환시키는 기술이 개발되었다.

순수한 황은 부서지기 쉬운 무미·무취의 연노란색 고체로서 전기전도도가 작고 물에 녹지 않는다. 원소는 몇 가지 다른 형태로 존재하는데, 그중 가장 중요한 것은 사방결정 및 단사결정 형태이다. 실온에서 안정한 사방황은 보통의 막대황(또는 유황), 황화(黃華 : 증기가 냉각되어 직접 고체가 되는 승화에 의해 얻어지는 미세하게 쪼개진 형태)와 많은 천연 황을 포함하고 있다.

단사황은 액체상태의 황을 서서히 냉각할 때 얻어지는데, 이것은 긴 침상형 결정으로 이루어져 있다. 그것은 96~119℃에서 안정하나, 실온에서는 서서히 사방황으로 변한다. 뜨거운 용융된 황을 찬 물에 붓거나 해서 갑자기 냉각하면 무정형 황 또는 점성황이라고 하는, 부드러우며 끈적끈적하고 유연한 비결정성 덩어리가 얻어진다. 사방형과 단사형은 이황화탄소에 잘 녹지만, 무정형 황은 잘 녹지 않는다.

황화합물

16 sulfur (S) Bohr model

황은 산화수가 －2(황화물, S^2－), ＋4(아황산염, SO^2-₃), ＋6(황산염, SO^2－₄)인 화합물을 형성하며 거의 모든 원소와 결합한다.

황이 탄소 다음으로 카테나화 반응(한 원자가 같은 종류의 다른 원자와 결합하는 반응)을 하기 때문에 일부 황화합물은 특이한 성질이 나타나며, 이 반응은 황 원자가 고리계와 사슬 구조를 형성할 수 있도록 한다. 더 중요한 황화합물과 화합물군은 다음과 같다.

가장 낯익은 황화합물 중 하나는 황화수소(H₂S)로 무색의 매우 유독한 기체이며 썩은 달걀에서 나는 독특한 냄새가 난다.

이 기체는 천연적으로 황을 포함하는 유기물질이 부패되어 생기며, 흔히 화산 증기와 광천수에도 존재한다. 많은 양의 황화수소는 석유에서 황을 제거하여 얻는다. 황화수소는 화학실험실에서 분석시약으로 널리 사용된다. 금과 백금을 제외한 모든 금속은 황과 결합하여 무기 황화물을 만든다. 이러한 황화물은 음으로 하전된 황 이온(S^2－)을 포함하는 이온 화합물이다.

이들 화합물은 황화수소의 염으로 볼 수 있다. 몇몇 무기 황화물은 철·니켈·구리·코발트·아연·납 같은 금속의 중요한 광석이 된다. 황과 산소로부터 몇 가지 산화물이 만들어진다. 가장 중요한 것은 무겁고 유독한 무색 기체인 이산화황(SO₂)이다. 이것은 삼산화황, 즉 산화황(Ⅵ)(SO₃)의 전구물질이며, 따라서 황산(H₂SO₄)의 전구물질로 사용된다.

이산화황은 표백제와 공업용 환원제로도 이용된다. 식품 보존제와 과일 익히는 데에도 사용된다(→ 산화황).

황은 할로젠 원소와 매우 다양한 화합물을 형성한다. 염소와 결합하면 이염화이황(S₂Cl₂) 같은 염화황이 생성되는데, 이것은 여러 화합물을 만드는 데 사용되는 부식성의 황금빛 액체이다. 이것은 또 에틸렌과 반응해 독 가스의 일종인 머스터드 가스를 생성하며, 지방에서 유도된 불포화산과 반응해 윤활제의 주요성분인 유성(油性) 생성물을 만든다.

황은 플루오린과 반응하여 플루오린화황을 만드는데, 그중에서 가장 유용한 것은 육플루오린화황(SF₆)이다. 이것은 여러 전기장치에서 절연체로 사용되는 기체이다. 황은 황 원자가 산소와 할로젠 원자에 모두 결합되어 있는 옥시할로젠화물을 만든다. 그러한 화합물을 명명하는 데 쓰이는 티오닐이라는 말은 SO기를 포함한 화합물을 가리키기 위해 사용되고, 술푸릴은 SO₂기를 가진 화합물에 사용된다.

염화티오닐(SOCl₂)은 밀도가 크고 유독한 휘발성 액체로 유기화학에서 카복실산과 알코올을 염소를 포함하고 있는 화합물로 전환하는 데 사용된다. 염화술푸릴(SO₂Cl₂)은 물리적 성질이 유사한 액체로 황·염소 또는 둘을 모두 포함하고 있는 특정 화합물을 만드는 데 이용된다.

황은 약 16개의 산소 산을 만든다.

그러나 그중에서 4, 5개만 순수한 상태로 만들어졌다. 이들 중 특히 아황산과 황산은 화학공업에 매우 중요하다. 아황산(H₂SO₃)은 이산화황이 물에 녹아 생성된다. 아황산의 가장 중요한 염은 아황산소듐(Na₂SO₃)으로 제지용 펄프 제조, 사진 그리고 보일러 급수에서 산소를 제거하는 데 환원제로 사용된다. 황산은 가장 귀중한 화학약품 중 하나로 상업적으로 물과 삼산화황을 반응시켜 만들며, 비료·안료·염료·약물·폭발물·세제·무기염·무기에스터를 만드는 데 사용된다.

황의 유기 화합물은 유기물질의 다양하고 중요한 일부분을 구성하고 있다. 황을 포함하고 있는 아미노산(시스테인·메티오닌·타우린)은 호르몬·효소·조효소의 주요구성성분이다. 합성 유기 황화합물도 중요한데, 수많은 조제약(술파제·외피용제)·살충제·용매·고무·레이온을 만드는 데 사용된다.