황

3. 화합물

황은 비활성 기체를 제외한 모든 원소와 안정적인 화합물을 형성하며, 일반적인 산화 상태는 -2에서 +6까지 다양하다.

황산은 화학 공업에서 가장 중요한 산 중 하나이며, 묽은 황산은 산으로, 진한 황산은 탈수제나 건조제로 사용된다. 황은 고대부터 표백제, 의식용 향료, 살충제, 접착제 등으로 사용되었고, 흑색화약의 원료로도 쓰였다. 로마인들은 황을 불꽃놀이와 무기 제조에 사용했다.

현대에는 합성섬유, 의약품, 농약, 누염제 등의 원료로 사용되며, 다양한 황화물과 화합물이 여러 분야에서 구성 요소로 사용된다. 농가에서는 곶감, 말린 무화과 등의 표백제로 황을 태워 얻은 이산화황을 사용하고(훈증), 와인의 산화방지제로도 이산화황이 사용된다. 고무에 수 %의 황을 첨가하여 가열(가황)하면 (가교에 의해) 탄성이 증가하고, 첨가량을 늘리면 경도를 높일 수 있으며, 최종적으로는 에보나이트가 된다. 이는 고무 타이어의 성질을 결정하는 중요한 요소이다.

금속의 황화광물은 반도체 성질을 나타내는 경우가 많아, 실리콘검파기나 게르마늄 다이오드가 실용화되기 전에는 검파기의 주요 부품으로 중요하게 사용되었다.

황은 높은 전위를 나타내 이차전지의 양극 활물질로도 이용된다. 나트륨-황 전지가 풍력발전소 등에서 널리 이용되며, 최근에는 전고체전지의 고체 전해질에도 황화물이 이용된다. 이 황화물계 고체 전해질은 높은 이온 전도도를 나타내며, 앞으로 전고체전지가 리튬이온전지를 대체하여 큰 수요가 예상된다.

다음은 황 화합물의 예시이다.

• 황화수소(H₂S)
• 황화수은(HgS)
• 이산화황(SO₂)
• 삼산화황(SO₃)
• 육불화황(SF₆)
• 이염화황(SCl₂)
• 이황화탄소(CS₂)
• 유기황화합물
• 티오황산나트륨(하이포, Na₂S₂O₃)
• 황산바륨(BaSO₄)
• 황산염

3. 1. 산화-환원 반응

3. 2. 수소화 반응

3. 3. 연소

3. 4. 할로젠화 반응

3. 5. 기타 반응

3. 6. 유기 황 화합물

• 티올 또는 머캡탄 (수은을 킬레이트제로써 포획하기 때문에 이렇게 불림)은 알코올의 유황 유사체이다. 염기로 티올을 처리하면 티올레이트 이온이 생성된다.
• 티오에테르는 에테르의 유황 유사체이다.
• 술포늄 이온은 양이온성 황 중심에 세 개의 그룹이 결합되어 있다. 디메틸술포니오프로피오네이트(DMSP)는 해양 유기 황 순환에서 중요한 화합물 중 하나이다.
• 술폭사이드와 술폰은 각각 황 원자에 하나와 두 개의 산소 원자가 결합된 티오에테르이다. 가장 간단한 술폭사이드인 디메틸술폭사이드는 일반적인 용매이며, 일반적인 술폰은 술폴란이다.
• 술폰산은 많은 세제에 사용된다.

4. 역사

황은 고대부터 알려진 물질로, 성경의 창세기에도 언급된다.^[54] 영어 성경 번역본에서는 황을 '유황'으로 칭하며, 이는 '유황불과 심판' 설교에 사용되어 회개하지 않는 자들이 지옥에 떨어진다는 의미를 담고 있다. 에베르스 파피루스에 따르면 고대 이집트에서는 황 연고를 눈병 치료에 사용했고, 고대 그리스에서는 훈증에 사용했다는 기록이 오디세이에 남아있다.^[55][56] 플리니우스는 자연사에서 황의 원산지로 멜로스 섬을 언급하며, 훈증, 의학, 옷감 표백 등에 사용되었다고 기록했다.^[57]

4. 1. 고대

4. 2. 근현대

4. 3. 현대

4. 4. 한국의 황 역사

5. 생산

황은 원소 상태로 발견되기도 하며, 역사적으로 이런 형태로 많이 채취되었다. 황철석 또한 황의 주요 공급원이었다.^[78] 과거 시칠리아의 화산 지대에서는 지표면에서 황이 발견되어 "시칠리아 공정"이 사용되었다. 이 방법은 경사진 언덕에 벽돌 가마를 설치하고 황 광석을 쌓은 뒤, 일부 황을 태워 녹아내리게 하는 방식이었다. 그러나 지표면 광석이 고갈되면서 점차 지하 광맥을 채굴하는 방식으로 전환되었고, 이는 매우 노동 집약적이고 위험한 작업이었다.^[79] 부커 T. 워싱턴은 시칠리아 황 광산의 열악한 환경을 "이 세상에서 내가 볼 수 있는 지옥과 가장 가까운 곳"이라고 묘사할 정도였다.^[79] 인도네시아와 같은 화산 지대에서는 여전히 지표면에서 황을 채굴하고 있으며, 작업 환경 문제는 여전히 심각하다.^[80]

5. 1. 전통적인 방법

5. 2. 현대적인 방법

6. 용도

황은 다양한 용도로 사용되어 온 화학 원소이다. 고대에는 표백제, 의식용 향료, 살충제, 접착제 등으로 사용되었으며, 흑색화약의 원료이기도 했다. 로마인들은 황을 불꽃놀이와 무기 제조에 사용했다.^[87]

현대에는 합성섬유, 의약품, 농약, 누염제 등의 원료로 사용되며, 다양한 황화물 화합물의 구성 요소로 활용된다. 농가에서는 곶감, 말린 무화과 등의 표백제로 황을 태워 얻은 이산화 황을 사용하고, 와인의 산화 방지제로도 이용된다.

고무에 소량의 황을 첨가하여 가열하면 탄성이 증가하고, 더 많은 양을 첨가하면 경도를 높일 수 있다. 이는 가황이라고 불리는 과정으로, 가교 결합을 통해 고무의 성질을 변화시킨다. 이러한 황 첨가는 고무 타이어의 성질을 결정하는 데 중요한 역할을 한다.

실리콘검파기나 게르마늄 다이오드가 실용화되기 전에는 금속의 황화광물이 검파기의 주요 부품으로 사용되기도 했다.

황은 높은 전위를 가지기 때문에 이차 전지의 양극 활물질로도 이용된다. 나트륨-황 전지가 대표적인 예시이며, 풍력 발전소 등에서 널리 사용되고 있다. 최근에는 전고체 전지의 고체 전해질에도 황화물이 이용되어 높은 이온 전도도를 나타내며, 앞으로 리튬이온전지를 대체할 것으로 예상된다.

6. 1. 황산 제조

6. 2. 비료

6. 3. 살균제 및 살충제

6. 4. 의약품

6. 5. 기타

6. 6. 전지

7. 생물학적 역할

황은 모든 생명체 세포의 필수 구성 요소이며, 인체에서 무게 기준으로 8번째로 풍부한 원소이다.^[98] 칼륨과 거의 비슷하고 나트륨과 염소보다 약간 더 많다.^[99] 70kg의 인체에는 약 140g의 황이 포함되어 있다.^[100]

1880년대, 세르게이 위노그라드스키는 ''베기아토아속'' 세균이 황화수소(H₂S)를 산화시켜 에너지를 얻는다는 사실을 발견했다.^[103] 로버트 발라드는 심해 열수 분출공 주변의 원시 박테리아가 황화수소를 산화시켜 영양분을 얻는다는 것을 발견했다.^[7]

황 산화 박테리아는 황화수소, 원소 황, 아황산염, 티오황산염 등 다양한 황 화합물을 에너지원으로 사용하며, 황 산화효소와 아황산염 산화효소를 이용해 황을 황산염으로 산화시킨다.^[105] 일부 암석영양생물은 화학합성을 통해 황 화합물의 에너지를 이용해 당을 생산한다. 녹색 황세균과 보라색 황세균은 광합성과 화학합성을 결합하며,^[106] 거대관벌레와 같은 유기체는 황 산화 박테리아와 공생 관계를 맺기도 한다.^[107]

반대로 황산염 환원 박테리아는 산소 대신 황산염을 "흡입"하여 유기 화합물이나 수소를 에너지원으로 사용하고, 황을 전자 수용체로 사용하여 황화수소로 환원시킨다. 고대 해양 바닥의 천연 황 매장량은 생물학적 기원을 가질 수 있다.^{[108][109][110]}

황은 식물의 뿌리를 통해 황산염으로 흡수되어 시스테인 등 유기 황 화합물로 통합된다.^[111] 식물은 먹이 사슬을 통해 동물에게 황을 전달하며, 황 박테리아의 역할은 최근 연구되고 있다.^[112][113] 황화합물은 비타민 B1과 비오틴(비타민 B7)에도 포함되어 있다.

7. 1. 필수 원소

7. 2. 황 순환

7. 3. 단백질 구조

7. 4. 효소 활성

8. 환경 문제 및 안전성

원소 상태의 황은 피부를 통해 흡수되는 양이 매우 적고 인체에 대한 독성이 낮지만, 황 분진을 흡입하거나 눈이나 피부에 접촉하면 자극을 받을 수 있다. 과도한 황 섭취는 작열감이나 설사를 유발할 수 있으며,^[133] 민간요법으로 황을 의도적으로 섭취한 후 생명을 위협하는 대사성 산증이 발생한 사례가 보고되었다.^[134][135]

8. 1. 산성비

• S + O₂ → SO₂ (이산화 황)
• 2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃ (삼산화 황)

8. 2. 황화수소의 독성

8. 3. 황 분진

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