hotchpotch/wikipedia-multilingual-ir-pairs huggingface dataset:
탄소 특성
풀러렌은 합성 결정체로, 흑연과 비슷한 구조를 하고 있지만 육각형 고리로만 구성된 흑연과는 달리 오각형 또는 칠각형 고리를 가지고 있다. 탄소 원자들이 흑연 판에서 떨어져 나가거나 새로 추가되면 판은 구, 타원구, 원통 형태로 휘게 된다. 풀러렌은 버크민스터풀러렌(버키볼), 탄소 나노튜브(버키튜브), 탄소 나노돌기로 나눌 수 있다. 풀러렌의 특성은 아직 완전히 밝혀지지 않았으며, 나노 물질 분야에서 활발히 연구되고 있다. 풀러렌과 버크민스터풀러렌(버키볼)이라는 명칭은 디오데식 돔의 발명가인 리처드 버크민스터 풀러의 이름을 딴 것이다. 버크민스터풀러렌은 삼각피라미드 분자 구조를 하고 있는 고분자 물질이며, 회전 타원체 형태이다. (가장 잘 알려져 있고 단순한 것은 축구공 모양의 C60 버크민스터풀러렌이다) 탄소 나노튜브는 버크민스터풀러렌과 구조적으로 비슷하지만, 속이 빈 원통 형태로 굽은 판에서 각 원자들이 삼각피라미드 구조로 결합해 있다. 탄소 나노돌기는 2007년에 처음 밝혀졌으며, 버크민스터풀러렌이 탄소 나노튜브에 공유결합되어 있다.
탄소 나노폼은 1997년에 발견된 강자성 동소체이다. 6원자 및 7원자 고리에서 탄소 원자들이 삼각 결합하고 있는 삼차원 망에서 원자들이 저밀도 클러스터 조립으로 뭉쳐져 있다. 탄소 나노폼은 밀도가 2 kg/m3밖에 되지 않는다. 유리상 탄소는 밀폐기공률이 매우 높지만, 흑연과는 달리 판이 나란히 쌓이지 않고 불규칙하게 배열되어 있다. 선형 아세틸렌성 탄소의 화학 구조는 ―(C:::C)n―이다. sp 혼성 오비탈로 선형 결합하고 있으며, 단일 결합과 삼중 결합이 교대로 이어지는 카르빈 중합체이다. 영률이 다이아몬드의 40배이기 때문에 나노 기술 분야에서 상당한 관심이 쏟아지고 있다.
2015년, 노스 캐롤라이나 주립 대학의 한 연구팀은 비정질 탄소 분말에 짧은 시간동안 고에너지 레이저를 쏘아, Q-탄소라 명명한 새로운 탄소 동소체를 발견했다. Q-탄소는 강자성이자 형광 물질이고, 다이아몬드보다 경도가 높은 것으로 밝혀졌다.
유기물(유기 화합물, organic Compounds)는 구조의 기본 골격으로 탄소 원자를 갖는 화합물을 통칭한다. 이에 반하여 무기물(무기 화합물, Inorganic Compunds)은 탄소를 포함하지 않는 화합물의 통칭이나, 영어 명칭에서 보듯이, 유기물은 생명체의 활동에 의해 생기는 것이라는 의미로 생성된 명칭이어서, 탄소를 포함하지만 생물 유래가 아닌 화합물은 무기물로 분류한다.
앙금 생성 반응을 통해 산출되는 탄산 칼슘, 탄산 바륨 등은 흰색 앙금이며, 이 앙금들은 산과 쉽게 반응하여 이산화 탄소와 물을 발생한다. 따라서 탄산 이온(CO32-)을 검출할 때, 이러한 앙금이 유용하다.
탄소 용도
생명 현상을 유지하는 데 필요한 기본적인 화합물로서, 사람뿐만이 아닌 모든 생명 활동의 기본으로 수많은 유기물이 존재하고, 생물체가 유기물을 사용된다.
탄소를 포함하지만 무기물로 분류된 화합물 중 대표적인 것이 이산화탄소인데, 최근 지구 온난화와 관련하여 탄소 배출권 등의 형태로 사용량을 규제하려는 움직임이 커지고 있다. 유기물질은 광물에서 얻을 수 있는 무기물질의 상대적 개념으로 살아있거나 있었던 생물에서 얻어지는 물질을 유기화합물이라 했었는데 오늘 날에는 화합물의 구성원자중 탄소를 포함하며 그 물질을 분해하는 과정에서 에너지를 얻을 수 있으면 유기물, 없으면 무기물이라 한다.
과거부터 연필 등의 형태로 사용되어온 흑연과 보석이면서 모든 광물 중 가장 경도가 높은 다이아몬드, 극저온 상태에서 초전도 현상을 보이고 수지의 내구성 및 내열성을 높일 수 있는 풀러렌, 반도체의 성질을 가지는 탄소 나노튜브 등에 사용된다. 다른 동소체로, 그래핀이라는 2차원 구조의 물질이 있다.
붕소
붕소(硼素, 영어: Boron 보론[*])는 준금속 화학 원소로 기호는 B(←라틴어: Borium 보리움[*])이고 원자 번호는 5이다.
붕소 역사
붕소는 홑원소 물질로는 자연에 존재하지 않고 붕사나 붕산석 등의 붕산염 광물로 산출된다. 순수한 홑원소 물질로의 분리는 프랑스의 앙리 무아상이 1892년 산화 붕소에서 분리시켰다. 원소명은 아라비아어의 붕사(buraq)에서 유래하였다. 1909년이 되어서야 순도가 높고 불순물이 섞이지 않은 붕소를 얻어낼 수 있었다.
붕소 특징
붕소는 홑원소 상태에서 탄소와 비슷한 흑회색이다. 다이아몬드 다음으로 단단하다고 알려져 있다. 하지만 산소나 탄소 등과 반응해, 산화 붕소 또는 탄화 붕소를 만들면 다이아몬드보다 물렁물렁해진다.
붕소는 비금속 원소로 간주할 수 있는 3A족 원소 중 유일한 원소이다.
붕소의 전자 배치는[He]2s22p1이다.
붕소 주요 화합물
H3BO3(붕산)
붕소와 수소로만 구성되어 있는 화합물 집단을 보레인(borane) 화합물이라고 한다.
가장 간단한 보레인은 BH3이다. 이 분자는 여섯 개의 원자가 전자만 갖는다. 따라서 팔전자 규칙의 예외이다.
결과적으로 BH3은 자기 스스로 반응하여 다이보레인(diborane, B2H6)을 생성한다.
이 반응은 Lewis 산-염기 반응으로 간주할 수 있다. 각 BH3에서 하나의 BH 결합 전자 쌍이 다른 분자에게 전자 주개 역할을 한다.
결과적으로 다이보레인은 수소 원자가 두 개 결합을 생성하는 특이한 분자이다.
다리놓인 수소(bridging hydrogen)라고 하는 이러한 수소는 흥미로운 화학 반응성을 보인다.
두 개의 붕소 원자 간에 수소 원자의 공유는 각 붕소 원자의 원자가 전자의 결핍을 다소 보완한다.
그럼에도 불구하고 다이보레인은 격렬하게 반응하는 큰 분자이고, 공기 중에서 자발적 가연성이다.
산화 붕소나 탄화 붕소는 다이아몬드보다 단단하다고 알려져 있다. 하지만 희귀하다는 이유로, 잘 쓰이지 않는다.
붕소 용도
붕소의 색상은 흑회색이지만 유리(주로 이산화규소(SiO2)로 구성됨)에 섞으면 투명해지며, 붕소를 포함한 유리는 열팽창률이 작아 내열유리, 조리용 주전자, 화학실험 플라스크, 비커 등에 사용된다. 붕산을 포함한 붕산수는 고속 중성자를 매우 잘 흡수하기 때문에 고준위 방사성 폐기물을 담구어 보관하거나 원자로의 비상냉각시스템에 쓰인다.
붕산(H3BO3)은 살균작용이 있어 바퀴벌레약이나 눈 세정제 등의 약품에 널리  사용된다.
10B 동위원소는 열중성자를 아주 잘 포획하는데, 중성자의 에너지에 따라 다르지만, 그 능력은 11B의 대략 100만 배 정도이다. 이 때문에 10B 동위원소 화합물들은 원자력 산업에서 핵반응 조절제, 응급 핵반응 중지제, 그리고 핵연료 재충전을 위한 가동 정지제로 사용된다.
2001년 일본 아오야마가쿠인(靑山學院) 대학의 아키미츠 준(秋光純) 교수팀이 이붕화 마그네슘(MgB2)이 39K라는 비교적 고온에서 초전도 현상을 나타내는 것을 발견하였으며, 재미 한국인 과학자인 최형준 박사가 그 초전도성 메커니즘을 최초로 규명하였다.
붕소 각주
Brown 외 4인 [2011년 2월] «일반 화학 제12판», 일반화학교재연구회
메달 오브 아너: 언더그라운드
메달 오브 아너: 언더그라운드(Medal of Honor: Underground)는 드림웍스 인터렉티브가 제작한 메달 오브 아너 시리즈의 두 번째 게임이다. 프랑스판의 명칭은 "Medal of Honor : Résistance"이다.
메달 오브 아너: 언더그라운드 개요
플레이어는 전작에 등장하였던 독일 나치즘에 저항하는 프랑스 레지스탕스의 일원인 마농 베티스테의 역할을 맡아 전략사무국에 소속되어 프랑스에서의 저항 운동, 북아프리카의 카사블랑카, 그리스, 이탈리아의 몬테 카지노, 독일에서 잠입하게 된다.
베릴륨
베릴륨(영어: Beryllium 버릴리엄[*], 문화어: 베릴리움←독일어: Beryllium 베릴리움[*])은 알칼리 토금속에 속하는 화학 원소로 기호는 Be(←라틴어: beryllium 베릴리움[*])이고 원자 번호는 4이다. 실온에서 가볍고 단단하며 부서지기 쉬운 은회색의 금속으로 존재한다. 2가 양이온이 되려는 경향이 있고 자연에서는 순수한 형태로 발견되지 않으며, 주로 녹주석, 금록석 등에서 산출된다. 우주에서는 항성 핵합성에 의해 생성된 베릴륨의 수명이 짧으므로 그 존재 비율이 매우 작다.
베릴륨은 알루미늄, 구리, 철, 니켈 등의 금속과 혼합하여 합금을 만들면 여러 가지 물리적 성질이 향상되는 효과를 볼 수 있다. 또한, 비중이 1.85로 가볍고 단단한데다가 열 전도율이 높아 미사일, 우주선, 인공위성 등 항공우주 분야와 전기·전자, 원자력, 합금 등에 사용된다. 그러나 독성이 있어 베릴륨에 노출되면 베릴륨증 (berylloids) 과 같은 증상이 나타날 수 있으므로 취급할 때 주의가 필요하다.
베릴륨 특성
베릴륨 화합물은 2족 원소의 화합물이 보통 이온 결합 물질인 것과는 다르게 공유 결합 물질로 간주된다. 이는 다른 알칼리 토금속에 비해 원자 반지름의 크기가 작은 것에 기인하며, 같은 이유로 2족 원소의 산화물은 보통 염기성을 띠는 반면, 베릴륨 화합물은 양쪽성 물질로 작용하는 경우가 많다. 이러한 성질은 같은 2족 원소들보다 13족 원소인 알루미늄에 더 가까우며, 이는 베릴륨과 알루미늄에서 전하량과 원자 반지름의 비율이 비슷하기 때문이다. 공기 중에서 반응할 경우, 표면에 산화 피막이 형성되어 1000 °C 이상으로 가열될 때까지 반응하지 않으며, 발화하면 밝은 빛을 내면서 질화 베릴륨(Be3N2)과 산화 베릴륨이 생성된다. 산화 베릴륨은 내화성이 있는 흰색 고체로 열 전도율이 뛰어난 절연체이며, 산화물로서는 특이하게 양쪽성 물질이다. 수산화 베릴륨(Be(OH)2) 또한 양쪽성 물질로, 보통 베릴륨 염을 생성할 때는 이 물질과 산을 반응시켜 얻는다. 또, 베릴륨은 고온에서 할로젠, 수소, 탄소 등과 반응하여 각각 할로젠화 베릴륨, 수소화 베릴륨, 탄화 베릴륨을 형성한다. 이 중 탄화 베릴륨(Be2C)은 적색의 내화성이 있는 고체로 물과 반응하여 메테인을 생성한다. 황, 셀레늄, 텔루륨 등 산소족 원소와는 1:1 비율로 결합하여 화합물을 형성할 수 있으며, 그 결정 구조는 모두 등축정계이다. 그 밖에 인화물과 여러 가지 붕화물(Be5B, Be4B, Be2B, BeB2, BeB6, BeB12)이 알려져 있다. 또, 염산이나 묽은 황산에는 쉽게 녹지만 저온의 진한 질산이나 물에서는 표면에 산화 피막이 형성되므로 잘 반응하지 않으며, 알칼리성 용액에서는 Be(OH)42- 이온을 형성하고 수소 기체를 발생시키며 녹는다. 양쪽성 물질로 작용하는 산화 베릴륨도 알칼리성 수용액에 녹아 같은 이온을 형성한다.
베릴륨 특성
BeO + 2OH- + H2O → Be(OH)42-
베릴륨은 원자가 전자가 2개이며, 주로 +2의 산화수를 가진다. 따라서 주로 2개의 공유 결합을 형성하여 화학 반응에 참여한다. 옥텟 규칙에 따르면 원자들은 원자가 전자 8개를 채워 비활성 기체와 같이 안정한 상태로 되려는 경향이 있으나, 베릴륨은 배위 결합 화합물에서 배위수가 4가 되려는 경향이 있는데, 이는 2개의 공유 결합이 8개의 전자 중 절반을 채우기 때문이다. 이렇게 배위수가 4가 되려는 성질 때문에 플루오린화 베릴륨이나 염화 베릴륨과 같은 베릴륨 화합물은 고분자의 형태를 가질 수 있다. 또, 베릴륨은 유기 배위 화합물도 형성할 수 있고, 알킬기와 같은 작용기의 탄소 원자와 직접 결합할 수 있다.
베릴륨 특성
베릴륨은 실온에서 은회색의 단단한 금속으로, 육방 밀집 구조의 결정 구조를 가지고 있다. 전성과 연성이 낮고 부서지기 쉬우나, 영률이 287 GPa로 매우 크고 탄성 계수가 강철의 1.33배 정도로 뛰어나며 비중은 1.85로 비교적 낮은 밀도를 가진다. 이러한 특성들이 복합적으로 작용하여 실온에서의 음속이 12890 m/s 정도로 매우 빠르다. 또, 베릴륨의 열 전도율은 216 W·m−1·K−1로 단위 질량 당 열 소산 능력이 가장 뛰어난 금속이다. 반면 열팽창률은 11.3 µm·m−1·K−1로 낮아 열 부하가 큰 곳에서도 안정하다.
또, 알파 입자를 충돌시켰을 때 아래 반응식과 같이 중성자를 방출하는 성질이 있다.
9Be + 4He → 12C + n
이러한 성질을 이용하여 알파 붕괴하는 원소들과의 혼합물이 중성자원으로 많이 사용된다. 그리고 다른 금속 원소들에 비해 X선과 감마선을 투과하는 능력이 월등히 뛰어나 X선관의 창을 만들 때도 사용된다. 열중성자에 대한 산란 단면적도 커서 원자로에서 중성자 감속재와 핵연료의 피복재로도 사용된다.
베릴륨 특성
베릴륨의 동위 원소들은 모두 항성에서 생성되나, 수명이 길지는 않다. 현재 우주에 존재하는 대부분의 안정한 베릴륨은 성간물질에 있는 중원소들이 우주선과 상호작용하여 생성된 것으로 추정된다. 생성된 베릴륨은 현재까지도 9Be의 한 가지 안정 동위 원소로만 이루어져 있으며, 7Be(반감기 약 53일), 10Be(반감기 약 140만 년)을 제외한 나머지 방사성 동위 원소들은 모두 반감기가 15초 미만이다.
미량 방사성 동위 원소인 10Be은 대기 중의 산소와 질소가 우주선 파쇄를 거침으로써 생성된다. 10Be은 토양에 축적되며, 약 140만 년의 반감기를 거쳐 10B로 붕괴한다. 반응식은 아래와 같다.
10Be → 10B + e- +
베릴륨 특성
10Be와 그 붕괴 생성물의 비율은 토양의 형성 및 침식, 라테라이트 연구, 태양 활동의 변화와 빙핵의 연대를 측정하는 데 사용된다. 특히 태양 활동의 활동성과 10Be의 생성 비율은 반비례하는데, 이는 태양 활동이 활발한 동안 태양풍이 강해져 지구에 도달하는 우주선의 양을 감소시키기 때문이다. 또, 고속의 중성자가 대기 중의 이산화 탄소에 일정 비율로 존재하는 13C과 반응할 때도 10Be이 생성되므로 과거에 행해진 핵실험의 증거가 될 수 있다.
한편, 베릴륨은 최외각 전자가 아닌 가장 안쪽 전자껍질의 전자도 화학 결합에 참여할 수 있다. 반감기가 약 53.2일인 7Be은 미량 방사성 동위 원소이며, 10Be과 같이 태양 활동에 따라 그 양이 변한다. 이 동위 원소는 전자 포획을 통해 붕괴하는데 이 때 결합에 참여하는 원자 궤도를 도는 전자를 포획할 수 있다. 이러한 점 때문에 전자 배치에 따라 붕괴 속도가 달라지는 현상이 나타나는데, 이는 방사성 붕괴에서 매우 드문 현상이다.
베릴륨 역사
베릴륨이 포함된 광물인 녹주석과 에메랄드는 이집트 프톨레마이오스 왕조 이전부터 알려져 있던 것으로 추정된다. 1798년에 르네쥐스트 아위가 녹주석과 에메랄드를 비교하여 매우 유사하다는 것을 밝혀냈으며, 같은 해 프랑스의 화학자 루이 니콜라 보클랭이 에메랄드와 녹주석에서 산화 알루미늄과 비슷한 베릴륨 염을 발견하고, 단맛이 난다는 사실을 밝혔다. 1828년에는 독일의 화학자 프리드리히 뵐러와 프랑스의 앙투안 뷔시가 각각 아래와 같은 화학 반응식처럼 염화 베릴륨(BeCl2)을 칼륨과 반응시켜 처음으로 순수한 베릴륨을 발견하였다.
BeCl2 + 2 K → Be + 2 KCl
베릴륨 역사
1898년에는 프랑스의 화학자 폴 르뷰(Paul Lebeau)가 플루오린화 베릴륨과 플루오린화 나트륨의 혼합물을 용융시킨 후 전기분해하는 방식을 이용하여 처음으로 고순도(99.5 ~ 99.8%)의 베릴륨을 얻는 데 성공하였다. 한편, 최초로 베릴륨을 발견한 당시에는 단맛을 내는 베릴륨 염에서 이름을 따 달다는 뜻의 그리스어 '글루코스(그리스어: γλυκος)'에서 유래한 글루시늄(Glucinium, 원소 기호: Gl)으로 명명되었으나, 1957년 녹주석(그리스어: βήρυλλος, 라틴어: Beryllus)의 이름을 딴 베릴륨으로 공식 변경되었다.
1932년에는 제임스 채드윅이 폴로늄에서 방출되는 알파 입자를 베릴륨 판에 충돌시킨 후에 방출되는 투과력이 강한 방사선을 파라핀에 쬐는 실험을 통해 중성자를 발견하였다. 이후로는 알파 붕괴를 통해 붕괴하는 원소들과 베릴륨을 혼합하여 중성자원으로 사용하였으며, 1942년 엔리코 페르미가 최초로 제어된 핵분열 연쇄 반응을 일으킬 때도 알파 붕괴하는 라듐과 베릴륨을 섞은 중성자원이 사용되었다. 제2차 세계 대전 기간 동안에는 베릴륨 생산량이 급격하게 증가하였는데, 이는 단단한 베릴륨구리와 형광등 제조에 사용되었다. 그러나 베릴륨의 독성이 알려지면서 1949년 이후 베릴륨 화합물을 이용한 형광등 제조는 중단되었다.
베릴륨 존재
지구의 지각에는 약 2.8 ppm 정도의 베릴륨이 포함되어 있으며, 그 중 토양에서 6 ppm 정도로 가장 많이 축적되어 있다. 해수에는 0.0006 ppb 정도로 미량 포함되어 있으며, 담수에는 0.1 ppb 정도 존재한다. 대기 중에서도 극소량 발견된다.
베릴륨은 100종류 이상의 광물에서 발견되나, 대부분은 희귀한 광물이다. 주요 원료는 녹주석(Al2Be3(SiO3)6), 금록석(Al2BeO4), 페나카이트(Be2SiO4) 등이 있으며, 드물게 아쿠아마린이나 에메랄드 등으로 산출되는 경우도 있다. 이들 광물이 띠는 색은 그 안에 포함된 소량의 크로뮴의 농도에 따라 달라진다. 아르헨티나, 브라질, 인도, 마다가스카르, 러시아, 미국 등지에 많이 분포되어 있으며, 전 세계 베릴륨 광석의 매장량은 40만 톤 이상이다. 인체에도 미량 포함되어 있다.
베릴륨 생산
베릴륨은 고온에서 산소와의 결합력이 매우 크고 산화 피막을 제거했을 경우 물을 환원시키는 능력이 커서 순수한 형태로 분리하는 것이 상당히 어렵다. 주요 생산국은 미국과 중국이다.
베릴륨은 주로 녹주석(Be3Al2(SiO3)6)에서 추출하여 얻는다. 녹주석을 규불화 나트륨(Na2SiF6)과 함께 700 °C 이상으로 가열하면 수용성의 플루오린화 베릴륨(BeF2)을 생성된다. 플루오린화 베릴륨은 다시 1,300 °C 이상에서 마그네슘으로 환원시키거나 수용액을 pH 12로 조절하여 수산화 베릴륨(Be(OH)2)을 침전시켜 얻기도 한다. 마그네슘으로 환원시켜 얻을 경우의 반응식은 아래와 같다.
BeF2 + Mg → Be + MgF2
한편, 수산화 베릴륨은 가열하면 산화 베릴륨(BeO)이 되며, 이것을 탄소와 염소와 반응시키면 염화 베릴륨(BeCl2)이 생성된다. 이 물질을 염화 나트륨(NaCl)과 함께 용융시킨 후 전기분해하면 순수한 베릴륨을 얻을 수 있다.
베릴륨 이용
베릴륨은 항공우주, 원자력, 금속 공업, 세라믹 제조 등에 널리 사용되며, 합금의 형태로 치과용 재료, 전자 제품, 스포츠 용품, 휠체어 및 각종 도구를 제작하는 데 쓰인다. 그러나 대부분 군사적으로 사용되는 것으로 추정되므로 관련 정보가 공개되지 않은 것도 있다.
베릴륨은 구리나 니켈, 철과 혼합하여 강도가 높은 합금을 만드는 데 사용된다. 구리에 베릴륨을 2%가량 첨가하여 만든 베릴륨구리는 구리보다 강도가 약 6배 정도 커지고 내마모성 합금이기 때문에 내마모성이 필요한 강력 용수철, 자이로스코프, 가속도계, 항공기 엔진, 도구 등에 사용된다. 특히 폭발의 위험이 있는 곳에서는 충격을 가해도 불꽃이 튀지 않는 도구를 사용해야 하는데, 베릴륨구리는 그 강도가 매우 커서 불꽃이 잘 튀지 않는다.
베릴륨 이용
니켈에 2% 정도의 베릴륨을 첨가한 합금은 용수철, 용접 도구, 클립, 전열기의 제작에 사용되며, 치과에서는 의치로도 사용된다. 베릴륨 합금은 고속 항공기, 미사일, 인공위성, 우주선의 여러 가지 부품에 사용되며, 자전거 프레임과 골프채 등 스포츠 용품에도 사용된다. 또, 베릴륨은 마그네슘이나 은 합금 등 다른 금속의 산화 방지에도 이용되며, 한때는 군용기의 브레이크에 사용되다가 환경오염 문제로 인해 다른 금속으로 대체되었다.
베릴륨은 다른 중성자원에 비해 상대적으로 적은 양의 중성자를 발생시켜야 하는 실험에서 중성자원으로 쓰인다. 베릴륨의 유일한 안정 동위 원소인 베릴륨-9가 알파 입자와 충돌하면 중성자를 발생시키는 점을 이용한 것으로, 보통 알파 붕괴를 통해 붕괴하는 폴로늄, 라듐, 플루토늄, 아메리슘 등의 방사성 동위 원소를 사용한다. 베릴륨-9 원자핵과 알파 입자가 충돌하면 탄소-12 원자와 중성자가 생성되며, 그 반응식은 아래와 같다.
9Be + 4He → 12C + n
베릴륨 이용
이러한 중성자원은 초기의 핵무기에 사용되기도 하였다. 또, 베릴륨은 감마선을 쬘 때도 중성자가 방출되므로 감마 붕괴하는 방사성 동위 원소들과 함께 사용하여 중성자원으로 쓰기도 한다.
베릴륨 화합물은 원자로에서 냉각재나 감속재로 사용되기도 한다. 플루오린화 베릴륨은 용융염 원자로에서 감속재, 냉각재, 용매의 성분으로 사용되며, 산화 베릴륨(BeO)은 중성자 감속재로 사용된다.
베릴륨은 방열을 요하는 전자 회로에서 인쇄 회로 기판과 방열판으로 사용되며, 반도체 첨가물, 트랜지스터와 X선관의 창으로 사용되기도 한다. 특히 산화 베릴륨은 절연체이면서도 열 전도율이 뛰어나며, 매우 단단하고 녹는점도 높아 고출력 트랜지스터와 라디오 송신기에 사용된다. 그리고 베릴륨은 가볍고 단단한 성질이 있어 고성능 스피커의 떨림판으로 이용된다. 또, 베릴륨 화합물은 한때 형광등 제조에 사용되기도 했으나, 현재는 독성으로 인해 그 사용이 중단되었다.
베릴륨 위험성
인체에는 0.4 ppb 정도로 미량의 베릴륨이 포함되어 있으나, 인체에 해가 될 정도의 양은 아니다. 그러나 베릴륨은 화학적으로 마그네슘과 비슷하여 체내의 효소에서 마그네슘을 치환하는 역할을 하는데, 이로 인해 효소가 제 기능을 수행하지 못하므로 독성을 띠게 된다. 또, 베릴륨은 금속 형태일 때는 반응성이 낮으나, 미세한 분진의 형태일 때는 폭발의 위험성도 있다. 국제 암 연구 기관(IARC)은 베릴륨과 그 화합물을 1급 발암물질로 규정했다. 따라서 베릴륨을 포함하는 물질을 취급할 때는 주의가 필요하다.
베릴륨 위험성
1분류 베릴륨증은 1933년 유럽에서 최초로 보고되었으며, 주로 고농도의 베릴륨에 노출되었을 경우에 발생한다. 반면 2분류 베릴륨증은 비교적 저농도의 베릴륨에 노출되었을 때도 일어나며, 폐와 순환계에 악영향을 미친다. 특히 폐에 들어가면 폐부종, 폐암 등의 심각한 폐 질환을 일으킨다. 유육종증과 여러 면에서 유사하여 감별 진단이 어렵다. 2분류에 속하는 베릴륨증은 베릴륨에 노출되더라도 여러 달 정도의 기간을 두고 일어나지만 아예 증상이 나타나지 않는 경우도 있다. 주로 베릴륨을 포함하는 먼지나 매연 등을 호흡기를 통해 직접 흡입하는 것이 원인이며, 피부나 눈에 노출되어도 염증이 생길 수 있다.
한편, 베릴륨이 발견된 이후 그 특성을 연구하던 초기 화학자들은 베릴륨 화합물에서 단맛이 난다는 점을 이용하여 직접 맛을 보아 베릴륨 화합물을 확인하였으나, 이는 매우 위험한 방법이다. 최초로 핵분열 연쇄 반응을 일으키는 데 성공한 엔리코 페르미도 실험에 베릴륨 분말을 취급하다가 거기에 노출되어 폐렴에 걸렸다. 한때는 베릴륨 화합물이 형광등 제조에 사용되었으나, 이후 베릴륨의 독성이 알려지면서 생산이 중단되었다. 현대에는 원자력, 항공우주, 전자 제품 제조업, 베릴륨 합금과 같이 베릴륨이 포함된 물질을 다루는 곳에서 베릴륨 노출 위험이 남아 있다. 대한민국에서는 치과용 합금으로 사용되는 베릴륨의 독성으로 인해 논란이 된 적이 있다.
리튬
리튬(영어: Lithium 리시엄[*], 문화어: 리티움←독일어: Lithium 리티움[*])은 알칼리 금속에 속하는 화학 원소로, 기호는 Li(←라틴어: Lithium 리티움[*])이고 원자 번호는 3이다. 돌을 뜻하는 그리스어 리토스(λίθος, líthos)에서 이름이 유래되었는데, 이유는 나트륨이나 칼륨과는 달리 광석에서 처음으로 발견했기 때문이다. 무르고 은백색이며 부식을 유발한다. 합금으로 열전달이나 전지 등에 사용할 수 있으며, 미네랄 오일에는 리튬 염의 형태로 첨가되어 있는 경우가 많다. 하얀 석유라고 불린다.
리튬 역사
리튬이 포함된 엽장석(葉長石, petalite)은 브라질의 학자인 조제 보니파시우 데 안드라다 에 시우바(José Bonifácio de Andrada e Silva)가 18세기 말에 발견하였다. 1817년, 스웨덴의 요한 아우구스트 아르프벳손(Johan August Arfwedson)은 우퇴 섬(Utö)에서 발견한 리튬휘석(spodumene, (LiAl[(SiO3)2])과 운모(雲母, K(Li,Al)3[(Al,Si)4O10](F,OH)2)를 분석하던 중 리튬의 존재를 확인하게 되었다. 1818년, 독일의 화학자 크리스티안 고틀로프 그멜린(Christian Gottlob Gmelin)은 리튬 염들을 가열하면 화염이 붉은 색으로 변한다는 것을 알아내었다. 이후 아르프벳손과 그멜린은 리튬을 광석에서 유리시키려는 시도를 했지만 성공하지 못했고, 대신 같은 해에 영국에서 윌리엄 토머스 브란드(William Thomas Brande)와 험프리 데이비(Sir Humphry Davy)가 산화 리튬(Li2O)의 전기 분해를 통해 순수한 리튬을 얻는 데에 성공했다.
리튬 역사
1855년, 로베르트 분젠(Robert Bunsen)과 오거스터스 매티슨(Augustus Matthiessen)은 염화 리튬(LiCl)의 전기 분해로 더 많은 양의 순수 리튬을 추출하는 방법을 터득했고, 1917년, 빌헬름 솅크(Wilhelm Schenk)는 유기 수은 화합물에서 최초의 유기 리튬 화합물을 합성했다. 1923년에는 독일 금속회사(Deutsche Metallgesellschaft, 오늘날의 GEA Group)가 염화 리튬과 염화 칼륨(KCl)의 용액을 전기 분해하는 방법을 사용해 리튬의 상업적 생산을 시작했다.
2차 대전 직후까지 리튬은 대부분 윤활제로나 유리 공업에서만 쓰였는데, 미국이 리튬을 통해 획득할 수 있는 삼중수소를 수소 폭탄의 제조에 필요로 하게 되자 상황이 급변했다. 산출량은 급격히 증가했고, 노스캐롤라이나주의 킹스 마운튼(Kings Mountain)이 특히 중요한 산출 지역이 되었다. 삼중수소의 짧은 반감기를 의식했기 때문에 1953년부터 1963년까지 리튬은 대량으로 비축되었고, 이는 냉전이 끝난 1993년부터 시장으로 유통되기 시작했다.
2007년부터는 리튬 전지의 제조가 가장 중요한 용도로 정착되었으며, 소금물의 비교적 저렴한 생산이나 채광업에도 역시 중요한 역할을 한다.
리튬 존재
지각의 리튬 함유량은 0.006%으로, 아연, 구리, 텅스텐보다는 조금 적으며, 코발트, 주석, 납보다는 조금 더 많다.
리튬은 높은 반응력 때문에 순수한 형태로는 자연 내에서 발견하기가 무척 힘들다.
리튬은 몇 가지 광물에 포함되어 있다. 가장 중요한 예로는 리튬 함유량이 최대 9%인 인반석(燐磐石, LiAlPO4F)과 역시 함유량이 비교적 높은 리튬휘석, 운모, 엽장석을 들 수 있다. 덜 흔한 예로는 리튬 함유량이 광물 중에서 제일 높은 빙인운모(氷鱗雲母, cryolithionite, Li3Na3(AlF6)2)나 리티오필라이트(lithiophilite, Li(FeII,MnII)[PO4]), 진왈다이트(zinnwaldite, K(Li,Fe,Al)3[(Al,Si)4O10](F,OH)2)가 있다. 리튬 광물은 많은 규산염 암석에서 발견할 수 있으나, 많은 양이 함유되어 있지는 않으며, 큰 노천 광산도 없다. 리튬을 이들 광물에서 추출하는 작업은 매우 번거로우므로 오늘날에는 리튬이나 리튬 화합물을 구할 때 더 이상 이렇다 할 역할을 하지 않으며, 캐어낸 광물을 갈아서 유리 공업에 사용하는 일은 아직도 있다. 리튬의 비축량은 1300만 톤 이상으로 추정된다.
리튬 존재
리튬 염 중에서도 특히 염화 리튬(LiCl)은 염호(鹽湖)의 소금물에 최대 1%가 함유되어 있다. 비교적 많은 양의 리튬을 얻을 수 있는 곳은 볼리비아(데 우유니 염호, Salar de Uyuni), 칠레(데 아타카마 염호, Salar de Atacama), 아르헨티나, 미국(노스캐롤라이나와 네바다주), 캐나다, 오스트레일리아, 짐바브웨, 중국(티베트, 차카 염호(扎布耶盐湖, Chabyêr Caka))에 있다. 한국이나 유럽에는 리튬 광산이나 염호가 없으나, 한국의 경우 지질자원연구원이 바닷물에서 리튬을 체광하는 기술을 확보했다.
가장 중요한 리튬 수입원은 탄산 칼륨과 붕사(硼砂, borax)를 얻을 때 남는 리튬 염이다.
리튬 존재
빅뱅 이후 수소와 헬륨 외에도 7Li의 상당량이 만들어졌으나, 항성 내에서 리튬과 수소 사이에 일어난 양성자-양성자 연쇄 반응 PP II에 의해 더 무거운 원소로 변화하면서 현재까지 대부분이 사라졌다. 갈색 왜성의 경우는 수소의 핵융합을 불러일으키기에 필요한 75 목성 질량(1,8986·1027)에 미달하고 온도도 충분히 높지 않은 까닭에 빅뱅으로 탄생한 리튬을 현재까지도 제대로 보존하고 있다. 따라서 리튬은 지구 외부에서는 흔하지 않은 축에 들고 갈색 왜성의 존재를 규명하는 데 쓰일 수 있다.
별들은 질량, 나이, 중원소 함량이 비슷하더라도 리튬 분포에서는 차이가 많이 날 수 있는데, 이는 행성의 유무와 관계가 있다. 주위에 행성이 없으면 리튬의 함량이 높고, 반대로 태양과 같이 행성을 가질 경우 함량은 줄어든다.
배터리 핵심 원재료 중 하나이다.
리튬 리튬의 추출
리튬을 포함하는 소금물에서 물을 증발시키고 탄산 나트륨을 첨가해 탄산 리튬을 얻는다. 이때 소금물을 리튬 함유량이 0.5%를 초과할 때까지 농축하며, 물에 잘 녹지 않는 탄산 리튬을 건져낸다.
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2008년 미국 이외의 곳에서는 27,400톤의 리튬 광물이 채광되었는데, 이의 대다수는 탄산 리튬이었으며, 약 12,000톤은 칠레에서, 7000톤 정도는 오스트레일리아의 광산에서 산출되었다.
리튬 금속을 합성하려면 탄산 리튬을 염산과 섞는다. 이산화 탄소는 기체로 흩어지고 염화 리튬이 용해된 상태로 남는다. 이 용액을 진공 증발기 내에서 염화물이 결정체가 될 때까지 농축한다.
소금물은 부식성이 매우 강하기 때문에, 염화 리튬을 얻을 때 쓰는 도구들은 특수한 강철이나 니켈로 만들어진 것이어야 한다. 352 °C에서 녹게 되는 52%가 염화 리튬, 48%가 염화 칼륨으로 이루어진 공융(共融) 혼합물(eutectic mixture)을 물 대신 녹은 설탕을 전해물로 사용한 전기 분해로 순수 리튬을 유리한다.
리튬 리튬의 추출
또는:
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전극전위가 더 높은 칼륨은 여기서 같이 분리되지 않으나, 미량의 나트륨이 섞이게 되며, 이는 리튬을 강한 반응제로 만든다. 이런 리튬은 유기화학용으로는 도움이 되나 리튬 전지용으로는 질이 떨어진다. 전해질의 표면에 모이는 액체 리튬은 전해전지에서 내보내기가 비교적 수월하다. 이외에도 염화 리튬을 피리딘 속에서 전기 분해하는 방법이 있으며, 실험실에서 시험하기에 적당하다.
이차 전지인 리튬 이온 전지는 휴대전화, 노트북 컴퓨터의 전원으로 사용된다.
리튬 속성
리튬은 상온 상태에서는 가장 가벼운 고체(밀도: 0,534 g/cm3)로 -260 °C에서 고체를 형성하는 수소만이 더 가볍다(밀도: 0,0763 g/cm3). 리튬은 다른 알칼리 금속과 마찬가지로 결정체로는 입방정계 형식의 구슬 모양을 이룬다. 알칼리 금속 중에서는 녹는점과 끓는점이 가장 높고, 제일 단단하기도 하지만, 모스 경도 0.6으로 자르는 것이 여전히 용이하다. 리튬 조각은 나이프로 쉽게 절단할 수 있다. 절단면은 은백색의 금속 광택을 가지나 곧 공기중의 산소와 수증기 따위에 의해 산화되며 검은색으로 변한다. 전도율과 열전도율은 높은 편이다(전도율: 구리의 18% 정도).
리튬에는 마그네슘과 비슷한 점이 있다. 마그네슘은 6각형으로, 리튬은 정육면체 형태로 조합할 때 가장 조밀하지만, 어느 한도까지는 둘을 섞은 고용체(固溶體)를 만들 수 있다. 이런 고용체 내에서는 두 원소 중 수가 더 많은 쪽이 자신의 결정 격자(格子)를 관철시킨다.
리튬 속성
리튬 이온은 -520kJ/mol로 알칼리 메탈 중에서 가장 높은 수화 엔탈피를 가지고 있으며, 이로 인해 물 속에선 완전히 수화물이 되어 물 분자를 강하게 끌어들인다. 이때 리튬 이온은 주위에 두 개의 H2O 분자층을 형성하는데, 가까운 층은 4개의 물 분자로 이루어지고, 이 분자층은 수소 결합을 통해 바깥쪽의 다른 분자들과 다시 연결된다. 이렇게 수소화한 리튬 이온의 지름은 질량은 더 높지만, 수소 분자를 이만큼 세게 끌어당기지 않는 루비듐이나 세슘의 수소화 이온보다도 더 커진다.
리튬 원소는 독자적으로 기체 형태로 변할 수 있고, 두 원자가 결합해 이중 리튬(Li2) 형태의 기체를 이룰 수도 있다. 이중 리튬의 결합 길이는 267.3pm이며, 결합 에너지는 101 kJ/mol이다. 기체 상태의 리튬은 질량의 1% 정도가 이중 리튬을 형성한다.
리튬 속성
리튬은 알칼리 금속 중에서 반응률이 가장 낮음에도 불구하고 여전히 매우 쉽게 반응하고, 열을 발산하면서 다종의 다른 원소들과 화합물을 이룬다. 상온 상태의 완전히 건조한 공기 내에서는 비교적 안정된 편이지만, 습도가 높으면 급격히 수산화 리튬(LiOH) 층을 형성하며, 상온 상태의 건조한 공기 내에서도 다른 알칼리 금속과는 달리 천천히 질소와 반응해 질화 리튬(Li3N)을 형성한다. 물과 접촉하면 급격히 산화한다.
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Li+ 이온의 높은 전하 밀도와 그에 비례해 역시 높은 질화 리튬의 격자 에너지에 의해 이 반응이 가능하다. 리튬은 표준 환원 전위는 −3,04 V이며, 이는 모든 원소 중의 최저치를 기록한다.
다른 알칼리 금속과 마찬가지로 공기를 구성하는 산소나 질소와의 반응을 막기 위해 등유 또는 파라핀유에 담구어 보관한다. 유리 앰플 안에 넣어 진공 또는 아르곤 대기 하에 보존할 수 있다. 그러나 다른 알칼리 금속처럼 유리 앰플 안에서 용융시켜 보존할 수 없는데 리튬이 유리를 침식하기 때문이다.
리튬과 마그네슘은 대각 방향 관계(diagonal relationship)를 이루며, 이들의 화합물 들에서도 역시 유사한 점을 발견할 수 있다. Li+와 Mg2+ 이온의 지름은 비슷하다.
리튬은 나트륨과는 달리 부틸 리튬이나 메틸 리튬 등의 여  러 유기 금속 화합물을 이룰 수 있다. 거의 모든 유기리튬화합물은 대기와 격렬히 반응한다. 베릴륨과 알루미늄, 붕소와 규소 사이의 관계도 이와 유사하다.
리튬 동위 원소
자연적으로는 안정된 원자인 6Li(7.6%)와 7Li(92.4%)가 존재하며, 반감기가 밀리초(ms) 범위에 드는 방사성의 다른 동위 원소는 인위적으로만 생산할 수 있다.
6Li는 원자로에서 중수소와의 융합에 필요한 삼중수소의 원료로 쓰인다. 삼중수소는 원자로용 블랭킷(blanket)에서나 또는 수소 폭탄 내에서 헬륨이나 6Li이 중성자로 쏘여 만들어진다.
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이외에도
7Li을 이용한 핵반응도 가능하지만, 에너지 한도가 높은 탓으로 안전성 보장이 어려워지기 때문에 주로 쓰이지는 않는다.
6Li는 리튬을 추출할 때부터 이미 핵융합용으로 따로 모으므로, 시중에서 구할 수 있는 리튬은 거의 순수한 7Li이다. 두 동위 원소의 분리는 용해된 리튬 화합물(예로서 에탄올에 용해된 염화 리튬)과 리튬 아말감의 동위 원소 교환을 통해 이룰 수 있다. 이 분리를 통해 얻을 수 있는 6Li의 양은 약 50% 정도이다.
리튬 동위 원소
3단계 수소 폭탄 내에 6Li뿐만 아니라 7Li도 포함되어 있을 경우, 이는 핵융합에서 생기는 빠른 중성자들과 반응한다. 이때 7Li는 에너지를 소비하지만, 동시에 만들어지는 또다른 중성자들과 헬륨, 삼중수소 등의 핵융합과 우라늄 핵분열의 증가로 인해 전체적으로 방출하는 에너지는 오히려 높아진다. 이는 1954년, 7Li를 포함한 캐슬 브라보(Castle Bravo)의 폭발력이 예상치의 2.5배에 달했던 것에서 볼 수 있었는데, 이 예상치는 원래 7Li가 중성자와 반응을 일으키지 않을 경우를 가정한 수치였다.
7Li는 원자력 발전소에서 붕소의 동위 원소 중 하나인 10B와 중성자의 핵반응을 통해서도 소량이 생산된다.
6Li과 7Li는 둘 다 차가운 양자 기체(quantum gas)를 이용한 실험에 사용된다. 보스-아인슈타인 응축은 보손 동위 원소 7Li로도 생성할 수 있다.
6Li은 페르미온이며, 근래에 이 동위 원소로 구성된 이중 리튬의 분자를 초유체로 변형하는 것에 성공했다..
리튬 용도
대부분의 생산된 리튬 염은 리튬 자체로 환원되기보다는 곧장 탄산 리튬, 수산화 리튬, 염화 리튬, 브로민화 리튬 등의 다른 리튬 화합물을 만드는 데 쓰인다.
산출한 리튬 금속의 일부는 탄산 리튬에서 직접 추출할 수 없는 리튬 화합물을 만드는 데 쓰인다. 특히 리튬 유기 화합물인 부틸 리튬이나 리튬과 수소의 화합물인 수소화 리튬(LiH), 수소화 알루미늄 리튬(LiAlH4), 리튬 아미드(LiNH2) 등을 예로 들 수 있다.
리튬 금속은 매우 강한 환원제로, 벤젠 핵(benzol nucleus)에 수소를 첨가하는 버치 환원(Birch reduction)에 쓰인다. 금속 공학에서는 탈산(脫酸)과 황이나 탄소의 제거에 사용된다.
리튬은 질소와 반응하는 성질을 가지고 있기 때문에, 기체에서 질소를 유리하는 데에 사용된다.
환원 전위가 낮아 전지의 양극으로 사용할 수 있다. 이 리튬 전지는 높은 에너지 밀도를 가지고 있으며, 고전압을 일으킬 수 있다. 리튬 전지는 산화 코발트 리튬와 같은 산화 금속 리튬이 음극이 되고, 흑연이나 다른 리튬 이온을 포함한 화합물이 양극을 형성하는 리튬 이온 전지와 혼동할 수가 있다.
리튬 용도
리튬은 몇몇 금속(예를 들어 마그네슘이나 알루미늄)과 함께 합금되며, 적은 양으로도 뜻한 효과를 볼 수 있다. 같이 섞으면 항장력, 강도, 탄력성이 좋아지기 때문이다. 리튬 합금은 아주 가벼워 항공과 우주 비행에도 자주 쓰인다.
원자물리학에는 리튬이 곧잘 쓰인다. 알칼리 금속 중에서는 유일하게 안정된 페르미온인 6Li는 극저온 상태인 페르미온적 양자 기체의 효과를 연구하는 데에 쓸모가 있다(BCS 이론 참조). 동시에 광범위한 페쉬베이크 공진(Feshbach resonance)을 일으키므로, 흩어놓는 원자의 거리를 마음대로 정할 수 있으며, 자기장이 완벽히 정밀해야 할 필요도 없어진다.
핵융합에는 리튬이 이용된다. kstar와 같이 토카막을 이용한 핵융합에는 중수소와 삼중수를 핵융합시키는데 자연계에는 삼중수가 거의 없다. 이에 6Li을 사용한다. 6Li가 중성자와 반응하면서 헬륨과 삼중수소가 만들어지고 이 삼중수소를 핵융합 연료로 사용한다.
6Li + 1n -> 4He + 3H 
3H + 2H -> 4He + 1n
리튬 용도
1850년경에 서구 의학계에선 리튬에 의한 통풍 치료를 시도했으나 이는 효과가 없음이 드러났으며, 이외에도 전염병에 대해 리튬 염을 써 보았으나 역시 성공적이진 못했다.
1949년에 오스트레일리아의 심리학자 존 케이드(John Cade)는 리튬 염을 기니피그에 주사해 보았고, 그 결과 주사를 맞은 동물들은 피곤해지지는 않으나 외부 자극에 덜 민감하게 반응하게 되었다.
리튬을 사용한 자기 실험 후 케이드는 1952~1954년까지 덴마크 리스코프(Risskov)의 어느 병원에서 탄산 리튬을 조울증이나 조현병, 조병을 앓는 환자에게 투여해 보았고, 이는 리튬 치료법의 초석을 마련했다.
리튬 용도
리튬 치료에서는 탄산 리튬 등의 리튬 염이 위에서 언급한 병들과 클러스터 두통에 대한 약물로 쓰이는데, 이때 리튬의 낮은 치료 지수를 참작해야 한다. 리튬 농도가 너무 높을 경우 진전(振顫), 오한(惡寒), 구역질, 구토, 부정맥(不整脈), 백혈구 증가증 등의 부작용을 낳을 수 있으며, 농도가 0,003 mol/l 이상이 되면 생명이 위험해진다. 리튬과 나트륨은 물질대사에서 비슷한 반응을 보이는데, 땀을 흘리거나 나트륨을 몸에서 걸러내는 약물의 복용에 의해 신체 내의 나트륨 농도가 낮아지면 몸이 이 부족함을 메우기 위해 신장의 비농축뇨(unconcentrated urine)에서 나트륨을 빼어내 혈액에 충당하고, 이때 원래 몸 밖으로 내보내져야 할 리튬도 같이 회수된다. 이 때문에 리튬 투여량를 조절하는 약물 모니터링이 필요해진다.
리튬의 효력이 어떻게 발생하는지는 아직까지 알려져 있지 않다. 21세기 초에는 리튬이 미오이노지트-1-포스타파제(myo-inositol-1-phosphatase, 효소 번호 3.1.3.25)의 억제에 의해 이노지트의 변환에 영향을 주거나, 신경 세포 내의 GSK-3(Glykogensynthasekinase-3)를 억제하는 점 등으로 리튬의 작용을 설명할 수 있는가에 대한 토론이 진행되고 있다. 우울증에 보이는 효력은 아마도 세로토닌의 신경 전달을 강화하는 데에서 비롯되고, 조병은 도파민 수용체를 억누르기 때문인 것으로 추측된다.
리튬 염이 인간이나 다른 포유류, 심지어는 칼랑코에 같은 식물에게까지 끼치는 영향으로는 일주율의 변화를 들 수 있는데, 이는 LSD, 메스칼린, 실로사이빈(Psilocybin) 등의 세로토닌적 물질에서도 볼 수 있는 현상이다. 이외에도 리튬은 알츠하이머병에 걸릴 확률을 감소시킨다.
리튬 검출 방법
리튬 화합물을 그을리면 진홍색의 불꽃을 볼 수 있다. 굵은 스펙트럼 선은 670, 776nm와 670, 791nm에, 가는 선은 610.3nm에 놓여 있다. 이외에도 측광법을 사용한 방법도 있다.
대부분의 리튬 염은 물에 잘 녹으므로 액체 내에 포함된 리튬의 양을 구명하는 것은 보통은 쉽지 않다. 여기에 사용할 수 있는 방법의 하나로 수산화 나트륨 등으로 리튬이 용해된 액체를 알칼리성으로 만들고, 인산 수소 나트륨(Na2HPO4)을 첨가한 후 가열하면 비용해성 물질인 인산 리튬이 고체 형태로 드러난다.
리튬 위험성
리튬은 액체인 상태에서 공기와 접촉하거나, 순수한 산소를 100 °C 이상의 온도에서 접하게 될 경우, 또는 금속 먼지(metal dust)로 상온 상태에 놓여 있으면 발화한다. 온도가 190 °C를 넘으면 리튬은 공기와의 접촉으로 대부분이 산화 리튬을 형성하며 그 과정에서 엄청난 양의 열을 방출한다. 주변의 기체가 질소로만 구성되어 있을 경우 온도가 더 높아져야 질화 리튬으로 변한다. 산소나 할로젠을 포함한 물질과는 폭발적인 합성 반응을 일으킬 수 있다. 일반적으로 리튬 조각이 물과 반응하여 발화하기는 상당히 어려운데 이는 수소가 발화할 만큼 충분한 양의 열이 모이기 어렵기 때문이다. 그러나 리본(ribbon)이나 포일(foil), 가루(powder) 상 등 표면적이 넓을 경우에는 불이 붙을 수 있다. 이 경우 리튬은 다른 알칼리금속과 같이 폭발할 수 있다. 진한 염산과 같은 강산과 반응하면 큰 폭발을 일으키며 불타는 용융 리튬 방울이 사방으로 비산한다.
리튬 위험성
피부에 닿으면 부식에 의한 상처나 화상을 입게 되는데, 이는 리튬이 피부의 수분과 반응해 많은 열을 발산하며 또 강염기성인 수산화 리튬을 형성하기 때문이다. 일반적으로 리튬을 사용하여 실험할 때는 특수한 경우가 아니면 아르곤 대기로 치환시킬 필요는 없다. 그러나 습기가 있는 곳에서 실험하거나 보관할 경우는 리튬이 수분과 반응하여 대단히 위험하다. 보통은 파라핀유나 등유(케로센) 하에서 보관하며 순도가 높은 리튬은 아르곤 대기 하에서 보관한다.
리튬 화합물
리튬은 매우 반응하기 쉽고 대부분의 비금속과 화합물을 이룬다. 이들 화합물의 구조는 보통은 이온적이지만, 다른 알칼리 금속에 비해 공유 결합성이 상당히 높으며, 이는 리튬 염이 나트륨 염이나 칼륨 염과는 달리 아세톤이나 에탄올에 용해하기가 쉽다는 점에서도 엿볼 수 있다. 다수의 리튬 화합물은 마그네슘 화합물과 유사한 특징을 가지고 있다. 그 밖에 리튬 화합물은 의약품으로도 쓰인다.
수소와 리튬은 수소화물을 이룬다. 가장 단순한 화합물인 수소화 리튬은 600~700 °C에서 만들어지며, 로켓 연료나 수소로 단시간에 부풀려야 하는 구명 조끼 등에 쓰인다. 수소화 알루미늄 리튬(LiAlH4)은 유기 화학에서 카보닐기나 질소 화합물을 환원할 때 수소 제공 용도로 그 중요성이 높다.
핵융합을 연구하는 데에는 중수소화 리튬(LiD)이나 삼중수소화 리튬(LiT)가 중요한 역할을 하는데, 중수소화 리튬만을 사용하면 수소 폭탄의 에너지가 줄어드므로 삼중수소화 리튬을 같이 섞는다. 이 고체들은 유출 속도(effusion speed)가 높은 삼중 수소보다 통제하기가 쉽다.
리튬 화합물
산소와 리튬은 산화 리튬(Li2O)과 과산화 리튬(Li2O2)을 이룬다.
리튬과 물이 반응할 경우 강한 염기인 수산화 리튬이 만들어지고, 이것으로 자동차에 쓰이는 리튬 지방을 생산할 수 있다. 수산화 리튬은 이산화 탄소를 묶을 수 있기 때문에 잠수함의 공기 재활용에도 쓰인다.
리튬과 할로젠의 화합물로는 플루오린화 리튬(LiF), 염화 리튬(LiCl), 브로민화 리튬(LiBr), 아이오딘화 리튬(LiI) 등이 있다. 염화 리튬은 매우 흡습성이 강하므로 리튬을 유리해낼 때를 빼면 건조제로도 쓰이는데, 예를 들면 천연 가스가 수송관으로 들여보내지기 전이나 냉난방 시설로 공기 중의 습도를 낮출 때 등이며, 이외에도 알루미늄을 용접할 때 용접 전극의 외피로도 사용된다. 수용액 상태의 염화 리튬은 철을 급속도로 부식시키기에 주의해야 한다. 플루오린화 리튬은 단일 결정체로 적외선 분광학에서 사용된다.
리튬 화합물
기술적으로 가장 중요한 화합물은 비용해성 물질인 탄산 리튬으로, 다른 리튬 화합물의 원료나 유리 공업, 또는 에나멜을 제조할 때의 용제(溶劑)로 사용된다. 알루미늄을 제조할 때는 전도율과 점성(粘性)을 높이기 위해 용액에 첨가된다. 또한 의약품 수준으로 정제하여 의약품으로 쓰인다. 현재 대한민국 식품의약품안전처에 허가된 리튬제제는 모두 탄산리튬 제제이다.
이외의 리튬 화합물로는:
다른 알칼리 금속과는 달리 유기 리튬 화합물은 특히 유기 화학 분야에서 꽤나 큰 비중을 차지한다. n-부틸리튬, tert-부틸리튬, 메틸리튬, 페닐리튬이 중요하며, 이들은 펜테인, 헥세인, 사이클로헥세인과 경우에 따라선 다이에틸에테르에 용해된 상태로 구입하는 것이 가능하다. 이들을 리튬 금속과 알킬/아릴할로젠 화합물을 반응하게 하거나
유기 수은 화합물 등의 transmetallation을 통해 직접 생산할 수 있다.
리튬 화합물
유기 리튬 화합물은 대부분 2, 3, 6량체나 중합체적 구조를 유지하며, 반응력이 높다. 이 중 일부는 공기와 닿으면 당장 발화하고, 물과는 폭발적으로 반응한다. 높은 염기도로 인해 수소의 산성이 낮은 용매(예를 들어 테트라하이드로퓨란, C4H8O)와도 반응할 수 있으므로, 적합한 용매의 양은 아주 제한되어 있다. 이들의 반응은 보호 가스 내에서 건조한 용매를 사용해 이루어져야 하며, 경험과 주의가 필요하다.
다른 유기 리튬 화합물로는 리튬 아미드의 일종인 LiNR2가 있으며, 그중에서도 특히 리튬 다이이소프로필아미드(Lithium Diisopropylamide, LDA)와 리튬 비스(트리메틸실릴)아민(Lithium Bis(trimethylsilyl)amine, LiHMDS)이 비구핵성의 강한 염기로 이용된다.
양성자 제거, 알킬화나 알켄을 음이온 중합할 때의 개시제로도 쓰인다.
유기 동화합물의 하나인 R2CuLi도 나름대로 의미가 있다.
리튬 한국의 리튬 광산
울진 보암광산, 울진 리튬광산은 울진군 서면 왕피리 일대에 발달하는 리튬 광산이다. 변성퇴적암류로는 원남층(준편마암), 그 위에 정합으로놓이는 동수곡층과 장군 석회암층, 율리층군과 이를 관입한 왕피리화강편마암으로 구성되며 리튬광상은 장군석회암층의 중앙부를 층리면에 나란하게 관입한 길이 약 1 km의 희유원소 페그마타이트(rare-element pegmatite) 및 그 연변부에 발달한 홍운모-엘바이트 영운암으로 구성된다. 리튬의 함량은 서부광체가 1130~1584 ppm, 본-부본광체(main-submain orebody)가 589~5280 ppm, 동부광체가 4474 ppm이다.
리튬 한국의 리튬 광산
울진군 서면 왕피리 일대에서는 1945~1963년에 180톤의 고품위 리튬 광석이 채굴되었으며, 저품위 광체는 Li2O 평균함량이 1.69%, 고품위 광체는 3% 를 함유하는 것으로 보고되었다. 선캄브리아기의 장군석회암내에 배태된 보암 리튬광상은 각력상으로 산출되는 리튬광체와 페그마타이트-반화강암 맥을 따라 산출되는 맥상 리튬광체로 이루어져 있다. 각력상 리튬광체와 맥상 리튬광체 모두 석영과 리튬 운모인 레피돌라이트(lepidolite)에 함유된다. 각력상 광석과 맥상 광석의 Li2O 함량은 각각 평균 4.70 wt.%와 1.88 wt.% 로 각력상 리튬광체가 더 많은 리튬을 함유하고 있다. 리튬 운모인 레피돌라이트에 대한 K-Ar 연령 측정 결과 각력상 리튬광석으로부터 분리한 레피돌라이트는 169.3~160.1 Ma, 맥상 리튬광석에서 분리한 레피돌라이트는 160.8~154.6 Ma 로 리튬 광화 작용은 주로 쥬라기 중기에서 말기 동안에 일어난 것을 알 수 있다.
네온
네온(← 독일어: Neon 네온[*], 영어: Neon 니온[*])은 비활성 기체에 속하는 화학 원소로 기호는 Ne(←라틴어: Neon 네온[*])이고 원자 번호는 10이다. 네온은 그리스어로 새롭다를 뜻하는 ‘neos’를 어원에 두고 있다. 원래는 1898년, 램지와 트래버스가 발견하여, 램지의 아들이 라틴어로 새롭다를 뜻하는 ‘novus’를 의미하는 이름 노븀(novum)을 사용하자고 제안 하였으나, 램지는 네온 즉 ‘neos’를 어원으로 둔 네온이라는 이름을 사용하였다.
네온 역사
"Neon"이란 단어는 그리스어 "νέον" (neon; new one; 새로운 것)에서 유래하였으며, 1898년 영국 런던에서 화학자 윌리엄 램지(William Ramsay)와 모리스 트래버스(Morris Travers)가 발견하였다.
램지는 이 물질을 스펙트럼에 의해 확인했는데, 이 때 방전관(放電管)에서 나오는 아름다운 진홍색의 빛을 본 램지의 아들이「새롭다」라고 부를 것을 제의하여 그리스어 neos(새롭다)를 따서 명명했다.