산소, Oxygen

 

 

 

산소, Oxygen
원자 기호	O
원자 번호	8
족, 주기, 구역	16족, 2주기, p-구역
전자배치	1s2 2s22p4
액체 산소는 연한 파란색을 띈다.
산소의 방출 스펙트럼
원소 분류	비금속
원자량	15.9994(3)
상태	기체
끓는점에서의 액체 밀도	1.141 g·cm−3
녹는점	54.36 K, -218.79 °C
끓는점	90.20 K, -182.95 °C
삼중점	154.59 K, 5.043 MPa
융해열	0.444 kJ/mol
기화열	6.82 kJ/mol
열용량	29.378 J·mol−1·K−1
산화수	2, 1, −1, −2
전기음성도	3.44 (폴링 척도)
이온화에너지	1st: 1313.9 kJ·mol−1 2nd: 3388.3 kJ·mol−1 3rd: 5300.5 kJ·mol−1
공유 반지름	66±1 pm2
반데르발스 지름	152 pm
자기성	상자성
전기 저항	(20 °C) ~106 Ω·m
열전도율	26.58x10-3  W·m−1·K−1
음속	(27 °C) 330m·s−1

 산소Oxygen는 원자번호 8번, 기호 O를 가지는 원소이다. 산소라는 이름은 산을 뜻하는 ὀξύς (oxys)와 만들다를 뜻하는 -γενής (-genēs)가 합쳐졌다. '산을 만든다'는 뜻을 가지는 이름 때문에 모든 산은 산소를 가지고 있다고 잘못 알고 있었던 적도 있었다. 표준상태에서 산소는 두 원자가 결합해 액체는 매우 창백한 파란색(pale blue), 기체상태에서는 무색 무맛의 화학식 O₂인 이산소dioxygen를 형성한다.

 산소는 chalcogen 족이라 부르는 주기율표에서 16족 원소로 거의 모든 원소들 중에 매우 반응성이 커서 쉽게 화합물(산화물)을 형성하는 비금속 원소이다. 산소는 강력한 산화제이며 플루오린F 다음으로 모든 원소들 중에서 전기음성도가 크다. 질량으로 따지면 산소는 수소와 헬륨 다음으로 가장 많은 원소이다. 지각에는 가장 많은 원소이며, 지각 질량의 절반정도가 산소이다. 산소는 생명체에서 일어나는 광합성 이외에는 존재하기 힘들 만큼 반응성이 크다. 산소는 25억년 전에 생명체가 등장한 이후로 비로소 대기에 축적되기 시작했다. 산소 기체는 대기 부피의 약 20.8%를 차지한다.

 물의 질량 대부분이 산소로 구성되었기 때문에, 생명체의 질량 대부분이 산소이다. 그 예로 인간의 2/3가 산소의 질량이다. 생명체를 이루는 단백질, 탄수화물, 지방과 같은 구조 분자(structural molecule)들은 산소를 포함하며, 무기화합물로 되어있는 껍질, 이, 뼈도 역시 산소를 포함한다. 산소 원소(O₂)는 남조류cyanobacteria, 조류algae 그리고 식물들이 생성하며, 모든 살아있는 것들의 세포 호흡에 쓰인다. 대기에 산소가 축적되기 전에 초기 생명체에 주로 존재한 혐기성 생명체들은 산소에 독성이 있다. 산소의 다른 형태(동소체)에는 오존ozone(O₃)은 대기 높은 곳에 존재하는 오존층에서 자외선을 흡수해 생명체들을 보호하지만, 지상 가까이에 존재하는 오존은 스모그를 형성하는 오염원이다.

산소는 1773년에 스웨덴 도시 웁살라Uppsala의 셸레Carl Wilhelm Scheele와 1774년 영국 윌트셔Wiltshire의 프리스틀리Joseph Priestley가 각각 독립적으로 발견해냈다. 하지만 1774년에 프리스틀리가 먼저 발표했기 때문에 제 1 발견자로 쳐준다. Oxygen이라는 이름은 연소와 부식에 관여하는 플로지스톤 이론phlogiston theory을 부정한 1777년에 라부아지에Antoine Lavoisier가 붙였다.

 산업적으로 산소의 생산은 대기를 액화시켜 분별증류로 얻어내는데, 제올라이트를 사용해 대기보다 산소를 농축시킨다. 그 외에 물의 전기분해등을 사용한다. 산소는 강철, 플라스틱, 직물을 생산할때 사용하며 로켓의 추진체, 산소 치료등에도 사용한다. 또 잠수함이나 비행기, 우주선, 다이빙을 할때도 사용된다.

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 특성
구조

[왼쪽사진 :  산소의 전기방전, 오른쪽 사진 : 전기방전 튜브]

 표준상태에서 산소는 매우 연한 파란색으로 무취의 기체이다. 분자식은 O₂으로 두개의 산소 원자가 화학적으로 결합해 있고, 전자 배치는 triplet이다. 산소의 결합 차수는 2로 간단히 이중결합으로 설명한다.

삼중항Triplet 산소(오존과 다름!)는 산소 분자의 바닥상태이다. 분자의 전자 배치는 분자 오비탈의 에너지가 같은 두개의 준위에 짝을 이루지 않은 전자 두개가 각각 채워져있다. 이 오비탈은 반결합성 오비탈(분자의 결합을 약하게 해서 결합 차수를 3에서 2로 감소시킨다.)로 분류되는데, 이원자 분자인 산소의 결합이 이원자 분자인 질소의 삼중결합보다 약하게 된다. 

 보통 산소는 삼중항triplet 상태이며 산소는 상자성을 가진다. 이는 자기장이 존재하면 자석이 된다는 것이다. 액체 산소는 자석에 붙들린다.

 단일항Singlet 상태의 산소는 전자의 스핀이 짝지어져 있는 O₂으로 고에너지의 화학종이다. 단일항 상태의 산소는 대부분의 유기분자들에게는 보통 산소 그 자체보다 더 반응성이 크다. 자연에서 단일항 산소는 태양에너지를 사용하는 광합성 과정에서 물로부터 생겨난다. 대류권에서 단파장으로 오존의 광분해가 일어나면 생성된다. 광합성을 하는 생명체에서 카로티노이드Carotenoid는 단일항 산소로부터 에너지를 흡수해 전환하며 조직에 해를 끼치기 전에 바닥상태로 산소를 바꾸는 역할을 한다.


동소체

오존의 구조

 지구에서 가장 흔한 산소의 동소체는 이산소dioxygen, O₂,으로 결합길이는 121pm, 결합 에너지는 498 kJ·mol⁻¹이다. 생명체의 세포 호흡에서 사용되며, 대기의 주성분중 하나이다.

 삼산소Trioxygen, O₃,는 오존ozone으로도 알려졌는데, 폐 조직에 데미지를 줄 수 있는 반응성이 매우 큰 산소의 동소체이다. 성층권에서 산소 분자가 자외선에 의해 분해되어 산소 원자가 되고, 산소 원자가 산소 분자와 만나 오존이 생성된다. 오존은 빛의 스펙트럼에서 자외선 영역을 강하게 흡수하기 떄문에, 성층권의 오존층은 자외선을 흡수하기 때문에 행성 표면을 자외선으로부터 보호한다. 하지만 지구 표면 가까이에서는 자동차등이 부생성물로 오염원으로 오존을 생성한다.

 준안정성을 가진(metastable) 분자인 사산소, O₄, 는 2001년에 발견되었고 고체 산소의 여섯가지 상 중의 한개 일 것이라 생각되었다. 2006년에 이 상의 존재가 증명되었는데, O₂ 를 20 GPa로 압축하였고, rhombohedral O₈ cluster의 존재가 입증되었다. 이 클러스터는 O₂ 나 O₃보다 매우 강력한 산화력을 가지고 있어서 로켓 연료로 사용된다. 금속 상metallic phase은 1990년에 고체 산소를 96GPa로 압축했을 때 발견되었다. 또 1998년에 매우 낮은 온도에서는 초전도체 상이 된다는 것도 발견되었다.


 물리적 성질

 산소는 질소보다 물에 잘 녹는다. 물 속에서 질소 분자 2개당 약 산소 분자 1개를 포함하는데, 대기중에서는 산소대 질소비가 1:4인 것과는 비교가 된다. 물에 대한 산소의 용해도는 온도에 의존해서, 0℃에서 14.6 mg·L⁻¹ 녹고 20 °C에서는 그에 절반가량인 7.6 mg·L⁻¹만큼 녹는다. 표준상태에서 산소 약 6.04mL 가 1L의 물에 녹아있다. 반면에 바닷물에는 4.95mL/L 녹아있다. 5℃에서 순수한 물의 용해도는 9.0mL/L로 용해도가 증가하며, 바닷물은 7.2mL/L가 된다.

 산소는 90.20K(−182.95 °C)에서 액화하며, 54.36K(−218.79 °C)에서 언다. 액체와 고체 산소는 모두 투명하면서 하늘색을 띄는데, 붉은색을 흡수하기 떄문이다. 하늘이 파란색인 이유는 파란색 빛의 산란때문으로 이유가 다르다. 고 순도의 액체 산소는 액화시킨 기체를 분별증류를 함으로써 얻는다.


 동위원소

무거운 항성의 마지막, ¹⁶O은 O-껍질에 집중되어있고, ¹⁷O는 H-껍질, ¹⁸O은 He-껍질에 있다.

 자연적으로 존재하는 산소의 안정한 동위원소는 세가지로, ¹⁶O와 ¹⁷O 그리고 ¹⁸O가 있는데 그중 ¹⁶O이 99.762%를 차지하여 가장 많이 존재한다.

 대부분의 ¹⁶O는 매우 무거운 항성에서 헬륨을 연료로 쓰는 과정의 끝에서 합성되며, 약간은 네온을 연료로 쓰는 과정에서 합성된다. ¹⁷O는 수소가 CNO 순환을 통해 헬륨이 되는 과정에서 생성되며, H를 연료로 쓰는 곳에서 흔한 동위원소이다. 대부분의 ¹⁸O는 CNO 순환에서 만들어지는 ¹⁴N이 ⁴He을 포획하여 생성되기 때문에 ¹⁸O는 헬륨이 많은 지역에서 발견된다. 

 14개의 방사성 동위원소가 존재하는데, 그 중 가장 안정한 것은 반감기를 122.24초를 가지는 ¹⁵O이고, 두번째로 안정한 것은 반감기를 70.606초인 ¹⁴O이다. 그 외의 모든 방사성 동위원소는 반감기가 27초보다 짧으며, 대부분은 83ms보다도 짧다. ¹⁶O보다 가벼운 원소들의 붕괴는 β⁺ 붕괴를 하여 질소가 생성되고, ¹⁸O보다 무거운 원소는 베타 붕괴를 하여 플루오린이 된다.


 존재량 

분광학으로 추정한 은하수에 있는 가장 많은 10개 원소

Z	원소	ppm단위로 나타낸 질량 분율
1	수소	739,000	빨간색 막대기의 71배
2	헬륨	240,000	빨간색 막대기의 23배
8	산소	10,400
6	탄소	4,600
10	네온	1,340
26	철	1,090
7	질소	960
14	실리콘(규소)	650
12	마그네슘	580
16	황	440

 산소는 질량으로 따졌을 때 생물권, 대기, 바다와 육지에서 가장 흔한 화학 원소 중 하나이다. 산소는 우주에서 수소와 헬륨 다음으로 세번째로 많은 원소이다. 태양 질량의 0.9%가 산소이며, 지구 지각 질량의 49.2%가 산소이며, 바다 질량의 88.8%가 산소이다. 산소 기체는 지구 대기에 두번째로 많은데, 부피로는 20.8%, 질량으로는 23.1%를 차기한다. 지구는 태양계의 행성들 중 비정상적으로 매우 높은 산소 농도를 가지고 있다. 화성 대기 부피의 0.1%가 산소이며, 금성은 그 보다도 적다. 하지만 다른 행성을 둘러싼 산소는 전적으로 이산화탄소와 같이 산소를 포함한 분자가 자외선에 의해 분해되어 생성된다.

 지구에서 산소 농도가 비정상적으로 높은 것은 산소 순환의 결과이다. 생물지구화학적 순환은 대기와 생물권과 지각에서의 산소의 움직임을 묘사한다. 산소 순환의 동력원은 광합성이다. 광합성은 산소를 대기로 방출하고, 호흡으로 인해 대기에서 사라진다. 현재 평형은 1년 생산과 소비의 양이 대기에 있는 전체 산소의 약 1/2000 정도로 같다.

산소는 더 차가운 물에 더 많이 녹아있다. (빨간색일 수록 더 많이 녹은것이다.)

 산소는 전세계 물에도 녹아있다. 산소의 용해도는 낮은 온도에서 증가하고, 이것은 바다 생명체에 중요한 의미를 가진다. 극지방의 바다는 산소 농도가 높아서 생명체가 살아가는데 더 도움을 많이 준다.


 광합성과 호흡

광합성은 물을 산소로 분해하고, 이산화탄소를 탄수화물로 고정한다.

자연에서 빛에 의해 물이 분해되는 광합성을 통해 산소가 생성된다. 한 추정에 따르면 녹조류green algae와 남조류cyanobacteria가 전체 70%의 산소를 생산하고 나머지는 육지의 식물들이 생성한다. 또 다른 추정에 따르면 산소 생산에 대한 바다의 기여도는 낮아서 전체의 45%를 생산한다고 추정한다.

광합성의 전체 반응식은 다음과 같다.

6 CO₂ + 6 H₂O + 빛 → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂

 산소의 순환은 틸라코이드 막thylakoid membrane에서 4개의 광자를 사용하는 광합성을 통해 일어난다. 많은 과정이 있지만 틸라코이드 막에 양성자 기울기가 생기고, 광인산화반응을 통해 ATP가 합성된다.

 산소 분자, O₂,는 모든 호기성 생물의 호흡에 필요하다. 산소는 미토콘드리아에서 산화적 인산화과정oxidative phosphorylation을 통해 ATP가 생성되는데 도움을 준다. 호흡에서의 반응은 광합성의 역과정으로 다음과 같다.

C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O + 2880 kJ·mol⁻¹

 척추동물에서 산소는 폐에서 적혈구로 확산된다. 헤모글로빈은 산소와 결합하여 검붉은색에서 핏빛 빨간색이 된다. 연체동물molluscs이나 절지동물arthropod은 헤모시아닌hemocyanin을 사용하고, 거미spider나 랍스터는 헴에리드린hemerythrin을 사용한다. 1L의 피는 산소 200 cm³를 녹일 수 있다.

 초산화이온, O−
2,이나 과산화수소, H₂O₂, 와 같이 활성산소종Reactive oxygen species(줄여서 ROS)는 생명체에 위험하다. 고등동물의 면역계의 일부에서 과산화물이나 초산화물이 생성되는데, 단일항 산소가 조직을 파괴한다. 활성산소종은 병원균의 공격에 대해 과민반응을 일으키는데에도 관여한다.

 성인 인간은 쉬고 있을때 1분에 1.8~2.4g의 산소를 흡입한다. 1년의 모든 인류가 흡입하는 산소의 양은 60억톤보다도 많다.


 대기의 산소 축적

지구 대기의 산소 축적
1) 산소가 생성되지 않는다.
2) 산소가 생성되나 바다나 해저바위에 흡수된다.
3) 바다에서 산소가 나오기 시작하지만 지각 표면에 흡수되거나 오존층 형성에 쓰인다.
4~5) 산소가 대기에 축적된다.

 산소 기체는 광합성을 할 수 있는 고세균archaea과 박테리아가 출현하기 전까지 지구 대기에 존재하지 않았다. 산소가 처음으로 나타난 것은 고시생대Paleoproterozoic eon(25억년 전에서 16억년 전)이였다. 처음 나타난 산소는 바다에 있는 철이온과 결합해 산화철이 되어 호상철광층banded iron formations을 형성했다. 바다에서 산소가 나오기 시작한것은 27억년전이다.

 바다와 대기에 존재하는 산소는 24억년전에 혐기성 생명체의 멸종을 유도했고 이를 산소 급증Great Oxygenation Event이라고 한다. 하지만 세포 호흡으로 산소를 사용하는 호기성 생명체는 혐기성 생명체보다 더 많은 ATP를 생성해 지구의 생물권을 지배하게 되었다. 광합성과 산소의 세포호흡은 진핵 세포의 진화를 이끌어냈고, 궁극적으로는 동물과 식물과 같은 복잡한 다세포 생명체가 생겨나게 되었다.

 5억 4천만년전 캄브리아기Cambrian period가 시작할 때, 산소 농도는 부피비로 15%에서 30% 사이를 오르내렸다. 선탄기Carboniferous period의 끝인 3억년 전에 대기의 산소 농도가 최고 35%가 되었으며, 대형 곤충과 양서류가 기여했다. 인간이 호라동한 후로 매년 70억 톤의 화석연료를 태우고 있는 지금 대기의 매우 적은 양의 산소만 소비했다. 광합성의 현재 속도로 2천년이면 현재 존재하는 모든 산소의 양만큼 생성할 수 있다.

 인체의 구성
 모든 생명체의 신체에서 산소 함량은 일반적으로 호흡계에 가장 많이 존재하고, 그다음엔 동맥, 말초 조직, 정맥 순으로 줄어든다.

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 역사

 초기 실험들
 실험으로 가장 널리 알려진 내용은 연소와 기체의 관계이다. 이 관계는 기원전 2세기에 그리스의 philo가 그의 저서 Pnumatica에 썼다. Philo는 뒤집은 병 안에 불을 붙인 초를 넣고 병목 주위에는 물을 체웠다.

Philo가 만든 실험 기구

 그 결과로 Philo는병 안쪽으로 약간의 물이 올라가는 것을 관찰했다. 하지만 Philo는 공기의 일부분이 예전엔 원소 중 하나라고 생각했던 불로 전환되어 유리의 구멍 사이로 통해져나왔다고 결론내렸다. 수세기가 지난 후에 레오나르도 다빈치Leonardo da Vinci는 Philo의 실험을 바탕으로 실험 기구를 만들어 연소와 호흡이 공기의 일부분을 소모한다는 것을 관찰했다.

 17세기 후에, 보일Robert Boyle은 공기가 연소에 있어 필요하다는 것을 증명해냈다. 영국의 화학자 메이오John Mayow는 공기의 일부분만이 필요하다는 것을 증명해냈고, 그 공기를 그는 spiritus nitroaereus 또는 nitroaereus으로 불렀다. 그가 했던 실험중에서는 뒤집은 상자에 쥐나 작은 초를 넣고, 입구쪽을 바닥으로 해서 물로 막았다. 그러면 초가 꺼지고 나서 기체 부피의 1/14가 물로 대체된다는 것을 발견했다. 이를 바탕으로 그는 nitroaereus가 호흡과 연소에 의해 소모된다고 결론내렸다.

 메이오는 안티모니를 가열하면 무게가 증가한다는 것을 관찰했고, 안티모니가 nitroaereus와 결합한다고 언급했다. 그는 또한 폐가 공기중의 nitroaereus를 분리해내고, 동물의 혈관으로 들어가게 해주어서 nitroaereus가 몸속에 있는 어떤 물질과 반응을 해서 열과 근육의 움직임을 만들어낸다고 생각했다. 

 
 플로지스톤 이론, Phlogiston theory

 후크Robert Hooke, 보르흐Ole Borch, 로모노소프Mikhail Lomonosov와 베이엔Pierre Bayen은 모두 17세기와 18세기에 산소를 만들어내었지만 그것이 원소중의 하나란 것은 아무도 깨닫지 못했다. 이것이 연소와 부식에 대한 설명인 플로지스톤 이론phlogiston theory의 유행을 유지하게 된 이유 중 하나이다.

 독일의 연금술사 베허J. J. Becher가 1667년에 발표하고, 슈탈Georg Ernst Stahl이 1731년에 수정한 플로지스톤 이론은 모든 연소 가능한 물질은 두가지로 이루어져있다고 생각한다. 한 부분은 플로지스톤이라 부르는 것으로 연소가 되면 빠져나오는 것이다. 플로지스톤이 없는 부분은 원래의 진정한 형태로 생각했다.

 나무나 석탄과 같이 연소가 잘되는 물질은 매우 적은 잔해를 남기는데, 대부분이 플로지스톤으로 구성되어 있기 때문이라고 생각했다. 반면에 철과 같이 타지 않는 물질들은 매우 적은 양의 플로지스톤을 가지고 있다고 생각했다. 공기는 플로지스톤 이론에서 어떤 역할도 수행하지 않으며, 이 생각을 확인하기 위한 정량 실험도 하지 않았다. 그 대신, 어떤 것이 탈 째 어떤일이 일어나는지 관찰한 것에 기초해서 대부분의 물체가 더 가벼워지고, 양이 줄어드는 것 처럼 보였다. 실제로 나무가 탈 때는 전체 질량이 늘어나지만 연소 생성물인 기체들의 부력때문에 알아차리지 못했다. 플로지스톤 이론은 금속에 대해서 맞지 않았는데, 부식을 하면 질량이 늘어나는 것을 설명을 못했기 때문이다.

 발견
산소는 스웨덴의 약사 셸레Carl Wilhelm Scheele가 처음으로 발견했다. 그는 1772년에 산소 기체를 수은산화물이나 질산화물을 가열함으로써 얻어냈다. 셸레는 이 기체를 연소에 도움을 주는 알려진 유일한 물질이기 때문에 불 공기fire air라고 불렀다. 그리고 그는 이 발견을 1775년에 'Treatise on Air and Fire'에 썼다. 하지만 이 책은 1777년까지 출판되지 않았다.

 그러는 동안에 1774년 8월 1일 영국의 성직자 프리스틀리Joseph Priestley가 유리 튜브안에 있는 산화수은(HgO)에 햇빛이 집중시키면 기체가 방출되는 실험을 했는데 이 기체를 탈플로지스톤 공기dephlogisticated air라고 불렀다. 그는 이 기체 속에서 더 밝게 불타고, 이 기체 속에서 더 오랫동안 활발히 산다는 것을 관찰했다. 그리고 그가 이 공기를 마셨을 때 그는 '내 폐로 가는 느낌은 공기와는 다른점이 없었지만, 마신 후에 개인적으로 내 가슴이 가볍게 느겨졌다.'고 썼다. 프리스틀리는 그의 발견을 1775년에 "An Account of Further Discoveries in Air"라는 책에 써서 냈다. 그의 발견들이 처음으로 출판된 까닭에, 프리스틀리가 첫번째 발견자로 인정된다.

 프랑스의 화학자 라부아지에Antoine Laurent Lavoisier는 독립적으로 새로운 물질을 발견했다고 주장했다. 하지만 프리스틀리가 라부아지에를 1774년 8월에 방문하여 자신의 실험과 발견한 새로운 기체에 대해서 말했다. 셸레도 1774년 9월 30일에 이미 자기가 새로운 물질에 대해서 발견했다고 편지를 썼다. 하지만 라부아지에는 그 편지를 받지 못했다. 


 라부아지에 

 라부아지에가 독리벅으로 한 것은 비록 시간이 늦어졌지만 첫 산화에 대한 정량 실험을 했고 연소에 대한 정확한 첫번째 설명이였다. 1774년이후에 시작한 그는 비슷한 실험을 통해 플로지스톤 이론을 반박하고 프리스틀리와 셸레가 발견한 물질이 화학 원소임을 증명해냈다.

 한 실험에서 라부아지에는 밀폐된 박스 안에 주석과 공기에 열을 가해도 전체 무게가 증가하지 않는다는 것을 관찰했다. 그리고 밀폐된 박스를 열자 공기가 빨려들어갔다고 썼고, 이것은 안에 갇힌 공기의 일부분이 소모되었다는 것을 가르켰다. 그는 또한 늘어난 주석의 무게와 빨려들어간 공기의 무게가 같다고 썼다. 연소에 관한 다른 실험은 1777년에 출판된 그의 책 「Sur la combustion en général」에 써져있다. 이 실험에서 그는 공기가 두가지 기체로 이루어져있다고 했는데, 하나는 연소와 호흡에 필요한 '생명의 공기,viral air'와 연소와 호흡을 돕지 않는 공기로 그리스어로 '생명이 없는'이라는 뜻을 가지는 azote이다. 후에 azote는 질소의 영어 이름이 된다.

 라부아지에는 1777년에 'vital air'를 나중에 oxygène으로 바꾸었는데 그리스어로 '산을 만드는'이라는 뜻을 가진다. 라부아지에가 모든 산에는 산소가 있다고 잘못 믿었기 때문이다. 화학자들은 후에 라부아지에가 잘못된 생각으로 이름을 붙였다는 것을 알았지만 너무 늦어서 이름은 그대로 두기로 했다.


 그 후의 역사

 돌턴John Dalton은 그의 원자 가설에 모든 원소들은 단원자이며 화합물에 있는 원자는 가장 간단한 정수비로 되어있다고 가정했다. 그 예로 돌턴은 물의 화학식이 HO이며, 산소의 원자량은 수소의 8배라고 했다. 현재 정확한 산소의 원자량은 16이다. 1805년 게이뤼삭Joseph Louis Gay-Lussac과 훔볼트Alexander von Humboldt는 물이 1부피의 산소와 2부피의 수소로 이루어져있는 것을 보였고, 1811년 아보가드로Amedeo Avogadro가 아보가드로 법칙과 원소 분자는 2개의 원자로 되어있다는 가정을 통해 물의 정확한 화학식을 밝혀냈다.

 19세기 말에 과학자들은 공기가 액화될 수 있음을 깨달았고, 압축하고 냉각시켜서 공기의 조성들을 각각 불리할 수 있다는 것을 알아냈다. cascade 방법을 사용해 스위스의 화학자이자 물리학자인 픽테Raoul Pierre Pictet는 액체 이산화황을 사용해 이산화탄소를 액화시키고, 차가워진 산소 기체를 액화시키는데 필요한 온도를 만들어냈다. 1877년 12월 22일 그는 프랑스 과학원에 액체 산소의 발견을 보고했다. 2일 후 프랑스의 물리학자 카유테Louis Paul Cailletet도 액체 산소를 얻었다고 보고했다. 하지만 액체 몇방울만이 만들어져서 액체 산소에 대한 연구를할 수 없었다. 산소 액체를 안정한 상태로 모으기 시작한것은 1883년 3월 29일 폴란드의 야기에우웨 대학교Jagiellonian University의 과학자 Zygmunt Wróblewski와 Karol Olszewski가 했다.

 1891년 스코트랜드의 화학자 듀어James Dewar는 연구를 하기에 충분한 양의 액체 산소를 생산해냈다. 상업적으로  액체 산소를 생산해내는 방법은 독일의 공학자 린데Carl von Linde와 영국의 공학자 햄슨William Hampson이 각각 독립적으로 개발했다. 두사람 모두 기체가 액화할 온도로 낮추고, 각 기체의 끓는점의 차이를 이용해 증류하여 각각의 기체를 따로 포집하는 방법이다. 1901년에 아세틸렌과 산소를 압축하여 태우면 용접에 사용할 수 있다는 것을 알게되었다.

 1898년 켈빈 경Lord Kelvin은 화석연료를 연소하는 속도를 생각하면 지구에 산소가 400~500년밖에 남아있지 못할 것이라고 계산했다.

 1923년 미국의 과학자 고다드Robert H. Goddard는 로켓 엔진을 처음으로 개발한 사람으로 엔진은 연료로 가솔린을, 산화제로 액화 산소를 사용했다. 고다드는 액체 연로를 사용한 로켓이 56m를 97km/h 로 날렸다.
 

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 산업적 생산

 1년에 산소를 공기로부터 1억톤을 생산해내는데 두가지 방법이 쓰인다. 가장 흔한 방법은 액화된 기체를 분별 증류를 하는 것인데, 질소가 기화되고 산소는 액체로 남아있는 것을 분리하는 것이다.

호프만의 물의 전기분해 장치

 산소 기체를 생산해내는 다른 방법은 제올라이트를 공기를 통과시키는데, 제올라이트가 질소를 흡수해서 통과해 나온 기체는 산소가 90%~93%가 들어있다.

 물의 전기분해를 통해서도 생산해서 수소와 산소를 생산할 수 있다. 직류 전기를 사용해야하며, 만약에 교류를 사용하면 수소와 산소가 2:1 비율로 섞여 폭발성을 가지게 된다.

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화합물

 대부분의 화합물에 있는 산소의 산화수는 -2이다. 산화수가 -1인 경우는 과산화물에서 발견된다. 이 외에 다른 산화수를 가진 화합물은 흔치 않은데, 초산화물은 -1/2, 오존화물ozonides은 -1/3, 산소 분자나 하이포플루오르산hypofluorous acid은 0, dioxygenyl은 +1/2, dioxygen difluoride은 +1, oxygen difluoride은 +2이다.


 산화물과 무기화합물
 물(H₂O) 은 수소의 산화물로 가장 흔한 산소 화합물이다. 수소 원자는 산소에 공유결합으로 결합되어있고 다른 분자의 산소에도 인력(약 23.3 kJ·mol⁻¹)을 가진다. 이런 인력을 수소 결합이라 하고 반데르발스 인력만 작용하는 다른 간단한 액체보다도 물분자끼리는 15% 더 가까이 서로를 붙들고 있다.

 전기음성도 때문에 산소는 거의 모든 다른 원소들과 높은 온도에서 화학결합을 형성하여 산화물이 된다. 하지만 몇몇 원소는 표준상태에서도 쉽게 산화물을 형성하는데 철이 녹스는 것이 그 예이다. 알루미늄이나 티타늄과 같은 금속의 표면에는 공기에 노출되면 산화되고, 아주 얇은 산화막을 형성해 금속 안쪽이 부식되지 않도록 막아준다. 다른 전이금속 산화물은 자연에서 발견되는데, 화학량론적 계수가 맞지 않는다. 그 예로 자연에 존재하는 FeO는 정확하게 따지면 Fe_1 − xO으로, x는 보통 0.05 정도이다.

 산소는 지구 대기에서도 화합물로 존재하는데 아주 적은 양의 이산화탄소가 그것이다. 지구 지각에는 매우 많은 양의 산화물이 존재하는데, 실리콘의 산화물(실리카 SiO₂, 화강암granite 과 모래sand), 알루미늄의 산화물(산화알루미늄aluminium oxide Al₂O₃, 보크사이트bauxite와 강옥corundum), 철의 산화물(산화 철(III) Fe₂O₃, 적철광hematite과 녹rust), 석회암limestone의 탄산칼슘 등에 산소가 들어가있다.

 물에 녹는 실리카염들은 Na₄SiO₄, Na₂SiO₃, Na₂Si₂O₅ 인데 세제나 접착제로 사용된다.


 유기화합물

오른쪽은 아세톤으로 빨간색은 산소, 검은색은 탄소, 하얀색은 수소이다. 왼쪽 그림은 ATP로 분자량의 40%가 산소이다.

 대부분의 중요한 유기화합물들은 산소를 포함하고 있다. R은 유기 작용기란 뜻이며, 산소를 포함하는 유기화합물의 종류는 알코올alcohol(R-OH), 에테르ether(R-O-R), 케톤ketone(R-CO-R), 알데히드aldehyde(R-CO-H), 카르복시산carboxylic acid(R-COOH), 에스테르ester(R-COO-R), 산무수물acid anhydride(R-CO-O-CO-R), 아미드amide(R-C(O)-NR₂) 등이 있다. 많은 유기 용매도 산소를 포함하는데, 아세톤acetone, 메탄올methanol, 에탄올ethanol, 아이소프로판올isopropanol, 퓨란furan, THF, 디에틸 에테르diethyl ether, 다이옥세인dioxane, 에틸 아세테이트ethyl acetate, DMF, DMSO, 아세트산acetic acid, 포름산formic acid 등이 있다.  

 산소는 많은 유기화합물들과 실온보다 낮은 온도에서 반응하는데 이를 자동 산화autoxidation라고 한다. 산소를 포함하는 대부분의 유기화합물들은 O₂와 직접 반응하지는 않는다.