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크롬(Chromium)

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작성자 최고관리자 댓글 0건 조회 3,376회 작성일 21-04-02 13:15

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원자번호 24번인 Cr는 얼마 전까지 크롬이라 불렀으나, 지금은 IUPAC(국제 순수ㆍ응용화학 연합) 명명법에 따라 크로뮴으로 부른다. 우리는 자동차나 우리 주변의 여러 금속제품들 중에서 약간 푸른색을 띠며, 더러워져서 닦으면 금속 광택이 나고 거울처럼 비치는 것들을 쉽게 볼 수 있는데 이들은 거의 모두 크로뮴을 도금한 것들이다. 크로뮴은 또한 단단하고 녹슬지 않는 강철인 스테인리스 강에 10~20% 비율로 들어 있다. 크로뮴은 많은 영양 보조제에 미량이지만 첨가되는 반면, 가끔 크로뮴 오염이 큰 환경 문제로 제기되는 양면성을 갖는 원소이기도 하다. 크로뮴은 화합물들이 여러 색을 띠기 때문에 색을 뜻하는 그리스어 ‘chroma’를 따서 원소 이름이 지어졌는데, 염색체(chromosome), 크로마토그래피(chromatography)도 같은 어원에서 나온 용어이다. 붉은색 보석 루비와 녹색 보석 에메랄드의 아름다운 색도 이들에 불순물로 미량 들어있는 크로뮴 때문이다. 이렇듯 유용하게 많이 사용되고, 화합물들이 아름다운 색을 내며, 건강상 양면성을 갖는 크로뮴에 대해 보다 자세히 알아 보기로 하자.

원자번호 24번, 크로뮴

크로뮴(chromium)

은 원자번호 24번의 원소로, 원소기호는 Cr이다. 주기율표에서는 6족(6B족)에 속하는 약간 푸른색을 띤 회색 금속이다. 몰리브데넘(Mo)과 텅스텐(W)이 같은 족에 속한다. 전이금속의 일종으로 단단하고 광택이 나며 또 부식이 되지 않아 표면 보호와 장식용 도금, 그리고 스테인리스 강을 만드는 데 주로 사용된다. 화합물들이 진한 여러 색을 내기 때문에 크로뮴이라는 이름이 주어졌다. 화합물들은 여러 색깔의 안료, 고성능 자기 테이프, 매염제(섬유에 염료가 잘 부착되도록 하는 물질), 무두질제(동물 원피를 가죽으로 가공하는 데 쓰이는 물질) 등에 사용되며, 알루미늄 등에 산화물 보호 피막을 입히는 데, 그리고 산화제 등으로 널리 사용된다.

원자번호 24번, 크로뮴. <출처: (CC)Atoma at wikipedia.org>

크로뮴의 원소 정보.

크로뮴은 지각에서의 존재비가 약 100ppm(약 0.010%)으로, 대략 21번째로 풍부한 원소이다. 주된 광석은 크로뮴철석(chromite: 화학성분 FeCr₂O₄)이며, 이는 주로 남아프리카공화국과 카자흐스탄에 분포되어 있다. 이외에 홍연석(crocoites: 화학성분 PbCrO₄)과 크롬오커(chrome ochre: 화학성분 Cr₂O₃)등의 크로뮴 광석이 있으나 매장량이 적다. 흙, 강과 호수, 바닷물에도 크로뮴 광석의 침식과 화산 분출에서 나온 크로뮴이 미량 들어있다. 크로늄은 1797년에 프랑스 화학자 보클랭(Louis Nicolas Vauquelin, 1763~1829)이 시베리아산 홍연석에서 처음 발견한 것으로 알려져 있다.

크로뮴은 산화 상태가 다른 여러 가지 화합물들을 만드는데 산화 상태가 +3과 +6인 화합물들이 가장 흔하고, +3의 산화 상태가 에너지적으로 가장 안정하다. 크로뮴은 필수 미량 영양소로는 분류되지 않으나, +3가 크롬이 당과 지질 대사에 필요한 것으로 여겨지고 있다. 그러나 +6가 크로뮴은 잘 알려진 독성 물질로, 가끔 환경오염 문제를 일으킨다.

역사와 분리∙발견

크로뮴을 사용한 예는 약 2200년 전으로 거슬러 올라간다. 1976년에 중국 진시황(기원전 259~기원전 210) 무덤 부근의 병마용갱에서 청동 화살촉과 칼들이 부식되지 않은 상태로 발견되었는데, 고고학자들이 분석한 결과 이들이 크로뮴으로 도금되어 있었다. 이는 지금까지 확인된 바로는 1700년대 중반 이전에 인류가 크로뮴이나 크로뮴 화합물을 사용한 유일한 흔적이다.

독일 광물학자이자 지질학자인 레만(Johann Gottlob Lehmann, 1719~1769)은 1761년에 러시아 우랄 산맥의 한 금광에서 주홍색 광석을 발견하였는데, 그는 이를 ‘시베리아산 붉은 납(Siberian red lead)’라 이름지었다. 이 광석은 당시까지 알려진 다른 광석에서는 볼 수 없는 모양과 색을 띠고 있었는데 레만은 이것이 셀레늄(Se)과 철(Fe)이 들어있는 납 화합물이라고 잘못 판단하였다. 이 광물은 실제로는 화학 성분이 크로뮴산 납(PbCrO₄)으로, 현재 크로코아이트(crocoites)라고 불리는 것인데, 우리말로는 ‘붉은 납 광석’이라는 의미로 홍연석(紅鉛石)이라 부른다. 1760년에 독일 생물학자 팔라스(Peter Simon Pallas, 1741~1811)가 다시 그 광산을 방문하였는데 홍연석이 그림 물감 안료(顔料, pigment)로 좋은 성질을 갖는다는 것을 발견하였다. 이후 ‘시베리아산 홍연석’이 물감 안료로 많이 사용되었는데, 특히 밝은 노란색 안료가 큰 인기를 끌었다.

1797년에 프랑스 화학자 보클랭은 시베리아산 홍연석에 새로운 원소가 들어있음을 확신하였는데, 그는 광석을 염산(HCl)으로 처리하여 산화크로뮴(Cr₂O₃)을 얻은 후, 이 산화물을 숯(탄소)과 가열하여 금속 크로뮴을 처음으로 분리∙확인하였다. 그는 또한 루비(주된 화학성분이 Al₂O₃인 붉은색 보석)와 에메랄드(주된 화학성분이 Be₃Al₂Si₆O₁₈인 녹색 보석) 같은 보석에도 미량의 크로뮴이 들어있음을 발견하였다. 보클랭은 1년 뒤인 1798년에는 베릴륨(Be)도 발견하였다.

크로뮴 화합물의 색깔은 자주색, 녹색, 주황색, 노랑색 등 아주 다양하다. 이런 성질 때문에 프랑스 화학자 푸루크로아(Antoine Francois de Fourcroy, 1755 ~ 1809)와 아위(Rene-Just Hauy, 1743~1822)가 이 새로운 원소 이름을 색을 뜻하는 그리스어 ‘chroma’를 따서 크롬(chrome)으로 하자고 제안하였다. 뒤에 국제적으로 원소와 화합물의 명명법을 주관하는 IUPAC은 이 원소 이름에 금속 원소의 접미어 ‘ium’을 붙여 크로뮴(chromium)으로 하기로 하였다. 우리나라에서도 그 동안 크롬으로 부르다가 최근에 IUPAC 명명법에 따라 크로뮴으로 변경하였다. IUPAC 명명에서는 금(gold), 은(silver) 등 고대부터 알려져 온 금속 이름들은 통용명을 그대로 사용하나, 근대 이후 발견된 대부분의 금속 원소에는 ‘ium’을 붙인다.

크로뮴을 발견한 보클랭.

1800년 초부터 크로뮴산 납을 사용한 여러가지 값싼 천연 안료들이 제조되어 큰 인기를 끌었으며, 1900년경에는 스테인리스 강(크로뮴이 10~20% 포함된 철의 합금)이 제조되어 철 제품에 획기적인 변화를 가져왔다. 크로뮴 전기도금은 1848년에 처음 개발되었는데, 1924년에 새로운 도금 공정이 개발되어 상업적으로 이용되기 시작하였다.

고순도의 크로뮴 결정과 크로뮴 입방체. <출처: (CC)Alchemist-hp at Wikipedia.org>

물리적 성질

크로뮴은 단단하고, 푸른빛을 띠는 금속으로 쉽게 부서지는 성질이 있다. 표면을 닦으면 밝은 광택을 낸다. 녹는점은 1,907^oC이고, 끓는점은 2,671^oC이며, 밀도는 7.19g/cm³이다. 광석에서 화학적 환원 과정을 거쳐 얻는 크로뮴(α형 크로뮴)은 체심입방구조(bcc)를 하나, 크로뮴염 수용액을 전기분해시켜 얻는 β형 크로뮴은 육방정계 구조를 한다. β형은 800^oC에서 α형으로 전이된다. 실온에서 반강자성 배열을 하는 유일한 고체 원소이며, 38^oC에서 상자성으로 전환 된다.

천연 상태의 크로뮴에는 4가지 동위원소가 있는데, 이들은 ⁵⁰Cr(4.35%), ⁵²Cr(83.79%), ⁵³Cr(9.50%), ⁵⁴Cr(2.36%)이다. 이중 ⁵⁰Cr만 방사성 원소인데 반감기가 1.8x10¹⁷년으로 아주 길며, ⁵⁰Ti으로 붕괴된다. 여러 방사성 크로뮴 동위원소들이 인공적으로 합성되었는데, 이중 반감기가 가장 긴 것이 ⁵¹Cr(반감기 27.7일)이며, 주로 전자포획과 감마(γ)선 방출로 ⁵¹V가 된다. ⁵¹Cr은 적혈구에 방사성 표지를 하는 데 쓰이는데 이를 통해 적혈구의 양과 체내 수명을 연구하고, 장 출혈을 진단하며, 태아로 출입하는 혈액의 흐름을 조사할 수 있다.

화학적 성질

크로뮴의 전자배치. <출처: (CC)Pumbaa at Wikipedia.org>

크로뮴은 비교적 반응성이 큰 금속으로, 천연 상태에서는 원소 상태로 존재하지 않는다. 공기 중에서 산소와 반응하여 아주 조밀하고 산소 분자가 침투되지 않는 얇은 산화물 보호피막을 만들기 때문에, 공기 중에서 녹 슬지 않고 그대로 있다. 이런 성질 때문에 크로뮴이 도금에 많이 쓰인다. 물과는 반응하지 않으나, 대부분의 산과는 반응한다. 그러나 진한 황산(H₂SO₄), 질산(HNO₃), 염소산(HClO₃), 왕수(진한 염산과 진한 질산의 3:1 혼합물) 등 산화력이 있는 산에는 부동화 층을 만들기 때문에 잘 녹지 않는다. 높은 온도에서는 산소, 질소, 염소, 황 등과 반응하여 산화 상태가 +3인 이성분 화합물(Cr₂O₃, CrN, CrCl₃, Cr₂S₃)을 만든다.

크로뮴은 24개의 전자를 갖고 있어 바닥 상태 전자배치는 [Ar]3d⁵4s¹이다. 화합물에서 가장 흔한 크로뮴의 산화 상태는 +3과 +6이고, 열역학적으로 가장 안정한 상태는 +3이다. 다른 전이금속들과 마찬가지로, 크로뮴은 여러 가지 배위 착화합물들을 만든다. Cr 의 원자 반경은 128pm이고, 6배위체의 Cr³⁺ 이온 반경은 62pm로 Al³⁺의 이온 반경 54pm과 비슷하다. 이 때문에 화합물에 있는 일부 Al³⁺이 Cr³⁺로 치환될 수 있는데, 루비 보석에 들어있는 Cr³⁺ 불순물도 이렇게 들어간 것이다.

크로뮴의 생산

크로뮴은 페로크로뮴과 금속 크로뮴의 두 가지 형태로 생산되는데, 이들은 모두 크로뮴철석(FeCr₂O₄)에서 주로 생산된다.

페로크로뮴(ferrochrome, FeCr)은 크로뮴이 50~70% 들어있는 크로뮴-철 합금이다. 크로뮴철석을 전기 아크로에서 코크스로 환원시켜 얻는데, 이와 같은 열탄소(carbothermal) 환원법으로 얻는 페로크로뮴에는 탄소가 많이 들어가게 된다. 코크스 대신 페로규소(ferrosilicon)를 환원제로 사용하면 저탄소 페로크로뮴을 얻을 수 있다.

금속 크로뮴은 크로뮴철석에서 여러 단계의 과정을 거쳐 만든다. 먼저 크로뮴철석을 알칼리(예로 Na₂CO₃)와 함께 용융시키고 공기를 불어넣어 크로뮴산소듐(Na₂CrO₄)을 만든 후, 이를 물로 추출해내서 산성으로 하면 중크로뮴산소듐(Na₂Cr₂O₇)이 얻어진다. 이를 회수하여 탄소로 환원시키면 산화크로뮴(III)(Cr₂O₃)이 얻어지는데, 여기서 얻은 Cr₂O₃를 알루미늄(Al)이나 규소(Si)로 환원시켜 금속 크로뮴을 얻는다.

크로뮴철석. 크로뮴은 페로크로뮴과 금속 크로뮴의 두 가지 형태로 생산되며, 이들은 주로 크로뮴철석에서 생산된다. <출처: (CC)Leon Hupperichs at Wikipedia.org>

Cr₂O₃+ 2Al → 2Cr + Al₂O₃ 또는 2Cr₂O₃+ 3Si → 4Cr + 3SiO₂

화학적 환원으로 얻는 크로뮴은 α형이고, 순도가 낮다. 순도가 높은 크로뮴은 Cr₂O₃를 황산에 녹여 Cr³⁺ 용액을 얻고, 이를 전기분해시켜 얻는데 이때 얻어지는 것은 β형이다. 크로뮴 도금도 같은 과정으로 수행한다. 더욱 순도가 높은 크로뮴은 전기분해로 얻은 β형 크로뮴을 500~600^oC에서 염소(Cl₂) 기체와 반응시켜 CrCl₃을 얻고, 이를 수소(H₂) 기체로 환원시켜 만든다.

2CrCl₃+ 3H₂→ 2Cr + 6HCl

2008년의 전세계 크로뮴 광석 생산량(크로뮴 환산)은 약 695만 톤이었으며 남아프리카공화국(42%), 인도(17%), 카자흐스탄(16%)이 주된 생산국이다. 페로크로뮴의 연간 생산량은 약 478만 톤이며, 남아프리카공화국(41%), 중국(16%), 카자흐스탄(14%), 인도(9.4%), 러시아(7.5%)가 주된 생산국이다. 페로크로뮴 생산에는 많은 전기가 소모되기 때문에 전기 요금이 비싼 나라에서는 생산 비용이 높아진다. 금속 크로뮴의 연간 생산량은 단지 4만3000톤이며, 러시아(37%), 영국(16%), 중국(14%)이 주요 생산국이다.

페로크로뮴과 금속 크로뮴의 이용

페로크로뮴의 대부분은 금속 합금을 만드는 데 사용된다. 강철에 크로뮴을 첨가하면 단단해지고, 내부식성이 좋아진다. 전세계 페로크로뮴 생산량의 80% 이상이 스테인리스 강 생산에 사용되는데, 스테인리스 강의 크로뮴 함량은 보통 11% 이상이고 평균은 약 18%이다. 스테인리스 강은 내부식성이 좋아 자동차 차체, 식기 및 주방기구, 전력 케이블, 건물이나 교량의 건축 부품, 화학 공업 시설의 재료 등 거의 무한한 영역에서 사용되고 있다. 고속공구강에도 바나듐 이외에 3~5%의 크로뮴이 들어있다.

금속 크로뮴은 주로 비철 금속과의 합금에 사용된다. 예로 니크롬(nichrome)은 보통 무게비로 80%의 니켈과 20%의 크로뮴으로 이루어진 합금(가끔 철이나 다른 원소가 포함되기도 한다)인데, 전기 저항이 크고 녹는점(약 1400^oC)이 높아 모발 건조기(hair dryer), 전기 오븐, 토스터 등 각종 전열 기구에 사용된다.

크로뮴은 단단하고 녹슬지 않으며 닦으면 광택이 나므로 자동차 부품, 주방 기구, 가구 부품 등의 부식 방지와 장식용 도금으로 많이 사용된다. 이러한 도금에는 금속 크로뮴을 직접 사용하지 않고, 보통 Cr₂O₃을 황산에 녹인 용액이나 크로뮴산 용액을 전해액으로 사용한다.

전세계 페로크로뮴 생산량의 80% 이상이 스테인리스 강 생산에 사용된다.
<출처: sxc.hu>

모발 건조기의 내부. 금속 크로뮴과 니켈의 합금인 니크롬은 전기 저항이 크고 녹는점이 높아 모발 건조기, 전기 오븐 등 전열 기구에 사용된다.
<출처: (CC)Kelly Cookson at Wikipedia.org>

화합물과 이들의 이용

크로뮴은 산화수가 -4, -2~+6에 이르는 여러 산화 상태의 화합물들을 만드는데 이중에서 산화수가 +6과 +3인 것이 가장 흔하다.

크로뮴(VI) 화합물

산화수가 +6인 대표적인 화합물은 크로뮴산염(CrO₄^2-의 염)과 중크로뮴산염(Cr₂O₇^2-의 염)이다. 크로뮴산염은 광석인 홍연석(PbCrO₄)에 천연적으로 들어있기도 하지만 보통 크로뮴철석을 Na₂CO₃와 함께 용융시킨 것을 공기로 산화시켜 Na₂CrO₄ 형태로 얻는다. CrO₄^2-와 Cr₂O₇^2-사이에는 다음의 평형이 성립한다.

2CrO₄^2- + 2H⁺ Cr₂O₇^2- + H₂O

따라서 산성용액에서의 주된 화학종은 Cr₂O₇^2-이며, 이는 강력한 산화제이다.

Cr₂O₇^2- + 14H⁺+ 6e^-→ 2Cr³⁺+ 7H₂O (표준 환원 전위: 1.33 V)

반면에 알카리성 용액에서는 CrO₄^2- 가 주된 화학종이며, 이는 산화력이 약하다.

CrO₄^2- + 4H₂O + 3e^-→ Cr(OH)₃+ 5OH^- (표준 환원 전위: -0.13 V)

크로뮴산염과 중크롬산염은 산화제로 많이 사용된다. 산화-환원 적정에서의 산화제, 실험실에서의 유리 세척액(cleaning solution), 물질의 식각(etching), 스크린 인쇄 등에 사용된다. 또한 목재를 보존하기 위한 처리제로도 사용되는데, 이는 Cr⁶⁺의 독성이 곰팡이나 곤충이 목재로 침입하는 것을 막아주는 데 따른 것이다. 이들의 중금속염, 란타넘족 금속염, 알칼리 토금속 염은 물에 거의 녹지 않아 오래 전부터 안료로 사용되어 왔으며, 크롬산아연(ZnCrO₄)은 금속에 페인트가 잘 부착되도록 하는 프라이머(primer, 밑칠 페인트)로 항공기나 자동차에 많이 사용되고 있다.

크롬옐로는 노란색 안료로 미국에서는 학교 통학 버스의 색상으로 유명하다.
<출처: sxc.hu>

크로뮴 화합물 중에서 안료로 처음 사용된 것은 크롬옐로(chrome yellow)라 불린 크롬산납(PbCrO₄)인데 처음에는 화학적 성분이 같은 홍연석을 그대로 사용하였으나, 후에는 크로뮴철석에서 합성하여 사용하였다. 크롬옐로는 카드뮴옐로(cadmium yellow, 화학식 CdS)와 함께 가장 많이 쓰였던 노란색 안료로 미국에서는 학교 통학 버스에, 유럽에서는 우체국 표지에 쓰였던 안료이다. 이외에도 염기성 크롬산납(PbCrO₄∙Pb(OH)₂)은 크롬레드(chrome red)로, 크롬옐로와 프러시안 블루의 혼합물은 크롬그린(chrome green)으로 사용되었다. 이들 안료는 시간이 지나면서 Cr₂O₃가 생성되어 검어지는 단점을 갖고 있다.

크로뮴산염이나 중크로뮴산염 외에도 여러 가지 6가 크로뮴 화합물들이 있는데, 그 중 가장 중요한 것이 진한 주황색의 삼산화크로뮴(CrO₃)이다. CrO₃는 보통 크로뮴산 또는 중크로뮴산 소듐을 황산으로 처리하여 만든다. 연간 세계 생산량은 약 10만 톤인데, 크롬 도금에서 첨가물로 쓰이거나, 카드뮴이나 아연 금속에 부동화 크로뮴산염 막을 만들어 부식을 막는 부식방지제로도 쓰이고, 합성 루비를 만드는데도 사용된다.

유기화학 반응에서는 알코올(RCH₂OH)을 알데하이드(RCHO)로 산화시키는 반응 등에서 산화제로 쓰인다. 또 다른 크로뮴(VI) 화합물로는 Cr와 F₂를 400^oC, 200~300기압에서 반응시켜 얻는 노란색의 CrF₆, 그리고 CrO₃나 K₂CrO₄를 HCl과 반응시킨 후 탈수시켜 얻는 검붉은 액체인 CrO₂Cl₂등이 있다.

6가 크로뮴 화합물은 독성이 큰 발암물질이기 때문에 가급적 사용을 피하고 대체물질을 찾는 것이 바람직하며, 꼭 사용하여 할 경우는 몸에 닿지 않고, 먼지를 흡입하지 않도록 조심해야 한다.

크로뮴(V) 화합물
+5가 상태 화합물은 단지 몇 가지만 알려져 있다. CrF₆와 거의 같은 조건에서 생성되는 붉은색의 CrF₅ (녹는점 30^oC, 끓는점 117^oC), 크로뮴산염을 낮은 온도에서 과산화수소(H₂O₂)와 반응시켜 얻는 적갈색 과산화크로뮴산염(예로, K₃[Cr(O₂)₄]) 등이 예가 된다.

크로뮴(IV) 화합물
Cr(IV) 화합물로는 과산화착화합물, 할로겐 화합물(CrX₄, X=F. Cl, Br), 이산화크로뮴(CrO₂) 등이 있다. 과산화착화합물의 예로는 [Cr(O₂)₂(NH₃)₃]가 있는데, 이는 진한 적갈색의 금속 광택을 띠는 화합물로 [Cr(O₂)₄]^3-를 따뜻한 암모니아 수용액으로 처리하거나 (NH₄)₂CrO₄ 암모니아 수용액을 H₂O₂와 반응시켜 얻는다. CrX₄는 CrX₃를 고온에서 할로겐과 반응시키면 얻을 수 있다.

이산화크로뮴(CrO₂)은 자기 테이프에 많이 사용되었던 합성 자기 물질로, 자기 기록 입자 중 가장 완벽한 것으로 간주되고 있으나 최근에는 CD와 DVD가 대중화됨에 따라 사용이 크게 줄어들었다. CrO₃와 Cr₂O₃를 반응시켜 만든다.

Cr₂O₃+ 3 CrO₃→ 5 CrO₂+ O₂

크로뮴(III) 화합물
크로뮴 화합물 중 가장 안정하고 잘 알려진 것이 크로뮴(III) 화합물들이다. 금속 크로뮴을 염산이나 황산에 녹이면 Cr³⁺가 얻어지는데, Cr³⁺는 보통 6배위 착화합물을 만들며 배위자에 따라 화합물의 색이 달라진다. 루비, 에메랄드, 염화크로뮴(III)(CrCl₃)의 수화물이 좋은 예가 된다.

무수 CrCl₃를 물에 녹이면 녹색 용액이 되는데, 시간이 지남에 따라 H₂O가 Cr³⁺에 배위되어 보라색으로 변한다. CrCl₃의 수화물은 3가지가 있는데, 이들은 짙은 녹색의 [CrCl₂(H₂O)₄]Cl∙2H₂O, 청록색의 [CrCl(H₂O)₅]Cl₂∙H₂O, 그리고 보라색의 [Cr(H₂O)₆]Cl₃이다. 이들은 화학식은 같으나 성질(색)이 다른 수화이성질(hydration isomerism) 현상을 보이는 대표적 예이다.

Cr³⁺는 콜라겐 섬유를 서로 연결시켜 가죽을 안정화시킨다. 크로뮴(III) 염으로 처리한 가죽에는 4~5%의 크로뮴(III)이 들어있으며, 이는 단백질에 단단히 결합되어 있다. 따라서 이들은 가죽 무두질제로 널리 쓰이는데, 대표적인 화합물이 황산크로뮴(III)(Cr₂(SO₄)₃)과 크로뮴 백반(KCr(SO₄)₂)이다. 이들은 염료를 섬유에 단단하게 결합시키는 매염제로도 사용된다.

수산화크로뮴(III)(Cr(OH)₃)은 양쪽성 물질로 산성 용액에 녹이면 [Cr(H₂O)₆]³⁺이 되고, 염기성 용액에 녹이면 [Cr(OH)₆]^3-가 된다. Cr(OH)₃를 가열하여 탈수시키면 녹색의 산화크로뮴(III)(Cr₂O₃)이 되는데, 이는 안정하며 Al₂O₃와 같은 결정 구조를 갖는다. Cr₂O₃는 크롬그린(chrome green) 물감, 잉크, 유리 등에서 녹색을 내는데 사용된다. Cr₂O₃는 녹는점이 2435^oC로 높고 열에 안정하기 때문에, 용광로, 시멘트 가마, 전기로 등의 내화물 성분으로 사용되며, CrO₂을 만드는데 사용된다. 또한 가죽에 칼을 문질러 날카롭게 할 때 연마제로 사용된다.

크로뮴(III)이 불순물로 들어 있어 아름다운 색을 내는 보석 루비(왼쪽)와 에메랄드(오른쪽). <출처: (CC)Rob Lavinsky at wikipedia.org>

기타 산화 상태의 크로뮴 화합물
크로뮴(II) 화합물들도 알려져 있는데, 예로 CrX₂(X는 할로겐), [Cr(en)₃]²⁺(en: 에틸렌다이아민, NH₂(CH₂)₂NH₂) 등의 착화합물을 들 수 있다. 그리고 산화수가 +1, 0, -1, -2, -4인 화합물들도 알려있는데, 이들은 주로 배위 착화합물들이다. Cr(CO)₆는 크로뮴의 산화수가 0인 화합물인데, 촉매와 휘발유 첨가제로 사용된다.

생물학적 역할과 독성

크로뮴은 필수 영양소로 분류되지는 않았으나, 동물과 식물에서 미량 필요한 것으로 알려져 있다. 미량의 3가 크로뮴(크로뮴(III) 또는 Cr³⁺)이 포유동물에서 당과 지질 대사에 관여하며, 인슐린과 함께 혈당을 내리는 역할을 하는 것으로 보인다. 크로뮴을 완전히 제거한 음식만을 섭취한 경우는 당뇨병과 같은 증상을 보인다고 알려져 있으나 크로뮴 결핍 증상을 보인 예는 극히 적다. 이에 따라 크로뮴(III)을 영양 보조제로 섭취하여야 하는가에 대한 논란이 많다. 일부 보조 식품과 영양 보조제에 크로뮴(III)을 일부러 첨가하기도 하는 반면, 크로뮴(III) 영양 보조제로 많이 사용되는 피콜린산 크로뮴(III)이 햄스터 동물 실험에서 세포에 있는 염색체에 손상을 입혔다는 보고도 있다. 미국에서는 최근에 크로뮴(III)의 하루 권장 섭취량을 50~200μg(1μg은 1백만분의 1g)에서 성인 남자는 35μg, 성인 여자는 25μg으로 낮추었다.

금속 크로뮴과 물에 녹지 않는 크로뮴(III) 화합물은 건강에 위험하지 않는 것으로 여겨진다. 실험에서는 세포 내에 있는 높은 농도의 Cr³⁺가 DNA를 손상시킬 수 있는 것으로 나타났으나, Cr³⁺가 흡수되어 세포 내로 이동하는 것이 어렵기 때문에 Cr³⁺의 급성 경구독성은 1.5~3.3 mg/kg으로 크지 않은 편이다.

6가 크로뮴은 산화력이 크기 때문에 독성이 크며, 급성 경구독성은 0.05~0.15 mg/kg으로 Cr³⁺에 비해 10배 이상 독성이 크다. 체내로 들어간 크로뮴(VI)은 결과적으로 크로뮴(III)으로 환원되지만, 환원되기 전에 신장, 간, 혈액 세포를 산화시켜 손상시킬 수 있다. 크로뮴(VI)에 노출되는 가장 흔한 경로는 크롬산염이나 중크롬산염을 생산하고 취급하는 과정에서 이들을 함유하는 먼지를 흡입하는 것이다. 크로뮴(VI)은 발암성이 있는 것으로 1890년에 보고되었으며, 또한 일부 사람에게는 알레르기 반응을 나타내고 알레르기성 접촉 피부염을 유발하기도 한다. 따라서 가급적 사용을 피하고, 대체물질을 찾는 것이 바람직하다. 꼭 사용하여 할 경우는 몸에 닿지 않고, 또 먼지가 몸 속으로 들어가지 않도록 안전 조치를 취하는 것이 필요하다.

크로뮴/크롬 명칭
원자번호 24번 원소(Cr)의 IUPAC(International Union of Pure and Applied Chemistry, 국제 순수ㆍ응용화학 연합) 이름은 ‘chromium’이며, 우리 말로 ‘크로뮴’이라 적는다. IUPAC 명명법이 정해지기 전의 이름은 크롬(chrome)인데, 이는 여전히 여러 나라에서 사용되고 있으며 우리나라에서도 그 동안 사용하여왔다. 그러나 대한화학회는 외래어로 나타낸 원소 이름을 모두 IUPAC 이름으로 바꾼다는 원칙을 세우고, 크롬대신 크로뮴으로 부르기로 하였으며, 이는 2007년에 교과부 편수자료로 채택되었다.
수치로 보는 크로뮴
크로뮴의 표준원자량은 51.996g/mol이다. 원자의 바닥 상태 전자배치는 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹([Ar]3d⁵4s¹)이고, 화합물에서 주된 산화 수는 +6과 +3이며, +3 상태가 가장 안정하다. 지각에서의 존재 비는 약 100ppm(0.010%)이다. 1기압에서 녹는점은 1,907^oC이고 끓는점은 2,671^oC이며, 20^oC에서 밀도는 7.19g/cm³이다. 20^oC에서 전기비저항은 125nΩ∙m이며, 열 전도율은 93.9W∙m^-1∙K^-1이다. 첫 번째, 두 번째, 세 번째 이온화 에너지는 각각 652.9, 1590.6, 2987kJ/mol 이며, 폴링의 전기음성도는 1.66이다. 원자 반경은 126pm이고, Cr³⁺ 이온(6 배위체)의 반경은 62pm(참고로 Al³⁺는 54pm)이다. 천연 동위원소는 4가지가 있는데, ⁵²Cr이 83.79%를 차지한다.

글 박준우 / 이화여대 명예교수(화학) 서울대학교 화학과를 졸업하고 템플대학교에서 박사학위를 받았다. 오랫동안 이화여대에서 화학을 연구하고 가르쳤다. 저서로 [인간과 사회와 함께한 과학기술 발전의 발자취]와 [아나스타스가 들려주는 녹색화학 이야기] 등이 있고, 역서로 [젊은 과학도에 드리는 조언] 등이 있다.

발행일 2012.02.08

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