이산화 탄소

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이산화 탄소(carbon dioxide) CO2
일반
이름	이산화 탄소(carbon dioxide)
화학식	CO2
물리적 성질
분자량	44.01 g/mol
밀도	1.976X10-3g/ml
상온에서의 상태	기체
상온에서의 색	무색
열화학적 성질
ΔfH0gas	−393.52 KJ/mol
S0gas, 1 bar	213.79 J/Kmol
안전성
흡입	이산화 탄소는 가장 강력한 대뇌 혈관 확장제 중 하나이다. 고농도의 이산화 탄소를 흡입했을 때 순환계에 이상을 일으켜 혼수상태 또는 사망에 이르게 할 수 있다. 다량의 이산화 탄소에 노출되었을 경우 질식이 일어날 수 있다. 낮은 농도의 이산화 탄소는 호흡의 증가와 두통을 일으킬 수 있다. 산소부족으로 인한 숨 가쁨, 정신적 경계심의 감소, 근육 조정의 손상, 판단력 상실, 감각의 무뎌짐, 정신적 불안정, 피로를 일으킬 수 있다. 질식의 과정으로 구역질, 구토, 피로, 의식 상실 등이 일어날 수 있으며 심할 경우 발작, 혼수상태, 사망에까지 이를 수 있다. 임산부에게서의 산소 부족은 태아 발육에 지장을 줄 수 있다.[1]
가능한 한 SI 단위계를 사용했고, 따로 언급되지 않았을 때에는 표준 온도 압력 조건이다.

이산화 탄소(二酸化炭素, 영어: carbon dioxide)는 탄소 원자 하나에 산소 원자 둘이 결합한 화합물이다. 화학식은 CO₂이며, 고체 상태일 때는 드라이아이스(dry ice)라고 부른다. 대기 중에도 존재하며, 화산의 배출 기체에도 포함되어 있다. 유기물의 연소, 생물의 호흡, 미생물의 발효 등으로 만들어진다.^[2] 식물은 광합성 과정에서 이산화 탄소를 이용하여 탄수화물을 만들고 부산물로 대기 중에 산소를 방출한다. 이산화 탄소는 온실 효과를 일으키는 온실 기체이기도 하다.

목차 1 성질 1.1 물리적 성질 1.2 화학적 성질 2 제법 2.1 정제법 3 용도 4 오염 5 생체 내에서의 작용 5.1 순환 5.2 광합성 5.3 독성 6 주석 7 참고문헌

[편집] 성질

[편집] 물리적 성질

상온에서 무색 기체로 존재한다. 약간 신 맛이 있다. 밀도는 0°C, 1atm에서 1.976g/L이다. 삼중점은 -56.6°C/5.11atm으로 상온 상압에서 승화하며, 승화점은 -78.50°C이다. 임계 온도는 31.0°C이며, 임계 압력은 72.80atm이다.

분압이 1atm일 때, 1부피의 물에 녹는 이산화 탄소의 상대적인 부피는 다음과 같다.

온도	0°C	10°C	20°C	50°C
부피	1.713	1.194	0.878	0.436

에탄올에는 물에 비해서 약 2배정도로 녹고, 카복시산 또는 그 무수물에는 물의 약 20배 정도 녹을 수 있다. 에테르, 벤젠 과는 잘 섞이지만 그 외의 많은 유기 화합물과는 잘 섞이지 않는다.

분자의 형태는 직선형이며, 탄소 원자와 산소 원자간의 결합 길이는 1.62Å이다. 고체는 분자성 결정의 형태로 존재한다.^[2]

[편집] 화학적 성질

이산화 탄소는 화학적으로 활성이 낮은 기체이다. 이산화 탄소가 관여하는 대표적인 반응은 다음과 같다.^[2]

• 물에 녹아 약한 산성을 띠는 탄산을 생성한다. 1atm의 이산화 탄소에 수용액이 접해있을 경우의 pH는 3.7이다.
• 고압의 조건에서 포화 수용액을 냉각하면 수화물 CO₂·8 H₂O가 생성된다.
• 고온에서는 가역적으로 일산화 탄소와 산소로 분리된다.
• 수소와 가역적으로 반응하여 일산화 탄소와 물을 생성한다. 적당한 조건과 촉매를 갖추고 있을 경우 메테인, 폼산, 메탄올을 생성하는 경우도 있다.
• 알칼리 금속이나 알칼리 토금속과 반응하면 환원되어 탄소와 포름산염을 생성할 수 있다. 아연, 철과 같은 다른 금속과도 반응하여 일산화 탄소를 생성하는 경우가 많다.
• 황화 수소와 함께 가열된 금속관을 통과하면 일산화 탄소와 황을 생성한다. 사염화 탄소와 통과할 경우 포스젠을 생성한다.
• 많은 금속 산화물이나 수산화물과 반응하여 탄산염을 생성한다. 특히 수산화 칼슘과 반응하면 다음과 같은 반응이 진행된다.

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O

CaCO₃ + H₂O + CO₂ ⇄ Ca(HCO₃)₂

탄산 칼슘은 물에 잘 녹지 않지만, 탄산 수소 칼슘은 물에 녹는다. 따라서 이산화 탄소의 분압이 높아지면 위의 두 반응 중 두번째 반응의 평형이 생성물 쪽으로 이동한다. 그 결과 탄산 칼슘이 반응을 일으켜 탄산 수소 칼슘이 되어 물에 녹게 된다. 반대로 이산화 탄소의 분압이 낮아지면 평형은 반응물 쪽으로 이동하고 다시 탄산 칼슘이 석출된다. 이 반응은 석회동굴의 생성과 관련되어 있다.

[편집] 제법

실험적으로 이산화 탄소는 석회암에 염산을 반응시켜 얻을 수 있다. 공업적으로 이산화 탄소는 주로 다음과 같이 얻을 수 있다..^[2][3]

• 탄소를 포함하는 화합물을 연소시킬 때 얻을 수 있다.
• 대기 중에 존재하는 분량을 채취하여 얻을 수 있다.
• 알코올 발효 등 각종 발효 과정에서 발생하는 분량을 채취하여 얻을 수 있다.
• 석회암을 가열하여 생석회로 만드는 과정에서 부산물로 얻을 수 있다.

[편집] 정제법

공업적으로 이산화 탄소를 정제하는 데에는 주로 다음과 같은 반응을 이용한다.

Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ ⇄ 2 NaHCO₃

K₂CO₃ + H₂O + CO₂ ⇄ 2 KHCO₃

2HOC₂H₄NH₂ + H₂O + CO₂ ⇄ (HOC₂H₄NH₃)₂CO₃

위 반응들은 공통적으로 저온에서는 평형이 왼쪽으로 이동하고, 고온에서는 평형이 오른쪽으로 이동한다. 따라서 위 반응의 반응물이 포함된 수용액과 이산화 탄소를 반응시켜 이산화 탄소를 흡수한 후 이를 가열하면 다시 이산화 탄소가 발생한다. 이 성질을 이용하여 이산화 탄소를 정제할 수 있다.^[2]

[편집] 용도

이산화 탄소는 다음과 같은 용도로 사용된다.^[2][3]

• 고체 이산화 탄소인 드라이아이스는 냉각제로 사용된다.
• 이산화 탄소는 소화기에 사용된다. 특히 물을 사용하기가 곤란한 전기로 인한 화재를 진압할 때 효과적이다.
• 청량음료의 원료이기도 하다.
• 원유를 채취할 때 채취양을 늘릴 목적으로 초임계상태의 이산화 탄소를 사용하기도 한다.
• 다른 화합물 합성의 원료로 사용된다.
• 액체 상태의 이산화 탄소는 용매로도 사용된다.

[편집] 오염

이산화 탄소는 온실기체로 작용하여, 지구복사를 통하여 우주공간으로 나가는 에너지 중 일부를 다시 지구로 되돌린다. 이러한 이산화 탄소의 성질은 지구의 에너지 평형을 깨트려서, 지구온난화의 원인으로 작용한다. 이산화 탄소는 화석연료와 같은 탄소를 포함한 물질을 완전 연소시킬 경우 생성되는데, 최근 화석연료의 사용이 크게 늘면서 이산화 탄소의 배출량도 증가하여 대기중의 이산화 탄소 농도가 증가하였고 이는 지구온난화를 더욱 심화시키는 요인으로 작용하고 있다.^[3]

[편집] 생체 내에서의 작용

[편집] 순환

이산화 탄소는 세포호흡의 부산물이기도 하다. 발생한 이산화 탄소는 순환계를 통하여 폐로 이동하여 체외로 방출된다. 이산화 탄소가 순환계를 통하여 세포로 부터 폐로 이동하는 방법은 다음과 같이 세 가지 방법이 있다.

• 혈장에 녹아서 이동한다. 약 7%의 이산화 탄소가 이 방법을 사용하여 이동된다.
• 적혈구의 헤모글로빈에 결합하여 이동한다. 약 23%의 이산화 탄소가 이 방법을 통해 이동된다.
• 탄산 수소 이온의 형태로 이동한다. 약 70%의 이산화 탄소가 이 경로로 이동된다.

탄산 수소 이온의 형태로 이동할 경우. 조직 근처의 혈관에서 이산화 탄소 분자는 적혈구 내의 탄산탈수효소에 의해서 물 분자와 반응하여 탄산을 형성한다. 탄산은 곧 탄산 수소 이온과 수소 이온으로 해리되여 수소 이온은 헤모글로빈에 결합하고 탄산 수소 이온은 혈장으로 방출된다. 폐 주위의 혈관에서 탄산 수소 이온은 반대 과정을 거쳐 이산화 탄소가 되고, 이것은 폐를 통하여 체외로 방출된다.

적혈구의 헤모글로빈은 혈액의 pH가 떨어지면 산소와의 친화력 역시 감소하는데, 이를 보어 효과라 한다. 물질대사가 활발한 조직에서는 이산화 탄소의 생성량이 증가하며, 그 결과 주위 혈액의 이산화 탄소 분압은 증가한다. 이산화 탄소는 물과 결합하여 탄산을 생성하므로, 이는 혈액의 pH를 떨어트린다. 따라서 헤모글로빈에서 산소가 방출되고, 방출된 산소는 세포호흡에 사용된다.^[4]

[편집] 광합성

식물은 광합성 과정에서 이산화 탄소를 흡수하여 이를 탄수화물의 형태로 만든다. 식물에 의해 흡수된 이산화 탄소는 캘빈회로로 들어가고, 루비스코에 의해 리불로오스-1,5-이인산(RuBP)에 결합한다. 이는 여러 반응을 거쳐 글리세르알데하이드-3-인산(G3P)이 되고, 이것이 이후 포도당 또는 다른 탄수화물의 형태로 바뀌게 된다. 한 분자의 G3P를 만들기 위해서는 세 분자의 이산화 탄소가 필요하다.^[5]

[편집] 독성

고농도의 이산화 탄소는 신체에 치명적일 수 있다. 부피 백분율로 0.1~1%의 이산화 탄소는 나른함과 두통을 일으킨다. 농도가 8~10%일 경우 질식에 의한 사망에 까지 이를 수 있다.^[3]

[편집] 주석

1. ↑ 이산화 탄소 MSDS
2. ↑ ^{2.0 2.1 2.2 2.3 2.4 2.5} 化學大辭典編集委員會 편, 성용길, 김창홍 역, 〈이산화탄소〉, 《화학대사전》(Vol. 7), 서울:世和, 2001, 338~339쪽.
3. ↑ ^{3.0 3.1 3.2 3.3} G. D. Considine et al., "CARBON DIOXIDE", Van Nostrand's encyclopedia of chemistry, 5th edition, Hoboken : Wiley-Interscience, 2005, pp. 290~291.
4. ↑ N. A. Cambell et al., Biology, 8th edition, San Francisco : Pearson Benjamin Cummings, 2007, pp. 924~926.
5. ↑ Ibid., pp. 198~199.

[편집] 참고문헌

• N. A. Cambell et al., Biology, 8th edition, San Francisco : Pearson Benjamin Cummings, 2007.
• G. D. Considine et al., Van Nostrand's encyclopedia of chemistry, 5th edition, Hoboken : Wiley-Interscience, 2005.
• 化學大辭典編集委員會 편, 성용길, 김창홍 역, 《화학대사전》, 서울:世和, 2001.
• http://www.vngas.com/pdf/g8.pdf

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