[ cobalt ]
코발트 (출처)
단단하고 광택이 나는 은회색 금속이다. 코발트는 지각에서 주로 화합물 형태로 존재하며 철운석에서 소량 합금 형태로 발견된다. 예로부터 푸른색을 띠는 코발트 화합물은 보석과 안료에 사용되었고 유리에 특유의 푸른 빛을 띠게 하는 데에도 사용되었다. 오늘날 코발트는 휘코발트석(CoAsS)과 같은 광석으로부터 생산되기도 하지만, 주로 구리, 니켈 광산에서 부산물로 얻어진다. 코발트는 자석을 생산하는 데 사용되며 내마모성과 고강도를 가지는 합금 제조 시 포함되는 금속이기도 하다. 규산 코발트 및 알루미늄산 코발트(CoAl2O4, 코발트 블루)와 같은 코발트 화합물은 유리, 도자기, 잉크, 도료, 니스 등에 특유한 푸른색을 내는 데 사용된다. 상업적으로 유용한 인공 방사성 동위원소 60Co은 방사선 치료와 고에너지 감마선을 만드는 데 이용된다. 코발트는 모든 동물의 필수 미량 영양소이며 무기물 형태의 코발트는 박테리아, 조류 및 곰팡이에서 미량 발견된다. 코발트는 비타민 B12로 알려진 코발아민(cobalamins) 조효소의 활성 자리 중심에 놓여 있으며, 악성 빈혈의 치료제로 사용된다.
| 코발트(Cobalt) | |
| 상태 | 은회색의 단단하고 광택이 있는 금속 |
| 원자번호 | 27 |
| 원자량, u | 58.933194(4) |
| 녹는점, °C | 1495 |
| 끓는점, °C | 2927 |
| 밀도, g/cm3 | 8.90 |
목차
코발트의 발견, 분리, 생산
코발트는 청동기 시대부터 유리 제품에 색을 띠게 하는 데 사용되었다. 이집트의 조각물, 페르시아 보석, 폼페이 유적지, 중국의 당과 명 시대 유물 등에서 코발트가 발견되었다.
1735 년경 스웨덴의 화학자 브란트(Georg Brandt)가 코발트 광석으로부터 코발트를 처음으로 분리 발견하였다. 이전에 알려지지 않은 원소임을 밝혀내고 새로운 '반 금속(semi metal)이라고 불렀으며 푸른색을 띠는 유리가 코발트 화합물 때문이라는 것도 밝혀냈다.
코발트를 함유한 주요 광석에는 휘코발트석(CoAsS), 비(砒)코발트광(CoAs2), 글로코도트((Co,Fe)AsS), 방코발트광(CoAs3) 등이 있지만 광석으로부터 직접 생산하지 않고 대부분은 니켈과 구리를 생산하는 과정에서 부산물로 얻어진다. 구리와 니켈로부터 코발트를 분리하는 몇 가지 방법들이 알려져 있으며, 생산 방법은 주 생산 금속의 종류와 광석 내 코발트 함량에 따라 크게 달라진다. 예를 들어, 광석을 계면활성제로 처리하여 코발트 함량을 증가시키고 열처리한 후, 광물 중 구리와 철은 산화물 형태로 산화시키고 코발트는 황산 코발트 형태로 전환한다. 이후 물로 녹여 구리와 철 산화물과 분리하고 황산 코발트 형태로 얻는다. 열처리하여 사산화 삼코발트(Co3O4)로 전환한 후 용광로에서 알루미늄이나 탄소로 환원시키면 금속 코발트가 얻어진다.
3Co3O4 + 8Al (또는 12C) -> 9Co + 4Al2O3 (또는 12CO)
코발트의 IUPAC 원소 이름과 기호
원소 이름은 광부들이 코발트 광석을 마귀라는 의미의 고블린(goblin)을 뜻하는 독일어 'kobold'라고 부르는 것에서 유래되었다. 코발트 광석이 주로 비소를 함유하고 있어 제련하는 과정에서 독성이 매우 크고 휘발성이 큰 비소 산화물 증기가 발생했기 때문에 이런 악명 높은 이름으로 불렸다. 이후 영어로는 'cobalt', 독일어로는 'kobalt'로 부르게 되었다. 코발트의 원소 기호는 'Co'이다.
코발트의 물리 화학적 성질
코발트는 철, 니켈, 가돌리늄과 함께 실온에서 강자성(ferromagnetic)인 원소 중의 하나이다. 자석 성질을 나타내는 최대 온도인 퀴리 온도가 1115도로 매우 높아 영구 자석이 될 수 있다. 자연계에서 유일하게 안정하게 존재하는 코발트 동위원소는 59Co이고 22가지의 코발트 방사성 동위원소가 알려져 있다.
코발트는 표면에 만들어진 얇은 산화물 보호막으로 인해 더 이상 산화가 진행되지 않는 약환원성 금속이며, 산소 하에서 가열하면 사산화 삼코발트(Co3O4)가 만들어지고, 이를 다시 900°C에서 가열하면 일부 산소를 잃고 분해되어 산화코발트(CoO)가 된다. 금속 코발트는 약 250 °C에서 플루오린(F2)과 반응하여 트라이플로오린화 코발트(CoF3)를 생성하며, 염소(Cl2), 브로민(Br2) 및 아이오딘(I2)과 반응하여 할로젠 화합물을 생성한다. 가열해도 수소와 질소 가스와는 반응하지 않지만, 붕소, 탄소, 인, 비소, 황과는 반응한다. 상온에서 무기산과 천천히 반응하고 습기와는 아주 느리게 반응하지만 건조한 공기와는 반응하지 않는다.
코발트 화합물에서 코발트는 -3 에서 +5 사이의 산화 상태를 가질 수 있으며, 이중 일반적인 산화 상태는 +2와 +3 이다. 간단한 화합물에서 코발트는 +2의 산화 상태를 갖는데 물에 녹아 핑크색의 수화된 금속 착이온([Co(H2O)6]2+)을 형성한다. 여기에 염소를 첨가하면 짙은 청색의 사염화 코발트 이온([CoCl4]2-)이 생성된다.
초록색의 산화 코발트(Ⅱ)(CoO)는 물이나 산소와 반응하여 쉽게 갈색의 수산화 코발트(Ⅲ)(Co(OH)3)으로 산화되고, 산화 코발트(Ⅱ)를 600 ~ 700 도에서 가열하면 청색의 사산화 삼코발트(Co3O4)로 산화된다. 검은색을 띠는 삼산화 이코발트(Co2O3)도 알려져 있다. 코발트 산화물들은 낮은 온도에서 반강자성(antiferromagnetic)을 나타낸다. 대표적인 코발트 칼코젠 화합물에는 검은색의 이황화 코발트(II)(CoS2)와 삼황화 이코발트(Co2S3)가 있다.
코발트 이할로젠화물에는 플루오린화 코발트(CoF2, 분홍색), 염화 코발트(CoCl2, 푸른색), 브로민화 코발트(CoBr2, 녹색), 아이오딘화 코발트(CoI2, 진한 청색) 등이 알려져 있으며 무수화물과 수화물 모두 존재한다. 무수이염화물의 경우 청색인 반면, 수화물은 붉은색을 띤다.
코발트의 산업적 용도
대부분의 코발트는 초합금(superalloy)를 만드는데 이용된다. 코발트계 합금은 온도에 대한 안정성이 뛰어나며 내부식성과 내마모성이 우수해 가스 터빈과 항공기 엔진의 터빈 날개, 의료용 임플란트 등에 사용된다. 알니코(Alnico)로 알려진 특수 합금은 영구 자석을 만드는데 사용된다. 95% 백금과 코발트의 합금은 미세 주조가 가능하여 보석을 만드는 데 이용된다.
리튬 코발트 산화물 (LiCoO2)은 리튬 이차 전지의 양극 물질로 널리 사용된다. 이 물질은 코발트 산화물 층 사이에 리튬이 삽입 된 구조를 가지고 있으며 방전시 리튬이 리튬 이온으로 방 된다. 니켈-카드뮴(NiCd) 전지와 니켈 금속 수소화물(NiMH) 전지에도 니켈의 산화를 촉진하기 위해 코발트를 사용한다. 코발트 화합물은 화학 반응에서 산화 촉매로 사용되기도 한다.
아세트산 코발트는 자일렌을 폴리에틸렌 테레프탈레이트 고분자의 전구체인 테레프탈산으로 전환시키는데 사용된다. 카르복실화 코발트는 도료, 니스, 잉크의 건성유를 산화시키는 건조제로 사용되며 강철과 고무 사이의 접착력을 향상시키기 위한 촉매로도 사용된다. 일산화 탄소에 수소를 첨가하는 반응인 피셔-트로프슈(Fischer-Tropsch) 공정과 알켄을 알데하이드로 전환시키는 하이드로포밀화(hydroformylation) 반응의 촉매로도 사용된다. 석유에 포함된 황을 수소와 반응시켜 황화 수소로 제거하는 수소화 탈황 공정에는 코발트와 몰리브데늄으로 이루어진 촉매가 사용된다.
코발트는 유리 착색 원료와 안료로 널리 사용되었다. 코발트 블루(알루미늄산 코발트 : cobalt aluminate), 세룰리안 블루(스텐산 코발트: cobalt(II) stannate) 코발트 그린(산화 코발트(II)와 산화 아연의 혼합물) 및 코발트 바이올렛(인산 코발트 : cobalt phosphate)과 같은 코발트 화합물들이 색체 안정성이 우수하여 안료로 사용하였다. 방사성 동위원소인 60Co을 중성자와 충돌시키면 감마선을 방출한다. 얻어진 감마선은 방사선 치료, 의료 용품 및 의료 폐기물의 멸균, 식품 멸균, 산업용 방사선 촬영, 콘크리트 구조물의 밀도 측정 등에 사용된다. 코발트는 외관, 경도, 내산화성이 뛰어나 전기 도금에도 이용된다.
참고문헌
Cobalt Retrieved on 2017-08-14.
