hotchpotch/wikipedia-multilingual-ir-pairs huggingface dataset:
라듐 물과의 반응
물과는 수소 기체(H2)를 발생시키고 수산화 라듐(Ra(OH)2)을 형성할 것이다. 이 반응은 주기율표 바로 위에 위치한 바륨보다 빠를 것으로 기대된다.
라듐 할로젠과의 반응
할로젠들과 직접적으로 반응한다는 것은 확인되지 않으나 염화 라듐(RaCl2)과 브로민화 라듐(RaBr2)이라는 두 화합물이 알려져 있기에 할로젠과 반응할 것이다.
라듐 용도
라듐은 1900년대 중반 손목 시계와 괘종 시계의 시계 바늘과 숫자들을 도색하는 페인트로 사용되었다. 이 페인트는 라듐 화합물과 인광체로 구성되어 있어, 어두운 곳에서 빛을 냈다. 순수한 라듐을 깨끗하게 닦으면 밝은 흰색으로 표면이 보인다. 그러나 공기중에 노출되자마자 검게 되는데 이는 질화물이 생성되기 때문인 것으로 예상된다. 화합물과 같이 빛을 방출하며 물속에서 분해될 뿐만 아니라 바륨보다 좀 더 휘발된다. 또한 분홍색의 불꽃을 내며 연소한다.
α-, β-, 및 γ-선을 방출하고 베릴륨과 핵반응을 일으키면 중성자들을 생성한다. 흡입, 섭취, 또는 신체에 노출되면 암과 다른 신체의 병들의 원인이 된다. 알칼리 토금속이며 알파붕괴하여 방사성 기체인 라돈이 된다. 안정한 납의 동위원소가 될 때까지 방사능 붕괴를 한다. 같은 질량의 우라늄보다 약 백만 배 정도 방사능이 강하다. 자연계에 매우 적은 양이 존재한다. 때문에 평상시에 위험할 정도의 라듐을 흡수할 일은 거의 없다. 특별한 취급 기법과 주의를 요하는 몇몇 핵 연구 실험실들에서 연구되고 있다. 화학적인 견해에서 라듐의 위험성은 바륨과 비슷하다.
라듐 용도
1950년대 중반까지 암 치료에 널리 이용되었고 시계나 측정기기의 눈금판이나 문자판에 쓰이는 형광페인트의 주요 성분이었다. 지금은 더 안전하고 값싼 방사성 물질이 의료 부문과 공업에 라듐 대신 쓰이고 있다. 몸에 해로운 높은 에너지의 방사선을 많이 방출하는데 몸에 흡수되면 칼슘처럼 뼈에 쌓인다. 이와 같이 뼈에 쌓인 라듐이 방출하는 방사선은 뼈의 골수에 충격을 주고 적혈구를 만드는 조직을 파괴하며 뼈에 암세포를 만들기도 한다. 예전에는 형광시계의 문자판을 생산하는 공장에서 라듐을 다루는 몇몇 노동자들이 방사선을 지나치게 흡수해 사망하기도 했다.
라듐 동위 원소
대기 중에 아주 적게 존재하며 평상시에 위험할 정도의 라듐을 흡수할 일은 거의 없다. 우라늄의 방사성붕괴로 자연에서 끊임없이 생긴다. 우라늄의 동위원소 중에서 가장 무거운 우라늄-238의 방사성 붕괴가 일어나는 동안 알파선, 베타선, 그리고 감마선의 형태로 방사선이 나온다. 이 과정에서 우라늄-238은 우라늄-234가 되고, 이것은 다시 토륨-230이 된다. 토륨-230은 알파붕괴하여 라듐-226이 된다. 자연에 있는 라듐은 계속해서 붕괴하기 때문에 농도가 낮다. 라듐-226은 알파붕괴하여 라돈이 되었다가 최종적으로 안정한 납의 동위원소가 된다.
바륨
바륨(←영어: Barium 베어리엄[*], 문화어: 바리움←독일어: Barium 바리움[*])은 화학 원소로 기호는 Ba(←라틴어: Barium 바리움[*]), 원자 번호는 56이다. 무른 은색의 금속 원소로, 알칼리 토금속에 속하며 녹는점이 매우 높다. 바륨은 산화물 또는 황산염 상태로 중정석 광물에서 산출된다. 그러나 공기와의 높은 반응성 때문에 순수한 금속으로는 산출되지 않는다. 바륨 화합물은 페인트나 유리 제조에 소량이 사용되며, 이들 중 물 또는 산에 녹지 않는 바륨 화합물인 황산 바륨은 X선의 조영제로 사용되기도 한다. 바륨 이온은 독성이 있으므로 수용성 바륨염 및 위산과 반응할 수 있는 탄산 바륨 등은 조영제로 사용할 수 없다.
바륨 이온(Ba2+)의 화합물 중 질산 바륨(Ba(NO3)2), 수산화 바륨(Ba(OH)2), 염화 바륨(BaCl2), 황화 바륨(BaS)은 물에 잘 녹고, 황산 바륨(BaSO4), 탄산 바륨(BaCO3)은 물에 잘 녹지 않는다. 앙금 생성 반응을 통해 산출되는 황산 바륨, 탄산 바륨은 모두 흰색 앙금이다. 따라서, 바륨 이온 (Ba2+)을 검출할 때, 이러한 앙금이 유용하다. (→ 염 참조)
스트론튬
스트론튬(영어: Strontium 스트론티엄[*])은 화학 원소로 기호는 Sr(←라틴어: Strontium 스트론티움[*])이고 원자 번호는 38이다. 은백색의 무른 알칼리 토금속으로 반응성이 크다. 같은 족 원소인 칼슘과 바륨과는 물리적, 화학적 성질이 비슷하다. 공기에 노출되면 산화되어 노란색으로 바뀐다. 천청석이나 스트론티아니아트에서 산출된다. 천연 스트론튬 동위 원소들은 모두 안정하지만 방사성 낙진에는 반감기가 28.78년인 스트론튬-90(90Sr)이 포함되어 있다.
스트론튬이라는 이름은 1790년 스트론튬을 포함한 광물인 스트론티아니아트가 발견된 스코틀랜드의 스트론티안(Strontian)이라는 마을에서 따 온 것이다. 19세기에는 주로 스트론티안 과정(Strontian process)에서 스트론튬을 이용해 사탕무에서 설탕을 생산하는 용도로 사용하다가 오늘날에는 TV의 음극선관의 생산에 사용된다.
최근 원소기호가 St에서 Sr로 바뀌었다.
스트론튬 특성
스트론튬은 은백색의 무른 알칼리 토금속으로 칼슘보다도 무르고 반응성이 크다. 물 속에서 격렬하게 반응하여 수산화 스트론튬(Sr(OH)2)과 수소 기체(H2)를 발생시키며, 공기 중에서는 연소하여 산화 스트론튬과 질화 스트론튬을 생성한다. 그러나 실온에서는 오직 산화물만 생성되며 380 °C 이상이 되어야 질소와 반응한다. 세 가지의 동소체가 존재하며, 동소체의 구조가 전환되는 온도는 각각 235 °C와 540 °C이다.
스트론튬 특성
반응성이 매우 크기 때문에 자연에서는 다양한 원소들과 결합한 화합물로 존재한다. 공기 중에서는 산소와 빠르게 반응하여 밝은 노란색 산화물을 생성하므로 광물유 등 액체 탄화수소를 포함한 물질 속에 보관한다. 입자가 고운 스트론튬 분말은 실온에서도 스스로 발화하며, 휘발성의 스트론튬 화합물은 연소할 때 밝은 빨간색 빛을 방출하므로 불꽃놀이 폭죽이나 섬광탄 등의 제조에 이용된다. 대부분의 스트론튬 화합물은 무색투명하며, 칼슘과 바륨의 중간 정도의 성질을 가지고 있다. 황산 스트론튬(SrSO4)과 탄산 스트론튬(SrCO3)은 물에 많이 녹지 않으므로 광물에 많이 존재하며, 나머지 대다수의 스트론튬 화합물도 이들 물질에서 얻을 수 있다. 다른 알칼리 토금속과 마찬가지로 황화 스트론튬은 물속에서 아래 반응식을 따라 쉽게 가수분해된다.
SrS + 2H2O → Sr(OH)2 + H2S
천연 스트론튬은 네 종류의 안정 동위 원소로 이루어져 있다.
스트론튬 역사
스트론튬은 1790년 스코틀랜드의 스트론티안 마을의 납 광산에서 아데어 크로포드(Adair Crawford)와 그의 동료가 광물 형태로 처음으로 발견되었다. 두 사람은 이 광물이 주변에서 발견되는 다른 광물과는 다르다는 것을 발견하였다. 이후 험프리 데이비가 1808년에 처음으로 염화 스트론튬과 산화 수은의 혼합물을 전기분해하여 분리해냈다.
발견 이후 19세기에는 수산화 스트론튬을 이용해 사탕무에서 설탕을 생산하는 과정에 대량으로 사용되었다. 제1차 세계대전 직전까지 매년 10만~15만 톤의 설탕이 이러한 방식으로 생산되었으며, 수산화 스트론튬은 다시 재사용이 가능했다.
제2차 세계대전 이후 냉전 시기에 대기권에서 실시된 핵실험에서는 핵분열 산물로 90Sr이 비교적 높은 수치로 생성되는 것이 발견되었다. 스트론튬은 칼슘과 화학적 성질이 비슷하여 뼈에 축적되는 성질이 있고 몸에서 잘 배출되지 않기 때문에 이러한 방사성 스트론튬에 노출되면 건강에 악영향을 미칠 수 있다.
스트론튬 존재
스트론튬은 지각 속에 약 360ppm 정도 포함되어 있으며, 지각에서 15번째로 풍부한 원소이다. 주로 스트론티아니아트(SrCO3)와 천청석(SrSO4)에서 산출된다. 2007년 기준으로 주 생산국은 전체 생산량의 2/3을 생산한 중국이며, 이외에 스페인, 멕시코, 터키, 아르헨티나, 이란 등에서도 상당량 생산되었다. 해수 속에는 약 8ppm 정도 들어 있다.
스트론튬 동위 원소
스트론튬은 안정한 천연 동위 원소가 4가지 존재하며, 각각 84Sr(0.56%), 86Sr(9.86%), 87Sr(7.0%), 88Sr(82.58%)이다. 이들 중 87Sr은 항성에서 다른 안정 동위 원소들과 함께 생성될 수도 있고, 87Rb이 4.88×1010년의 반감기를 거쳐 붕괴하여 생성될 수도 있다. 또, 86Sr과 87Sr의 비율은 광물이나 암석에 따라 차이가 크게 날 수도 있다. 이외에 16종류의 방사성 동위 원소가 존재하며, 이들 중 가장 반감기가 긴 것은 90Sr로 반감기가 28.78년이다. 이는 핵분열의 부산물로 생성되며, 뼈에서 칼슘을 대체하고 체외로 잘 배출되지 않아 암을 유발하게 된다. 그러나 고에너지의 베타 입자를 방출하는 핵종들 중 가장 반감기가 긴 동위 원소 중 하나이므로 가볍고 수명이 긴 핵에너지원이 필요할 때 자주 사용된다. 반감기가 짧은 인공 방사성 동위 원소인 89Sr은 뼈암 치료에 사용된다.
스트론튬 용도
전체 스트론튬 생산량의 3/4 정도는 컬러 TV의 음극선관 유리로 사용된다. 이는 음극선관에서 생성되는 X선을 막는 효과가 있다. 컴퓨터의 CRT 모니터에서도 X선을 차단할 때 납유리와 함께 쓰이나, 납유리는 X선과 상호작용하여 변색되므로 실제 스크린에는 스트론튬이나 바륨으로 된 X선 차단 유리를 사용한다. 그러나 현재는 이러한 모니터 대신 LCD, LED 등의 디스플레이 장치로 대체되고 있으므로 스트론튬 사용도 감소 추세에 있다.
자연에 존재하는 4가지의 안정한 스트론튬 동위 원소들의 존재 비율은 지역에 따라 큰 차이를 보인다. 또한, 스트론튬은 칼슘과 성질이 비슷하여 뼈에 쌓이는 성질이 있다. 따라서 어떤 개체의 뼈를 통해 그 생명체가 어디에서 온 것인지 알 수 있다. 특히 86Sr과 87Sr의 비율은 지역에 따라 그 편차가 큰데, 이러한 점을 이용하면 동물의 이동 경로 추적, 과거 전투에 참전한 군인들의 출신 지역, 고대 건축물에 사용된 건축 자재의 원산지, 범인의 출신 지역을 찾아내는 법의학 분야 등에 응용할 수 있다.
스트론튬 용도
방사성 동위 원소인 90Sr은 방사성 동력원으로 사용된다.
탄산 스트론튬(SrCO3)이나 기타 스트론튬 화합물은 연소하면서 붉은 빛을 내므로 불꽃놀이 폭죽의 제조에 사용된다. 전체 생산량의 약 5%가 이러한 용도로 사용된다. 일부는 섬광탄의 제조에도 사용된다.
광격자시계는 스트론튬 원자가 429조 2280억 422만 9877회 진동한 횟수를 1초로 한다. 세슘 원자시계보다 정확성이 높다.
위에서 언급한 분야 이외에 광학, 자석, 합금, 형광 물질, 세라믹, 홀로그램 스크린 개발 등의 분야에서 스트론튬 화합물이 활발히 연구 중이다.
칼슘
칼슘(영어: Calcium 캘시엄[*], 문화어: 칼시움←독일어: Calcium 칼치움[*], 라틴어: Calcium 칼키움[*])은 화학 원소로 주기율표에서 기호는 Ca이고 원자 번호는 20, 원자량은 40.078이다. 은회색의 무른 알칼리 토금속 원소이며 지구의 지각에서 질량 기준으로 다섯 번째로 풍부한 원소로 백악, 석회암, 대리암과 같은 암석에서 많이 발견된다. 해수에서는 칼슘 이온이 다섯 번째로 많이 존재하는 이온이다. 생물에게 필수적인 원소로, 생물 내에 가장 많이 존재하는 금속 원소이다. 산소나 물과 쉽게 반응하며, 자연에서는 탄산칼슘(CaCO3), 플루오린화칼슘(CaF2), 황산칼슘(CaSO4)같은 화합물의 형태로 존재한다. 녹는점은 1115K(842℃)이고, 끓는점은 1757K(1484℃)이며, 밀도는 20℃에서 1.55g/cm3이다.
칼슘
칼슘과 그 화합물은 산업에서 많이 쓰인다. 합금을 만들 때 쓰이는 순수한 칼슘 금속은 수용액 상태가 아닌 용융 상태의 염화칼슘을 전기분해하면 얻을 수 있다. 칼슘 이온(Ca2+)의 화합물 중 질산칼슘(Ca(NO3)2), 염화칼슘(CaCl2), 황화칼슘(CaS)은 물에 잘 녹고, 수산화칼슘(Ca(OH)2)은 물에 약간 녹으며, 황산칼슘(CaSO4), 탄산칼슘(CaCO3)은 물에 잘 녹지 않는다. 앙금 생성 반응을 통해 산출되는 황산칼슘, 탄산칼슘은 모두 흰색 앙금이다. 따라서, 칼슘 이온(Ca2+)을 검출할 때, 이러한 앙금이 유용하다. 불꽃 반응에서 칼슘은 주황색 불꽃을 나타낸다. 산화칼슘(CaO)은 가죽의 무두질이나 원유 정제와 같은 다양한 산업 공정에 쓰이는데, 특수한 가마 안에서 탄산칼슘을 가열해 얻는다. 플루오린화칼슘, 황산칼슘은 건축 자재인 시멘트와 회반죽의 원료이다. 이 밖에도 여러 종류의 칼슘 화합물이 비료에서 페인트에 이르는 다양한 제품 생산에 원료로 쓰인다.
칼슘은 생명체, 특히 사람과 동물에게 필수적이다. 뼈와 이의 성장과 유지에 꼭 필요하고, 혈액의 응고, 근육의 수축 등도 돕는다. 사람에게 필요한 칼슘은 채소나 우유 및 유제품 그리고 멸치 같이 뼈째로 먹을 수 있는 생선 등의 음식물에 충분히 들어 있다. 칼슘은 1808년에 영국의 화학자인 험프리 데이비가 처음으로 분리해냈다. 그러나 이미 고대의 이집트인, 그리스인, 로마인도 칼슘 화합물에 대해 알고 있었으며, 모르타르를 만드는 데 칼슘 화합물을 이용했다.
칼슘 특성
칼슘은 가장 바깥의 원자가 전자 2개를 잃으려는 성질이 있어 주로 +2의 산화수를 가지며, 같은 이유로 반응성이 커서 산소나 물과 쉽게 반응하기 때문에 자연에서는 순수한 형태로 발견되지 않는다. 순수한 금속을 공기 중에 노출시키면 산소와 질소와 반응하여 각각 산화물(산화칼슘, CaO)과 질화물(질화칼슘, Ca3N2)이 생성되어 표면에 회백색의 막이 생긴다. 물과 반응시키면 수소 기체를 발생시키며, 이 때 생성되는 수산화칼슘으로 인해 반응이 느려져 열을 많이 발생시키지 않으므로 수소 기체를 생산하는 데 이 방법을 사용한다. 그러나 분말 형태로 반응시키면 표면적이 증가함에 따라 반응도 매우 급격해지며, 수산화칼슘을 녹일 수 있는 산성 용액에서도 반응 속도가 매우 빠르다. 할로젠이나 칼로겐 원소들과 반응하면 이온 결합 화합물을 형성하며, 수소화물(수소화칼슘, CaH2)도 알려져 있다.
칼슘 특성
대부분의 칼슘 화합물은 무색이며, 칼슘 이온(Ca2+)을 포함하는 용액 또한 무색이다. 또, 다른 알칼리 토금속과 마찬가지로 칼슘의 염은 대부분 물에 잘 용해된다. 그러나 수산화 칼슘, 황산 칼슘, 탄산 칼슘, 인산 칼슘 등은 예외적으로 물에 대한 용해도가 작다. 수용액에 포함된 칼슘 이온은 사람에 따라 쓴맛, 신맛 등으로 다르게 느낀다. 또, 많은 동물이 칼슘만의 맛을 느낄 수 있으며, 사람도 칼슘을 감지할 수 있는 수용체가 존재하는 것으로 보인다.
칼슘은 은백색의 무른 금속으로, 납보다는 단단하여 칼로 자르기가 어렵다. 비중이 1.55로 알칼리 토금속 중에서는 가장 가벼우며, 이는 원자 번호가 더 작은 베릴륨이나 마그네슘보다도 가벼운 것이다. 비저항은 구리나 알루미늄보다 크지만 비중이 낮아 단위 질량 당 저항을 기준으로 할 때는 전기 저항이 더 작다. 그러나 공기 중에 방치하면 산소, 질소, 수증기 등과 잘 반응하므로 도체로 사용하는 경우는 적다. 공기 중에서 잘 발화하지 않지만 연소시킬 경우 밝은 주황색 불꽃을 낸다. 녹는점은 842℃, 끓는점은 1484℃이다. 두 가지의 동소체와 24가지의 동위 원소가 알려져 있으며, 결정구조는 면심 입방 구조이다.
칼슘이온은 세포내에서 중요한 신호전달물질로 작용한다. 2차전령체의 하나로, 칼슘농도의 증감에 의하여 세포내 신호전달 과정이 매개된다.
칼슘 존재
칼슘은 반응성이 크므로 자연에서는 순수한 형태로 발견되지 않는다. 하지만 지구의 지각에서는 질량 기준으로 약 4.15%를 차지하여 다섯 번째로 많이 존재하는 원소이다. 해수에서는 칼슘 이온(Ca2+)의 형태로 존재하며, 이는 질량과 입자 수 기준으로 나트륨, 염소, 마그네슘, 황산 이온에 이어 다섯 번째로 많이 용해된 이온이다. 지각에서는 주로 탄산칼슘(CaCO3)의 형태로 방해석, 백악, 대리석, 백운석, 진주, 석회 동굴 등에 존재하며, 석고(CaSO4·2H2O), 형석(CaF2), 장석 등에도 많이 존재한다. 또, 칼슘은 치아나 뼈를 구성하는 주요 물질이므로 인체에는 약 2% 정도의 칼슘이 포함되어 있으며, 원소 중에서는 인체에서 5번째로 많이 존재하는 양이다.
칼슘은 자연에서 5가지의 안정 동위 원소(40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca)와 반감기가 매우 긴 동위 원소인 48Ca이 발견된다. 자연에서 발견되는 동위 원소의 원자량의 범위가 그 원소의 평균 원자량의 20% 이상인 경우는 수소와 헬륨을 제외하면 칼슘이 유일하다. 또, 우주선에 의해 생성되는 방사성 동위 원소인 41Ca은 반감기가 약 10만 년으로 매우 길다.
칼슘 존재
자연에 존재하는 칼슘 동위 원소의 약 97%를 차지하는 40Ca은 원자핵 안에 양성자와 중성자를 모두 20개씩 포함하고 있어 이중 마법수를 가지는 매우 안정한 원자핵이며, 동시에 양성자와 중성자의 수가 같은 안정 동위 원소 중에서는 가장 무거운 원자핵이기도 하다. 40K이 방사성 붕괴를 하면 40Ar과 함께 생성되는데, 지질학에서 40K와 40Ar의 비율을 측정하여 연대를 측정하는 칼륨-아르곤 연대 측정에서 이것이 방해가 되기도 하였다.
칼슘 역사
칼슘 화합물인 석회는 선사 시대인 기원전 7000년에서 14000년 전부터 건축 재료로 사용되었으며 메소포타미아와 고대 로마에서도 칼슘 화합물을 사용하였다. 그러나 순수한 칼슘은 영국의 험프리 데이비가 1808년에 처음으로 분리하게 된다. 그는 베르셀리우스와 폰틴이 생석회와 산화 수은의 혼합물을 전기분해하여 아말감을 얻었다는 소식을 듣고 그 아말감에서 수은을 증발시켜 처음으로 순수한 칼슘을 분리하였다. 그러나 순수한 칼슘은 20세기 이전에는 대규모로 생산되지 않았다. 오늘날에는 석회에 포함된 칼슘 원자들을 고온 저압의 용기에서 알루미늄 원자로 치환시켜서 순수한 칼슘을 생산한다.
할로젠
할로젠(Halogen, /ˈhælədʒən, ˈheɪ-, -loʊ-, -ˌdʒɛn/)은 플루오린 (F), 염소 (Cl), 브로민 (Br), 아이오딘 (I), 방사성 원소인 아스타틴 (At)과 테네신 (Ts)의 6가지 화학적으로 서로 관련된 원소로 구성된 주기율표의 족이다. 하지만 일부 저자는 테네신의 화학적 특성이 알려져 있지 않고 이론적으로 갈륨의 특성과 더 유사할 것으로 예상되기 때문에 테네신을 할로젠에서 제외하기도 한다. 현대 IUPAC 명명법에서 이 족은 17족으로 알려져 있다.
"할로젠"이라는 단어는 "소금 생성자" 또는 "소금 제조자"를 의미한다. 할로젠이 금속과 반응하면 플루오린화 칼슘, 염화 나트륨 (일반적인 식탁용 소금), 브로민화 은, 아이오딘화 칼륨을 포함한 다양한 염을 생성한다.
할로젠
할로젠족은 표준 온도 압력에서 세 가지 주요 물질 상태의 원소를 모두 포함하는 유일한 주기율표 족이다. 그러나 실온보다 약간 높은 온도에서는 백린을 표준 상태로 간주할 경우 1족과 15족에서도 동일한 현상이 발생한다. 모든 할로젠은 수소와 결합할 때 산을 형성한다. 대부분의 할로젠은 일반적으로 광물이나 염에서 생산된다. 중간 할로젠인 염소, 브로민, 아이오딘은 종종 소독제로 사용된다. 유기브로민 화합물은 가장 중요한 난연제 계열인 반면, 원소 할로젠은 위험하고 유독할 수 있다.
할로젠 역사
플루오린 광물인 형석은 1529년에 이미 알려져 있었다. 초기의 화학자는 플루오린 화합물이 미발견 원소를 포함하고 있다는 것을 깨달았지만, 이를 분리할 수 없었다. 1869년 영국의 화학자 조지 고어는 플루오린화 수소산에 전류를 흘려 플루오린을 생성했을 가능성이 높지만, 당시에는 그의 결과를 증명할 수 없었다. 1886년 파리의 화학자 앙리 무아상은 무수 플루오린화 수소에 녹인 플루오린화 칼륨을 전기 분해하여 플루오린을 성공적으로 분리했다.
염산은 연금술사와 초기 화학자에게 알려져 있었다. 그러나 원소 염소는 1774년 칼 빌헬름 셸레가 염산을 이산화 망가니즈와 함께 가열할 때여야 비로서 독립적으로 생산되기 시작했다. 셸레는 이 원소를 "탈플로지스톤화된 염산"이라고 불렀으며, 염소는 33년 동안 그렇게 알려졌다. 1807년 험프리 데이비는 염소를 연구하여 그것이 실제 원소임을 발견했다. 염소 가스는 제1차 세계 대전 중에 독가스로 사용되었다. 오염된 지역의 산소를 대체하고 일반 산소화된 공기를 유독한 염소 가스로 대체했다. 이 가스는 외부 및 내부, 특히 폐에서 인체 조직을 태워 오염 수준에 따라 호흡을 어렵게 하거나 불가능하게 만들었다.
할로젠 역사
브로민은 1820년대 앙투안 제롬 발라르가 발견했다. 발라르는 고염수 샘플에 염소 가스를 통과시켜 브로민을 발견했다. 그는 원래 이 새로운 원소에 "무리드"라는 이름을 제안했지만, 프랑스 과학 아카데미는 이 원소의 이름을 브로민으로 변경했다.
아이오딘은 베르나르 쿠르투아가 발견했다. 그는 초석 제조 공정의 일부로 바닷말 재를 사용하고 있었다. 쿠르투아는 일반적으로 바닷말 재를 물과 함께 끓여 염화 칼륨을 생성했다. 그러나 1811년 쿠르투아는 공정에 황산을 추가했고, 그의 공정이 검은색 결정으로 응축되는 자주색 연기를 생성한다는 것을 발견했다. 이 결정들이 새로운 원소라고 의심한 쿠르투아는 조사용 샘플을 다른 화학자에게 보냈다. 아이오딘은 조제프 루이 게이뤼삭이 새로운 원소임을 증명했다.
할로젠 역사
1931년 프레드 앨리슨은 자기광학 효과 기계를 이용해 85번 원소를 발견했다고 주장하며 알라바민(Alabamine)이라고 명명했지만, 이는 착오였다. 1937년 라젠드랄랄 데는 광물에서 85번 원소를 발견했다고 주장하며 다킨(dakine)이라고 불렀지만, 그 역시 착오였다. 1939년 호리아 훌루베이와 이베트 코슈아가 분광학을 통해 85번 원소를 발견하려는 시도도 실패했으며, 같은 해 월터 민더가 폴로늄의 베타 붕괴로 인해 아이오딘과 유사한 원소를 발견했지만 이 또한 실패했다. 현재 아스타틴으로 명명된 85번 원소는 1940년 데일 R. 코슨, K. R. 매켄지, 에밀리오 지노 세그레가 비스무트에 알파 입자를 충돌시켜 성공적으로 생산했다.
2010년, 유리 오가네샨 핵물리학자가 이끄는 연구진은 JINR, 오크리지 국립연구소, 로렌스 리버모어 국립연구소, 밴더빌트 대학교의 과학자와 함께 버클륨-249 원자에 칼슘-48 원자를 성공적으로 충돌시켜 테네신을 만들었다.
할로젠 역사
1811년 독일 화학자 요한 슈바이거는 "소금 생성자"를 의미하는 "할로젠"이라는 이름(그리스어 αλς [hals] "소금"과 γενειν [genein] "낳다"에서 유래)을, 영국의 화학자 험프리 데이비가 제안한 "염소"라는 이름을 대체할 것을 제안했다. 그러나 데이비가 제안한 원소의 이름이 우세했다. 그러나 1826년 스웨덴의 화학자 옌스 야코브 베르셀리우스 남작은 플루오린, 염소, 아이오딘 원소에 대해 "할로젠"이라는 용어를 제안했는데, 이 원소가 알칼리 금속과 화합물을 형성할 때 바다 소금과 같은 물질을 생성하기 때문이다.
이 원소의 영어 이름은 모두 '-ine'으로 끝난다. 플루오린의 이름은 "흐르다"를 의미하는 라틴어 "fluere"에서 유래했으며, 이는 금속 가공에서 플럭스로 사용되었던 형석 광물에서 파생되었기 때문이다. 염소의 이름은 "녹황색"을 의미하는 그리스어 "chloros"에서 유래했다. 브로민의 이름은 "악취"를 의미하는 그리스어 "bromos"에서 유래했다. 아이오딘의 이름은 "보라색"을 의미하는 그리스어 "iodes"에서 유래했다. 아스타틴의 이름은 "불안정한"을 의미하는 그리스어 "astatos"에서 유래했다. 테네신은 합성된 미국의 테네시주의 이름을 따서 명명되었다.
할로젠 특성
플루오린, 염소, 브로민, 아이오딘은 비금속이다. 가장 무거운 17족 원소인 아스타틴과 테네신의 화학적 특성은 아직 확정적으로 조사되지 않았다. 할로젠은 주기율표 열의 위에서 아래로 갈수록 화학 결합 에너지가 늘어나는 경향을 보이며 플루오린은 약간 벗어난다. 다른 원자와의 화합물에서 가장 높은 결합 에너지를 가지는 경향을 따르지만, 이원자 F2 분자 내에서는 매우 약한 결합을 가진다. 이는 주기율표에서 17족 아래로 내려갈수록 원자의 크기가 증가하기 때문에 원소의 반응성이 감소함을 의미한다.
할로젠 특성
할로젠은 반응성이 매우 높아 충분한 양에서는 생물에 해롭거나 치명적일 수 있다. 이러한 높은 반응성은 높은 유효 핵전하로 인한 원자의 높은 전기 음성도 때문이다. 할로젠은 최외각 에너지 준위에 7개의 원자가 전자를 가지고 있기 때문에 다른 원소의 원자와 반응하여 전자를 얻음으로써 옥텟 규칙을 만족시킬 수 있다. 플루오린은 모든 원소 중 가장 반응성이 높다. 산소보다 전기 음성도가 높은 유일한 원소이며, 유리와 같이 불활성인 물질도 공격하고, 일반적으로 불활성인 비활성 기체와도 화합물을 형성한다. 이는 부식성이 있고 매우 유독한 가스이다. 플루오린의 반응성은 실험실 유리 제품에서 사용하거나 보관할 경우 소량의 물이 있을 때 유리와 반응하여 사플루오린화 규소 (SiF4)를 형성할 수 있다. 따라서 플루오린은 테플론 (그 자체로 유기플루오린 화합물)과 같은 물질, 극도로 건조한 유리, 또는 표면에 보호 플루오린층을 형성하는 구리나 강철과 같은 금속과 함께 취급해야 한다.
플루오린의 높은 반응성으로 인해 특히 탄소와의 가장 강력한 결합이 가능하다. 예를 들어, 테플론은 플루오린과 탄소가 결합한 것으로, 열 및 화학적 공격에 매우 강하며 높은 녹는점을 가지고 있다.
할로젠 특성
안정한 할로젠은 동핵 이원자 분자를 형성한다. 비교적 약한 분자간 힘 때문에 염소와 플루오린은 "원소 기체"로 알려진 계열을 형성한다.
원자 번호가 증가할수록 원소의 반응성은 감소하고 녹는점은 높아진다. 녹는점이 높아지는 것은 더 많은 전자로 인해 더 강한 런던 분산력이 발생하기 때문이다.
모든 할로젠은 수소와 반응하여 할로젠화 수소를 형성하는 것으로 관찰되었다. 플루오린, 염소, 브로민의 경우 이 반응은 다음 형식으로 진행된다.
H2 + X2 → 2HX
그러나 아이오딘화 수소와 아스타틴화 수소는 다시 구성 원소로 분리될 수 있다.
수소-할로젠 반응은 더 무거운 할로젠으로 갈수록 점차 반응성이 낮아진다. 플루오린-수소 반응은 어둡고 차가운 곳에서도 폭발적이다. 염소-수소 반응 또한 폭발적이지만, 빛과 열이 있는 경우에만 그렇다. 브로민-수소 반응은 훨씬 덜 폭발적이며, 불꽃에 노출될 때만 폭발적이다. 아이오딘과 아스타틴은 수소와 부분적으로만 반응하여 평형을 이룬다.
할로젠 특성
모든 할로젠은 수소와 함께 플루오린화 수소 (HF), 염화 수소 (HCl), 브로민화 수소 (HBr), 아이오딘화 수소 (HI), 아스타틴화 수소 (HAt)로 알려진 이진 화합물을 형성한다. 이 모든 화합물은 물과 섞이면 산을 형성한다. 플루오린화 수소는 수소 결합을 형성하는 유일한 할로젠화 수소이다. 염산, 브로민화수소산, 아이오딘화수소산, 하이드로아스타틴산은 모두 강산이지만, 플루오린화 수소산은 약산이다.
모든 할로젠화 수소는 자극성 물질이다. 플루오린화 수소와 염화 수소는 매우 산성이다. 플루오린화 수소는 산업용 화학 물질로 사용되며, 매우 유독하여 폐부종을 유발하고 세포를 손상시킨다. 염화 수소 또한 위험한 화학 물질이다. 염화 수소 농도가 50ppm 이상인 가스를 흡입하면 인체에 사망을 초래할 수 있다. 브로민화 수소는 염화 수소보다 훨씬 더 유독하고 자극적이다. 브로민화 수소 농도가 30 ppm 이상인 가스를 흡입하면 인체에 치명적일 수 있다. 아이오딘화 수소는 다른 할로젠화 수소와 마찬가지로 유독하다.
할로젠 특성
모든 할로젠은 나트륨과 반응하여 플루오린화 나트륨, 염화 나트륨, 브로민화 나트륨, 아이오딘화 나트륨, 아스타틴화 나트륨을 형성하는 것으로 알려져 있다. 가열된 나트륨과 할로젠의 반응은 밝은 주황색 불꽃을 생성한다. 나트륨과 염소의 반응은 다음 형식으로 진행된다.
2Na + Cl2 → 2NaCl
철은 플루오린, 염소, 브로민과 반응하여 철(III) 할로젠화물을 형성한다. 이 반응은 다음 형식으로 진행된다.
2Fe + 3X2 → 2FeX3
그러나 철이 아이오딘과 반응할 때는 오직 아이오딘화 철(II)만 형성한다.
Fe + I2 → FeI2
할로젠 특성
철강은 저온에서도 플루오린과 빠르게 반응하여 흰색 화합물인 플루오린화 철(III)을 형성할 수 있다. 염소가 가열된 철과 접촉하면 반응하여 검은색 염화 철(III)을 형성한다. 그러나 반응 조건이 습하면 이 반응은 대신 적갈색의 생성물을 낳는다. 철은 또한 브로민과 반응하여 브로민화 철(III)을 형성할 수 있다. 이 화합물은 건조한 조건에서 적갈색이다. 철과 브로민의 반응은 플루오린 또는 염소와의 반응보다 반응성이 낮다. 또한 뜨거운 철 아이오딘과 반응할 수 있지만, 아이오딘화 철(II)을 형성한다. 이 화합물은 회색일 수 있지만, 반응은 항상 과량의 아이오딘으로 오염되므로 확실히 알려져 있지 않다. 철과 아이오딘의 반응은 더 가벼운 할로젠과의 반응보다 덜 격렬하다.
인터할로젠 화합물은 X와 Y가 할로젠이고 n이 1, 3, 5, 또는 7인 XYn 형태이다. 인터할로젠 화합물은 최대 두 개의 다른 할로젠을 포함한다. ClF3와 같은 큰 인터할로젠은 순수 할로젠과 ClF와 같은 작은 인터할로젠의 반응으로 생성될 수 있다. IF7를 제외한 모든 인터할로젠은 다양한 조건에서 순수 할로젠을 직접 결합하여 생성될 수 있다.
할로젠 특성
인터할로젠은 일반적으로 F2를 제외한 모든 이원자 할로젠 분자보다 반응성이 높다. 왜냐하면 인터할로젠 결합이 더 약하기 때문이다. 그러나 인터할로젠의 화학적 특성은 여전히 이원자 할로젠과 거의 동일하다. 많은 인터할로젠은 하나 이상의 플루오린 원자가 더 무거운 할로젠과 결합하여 구성된다. 염소와 브로민은 최대 5개의 플루오린 원자와 결합할 수 있으며, 아이오딘은 최대 7개의 플루오린 원자와 결합할 수 있다. 대부분의 인터할로젠 화합물은 공유 결합 기체이다. 그러나 BrF3와 같은 일부 인터할로젠은 액체이며, 많은 아이오딘 함유 인터할로젠은 고체이다.
할로젠 특성
플라스틱 중합체와 같은 많은 합성 유기 화합물과 소수의 천연 화합물에는 할로젠 원자가 포함되어 있으며, 이를 할로젠화 화합물 또는 유기 할로젠화물이라고 한다. 염소는 바닷물에 가장 풍부한 할로젠이며, 인간에게 비교적 많은 양(염화 이온 형태)이 필요한 유일한 할로젠이다. 예를 들어, 염화 이온은 억제성 전달 물질인 GABA의 작용을 중재함으로써 뇌 기능에 중요한 역할을 하며, 신체는 이를 이용하여 위산을 생성하기도 한다. 아이오딘은 티록신과 같은 갑상샘 호르몬 생산에 미량으로 필요하다. 유기 할로젠은 또한 친핵성 추상 반응을 통해 합성된다.
폴리할로젠화 화합물은 여러 할로젠으로 치환된 산업적으로 생성된 화합물이다. 이들 중 다수는 매우 유독하며 인체에 생체 축적되고, 매우 광범위한 응용 범위를 가진다. 이에는 PCB, PBDE, 과불화화합물 (PFC) 및 기타 수많은 화합물이 포함된다.
플루오린은 물과 격렬하게 반응하여 산소 (O2)와 플루오린화 수소 (HF)를 생성한다.
2 F2(g) + 2 H2O(l) → O2(g) + 4 HF(aq)
할로젠 특성
염소는 상온 (21°C)에서 물 1kg당 약 7.1g Cl2의 최대 용해도를 가진다. 용해된 염소는 염산 (HCl)과 하이포아염소산을 형성하며, 이 용액은 소독제나 표백제로 사용될 수 있다.
Cl2(g) + H2O(l) → HCl(aq) + HClO(aq)
브로민은 물 100g당 3.41g의 용해도를 가지지만, 천천히 반응하여 브로민화 수소 (HBr)와 하이포아브롬산 (HBrO)을 형성한다.
Br2(g) + H2O(l) → HBr(aq) + HBrO(aq)
그러나 아이오딘은 물에 최소한으로 용해되며 (20°C에서 물 100g당 0.03g) 물과 반응하지 않는다. 하지만 아이오딘화 칼륨 (KI)을 첨가하는 것과 같이 삼아이오딘화물 이온이 형성되기 때문에 아이오딘화 이온이 존재하면 아이오딘은 수용액을 형성한다.
아래 표는 할로젠의 주요 물리적 및 원자적 특성을 요약한 것이다. 물음표로 표시된 데이터는 불확실하거나 관측보다는 주기적 성질에 부분적으로 기반한 추정치이다.
플루오린은 하나의 안정하고 자연적으로 발생하는 동위 원소인 플루오린-19를 가지고 있다. 그러나 자연에는 프로트악티늄-231의 뭉치 붕괴를 통해 발생하는 방사성 동위 원소 플루오린-23이 미량 존재한다. 총 18개의 플루오린 동위 원소가 발견되었으며, 원자 질량은 13에서 31까지 다양하다.
염소는 두 개의 안정하고 자연적으로 발생하는 동위 원소인 염소-35와 염소-37을 가지고 있다. 그러나 자연에는 아르곤-36의 파쇄를 통해 발생하는 동위 원소 염소-36이 미량 존재한다. 총 24개의 염소 동위 원소가 발견되었으며, 원자 질량은 28에서 51까지 다양하다.
브로민에는 두 개의 안정하고 자연적으로 발생하는 동위 원소인 브로민-79와 브로민-81이 있다. 총 33개의 브로민 동위 원소가 발견되었으며, 원자 질량은 66에서 98까지 다양하다.
아이오딘에는 하나의 안정하고 자연적으로 발생하는 동위 원소인 아이오딘-127이 있다. 그러나 자연에는 광석의 우라늄 방사성 붕괴 및 파쇄를 통해 발생하는 방사성 동위 원소 아이오딘-129가 미량 존재한다. 여러 다른 방사성 아이오딘 동위 원소도 우라늄 붕괴를 통해 자연적으로 생성되었다. 총 38개의 아이오딘 동위 원소가 발견되었으며, 원자 질량은 108에서 145까지 다양하다.
아스타틴 동위 원소는 안정적인 것이 없다. 그러나 우라늄, 넵투늄, 플루토늄의 방사성 붕괴를 통해 생성되는 4개의 자연 발생 방사성 아스타틴 동위 원소가 있다. 이 동위 원소들은 아스타틴-215, 아스타틴-217, 아스타틴-218, 아스타틴-219이다. 총 31개의 아스타틴 동위 원소가 발견되었으며, 원자 질량은 191에서 227까지 다양하다.
테네신 동위 원소는 안정적인 것이 없다. 테네신은 오직 두 개의 알려진 인공 방사성 동위 원소인 테네신-293과 테네신-294를 가지고 있다.
할로젠 생산
매년 약 6백만 톤의 플루오린 광물인 형석이 생산된다. 매년 40만 톤의 플루오린화 수소산이 제조된다. 플루오린 기체는 인산 제조의 부산물로 생산되는 플루오린화 수소산에서 만들어진다. 매년 약 15,000톤의 플루오린 가스가 생산된다.
암염은 염소를 위해 가장 흔히 채굴되는 광물이지만, 카르날라이트와 실바이트 광물도 염소를 위해 채굴된다. 매년 4천만 톤의 염소가 고염수의 전기 분해를 통해 생산된다.
매년 약 45만 톤의 브로민이 생산된다. 생산되는 모든 브로민의 50%는 미국에서, 35%는 이스라엘에서 생산되며, 나머지는 대부분 중국에서 생산된다. 역사적으로 브로민은 황산과 표백 분말을 천연 염수에 첨가하여 생산되었다. 그러나 현대에는 허버트 다우가 발명한 전기 분해 방식으로 브로민이 생산된다. 염소를 해수에 통과시킨 다음 공기를 해수에 통과시키는 방법으로도 브로민을 생산할 수 있다.
할로젠 생산
2003년에는 22,000톤의 아이오딘이 생산되었다. 칠레는 모든 아이오딘 생산량의 40%를 생산하고, 일본은 30%를 생산하며, 러시아와 미국에서도 소량이 생산된다. 1950년대까지 아이오딘은 다시마에서 추출되었다. 그러나 현대에는 다른 방법으로 아이오딘이 생산된다. 아이오딘이 생산되는 한 가지 방법은 이산화 황을 일부 아이오딘산염을 포함하는 질산염 광석과 혼합하는 것이다. 아이오딘은 또한 천연가스 매장지에서도 추출된다.
아스타틴은 자연적으로 발생하지만, 일반적으로 비스무트에 알파 입자를 충돌시켜 생산된다.
테네신은 사이클로트론을 사용하여 버클륨-249와 칼슘-48을 융합하여 테네신-293과 테네신-294를 생성한다.
할로젠 응용 분야
염소와 브로민은 음용수, 수영장, 신선한 상처, 스파, 식기, 표면의 소독제로 사용된다. 이들은 멸균이라는 과정을 통해 세균 및 기타 잠재적으로 해로운 미생물을 죽인다. 이들의 반응성은 표백에도 활용된다. 염소에서 생산되는 하이포아염소산 나트륨은 대부분의 옷감 표백제의 활성 성분이며, 염소 유래 표백제는 일부 종이 제품 생산에 사용된다.
할로젠등은 텅스텐 필라멘트를 사용하는 백열등의 일종으로, 전구에 아이오딘이나 브로민과 같은 소량의 할로젠이 첨가된다. 이는 동일한 와트에서 비할로젠 백열 전구보다 훨씬 작은 램프를 생산할 수 있게 만든다. 이 가스는 필라멘트의 얇아짐과 전구 내부의 검게 변색되는 것을 줄여 전구의 수명을 훨씬 길게 한다. 할로젠 램프는 다른 백열 전구보다 더 높은 온도(2800~3400 켈빈)에서 더 하얀색으로 빛난다. 그러나 이로 인해 전구는 실리카 유리 대신 석영유리로 제조되어 파손을 줄여야 한다.
할로젠 응용 분야
약물 발견에서, 주도적인 약물 후보에 할로젠 원자를 통합하면 일반적으로 더 친유성이고 수용성이 낮은 유사체를 얻을 수 있다. 결과적으로 할로젠 원자는 지질막 및 조직을 통한 침투를 개선하는 데 사용된다. 일부 할로젠화 약물이 지방 조직에 축적되는 경향이 있는 이유도 이 때문이다.
할로젠 원자의 화학적 반응성은 주도체에 결합되는 위치와 할로젠의 종류 모두에 따라 달라진다. 방향족 할로젠 계열은 지방족 할로젠 그룹보다 훨씬 덜 반응적이며, 지방족 할로젠 계열은 상당한 화학적 반응성을 나타낼 수 있다. 지방족 탄소-할로젠 결합의 경우 C-F 결합이 가장 강하며 일반적으로 지방족 C-H 결합보다 화학적으로 덜 반응적이다. 다른 지방족-할로젠 결합은 더 약하며, 주기율표 아래로 갈수록 반응성이 증가한다. 이들은 일반적으로 지방족 C-H 결합보다 화학적으로 더 반응적이다. 결과적으로 가장 흔한 할로젠 치환은 덜 반응적인 방향족 플루오린 및 염소 그룹이다.
할로젠 생물학적 역할
플루오린화물 음이온은 유기체의 상아질, 뼈, 치아, 혈액, 알, 소변, 머리카락에서 발견된다. 아주 소량의 플루오린화물 음이온은 인간에게 필수적일 수 있다. 인간 혈액 1리터당 0.5밀리그램의 플루오린이 있다. 인간 뼈는 0.2~1.2%의 플루오린을 포함한다. 인간 조직은 약 50억분의 1의 플루오린을 포함한다. 일반적인 70킬로그램의 인간은 3~6그램의 플루오린을 포함한다.
염화물 음이온은 인간을 포함한 많은 종에게 필수적이다. 시리얼의 건조 중량 중 염소 농도는 10~20 ppm인 반면, 감자의 염화물 농도는 0.5%이다. 흙 속 염화물 수준이 2 ppm 미만으로 떨어지면 식물 성장에 부정적인 영향을 미친다. 인간 혈액은 평균 0.3%의 염소를 포함한다. 인간 뼈는 일반적으로 900 ppm의 염소를 포함한다. 인간 조직은 약 0.2~0.5%의 염소를 포함한다. 일반적인 70킬로그램의 인간에는 총 95그램의 염소가 있다.
할로젠 생물학적 역할
브로민화물 음이온 형태의 브로민은 모든 유기체에 존재한다. 인간에게 브로민의 생물학적 역할은 아직 입증되지 않았지만, 일부 유기체는 유기브로민 화합물을 포함하고 있다. 인간은 일반적으로 하루에 1~20밀리그램의 브로민을 섭취한다. 인간 혈액에는 일반적으로 5 ppm의 브로민이, 인간 뼈에는 7 ppm의 브로민이, 인간 조직에는 7 ppm의 브로민이 존재한다. 일반적인 70 kg의 인간은 260밀리그램의 브로민을 포함한다.
인간은 일반적으로 하루에 100마이크로그램 미만의 아이오딘을 섭취한다. 아이오딘 결핍은 지적 장애를 유발할 수 있다. 유기아이오딘 화합물은 인간의 일부 샘, 특히 갑상샘뿐만 아니라 위, 표피, 면역계에서도 발견된다. 아이오딘을 함유한 식품으로는 대구, 굴, 새우, 청어, 바닷가재, 해바라기씨, 바닷말, 버섯 등이 있다. 그러나 아이오딘은 식물에서는 생물학적 역할이 없는 것으로 알려져 있다. 인간 혈액에는 일반적으로 리터당 0.06밀리그램의 아이오딘이, 인간 뼈에는 300억분의 1의 아이오딘이, 인간 조직에는 50~700억분의 1의 아이오딘이 존재한다. 일반적인 70킬로그램의 인간에는 10~20밀리그램의 아이오딘이 있다.
할로젠 생물학적 역할
아스타틴은 매우 희소하지만, 지구상에서 마이크로그램 단위로 발견되었다. 높은 방사능과 극심한 희귀성, 그리고 가장 안정한 동위 원소의 반감기가 약 8시간에 불과하기 때문에 알려진 생물학적 역할은 없다.
테네신은 순수하게 인공적으로 만들어졌으며 자연에서 다른 역할은 없다.
할로젠 독성
할로젠은 무거워질수록 독성이 감소하는 경향이 있다.
플루오린 가스는 극도로 유독하다. 25 ppm 농도의 플루오린을 흡입하는 것은 치명적일 수 있다. 플루오린화 수소산 또한 유독하며, 피부를 침투하여 매우 고통스러운 화상을 유발할 수 있다. 또한 플루오린화물 음이온은 유독하지만 순수한 플루오린만큼 유독하지는 않다. 플루오린화물은 5~10그램의 양으로 치명적일 수 있다. 1.5 mg/L 이상의 플루오린화물을 장기간 섭취하는 것은 치아의 심미적 상태인 반상치의 위험과 관련이 있다. 4 mg/L 이상의 농도에서는 뼈의 경화로 인해 골절이 더 흔해지는 골격 플루오린증이 발생할 위험이 증가한다. 치아 우식증을 예방하는 방법인 불소화 처리의 현재 권장 수준은 플루오린의 해로운 영향을 피하면서 동시에 이점을 얻기 위해 0.7~1.2 mg/L 범위로 사용된다. 정상 수준과 골격 플루오린증에 필요한 수준 사이의 수준을 가진 사람들은 관절염과 유사한 증상을 보이는 경향이 있다.
할로젠 독성
염소 기체는 매우 유독하다. 3 ppm 농도의 염소를 흡입하면 빠르게 유독 반응을 일으킬 수 있다. 50 ppm 농도의 염소를 흡입하는 것은 매우 위험하다. 몇 분 동안 500 ppm 농도의 염소를 흡입하는 것은 치명적이다. 또한 염소 가스를 흡입하는 것은 부식성 때문에 매우 고통스럽다. 염산은 염소의 산이며, 비교적 무독성인 반면, 매우 부식성이 강하고 공기 중에서 매우 자극적이고 유독한 염화 수소 가스를 방출한다.
순수 브로민은 다소 유독하지만 플루오린과 염소보다 독성이 적다. 브로민 100밀리그램은 치명적이다. 브로민화물 음이온도 유독하지만 브로민보다는 독성이 적다. 브로민화물의 치사량은 30그램이다.
아이오딘은 폐와 눈에 자극을 줄 수 있으며, 안전 한도는 세제곱미터당 1밀리그램이다. 경구 섭취 시 3그램의 아이오딘은 치명적일 수 있다. 아이오딘화물 음이온은 대부분 무독성이지만, 다량 섭취하면 치명적일 수도 있다.
아스타틴은 매우 희귀하지만 방사성이어서 매우 위험하다. 그러나 거시적인 양으로 생산된 적이 없으므로 그 독성이 일반인에게 큰 의미가 없을 가능성이 높다.
테네신은 반감기가 너무 짧아 화학적으로 연구할 수 없지만, 방사능으로 인해 매우 위험할 것이다.
할로젠 초할로젠
특정 알루미늄 화합물은 초원자 특성을 가지고 있다. 이 알루미늄 클러스터는 헬륨 가스에서 음이온 (Al−n (n = 1, 2, 3, ...))으로 생성되며, 아이오딘을 함유한 가스와 반응한다. 질량 분석법으로 분석한 결과, 한 가지 주요 반응 생성물이 Al13I−인 것으로 밝혀졌다. 추가 전자를 가진 13개 알루미늄 원자의 이 클러스터는 동일한 가스 흐름에 산소가 유입될 때 산소와 반응하지 않는 것으로 보인다. 각 원자가 3개의 원자가 전자를 방출한다고 가정하면 40개의 전자가 존재하며, 이는 나트륨의 마법 수 중 하나이며 이 숫자들이 비활성 기체를 반영함을 의미한다.
계산에 따르면 추가 전자는 아이오딘 원자 바로 반대편에 있는 알루미늄 클러스터에 있다. 따라서 이 클러스터는 아이오딘보다 전자에 대한 전자 친화도가 더 높아야 하며, 따라서 이 알루미늄 클러스터는 초할로젠이라고 불린다 (즉, 음이온을 구성하는 부분의 수직 전자 분리 에너지가 어떤 할로젠 원자의 에너지보다 크다). Al13I− 이온의 클러스터 성분은 아이오딘화 이온 또는 브로민화 이온과 유사하다. 관련 Al13I−2 클러스터는 화학적으로 삼아이오딘화물 이온처럼 행동할 것으로 예상된다.
알칼리 토금속
알칼리 토금속(- 土金屬, Alkaline earth metal)은 주기율표의 2족에 속하는 여섯 화학 원소이다. 베릴륨 (Be), 마그네슘 (Mg), 칼슘 (Ca), 스트론튬 (Sr), 바륨 (Ba), 라듐 (Ra)이 알칼리 토금속에 속한다. 이 원소는 매우 유사한 특성을 가지고 있는데, 모두 표준 온도 압력에서 광택이 나고 은백색을 띠며, 다소 반응성이 있는 금속이다.
헬륨과 함께 이들 원소는 공통적으로 가득 찬 바깥쪽 s 궤도를 가지고 있다. 즉, 이 궤도에는 두 개의 전자가 모두 채워져 있으며, 알칼리 토금속은 이 전자들을 쉽게 잃어 +2 전하를 가진 양이온을 형성하고 +2의 산화수를 갖는다. 헬륨은 비활성 기체에 속하며 알칼리 토금속에 속하지 않지만, 결합을 강제로 형성할 때 베릴륨과 일부 유사성을 가질 것으로 이론화되었으며 때때로 2족에 속할 것으로 제안되기도 했다.
발견된 모든 알칼리 토금속은 자연에서 발견되지만, 라듐은 우라늄과 토륨의 붕괴 사슬을 통해서만 존재하며 원시 원소는 아니다. 이 족의 다음 추정 원소인 120번 원소를 합성하려는 모든 시도는 성공하지 못했다.
알칼리 토금속 특성
다른 족과 마찬가지로, 이 족의 원소는 전자 배열, 특히 최외각 껍질에서 일정한 패턴을 보여 화학적 행동의 경향성을 나타낸다.
대부분의 화학은 이 족의 첫 다섯 원소에서만 관측되었다. 라듐의 화학은 방사성 때문에 잘 확립되어 있지 않다. 따라서 여기에 제시된 라듐의 특성은 제한적이다.
알칼리 토금속은 모두 은색을 띠고 부드러우며, 비교적 낮은 밀도, 녹는점, 끓는점을 가진다. 화학적으로 모든 알칼리 토금속은 할로젠과 반응하여 알칼리 토금속 할로젠화물을 형성하며, 이들은 모두 이온 결정 화합물이다(단, 염화 베릴륨, 베릴륨 브로민화물, 베릴륨 아이오딘화물은 공유 결합성이다). 베릴륨을 제외한 모든 알칼리 토금속은 물과 반응하여 강한 알칼리성 수산화물을 형성하므로, 매우 주의해서 다루어야 한다. 무거운 알칼리 토금속은 가벼운 것보다 더 격렬하게 반응한다. 알칼리 토금속은 유효 핵전하가 다소 낮고 단 두 개의 전자를 잃으면 꽉 찬 최외각 껍질 배열을 이룰 수 있기 때문에 주기율표의 해당 주기에서 두 번째로 낮은 첫 번째 이온화 에너지를 갖는다. 모든 알칼리 토금속의 두 번째 이온화 에너지도 다소 낮다.
알칼리 토금속 특성
베릴륨은 예외이다. 베릴륨은 매우 높은 온도가 아니면 물이나 수증기와 반응하지 않으며, 그 할로젠화물은 공유 결합성이다. 베릴륨이 +2의 이온화 상태를 가진 화합물을 형성한다면, 높은 전하 밀도를 가지고 있어 주변의 전자 구름을 매우 강하게 편극시키고 광범위한 궤도 겹침을 이끌 것이다. 베릴륨을 포함하는 모든 화합물은 공유 결합을 가진다. 가장 이온성인 베릴륨 화합물인 플루오린화 베릴륨조차도 낮은 녹는점과 낮은 용융 시 전기 전도도를 가진다.
모든 알칼리 토금속은 최외각 껍질에 두 개의 전자를 가지고 있으므로, 채워진 전자 껍질을 만들기 위한 에너지적으로 선호되는 상태는 두 전자를 잃어 이중으로 전하를 띤 양의 이온을 형성하는 것이다.
알칼리 토금속은 모두 할로젠과 반응하여 염화 칼슘(CaCl2)과 같은 이온성 할로젠화물을 형성하며, 산소와 반응하여 산화 스트론튬(SrO)과 같은 산화물을 형성한다. 칼슘, 스트론튬, 바륨은 물과 반응하여 수소 가스와 해당 수산화물을 생성하며(마그네슘도 반응하지만 훨씬 느리게), 또한 금속 교환 반응을 통해 리간드를 교환한다.
알칼리 토금속 특성
여섯 알칼리 토금속의 동위 원소는 모두 지구 지각과 태양계에 다양한 농도로 존재하며, 이는 핵종의 반감기와 핵 안정성에 따라 달라진다. 처음 다섯 원소는 각각 하나, 세 개, 다섯 개, 네 개, 여섯 개의 안정(또는 관찰적으로 안정) 동위 원소를 가지며, 총 19개의 안정 핵종은 각각 베릴륨-9, 마그네슘-24, -25, -26, 칼슘-40, -42, -43, -44, -46, 스트론튬-84, -86, -87, -88, 바륨-132, -134, -135, -136, -137, -138이다. 이 목록에서 밑줄 친 네 동위 원소는 방사성 핵종 붕괴 에너지에 의해 관측적으로만 안정하며 극도로 긴 반감기를 통해 이중 베타 붕괴할 것으로 예측되지만, 2024년 기준으로 이들 동위 원소의 붕괴라고 명확히 보이는 현상이 관측되지 않았다. 라듐은 안정하거나 원시 핵종 동위 원소가 없다.
알칼리 토금속 특성
안정 종 외에도 칼슘과 바륨은 각각 매우 긴 반감기를 가진 원시 방사성 핵종을 하나씩 가지고 있다. 칼슘-48과 바륨-130은 각각 5.6×1019년과 1.6×1021년의 반감기를 가진다. 두 반감기는 현재 우주의 나이보다 훨씬 길며 (각각 4.7×와 117× 억 배 길다), 지구 형성 이후 100억분의 1 미만만이 붕괴했다. 이 두 동위 원소는 현실적으로 사실상 안정하다.
알칼리 토금속 특성
21개의 안정 또는 거의 안정적인 동위 원소 외에도, 여섯 알칼리 토금속 원소는 각각 다수의 알려진 방사성 동위 원소를 가지고 있다. 앞서 언급된 21개 외의 어떤 동위 원소도 원시 핵종이 아니다. 모두 태양계 형성 이후 근처 초신성과 중성자별 충돌로 무거운 핵이 퍼진 후에도 단 하나의 원자도 살아남기에는 반감기가 너무 짧으며, 현재 존재하는 것은 모두 진행 중인 다른 자연 과정에서 유래한다. 베릴륨-7, 베릴륨-10, 칼슘-41은 대기 또는 지각 원자와 우주선의 충돌로 형성되는 미량이자 우주 기원 핵종이다. 이들 중 가장 긴 반감기는 베릴륨-10의 138만 7천 년, 칼슘-41의 9만 9천 4백 년, 라듐-226 (라듐의 가장 긴 반감기를 가진 동위 원소)의 1599년, 스트론튬-90의 28.90년, 바륨-133의 10.51년, 라듐-228의 5.75년이다. 나머지 모든 원소는 반감기가 0.5년 미만이며, 대부분은 훨씬 짧다.