shopkeeper/korean_wiki_content_only_120125 huggingface dataset:
BBC는 2004년 10월에 BBC Radio Five Live의 Fighting Talk를 시험방송하였는데, 이러한 시도는 2005년 1월까지 BBC Radio 4의 "In Our Time" 등에 확장되었다. 또한, 2005년 1월에는 CBC가 자사의 기술 쇼인 "/Nerd"의 시험방송을 시작하였다. 미국의 National Public Radio는 자사의 프로그램들을 팟캐스팅하기 위해 WNYC, KCRW 등과 제휴를 맺었다. 2005년 4월, BBC는 20개의 추가 방송에 팟캐스팅을 도입한다고 발표하였으며, 여기에는 음악 라디오 도 포함되었다. 같은 달, 오스트레일리아의 ABC 방송은 몇몇 국내 방송국들에 대하여 팟캐스팅 시험방송을 시작하였다.
2005년 5월, 또 다른 트랜드가 생겨나고 있는데, 이는 Adam Curry나 Christopher Lydon 등의 아마추어 팟캐스트들이 라디오 방송의 컨텐트 원천(source of content)이 되어가는 것이다.
성장과 극복.
초창기 팟캐스터들은 애플의 아이팟과 아이튠즈가 가지고 있는 사운드 파일 동기화 기능을 사용하였으나—그로 인하여 팟캐스팅의 이름에 "Pod"를 넣었다 --, 그러한 기술은 다른 플레이어나 프로그램에서도 사용 가능한 것이었다. 애플은 2005년 중반까지는 팟캐스팅 시장에 적극적으로 참여하지는 않았으나, 2005년 중반 이후, 다음과 같은 세 가지의 역할로써 시장에 참여하였다. 팟캐처(PodCatcher:팟캐스트를 수집하는 소프트웨어)의 공급자, 팟캐스트 디렉토리의 발행자(아이튠즈 뮤직스토어 등을 통한), 그리고 퀵타임 프로나 가라지밴드 소프트웨어를 이용하여 팟캐스트를 만드는 튜토리얼의 제공자(provider of tutorial)가 바로 그것이다. 애플은 팟캐스트 등록 기능을 자사의 아이튠즈 4.9에 추가하면서 3,000개의 팟캐스트를 자사의 아이튠즈 뮤직스토어에 등록하였다. 애플의 소프트웨어는 팟캐스트에 장(chapter), 북마크, 외부 링크 등의 기능과 아이팟이나 아이튠즈의 스크린에 방송의 이미지(아트워크)를 나타나게 하는 부가적인 기능들을 제공하였다. 프로그램 발표 후 이틀 뒤, 애플은 백만 개의 팟캐스트를 등록하였다고 밝혔다.
팟빵, 네이버 오디오클립, 흐름드살롱 등이 대표적인 사이트이다. 팟캐스트의 대중화를 바탕으로 전문 스튜디오도 등장했는데, 팟빵에서 운영하는 "팟빵스튜디오"와 팟캐스트 전문 스튜디오로 '스튜디오 자몽' 이 대표적이다. 네이버에서도 네이버 파트너스퀘어라는 스튜디오를 운영하고 있다. 2016년 11월 기준 국내에 8,800여개 이상의 다양한 방송이 있다. 최근에는 '흐름드살롱' 서비스의 앱과 웹사이트에서 온라인 라디오 스튜디오를 운영할 수 있는 기능이 출시되었다. 코시국에 맞게 비대면으로 온라인 스튜디오를 운영할 수 있게 되면서 누구나 편하게 집에서 실시간 라디오를 개설하고 바로 녹음하여 캐스트로 올릴 수 있게 되면서 크리에이터들에게 각광받고 있다.
애플 아이튠즈를 기반으로 하는 팟캐스트 외에도 사운드클라우드(Soundcloud), 립신(Libsyn), 팟빈(PodBean) 등을 통해 배포되고 있다. 2017년 4월 현재 인기 팟캐스트로는 , &lt;This American Life&gt;, &lt;Bernie Sanders Show&gt; 등이 있다.
환율(換率, , )은 서로 다른 통화의 교환 비율이다. 고정 환율제와 변동 환율제가 있다.
종류와 의미.
명목환율.
명목환율이란 한 나라의 화폐가 외국의 화폐와 교환되는 비율을 말한다. 즉, 자국 화폐로 표시한 외국 화폐의 상대적인 가치라고 말할 수 있다. 명목환율이 상승한다는 것은 자국 화폐의 가치가 외국 화폐 보다 상대적으로 떨어지는 것을 의미한다.
실질환율.
실질환율이란 한 나라의 상품이 외국의 상품과 교환되는 비율을 말한다. 즉, 자국 화폐로 측정한 외국 상품의 상대적인 가치라고 할 수 있다. 실질환율이 상승한다는 것은 자국 상품의 가격이 외국 상품 보다 상대적으로 떨어져 수출경쟁력이 상승함을 뜻한다.
실효환율.
실효환율은 여러 통화 사이에서 어떤 통화의 가치가 상승하였는지, 하락하였는지를 판단하기 위해 사용되는 지표이다. 실효환율의 변화율은 교역 비중으로 가중평균한 환율의 변화율로 산출할 수 있다. 실효환율을 formula_1, 각 통화에 대한 환율을 formula_2, 교역 비중을 formula_3라고 할 때 실효환율의 변화율은 다음과 같이 산출할 수 있다.
환율의 표기법.
환율은 두 가지 방법으로 표기할 수 있다. 먼저, 외국 통화 1단위당 자국 통화의 수량으로 표시하는 방법을 자국통화표시법 또는 직접표시법이라 한다. 한편, 자국 통화 1단위당 외국 통화의 수량으로 표시하는 방법을 외국통화표시법 또는 간접표시법이라 한다.
자국통화표시법으로 환율을 표시하는 경우에는 환율이 상승한 경우에는 자국통화가 절하되며, 외국통화가 절상되었음을 의미한다. 한편, 외국통화표시법으로 표시하는 경우에는 환율이 상승한 경우에 자국통화가 절상되고 외국통화가 절하되었음을 의미하게 된다.
환율의 결정 이론.
장기: 구매력 평가 이론.
구매력 평가(purchasing power parity, PPP) 이론은 일물일가의 법칙을 거시경제학에 적용한 이론이다. 일정한 재화 바스켓이 주어질 때 재화의 가치는 어느 곳에서나 같아져야 하므로 실질환율은 1이 된다. 이에 근거하여 환율은 양국의 물가수준의 비율로 표현할 수 있는데, 이를 절대적 PPP라 한다. 자국통화표시법으로 표시한 환율을 formula_5라 하고 자국의 물가 수준을 formula_6, 외국의 물가 수준을 formula_7라 할 때 환율은 다음 식과 같아지게 된다.
절대적 PPP에서부터 환율의 절하율은 인플레이션율의 차이라는 점을 도출할 수 있다. 이를 상대적 PPP라 한다.
신축적인 물가의 변동을 가정하여 화폐 시장의 균형 조건과 PPP 이론을 결합하여, 통화량과 실질 GDP가 장기 환율의 움직임을 설명하는 통화 모형을 도출할 수 있다. PPP 이론은 운송 비용이나 관세, 비관세 장벽으로 인해 PPP와의 차이가 발생할 수 있으며, PPP로의 수렴 속도는 1년에 15%로 추정되고 있다.
단기: 자산시장 모형.
단기에서는 물가가 경직적이어서 구매력 평가 이론을 통해 환율의 움직임을 설명할 수 없다. 단기에서는 물가 수준의 변동이 적더라도 환율의 변동성은 매우 크다. 단기에서의 환율 변동을 설명하기 위해서는 다른 관점에서의 접근이 필요하다.
단기에서는 국내 자산과 해외 자산의 투자 선택에 따라 외환을 보유한다. 투자자는 국내 자산의 수익률과 해외 자산의 수익률에 대한 차익거래를 통해 수익을 극대화할 것이다. 국내 자산의 수익률과 자국 통화로 표시한 외국 자산의 수익률이 같아질 때 외환시장의 균형이 성립하게 된다. 1기간 투자를 할 경우에 균형 조건은 다음과 같다. 국내 이자율은 formula_10, 해외 이자율은 formula_11, 미래의 기대 환율은 formula_12, 현재의 환율을 formula_13라 한다.
미래의 기대 환율과 해외 이자율의 상승은 해외 자산 수익률을 상승시키는 작용을 일으켜 자국통화표시법으로 표시한 환율이 상승하도록 한다. 한편, 국내 이자율의 상승은 국내 자산의 수익률을 상승시켜 환율이 하락하도록 한다.
환율은 미래의 국내 자산 수익률과 해외 자산 수익률에 대한 기대에 의존한다. 경제 상황에 관한 소식이 있을 때마다 미래 상황에 대한 기대가 수시로 바뀔 수 있으므로 환율 역시도 수시로 변동하게 된다.
환율 오버슈팅.
자국의 통화량을 증가시키는 경우, 국내 이자율을 낮추고, 미래에 자국 통화가 절하될 것이라는 기대를 형성하게 한다. 국내 이자율 하락과 자국 통화의 절하 기대는 모두 국내 자산의 매력을 낮추어 자국 통화가 크게 절하된다. 이후 물가 수준이 조정되면서 실질 통화량은 원래 수준으로 돌아가면서 장기적으로는 이자율 효과는 상쇄되어 환율은 장기 균형 수준으로 돌아간다.
환율 제도.
고정환율제.
고정환율제란 각국 화폐 사이의 환율을 일정 수준으로 고정시키는 제도이다. 따라서 중앙은행이 환율을 유지하기 위해 통화량을 관리한다.
변동환율제.
변동환율제란 통화 가치가 외국환시장에 따라 변화하는 체계이다. 이 제도하에서 국제수지는 항상 균형이 성립한다.
혼합된 제도.
현실에서 많은 국가는 위의 두 제도가 혼합된 형태를 취하고 있다. 관리변동환율제도는 기본적으로 변동환율제를 따르면서 필요에 따라 정부가 개입하는 방식이고, 조정가능한 고정환율제는 고정환율제를 따르되 필요에 따라 정부가 평가를 조정하는 방식을 뜻한다.
환율하락은 수입 원자재와 수입품 가격 하락으로 물가가 안정되고 외화로 표시된 우리나라 가격은 상승하고 외국 상품의 가격은 상대적으로 저렴해져 수출이 감소하고 수입이 증가한다. 외국에 갚아야 할 돈의 부담이 감소한다.
황(黃, ) 또는 유황(硫黃←, ), 석유황(石硫黃, )은 화학 원소의 하나이다. 기호는 S(←), 영문: 미:Sulfur, 영:Sulphur, Brimstone이고 원자 번호는 16이다. 맛과 냄새가 없는 비금속 원소이다. 자연 상태에서는 순수한 황, 또는 황화물이나 황산염의 형태로 존재한다. 생명에 필수적인 원소로 두 종류의 아미노산에 황이 포함되어 있다. 비료의 주성분이며, 그밖에 화약, 성냥, 살충제, 살균제 등에도 쓰인다. 앙금 생성 반응을 통해 산출되는 황산 칼슘, 황산 바륨, 황산 납, 황산 은 등은 흰색 앙금이며, 산에 안정하다. 따라서, 황산 이온 (SO42-)을 검출할 때, 이러한 앙금이 유용하다. 또한 황화 이온(S2-)을 이용하여 검은 색의 황화 철, 황화 구리나 황화 납, 노란색의 황화 카드뮴 앙금을 통해, 용액 속에 철 이온, 구리 이온, 납 이온이나 카드뮴 이온이 들어 있는지 확인할 수 있다.
황은 다원자 분자 물질아니고서 화학적 구조가 다른 형태로 존재하는 경우가 많다. 가장 잘 알려져 있으면서 가장 많은 구조는 사이클로-옥타 황(cyclo-S8)이다. cyclo-S8의 점군은 D4d이고, 이 물질의 쌍극자 모멘트는 0 D이다. 옥타 황은 부드럽고, 밝은 노란색을 띠는 고체이며 유독성 악취를 뿜어낸다. 이는 성냥과 비슷하다. 황의 녹는점은 이며, 끓는점은 이다. 또한 쉽게 승화하기도 한다. 에서 녹는점인 사이에서는 사이클로-옥타 황의 구조가 "α-옥타 황"에서 "β-옥타 황"으로 동질 이상화하여 다른 구조로 변한다. 다만 S8의 고리형 구조는 사실상 변하지 않고, 분자 간 상호 작용에 영향을 미친다. 황의 녹는점과 끓는점 사이에서는 옥타 황이 다시 그 구조를 바꾸는데, 이때 "β-옥타 황"에서 "γ-황"으로 구조가 변한다. 이 과정에서의 황은 밀도가 낮아지지만, 중합체의 형성으로 인해 점도가 높아진다.그러나 이보다 더 높은 온도에서는, 해중합 반응으로 인해 점도가 낮아진다. 녹은 황은 이상에서는 어두운 붉은색을 띈다. 동소체에 따라 다르지만 황의 밀도는 대략 2 g·cm-3이며, 모든 안정 동위 원소는 훌륭한 절연체이다.
황을 불태우면 이산화 황(SO2)이 되면서 푸른 불꽃을 내며 탄다. 이때, 부식성이 있는 질식성 유독 기체를 생성한다. 황은 비수용성 물질이지만, 이황화 탄소에는 녹는 물질이다. 또한, 톨루엔이나 벤젠과 같은 비극성 물질에는 거의 녹지 않는다. 황의 제 1 이온화 에너지와 제 2 이온화 에너지는 각각 999.6과 2252 kJ·mol−1이다. 다만 +2 산화 형태는 드물며, +4와 +6 산화 형태가 보다 일반적으로 발견된다. 제 4 이온화 에너지와 제 6 이온화 에너지는 각각 4556과 8495.8 kJ·mol−1로, 궤도 간 전자 이동에 발생하는 수치의 크기가 커서 플루오린, 산소, 염소와 같은 강력한 산화제와 결합한 물질만이 안정할 수 있다. 황은 금, 백금, 이리듐, 질소, 텔루륨, 아이오딘, 그리고 비활성 기체를 제외한 대부분의 원소와 반응한다. 다만 일부 반응은 높은 열이라는 전제 하에서 가능하다.
황아미노산.
미네랄로서의 황은 동물에게서 생물학적으로 2종류의 결합 아미노산이 알려져 있다. 이러한 황아미노산인 시스테인과 메티오닌은 황을 미네랄로 포함한 아미노산으로 셀레늄을 함유한 셀레노시스테인과 함께 미네랄을 성분으로하는 특수한 형태의 아미노산으로 알려져 있다. 이중 메티오닌은 필수아미노산이다.
칼륨(←, ) 또는 포타슘( [pətæsiəm]), 칼리(←)는 알칼리 금속에 속하는 1족 화학 원소로 기호는 K(←)이고 원자 번호는 19이다. 무른 은백색 금속으로 바닷물이나 다른 광물에 주로 화합물의 형태로 널리 분포한다. 공기나 물 속에서 급격히 반응하여 산화하며, 나트륨과 화학적 성질이 비슷하다.
2000년 대한화학회에서 공식 명칭을 IUPAC 명칭인 포타슘으로 개정하되, 당분간은 칼륨도 혼용할 수 있다고 정했다. 대한화학회에서는 2014년부터 포타슘 단독 표기로 방침을 바꿨다.
1가 양이온 칼륨(K+)이 포함된 염 즉, 질산 칼륨(KNO2), 염화 칼륨(KCl), 황화 칼륨(K2S), 황산 칼륨(K2SO4), 탄산 칼륨(K2CO3)은 물에 잘 녹는다.
대단히 무르며 껌과 비슷한 강도를 지녔다. 매우 물러 미끄러지듯 잘린다.
공기중에서 자발적으로 발화할 수 있다. 산소와 반응하여 산화칼륨과 과산화칼륨을 생성한다. 과산화칼륨은 격심한 폭발성을 지니고 있기에 칼륨 금속이 들어있는 병을 열다 마찰에 의해 폭발하는 경우가 있다. 물과 급속도로 반응하여 폭발한다. 이때 칼륨의 보라빛 불꽃을 관찰할 수 있다. 나트륨과 비교해 반응성이 상당히 크기에 취급에 대단한 주의를 기울여야 한다. 리튬, 나트륨과 마찬가지로 보관에 케로센이나 파라핀유를 사용할 수 있지만 이들의 존재 하에서 마저도 쉽게 산화되기에 오래 보존하는 경우 아르곤 대기 하에 보존하거나 이중병을 사용하는 것이 좋다. 칼륨 금속을 전혀 산화되지 않게 보관하는 것은 매우 어렵다. 나트륨과 임의의 비율로 섞여 나크(NaK) 합금을 만든다. 나크 합금은 액체 상태이며 역시 물과 격렬히 반응한다. 액체 암모니아에 녹아 푸른 빛을 띠는 용액이 된다. 알코올과 격렬히 반응한다.
섭취된 칼륨이 흡수되고 문맥 순환으로 들어옴에 따라 인슐린 분비가 자극된다. 인슐린은 또한 세포막의 나트륨-칼륨 펌프()를 자극하여 칼륨이 세포 내로 들어오는 것을 촉진하기 때문에, 당뇨병과 같이 인슐린 합성에 문제가 있는 환자들은 고칼륨혈증이 발생하기 쉽다. 아드레날린 수용체 작용제() 또한 칼륨이 세포 내로 유입되는 것을 촉진하며, 세포 외의 칼륨 농도가 증가하면 앤지오텐신에 의해 알도스테론 분비가 자극되고, 이것이 칼륨의 배출량을 증가시킨다. 체내 칼륨 균형이 정상인 상태에서 칼륨 배출은 체내의 칼륨 공급에 따라 조절되는데, 섭취한 칼륨의 약 90%는 소변으로 배출되고 나머지 약 10%는 대변으로 배출된다.
또한 산혈증이나 알칼리혈증도 칼륨의 세포 간 이동에 영향을 줄 수 있다. 산혈증이 있는 경우에는 세포 외의 수소 양이온 농도가 높아지면서 수소 양이온이 세포 내로 들어오고 전해질 균형을 맞추기 위해 칼륨이 세포 밖으로 나가게 된다. 반대로 알칼리혈증이 있는 경우는 칼륨이 세포 안으로 유입된다.
주의.
2 K (s) + 2 H2O (l) → 2KOH (aq) + H2 (g)
이러한 반응은 발열성이 있으며 이에 따른 온도는 발생하는 수소를 불붙게 할 만큼 강력하다. 다시 말해 주위에 산소도 존재하면 폭발할 수도 있다. 수산화칼륨은 피부를 극심한 화상을 입힐 정도로 강한 알칼리성이다.
칼륨-아르곤 연대 측정.
칼륨-아르곤 연대 측정은 칼륨-40을 이용하여 암석의 절대 연령을 측정하는 방법이다.
라듐(←, ←)은 화학 원소로 원소기호는 Ra(←), 원자번호는 88이다. 알칼리 토금속에 속하는 원소 중에서 가장 무거운 원소이고 안정동위체는 존재하지 않는다.(천연상태에서는 4종류의 동위체가 존재한다.) 은과 같은 흰색 계통 금속으로 방사성이 매우 강하다. 26개 이상의 동위원소가 있는데, 모두 방사성을 띤다. 라듐은 주로 우라늄과 토륨 광석에 미량 들어 있다. 프랑스의 물리학자인 퀴리 부부와 공동 연구자인 G. 베몽이 1898년에 우라늄 광석인 피치블렌드에서 라듐을 발견했다. 질량수는 226.025u, 녹는점 973K(700 °C, 1292 °F), 끓는점 2000K(1737 °C, 3159 °F), 밀도는 실온에서 약 5.5g/cm3이다. 덧붙여 라듐 224, 226, 228은 WHO의 하부기관 IARC에서 발암성이 있다고(Type1) 권고되고 있다.
라듐은 퀴리 부부에 의해 1898년에 북부 보헤미아에서 산출된 피치블렌드에서 발견되었다. 수은을 음극으로 하여 순수한 염화 라듐 용액을 전기분해하여 석출하였다. 순수한 금속은 아말감 형태로 얻는다.
라듐의 모든 동위원소들은 방사능이 있고, 연구 목적을 위하여 라듐을 인공적으로 제조한다. 지구상에 매우 희귀하기 때문에 우라늄 광석 10 톤에 1g도 채 들어있지 않다. 매우 작은 규모의 라듐은 액체 상태의 염화 라듐(RaCl2)의 전기 분해에 의해 제조할 수 있다. 이는 처음에 수은 음극을 사용하여 라듐 아말감을 제조한다. 금속은 증류에 의해 아말감으로부터 얻었다.
반감기는 1,600년이며, 은과 같은 흰색 계통의 무른 금속이다. 강력한 방사선을 내뿜기 때문에 아주 위험하며, 마리 퀴리의 사망 원인도 실험과정에서 쬐인 핵물질에 의한 피폭이 주 원인이었다.
88번 원소이고 2족이기 때문에 원자의 산화수는 +2이다. 그때문에 전자가 2가 음이온과 반응을 일으킬 수 있으며, 인체에 매우 치명적이다. 라듐을 발견한 마리 퀴리의 이름을 딴 퀴륨은 방사성전지에 쓰인다.
라듐은 산소로부터 표면을 보호하는 얇은 산화물 층으로 덮여 있다. 이 산화물 층은 마그네슘의 산화물 층보다 얇다. 공기 중에서 연소하여 산화 라듐(RaO)과 질화 라듐(Ra3N2)을 생성하는가에 대해서는 확실하지 않으며 오히려 과산화 라듐(RaO2)이 생성될 가능성이 있다. 주기율표에서 마그네슘 아래 네 번째 자리에 위치하는 라듐은 공기 중에서 반응성이 마그네슘보다 크다.
물과는 수소 기체(H2)를 발생시키고 수산화 라듐(Ra(OH)2)을 형성할 것이다. 이 반응은 주기율표 바로 위에 위치한 바륨보다 빠를 것으로 기대된다.
할로젠과의 반응.
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.
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.
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(←, ←)은 화학 원소로 기호는 Ba(←), 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)
[[분류:화학 원소]
[[분류:환원제]]
[[분류:전형 원소]]
스트론튬()은 화학 원소로 기호는 Sr(←)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()에서 스트론튬을 이용해 사탕무에서 설탕을 생산하는 용도로 사용하다가 오늘날에는 TV의 음극선관의 생산에 사용된다.
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.
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
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.
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.
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.
음극선관.
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.
동위 원소의 이용.
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.
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.
광격자시계.
광격자시계는 스트론튬 원자가 429조 2280억 422만 9877회 진동한 횟수를 1초로 한다. 세슘 원자시계보다 정확성이 높다.
연구 중.
칼슘(, ←, )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.
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.
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.
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.
생물학적 특성.
칼슘이온은 세포내에서 중요한 신호전달물질로 작용한다. 2차전령체의 하나로, 칼슘농도의 증감에 의하여 세포내 신호전달 과정이 매개된다.
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 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(Halogen, )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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
분자.
이원자 할로젠 분자.
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.
할로젠화 수소.
모든 할로젠은 수소와 반응하여 할로젠화 수소를 형성하는 것으로 관찰되었다. 플루오린, 염소, 브로민의 경우 이 반응은 다음 형식으로 진행된다.
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.
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.
금속 할로젠화물.
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.
철은 플루오린, 염소, 브로민과 반응하여 철(III) 할로젠화물을 형성한다. 이 반응은 다음 형식으로 진행된다.
그러나 철이 아이오딘과 반응할 때는 오직 아이오딘화 철(II)만 형성한다.
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 화합물.
인터할로젠 화합물은 X와 Y가 할로젠이고 n이 1, 3, 5, 또는 7인 XYn 형태이다. 인터할로젠 화합물은 최대 두 개의 다른 할로젠을 포함한다. 와 같은 큰 인터할로젠은 순수 할로젠과 와 같은 작은 인터할로젠의 반응으로 생성될 수 있다. 를 제외한 모든 인터할로젠은 다양한 조건에서 순수 할로젠을 직접 결합하여 생성될 수 있다.
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.
유기 할로젠 화합물.
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 화합물.
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.
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.
브로민은 물 100g당 3.41g의 용해도를 가지지만, 천천히 반응하여 브로민화 수소 (HBr)와 하이포아브롬산 (HBrO)을 형성한다.
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.
물리적 및 원자적 성질.
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.