::: 원소이야기(7) ::: | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
할로겐족(17족) 원소들 : F, Cl, Br, I 불소는 극한 원소이다. 예를 들면 모든 물질의 강력한 산화제이다. 이것은 어떤 화학물질도 그것의 화합물로부터 불소를 방출할 수 없음을 의미한다. 사실, 불소는 수소와 자발적, 폭발적으로 반응하는 극도로 활동적인 기체상의 원소이며 유리를 에칭하는데 쓰이는 산이다. 너무나 반응성이 커서 다른 원소와 화합물 형성없이자연계에 오래 있을 수 없다. 이런 이율 단 원자 불소기체로 존재하지 둽는다. 불소는 현재 대부분의 미국 대도시 지역에서 마시는 물에 첨가된다. 불소는 물에 약 1ppm정도 녹여서 충치를 막는데 이용된다. 불소화합물 또한 충치 감소를 위해 치약으레 첨가된다. 불소의 기초광물은 CaF2(fluorite), Na3AlF6(crylite)이다. 염소는 일반인들에게 표백제나 수영장의 냄새로 잘 알려져 있다. 농도가 짙으면 염소는 방부제 냄새가나며, 죽음의 가스이다. 사실상 염소는 1차대전중 가장 일반적인 무기 중 하나였다. 오늘날 염소는 일반적인 표백제나 방부제로 사용된다. 또한 많은 플라스틱과 화학산업에 중추적 역할을 한다. 염소만큼 금속 원소와 잘 반응하는 원소는 거의 없다. 브롬은 홍갈색의 무거운 액체다. 브롬은 염소와 비슷하게 부식성 냄새를 가지는 홍갈색의 짙은 연기를 발산한다. 브롬은 실온에서 액상인 유일한 비금속성 원소이다. 브롬은 한때 안티노크 휘발유를 사용하는 자동차 엔진에서 납화합물의 생성되는 것을 막기 위한 화합물을 제조하기 위애 대량 생산되기도 하였다. 환경보호를 위해, 납이 첨가된 휘발유는 소비자 시장에서 내몰렸고 브롬의 생산도 따랏 줄어들게 되었다. 하지만, 염료, 살균제, 사진용 화학약품으로의 다른 응용은 브롬에대한 구준한 수요를 이끌고 있다. 대부분의 사람들은 흑색고체 요오드가 순수한 상태라고 생각하기 힘들다. 사람들은 요오드를 피부에 상처가 났을 때 바르는 진한 자주색 액체로 알고 있다. 그러나, 그 물질은 알콜과 요오드를 희석한 치료약이다. 나중에 설명하겠지만, 대부분의 요오드는 해조류가 흡수해 농축한 해수로부터 간접적으로 얻는다. 인간의 갑상선의 비밀은 티록신(thyroxin)이라 불리는 요오드를 함유한 호르몬에 있다. 신체는 해산물과 요오드염과 같은 음식으로부터 요오드를 흡수한다. 1. 역사적 배경 불소와 그 화합물은 초기에는 중요한 역할을 하지 못앴다. 불소의 최초의 이용은 1670년경 유리를 에칭하는데서 보여진다. 에칭물질을 생산하는 공식은 우리가 오늘날 녹색의 fluospar of fluorite로 알고 있는 보헤미안 에머랄드라 불리는 광물을 포함했다. 1700년대말에 몇몇 화학자들이 유리를 에칭할 수 있는 산의 비밀을 벗기려 노력했다. 약간 열을 가했을 때 소품질의 fluospar가 어둠속에서 빛이나는 사실이 신비의 느낌을 가중시켰다. 불소기체와 불산은 인간감각에 영향을 줄만큼의 양은 자연계에 존재하지 않는다. 그래서 화학자들은 고농도의 물질을 가지고 직접 작업하는것의 위험을 인식하지 못앴다. 그 결과 그들 노력의 초기 역사는 사고와 심지어 죽음으로 얼룩 지워졌다. Paul Schultzenberger가 새로운 원소는 가장 반응성이 높을 것이다라고 말한것도 이 시대이다. 불산을 전기분해하여 불소원소를 분리하려 시도했던 사람들은 결국 fluorochloride와 oxyfluoride를 얻게 됐다. George Gore는 간신히 약간의 불소를 얻었으나 그의 전기분해장치에 불소가 반대전극의 수소기체와 접촉하는 순간 푹발하고 말았다. H2 + F2 → 2HF 우리는 오늘날 수소와 불소의 반응이 수소와 산소의 반응 다음으로 격렬한 것을 알고 있다. 수소-불소 반응은 상온에서 자발적으로 일어나므로 특히 위험하다. (수소-산소 반응은 불꽃이나 전기불꽃을 튀어야 일어난다.) Ferdinand Fredric Henri Moissan(1852∼1907)은 마침내 불가능하게 보였던 일을 수행했다. 그는 전기분해 원리를 이용했으나 몇 개의 중대한 개량이 있었다. 우선, 스는 불화칼륨과 불산의 혼합물을 사용했다. 둘째, 존극에서 발생되는 기체가 서로 접촉되지 않게 했다. 셋째, 모든 장치를 백금으로 만들었다. 1886년에 성공적으로 일을 마쳤다. 지금 우리의 현대과학에서 보면 그저 평범한 일이지만 그 당시에는 그의 업적을 1906년 노벨상을 주며 치하했다. 1700년대 후반 독일의 화학자 Carl Wilhelm Scheele(1742∼1786)는 pyrolusite 광물의 연구를 하기 위해 스웨덴으로 갔다. pyrolusite는 이산화망간이다. - 이것은 망간 금속을 생산하기 위한 기본 광물이며, 염소를 함유하지 않는다. 그러나 Scheele는 염산에 pyrolusite를 담그기로 했다. 놀랍게도 기포가 발생하였고 심한 자극성 냄새가 났다. 그는 pyrolusite는 염산을 태우는 것이라고 생각했다. 기본적으로 Scheele는 흥미로운 부작용을 관찰하고 있다고 생각했으며, 알려지지 않은 원소의 생산은 아니라고 생각했다. 몇 년 후 Humphry Davy는 킬륨과 같은 반응성 금속을 염산에 넣었을 때 발생하는 수소 기체의 원천에 대한 논쟁을 하였다. Davy는 산이 수소의 원천이라고 미덩끁다. 그러나 반대자들은 금속이 수소의 원천이라고 생각했다. 논쟁이 격렬해짐에 따라 반대자들의 견해는 더 많은 발견을 이전의 이론에 맞추기 위해 점점 더 복잡해졌다. 1810년에 Davy는 결국 새롭고 매우 간단한 원소가 있음을 제안함으로서 논쟁을 끝냈다. 이 제안을 함으로써 발견은 현실화되었고 논쟁은 끝났다. 브롬의 역사적 뿌리는 문명의 시초와 바다 홍합, 곧은 뼈를 지닌 뿔고동, 혹은 M, brandarisLinne로 거슬러 올라간다. 홍합은 tyrian purple이라고 알려진 값비싼 자주빛 염료를 만드는데 쓰이는 액체를 분비한다. 브롬의 유기화합물이 중요한 물질이라는 사실이 1900년대 초에 이르러서야 비로서 알려졌다. 1825년, 하이델 베르그에있는 한 화학과 신압생이 그의 교수에게로가서 붉고, 염소냄새가 나는 액체가 담긴 용기를 보여주었다. 요즈음 신입생들은 집에서 작은 냉장고, 휴대용 텔레비젼, 테디베어를 가져온다. 청년 Carl Lowig는 여름휴가기간동안 집에서 만든 새로운 화학물질을 가져왔다. 그의 교수 Leopold Gmelin은 그 냄새나는 물질이 어떤 것인지 몰랐다. 하지만 그는 그 물질이 화학세계에서 일반적으로 볼 수 있는 화학물질이 아니라는 것을 알았다. Gmelin은 그 학생에게 그 액체를 좀더 만들어 보라고 요청했고 그래서 그들은 철저한 실험을 시작할 수 있었다. 겨울시험과 휴일은 그 학생의 특별한 연구를 중단시켰고 다른 젊은 화학자 Antoine-Jefome Balard는 1862년초에 자신의 겨로가를 발표했다. Balard는 브롬을 발견한 대가로 병성을 얻었고 새로운 물질의 이름을 붙히기도 앴다. Lowig와 Balard는 둘다 화학? 교육계에서 성공했지만 다른원소를 발견하지는 못했다. 브롬은 분석절차가 급속도로 발전하고 있을 시점에서 발견된 것이다. 이런 개선된 기술은 화학자들로 하여금 보다 정확하게 물질의 여러 구성요소들을 구별하도록 해주었기 때문에 실제로 많은 물질의 발견에 공헌하였다. 예를 들어 당신의 장비와 기술이 단 1%의 정확도에서만 신뢰할 수 있다고 한다면 염소표본에서의 브롬양이 단 0.02%일 때 당신은 브롬의 존재를 검지할 수 없을 것이다. 브롬의 발견을 에로든 것 같이 새롭고 개선된 절차는 전에는 발견할 수 없었던 많은 새로운 물질의 연구를 가능하게 만들었다. 요오드는 1811년 프랑스 서해안에서 우연히 발견되었다. Barnard Courtois(1777∼1838)는 조수에 주로 밀려오는 해조류로부터 나오는 나트륨, 칼륨화합물을 회수하는 일을 하고 있었다. 일반적인 과정은 해조류를 태워 염화나트륨, 염화칼륨, 황화칼륨을 침출하는 것이다. 남은 원 용액은 작은 양의 비싼 카보네이트와 시아나이드를 포함한 필요없는 황화물을 포함하고 있었다. 다음 단계는 원하지 않는 화합물을 제거하기 위해 황산으로 원액을 처리하는 것이었다. 어떤 모를 이유로해서 은숙한 화학자 Courtius는 매우 많은 양의 황산을 첨가했다. 거품나는 물체가 염소냄새가 나는 보라빛 기체구름을 뿜어냈다. 그 기체가 그 방안에 있는 금속 표면에 응축 되었을 때, 금속과 같은 느낌이 드는 검고 광택나는 고체를 형성했다. Courtois는 즉시 새 원소의 화학적 근원을 알기 위해 여러 실험에 착수했다. 그의 화학회사가 그 연구에 투자하는 유일한 회사였고 빠르게 성장하였다. Courtois의 그당시 기록중의 하나에 "해조류를 태워나온 원액은 매우 많은 양의 신비한 물질을 함유하고 있다. 그것은 쉽게 추출된다. 단순히 원액에 황산을 넣고 혼합물을 가열한다. 황산을 첨가한 직후 검고 빛나는 분말형태로 석출되는 물질을 가열했을 때 보라빛 나는 기체가 된다." 2. 성질 불소는 할로겐으로 알려져 있는 17족의 맨 위에 있다. 그 족의 나머지응 Cl, Br, I, At로 이루어져 있다. 모든 할로겐의 일므이 모두 "-ine"로 끝나는 것을 알 수 있다. 이는 할로겐은 모두 반응성이 좋아서 대부분의 금속과 결합하여 금속염을 이룬다. 그럴 때 할로겐은 -1의 전하를 갖는 이온으로 표현되기 때문이다. 불소는 금속과 반응하여 불화물을 형성하며 금속을 산화시킬 수 있다. 산화상태가 -1이므로 대부분의 금속불화물은 매우 간단하다. 다른 할로겐처럼 불소는 2원자로 구성된다. 다시 말해 기본 불소는 2원자 F2로 구성된다. 염소는 17족 또는 할로겐족 원소이다. 할로겐이 염소가 반응성이 큰 이온임을 듯하므로, 거의 모든 금속과 -1결합을 한다. 예를 들면 가장 잘 알려진 염소의 화합물은 염화나트륨(NaCl)으로, 금속 원소 나트륨과 염소이온의 결합이다. 다른 할로겐과 마찬가지로 염소원소는 Cl2로 나타내지는 2원자 분자를 형성한다. 염소는 상온에서 연두색의 부식성 기체이다. 농도 짙은 염소기체를 조금이라도 흡입하는 것을 피해야 한다. 만일 그 냄새를 맡고 싶으면 큰 수영장과 염소 표백제를 쓰는 곳과 같은 안전한 농도에서 경험할 수 있다. 브롬은 원소의 주기율표에서 17족에 속하는 할로겐 원소중의 하나이다. 순수한 브롬은 실온과 대기압에 짙은 증기로 휘발하는 붉은 빛깔을 띤 갈색 액체이다. 브롬은 유독하고 피부에 심한 화상을 입힐 수 있다. 다른 할로겐 기체와 같이, 브롬은 2원자로 이루어져 있다. 즉 그것의 가장 안정한 분자형태는 Br2이다. 브롬이온(Br-)은 염소와 같이 대부분의 금속과 격렬하게 결합한다. 브롬은 불소와 염소의 모든 화합물에 대해 유꿅 점이 있다. 요오드는 17족 또는 할로겐의 가까이에 보인다. - 불소, 염소, 브롬, 요오드, 아스타틴은 자연상태로 그 족의 가장 무거운 원소이다. (소결된 원소중에 가장 무거운 할로겐은 아스타틴이다.). 요오드는 I2로 표현할 수 있는 2원자 분자를 형성하는 경향이 있다. 흑색고체는 눈, 코, 목을 심하게 자극하는 보라색 기체를 형성하며 상온에서 승화한다. 3. 제법 불소는 강한 산화제이므로 전기분해가 상업적 생산을 위한 유일한 방법이다. 기본적으로, 불산이나 불화갈륨산을 전기분해한다. 두 경우 다 음극에 불소, 양극에 수소가 얻어진다. 수소와 불소가 섞이면 푹발하므로 전기분해장치는 두 기체가 분리되도록 설계되어야 한다. 불산(HF)은 전기부도체이기 때문에 불산으로부터 불소기체를 생산할 때 불화칼륨(KF)과 같은 전도성 물질을 혼합해야 한다. 불산은 불화칼륨을 빨리 녹여서 전도성 혼합물을 형성하는 액체이다. 전해질을 전도성을 갖게 만드는 문제는 처음부터 전도성 불소화합물을 사용함으로써 피할 수 잇다. 이 조건에 잘 맞는 것은 불화칼륨산(KHF2)이다. 그러나, 이것은 전기분해하기 전에 녹여진 상태로 있어야 하는 결정성 물질이다. 작은 량의 염소기체는 산용액 중의 염소이온(Cl-)을 산화시킴
으로써 실험실에서 얻어지거나, 더욱 간단히 염산(HCl)과 이산화망간(MnO2)을 함께 섞어서 얻을 수 있다. 염산은 산환경 뿐만 아니라 염소이온을 공급한다. 그리고 이산화망간은 강한 산화제이다. 다음은 초기의 염소기체의 연구에 있어서 일반적인 식이다. MnO2 + 4HCl → MnCl2 + 2H2O + Cl2 염소기체는 또한 일반적 식탁의 소금인 염화나트륨의 전기분해에 의해서도 얻어진다. 전기분해가 염화나트륨과 물분자에 모두 영향을 끼치므로, 반응은 한눈에 알아볼 만큼 단순하지는 않다. 2Cl- → Cl2 + 2e-(양극반응) 2NaCl + 2H2O → Cl2 + H2 + 2NaOH (전체반응) 기본적으로, 염소기체는 양극에서 발생하며, 수소기체는 음극에서 발생한다. 2개의 반쪽반응에서 나트륨이온은 보이지 않는다. - 물이 나트륨보다 훨씬 잘 환원되기 때문에 나트륨은 구경꾼 이온이다. 그럼에도 불구하고 구경꾼이온인 나트륨이온(Na+)은 용액내에서 수산화이온(OH-)과 결합하여 수산화나트륨
을 형성하므로 전체 셀 반응에서 중요한 요소이다. 플라스틱 산업과 도시 하수처리장에서 요구되는 많은 양의 염소기체는 염화나트륨 수용액, 바닷물 또는 소금 광산에서 나온 소금물 등을 전기분해함으로써 생산된다. 전기분해에 의해 많은 양의 염소를 얻는 산업적 공정은 염소기체만 생산물로서 요구될때는 매우 간단하다. 그러나 수산화나트륨에 대한 상업적 요구는 매우 크고, 전기분해에 의해 발생된 염소기체로부터 생성되는 모든 수산화나트륨을 회수하는데 튿별한 장치가 필요하다. 즉 기본적인 전기분해보다 복잡한 장치가 필요하다. 따라서 장치는 수산화나트륨을 회수하는 문제를 해결하도록 서례되어야하며, 염소는 중요한 가지가 있는 부산물로 취급된다. 대부분의 브롬은 보통의 해수와 칼륨염의 제조로부터 나오는 소금물로부터 바로얻어진다. 상업적인 공정은 다음의 이점을 지닌다. 물속의 브롬이온(Br-) 은 염소에 으해 쉽게 산화되어 브롬기체를 발생시킨다. 2Br + Cl2 → Br2 + 2Cl- 브롬기체의 제조공정은, 브롬의 끓는점 보다 약간 높은 온도에서 염소기체로 해수를 처리하는 것으로부터 시작된다. 이 결과 브롬과 염소기체의 혼합물이 얻어지고 브롬은 액화되지만 염소가 기체상태로 남는 온도까지 이 혼합물을 냉각하게 되면 분리가 되는 것이다. 추가적인 정련이 필요하다. 브롬기체는 이산화황과 혼합되고 안쪽 벽 아래로 물과 반응해서 브롬산과 황산을 산출한다. SO2 + Br2 + 2H2O → 2HBr + H2SO4 염소처리는 브롬기체를 발생시키기 위해 브롬을 다시한번 산화시킨다. 염소는 혼합물을 철이 들어있는 관을 통과시킴으로서 제거하낟. 적은 양의 브롬은 브롬산과 이산화망간과 반응함으로써 얻어질 수 있다. 4HBr + MnO2 → MnBr2 + 2H2O + Br2 요오드는 여러 다른 종류의 자원으로부터 생산된다(해조류, 소금물, 칠레초석). 요오드는 보통 바다에 존재하지만, 상업적인 측면에서는 비율이 너무 낮다. 켈리포니아의 태평양 해안에서 발견되는 자이언트 켈프와 같은 해초가 다물로부터 요오드를 추출 응축시킨다. 말하자면, 바다물이 요오드의 기초자원이다. 우리는 간단히 생산의 첫단계로 자연을 다룬다. 요오드는 크림화된 해초를 태운 분말형태의 재로부터 얻을 수 있다. 그 재는 우선 물로 천천히 침출된다. 주로 나트륨화합물 같은 원하지 않는 염의 대부분은 증발에 의해 용액으로부터 결정화되어 나간다. 이산화망간(MnO2)이 기초 요오드(I2)를 생산하기 위해 마지막으로 첨가되어 요오드를 산화시킨다. 4I- + MnO2 → MnI2 + I2 + 2O2- 기술적으로 말하자면, 칠레초석은 질화킬륨(KNO3)으로서 요오드가 그것으로부터 만들어질 방법이 없다. 그러나 초석은 토양에서 직접 채집되어 매우 많은 불순물을 함유하고 있다. 주된 불순물의 하나는 요오드화 나트륨(NaIO3) 요오드화 칼슘( Ca(IO3)2)을 다량 포함한다. 우선, 초석은 물에 용해되어 증발시키면 결정화에 의해 원하지 않는 염의 대부분을 제거할 수 있다. 남은 원액을 따라무어서 황화수소나트륨과 같은 환원제로 처리된다. 고체상태의 분자 요오드는 용액으로부터 쉽게 분리되고 남은 물을 제거하기 위해 증류된다. 2NaIO3 + 5NaHSO3 → 2NaHSO4 + 2Na2SO4 + H2O + I2 염광산과 많은 유전 주위에서 풍부하게 발견되는 소금물로부터 요오드를 생산하는 것도 상업적으로 가능하다. 요요드를 추출하는 한 방법은 태워진 해초로부터 침출된 물로부터 dydheff 생산하는 것처럼 염소로 요오드이온을 산화시키는 것이다. 다른 방법은 소금물로부터 요오드를 생산하는 것처럼 염소로 요오드이온을 산화시키는 것이다. 다른 방법은 소금물을 구리선을 통해 필터링하여 요오드화구리(Cu2I2)를 형성하는 것이다. 이 화합물은 체로부터 쉽게 제거된다. 그리고 나서 건조되고 분말이 된다. 분말화된 요오드화구리는 탄산칼륨(K2CO3)과 함께 가열하여 요오드화 칼륨을 만든다. Cu2I2 + K2CO3 → 2KI + Cu2O + CO2 그 다음 요오드화칼륨은 Na2Cr2O7과 처리되어 요오드이온을 산화시켜 요오드를 만든다. 6KI + Na2Cr2O7 + 7H2SO4 → 3I2 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + 3K2SO4 + 7H2O 4. 화합물과 동위원소 불산은 불화칼슘 파우더와 고농도 황산 혼합물을 증류시킴으로서 상업적으로 얻어진다. CaF2 + H2SO4 → 2HF + CaSO4 불산의 끓는점이 상온 바로 아래이기 때문에 생산품을 기체나 액체 형태로 제공하는 것이 용이하다. 앞에서 언급한 바와 같이 불소기체를 생산하는 상업적 프로세스는 액상의 불산을 사용한다. 불화칼륨은 불소기체를 생산하는 상업적 프로세스는 액상의 불산을 사용한다. 불화칼륨은 불소기체를 생산하는데 사용되지만 단지 전해질로 사용된다. 불화칼륨 자체는 불산과 탄산칼륨(K2CO3)의 혼합물로부터 얻어진다. K2CO3 + 2HF → KF + H2CO3 불화마트륨(NaF), 불화주석(SnF2), Na2PO3F들이 모두 불화치약의 활물질이다. 불소는 플라스틱과 유기화학을 근간으로하는 다른 산업에 큰 영향을 주어왔다. 이런 형태로 가장 잘 알려진 분자는 탄소와 불소원자가 조화를 이룬 불화탄소이다. 표2에 알려진 불소의 동위원소를 보여준다. 모든 자연 불소는 불소-19이다. 나머지는 동위원소이고 인공적으로 만들어진다. 염소는 거의 모든 원소들과 결합한다. 염소는 이때 염소이론으로 나타내지며, 금속이 가지는 사실상 모든 산화상태와 겨합한다. 매우 많은 다른 염화물염이 존재한다. IA족 금속은 간단한 1대1 이온결합을 하여 거의 비슷한 염을 형성한다(염화리튬, 염화칼륨, 가장 일반적인 염화나트륨). IIA족 금속은 2+ 이온을 가지므로 염화망간(MgCl2)과 염화칼슘(CaCl2)과 같은 염을 형성한다. IIIB족과 IVB족 금속은 3+, 4+이온을 가지는 경향을 나타낸다. 다라서 그들의 염화물은 염화란타늄(LaCl3)과 염화지르코늄(ZrCl4) 등이 있다. 금속이 여러 가지 안정한 산화상태를 가지는 IB와 VB족 사이에서는 흥미롭다. 예를 들어 망간은 쉬게 두가지 형태의 염화물을 형성한다.(MnCl2, MnCl3). 바나듐은 세가지 형태의 염화물을 형성한다.(VCl2, VCl3, VCl4) 대부분의 염화물 염들은 염소기체와 금속과의 반응이나 염산과 금속 또는 금속 산화물간의 반응에 의해 얻어진다. 2Li + Cl2 → 2LiCl 염소는 산소와 반응하여 2개의 다른 산화물이 된다(Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7). Cl2O는 -20℃에서 주황색 액체를 형성하는 주황색 기체이다. 그것은 염소기체와 산화수은의 반응으로 형성된다. 2Cl2 + HgO → HgCl2 + Cl2O ClO2는 폭발성의 노란색 기체이다. 이것은 불아정해서 아르곤 같은 비활성기체에 희석시켜 안전하게 보관해야한다. 그럼에도 불구하고, ClO2는 표백제 및 다른 염화물제조에 쓰인다. 가장 간단한 제조방법은 NaClO3, 이산화황, 황산을 반응시키는 것이다. 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → ClO2 + 2NaHSO4 Cl2O6는 염소와 ClO2로 쉽게 분해되는 적색 액체이다. 이것은 ClO2와 오존의 반응으로 만들 수 있다. 2ClO2 + 2O3 → Cl2O6 + 2O2 Cl2O7는 무색의 액체로 매우 강한 산화제이다. 이것은 물이 빠진 과염소산(perchloric acid)이다. 수소와 염소기체는 폭발적으로 반응하여 염화수소(HCl)를 생성한다. 이것은 매우 자극적인 냄새가 나는 무색의 기체이다. 이것은 물에 쉽게 용해되어 강산인 염산이 된다. 염산은 황산 다음으로 많이 쓰이는 산이다. 이것은 다양한 산업에 용매로써 쓰이며 화학산업 자체가 다른 염화물을 만들기 위해 많은 양의 염산을 사용한다. 고농도 염산은 약 40%의 염산과 60%의 물로 구성된다. 이것은 두 기체의 직접반응으로 상업적으로 생산된다. H2 + Cl2 → 2HCl 또는 활성 금속 염화물과 황산 사이의 반응으로 얻는다. NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl 표3은 염소의 동위원소를 보여준다. 자연계 염소는 염소-35와 염소-37의 혼합이다. 나머지는 가장 긴 반감기(300,000년)를 갖는 염소-36과 함께 방사성 동위원소이다. 브롬의 가장 일반적인 산화수는 -1인데, 그 때문에 다음과 같은 다소 평범한 브롬화 나트륨(NaBr)나 브롬화 칼륨(KBr) 화합물을 제조하기 위해 알칼리 금속과 반응한다. Na+ + Br- → NaBr 여러개의 산화상태를 가지는 금속들중에 브롬은 가장 낮은 rkqt을 갖는 물질과 결합하는 경향이 있다. Ni2+ + 2Br- → NiBr2 브롬은 가장 낮은 값과 양의 산화상태에 따라 비금속과 결합하는 경향이 있다. P3+ + 2Br- → PBr3 브롬의 가장 일반적인 두가지 화합물은 브롬산과 브롬화은(AgBr)이다. 브롬산은 알칼리 브롬과 인산의 작용으로 얻어진다. KBr + H3PO4 → KH2PO4 + HBr 브롬화은은 bromyrite 광물로서 얻어진다. 브롬화은은 은염과 브롬의 액상용액을 화합시킴에 의해 얻어진다. 상업적으로는 사진에 응용된다. AgNO3 + KBr → AgBr + KNO3 표4는 브롬의 동위원소를 보여준다. 자연적으로 얻어지는 브롬은 브롬-79와 브롬-81의 혼합물이다. 동위원소의 나머지는 인공적으로 만들어진 것과 방사성 원소이다. 요오드는 모든 가벼운 할로겐처럼 대부분의 금속과 쉽게 반응하여 여오드염을 형성한다. 예를 들면, 요오드이온은 나트륨과 칼륨과 반응하여 가장 보편적인 요오드화합물을 이룬다. Na+ + I- → NaI 요오드는 산소와 쉽게 반응하여 IO3-이온을 쉽게 형성하므로 이럴 경우 요오드의 산화상태는 +5이다. I5+ + 3O2- → IO3- 가장 보편적인 IO3-는 자연적으로 발생되어 요오드의 세계적인 자원이 된다. Na+ + IO3- → NaIO3 강산 HIO3도 있다. 요오드의 +7 산화상태는 KIO4과 같은 과요오드산(periodate)에서 보인다. K+ + I7+ + 4O2- → KIO4 가장 단순하고 가장 상업적으로 중요한 요오드화합물은 요오드화수소(HI)이다. 이것이 물에 용해되었을 때, 가장 강한 액상 산중의 하나인 요오드화수소산(hydriodic acid)이 된다. 요오드화수소산은 사실상 자연계로부너 쉽게 얻을 수 없는 모든 요오드 화합물의 생상의 초점이다. 표5는 요오드의 동위원소를 보여준다. 자연적으로 존재하는 모든 요오드는 요오드-127임을 볼 수 있다. 방사성 동위원소 요오드-131은 갑상선으로부터 티록신 호르몬의 흐름을 관찰하는 것으로 의학 치료에도 쓰인다.
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