تیتانیوم عنصری از جدول تناوبی با عدد اتمی 22 بوده که در گروه چهارم و تناوب چهارم این جدول قرار گرفته است. از مهمترین ویژگی های Titanium، داشتن استحکام و مقاومت بسیار بالا با وجود پایین بودن وزن مولکولی آن هاست. آلیاژهای این عنصر در برابر خوردگی نیز بسیار مقاوم هستند و علت آن را می توان در تشکیل لایه اکسیدی دانست که روی سطح تیتانیوم تشکیل می شود. با توجه به گران بودن Titanium، کاربرد آن تا حد زیادی کم است ولی امروزه روش هایی را به کار می برند تا برای تولید این فلز مقاوم، هزینه های کمتری استفاده شود.
خواص فیزیکی Titanium
از جمله خواص فیزیکی تیتانیوم می توان به چگالی کم، براق بودن، قابلیت چکش خواری و با دوام و استحکام بالای آن اشاره کرد. تیتانیوم به عنوان فلز نسوز است چون می تواند در برابر گرما، آب و دمایی بالاتر از 1650 درجه سانتی گراد بسیار مقاوم باشد. این فلز در دسته ی مواد پارامغناطیس قرار می گیرد و نسبت به فلزات دیگر، از هدایت الکتریکی زیادی برخوردار است. خاصیت هدایت الکتریکی تیتانیوم وقتی به بالاترین حد خود خواهد رسید که به دمایی کمتر از دمای بحرانی خود یعنی 272,66- درجه سانتی گراد برسد.
میزان مقاومت کششی Titanium به حدی بالاست که به اندازه مقاومت آلیاژهای فولاد است. میزان استحکام تیتانیوم در مقایسه با آلیاژهای آلومینیوم، بیشتر از دو برابر است در صورتی که چگالی کمتر از این فلز دارد. اگر تیتانیوم را تا دمای بیشتر از 430 درجه سانتی گراد حرارت دهند، مقاومت این فلزات از بین می رود. Beta C نامی است که به آلیاژهای تیتانیوم داده می شود.
خواص شیمیایی Titanium
Titanium در مجاورت با هوا اکسید شده و ترکیب این فلز با اکسیژن در دمای 1200 درجه سانتی گراد و با اکسیژن خالص در دمای 610 درجه سانتی گراد، انجام می شود. ترکیب حاصل، دی اکسید تیتانیوم خواهد بود. همان طور که در بالا نیز اشاره شد، واکنش آرام تیتانیوم با آب و هوا در دمای محیط، لایه ای از اکسید مقاوم روی سطح تشکیل می دهد. در ابتدا ضخامت لایه اکسید مقاوم تشکیل شده بین 1 تا 2 نانومتر است اما با گذشت زمان و تشکیل لایه های بیشتر، ضخامت آن بعد از 4 سال به 25 نانومتر می رسد.
از خواص شیمیایی Titanium مقاوم بودن آن در برابر اسید سولفوریک، اسید هیدروکلریک، محلول های کلرید و اسیدهای آلی است. اما اگر تیتانیوم در برابر اسیدهای غلیظ قرار گیرد، به شدت دچار خورده می شود. فعال بودن تیتانیوم به لحاظ ترمودینامیکی از خواص دیگر این فلز است. به این جهت تیتانیم در دمایی کمتر از نقطه ذوب و در شرایط فشار جوی، دچار سوختگی می شود. پس برای این که ذوب این فلز اتفاق افتاده و دچار سوختگی نشود، باید در محیط های خلأ و خنثی انجام شود. از خواص شیمیایی تیتانیوم، ترکیب با هالوژن ها و جذب هیدروژن است. از سوختن Titanium با نیتروژن خالص در دمای 800 درجه سانتی گراد، تیتانیوم نیترید تشکیل می شود.
ایزوتوپ های Titanium
پنج ایزوتوپ طبیعی که پایدار هستند از عنصر تیتانیوم وجود دارد. ایزوتوپ های این فلز بین 46 تا 49 است که ایزوتوپ 48 بین آن ها، فراوان ترین است. از تیتانیوم رادیوایزوتوپ هایی نیز با نیمه عمرهای مختلف شناخته شده است. برخی از آن ها نیمه عمر زیاد تا 63 سال و برخی نیز نیمه عمرهایی تا کمتر از نیم ثانیه دارند.
کاربردهای Titanium
بیشترین کاربردی که تیتانیوم دارد به صورت آلیاژ با فلزات دیگر است. مهمترین آلیاژی که از تیتانیوم وجود دارد در ترکیب با 6 درصد آلومینیوم و 4 درصد وانادیوم است، بیشتر از 90 درصد این آلیاژ از تیتانیوم است. از جمله کاربردهای این عنصر در شیرآلات هیدرولیکی، بدنه هواپیماها، چرخنده ها و بخش های موتور آن است. همچنین چون تیتانیوم استحکام بالایی دارد در مکان هایی که خوردگی بالایی دارند، مانند آب دریاها کاربرد دارند. در جراحی های لگن، زانو و تهیه پروتزهای آن، ساخت پروانه کشتی ها، رآکتورهای شیمیایی، ایمپلنت های دندان، تزیین ساختمان ها و جواهر آلات و ... این عنصر کاربرد دارد. در تهیه طلای 24 عیار نیز از آلیاژ فلز Titanium استفاده می شود.
مضرات کاربرد Titanium
تیتانیوم عنصری سمی حتی در مقیاس های زیاد نیست. تیتانیوم وارد شده به بدن که در هر روز به اندازه 0,8 میلی گرم است، در بافت های بدن جمع نمی شود. اما همراه بودن تیتانیوم با سیلیکا، منجر به تجمع آن در بافت ها می شود. گیاهان برای این که تولید و ساخته شدن کربوهیدرات ها تحریک شود، از این عنصر استفاده می کنند. پودر تیتانیوم در برابر هوا منفجر می شود که برای خاموش کردن آن، آب و دی اکسید کربن بی تاثیر است.
باریم عنصری از گروه دوم جدول تناوبی است که با نماد Ba نمایش داده می شود. این عنصر دارای عدد اتمی 56 بوده و فلز با فعالیت شیمیایی بالاست. باریم فلزی نرم بوده و نقطه ذوب بالایی دارد. اسید باریم، باریتا نام دارد که به صورت سولفات باریم در سنگ معدن پیدا می شود. باریم وقتی در برابر هوای مرطوب قرار می گیرد می تواند به طور خود به خودی آتش بگیرد. دو الکترون در لایه ظرفیت این عنصر وجود دارد که با از دست دادن آن می تواند در واکنش ها شرکت کند.
کشف باریم توسط کارل فیشر در سال 1774 بوده ولی استخراج این عنصر را هامفری دوی در سال 1808 در انگلستان برای اولین بار انجام داد. اکسید این فلز باروت نامیده می شود که این نام توسط گوتون دموروو روی آن گذاشته شده است. بعدها نام گذاری عنصر مذکور توسط آنتوان لاوازیه، به نام باریتا تغییر کرد. بعد از مدت زمان کوتاه، باریم نامی بود که به آن داده شده و تا به امروز استفاده می شود.
خواص باریم
چون شعاع این عنصر در مقایسه با عناصر دیگر این گروه که بالاتر از این عنصر در جدول تناوبی قرار دارد بزرگتر است، شدت واکنش پذیری بالایی نسبت به آن ها دارد. به همین دلیل به صورت آزاد در طبیعت وجود ندارد. با این خاصیت، باید باریم را در مایعات بدون اکسیژن یا زیر نفت نگهداری کرد. نقطه ذوب این فلز، 729 و نقطه جوش آن، 1805 درجه سانتی گراد است.
باریم از نظر فراوانی در کره زمین، چهاردهمین عنصر بوده و ترکیبات این عنصر، وزن مخصوص بالایی دارند. باریم می تواند با آب یا الکل واکنش داده و تولید هیدروژن کند. ترکیبات باریم می توانند در آب و یا اسید حل شوند که محلول آن ها، سمی است. رنگ شعله در هنگام سوختن باریم، سبز می شود. از مهمترین ترکیبات این عنصر می توان به پیروکسید باریم، کلرید، نیترات و کلرات ها اشاره کرد.
ایزوتوپ های باریم
هفت ایزوتوپ پایدار به شکل طبیعی در ترکیب باریم وجود دارد. اما کل ایزوتوپ های شناخته شده از این عنصر به 22 مورد می رسد که به جزء هفت مورد، بقیه ناپایدار و رادیواکتیو هستند. ایزوتوپ های رادیواکتیو باریم نیمه عمرهایی بین چند هزارم ثانیه تا چند دقیقه دارند. فقط یکی از ایزوتوپ های ناپایدار این عنصر به نام باریم 133 نیمه عمری برابر با 51,10 سال دارد.
کاربرد باریم
در تولید لامپ های الکترونی، باریم به عنوان یک گیرنده عمل می کند. در صنعت شیشه سازی و برای تشخیص توسط اشعه ایکس، از ترکیب سولفات باریم استفاده می شود. همچنین این ترکیب باریم می تواند در حفر چاه های نفت و تولید لاستیک به عنوان یک عامل سنگین کننده مورد استفاده قرار گیرد. از ترکیب کلرات ها و نیترات های باریم در رنگی کردن در آتش بازی ها به کار گرفته می شود. کربنات باریم نیز به عنوان یک موش کش عمل می کند. برای عکس برداری از دستگاه گوارش، ماده مورد استفاده، نمک های باریم است.
تاثیرات کاربرد باریم
در غذاهایی چون جلبک دریایی، ماهی و آجیل می توان باریم را به مقدار زیاد یافت. اما وجود این عنصر در آب و غذا به اندازه ی صدمه زدن به سلامتی افراد نیست. افرادی در معرض مقدار زیاد این عنصر هستند که در صنعت با این ماده سر و کار دارند. اگر بخارات سولفات و یا کربنات باریم تنفس شود، می تواند سبب آسیب شود. صدمات این ماده علاوه بر تنفس در نتیجه ی خوردن گیاهان و یا آب های آلوده نیز ممکن است. عوارضی که در تماس با این ماده در مقدارهای زیاد ایجاد می شود، فلج و در مواردی مرگ است.
اما در دوز پایین می تواند عوارضی چون افزایش فشار خون، تورم مغز، صدمه به کبد، کلیه، قلب، ایجاد واکنش های مختلف عصبی، سوزش معده و ضعیف شدن ماهیچه ها را در پی خواهد داشت.
استفاده از باریم در صنعت نفت و گاز و صنایع دیگر، باعث شده که مقدار فراوانی از این عنصر در محیط زیست وارد شود. به همین دلیل این عنصر در آب، خاک و حتی هوا وجود دارد. با فرایندهای تصفیه، سوختن زغال و نفت، کاربرد در صنعت لاستیک سازی، کاشی سازی، آجرسازی و ... نیز این ماده را وارد محیط زیست می کند. با حل شدن ترکیبات باریم در آب رودخانه ها و ...، باریم در بدن موجودات آبزی جمع می شود.
محلول های کلوئیدی به سوسپانسیون ها و مخلوط هایی ناهمگن گفته می شود که دارای اجزای درشتی هستند. سوسپانسیون ها در مقابل محلول های همگن تعریف می شود، محلول ها، مخلوط هایی همگن از مولکول ها و یون ها هستند که هیچ ذره ای در آن ها ته نشین نمی شود. اما سوسپانسیون ها داخل خود، ذراتی به صورت توده ای دارند که بعد از گذشت زمان، ته نشین می شوند. حال با تعریف محلول ها و سوسپانسیون ها، می توان گفت، کلوئیدها دارای خواصی بین این دو نوع هستند. یعنی اجزای تشکیل دهنده کلوئیدها نه به اندازه ی ذرات سوسپانسیون ها بزرگ است که بعد از گذشت زمان ته نشین شود و نه اندازه ی ذرات آن مانند محلول هاست.
خواص کلوئید در شیمی
نمونه ای از کلوئیدها، مواد پروتئینی، برخی از جلبک ها، باکتری ها و برخی از آلاینده های آلی است. ذرات تشکیل دهنده این ترکیبات، بزرگتر از اتم ها و مولکول ها بوده و می تواند تجمعی از اتم ها، مولکول ها و یا مخلوطی از مواد است. اندازه قطر ذرات تشکیل دهنده ی کلوئیدها بین 50 تا 2000 آنگستروم بوده و دارای دو بخش فاز پخش شونده و فاز پخش کننده هستند. اجزای فاز پخش شونده بین اجزای فاز پخش کننده قرار دارند. یکی از حالت های ممکن کلوئیدها، جامد در گاز است که دود نمونه ای از آن است. در این حالت، فاز جامد به عنوان پخش شونده و فاز گاز به عنوان فاز پخش کننده است.
ویژگی دیگر کلوئیدها، حرکت براونی ذرات تشکیل دهنده آن هاست. چون با داشتن جرم کم، پرت شدن آن ها از سمت مولکول های حلال به اطراف انجام می شود.
گرما دادن، منجمد کردن و سانتریفوژ از جمله اعمالی است که اگر بر روی کلوئیدها انجام شود، تشکیل رسوب و یا لخته را می دهد. در این حالت فاز پخش شونده از فاز پخش کننده جدا می شود.
همچنین ذرات کلوئیدی باردار هستند. این مواد با قرار گرفتن در دستگاه الکترولیز، ذرات پخش شده، با حرکت به طرف قطب های منفی، رسوب می کند.
اثر تیندال در کلوئید در شیمی
ذرات تشکیل دهنده کلوئیدها به اندازه ای درشت است که با عبور نور از آن ها، اثر تیندال مشاهده می شود. چون این محلول ها می توانند نور عبوری از خود را پخش کنند و اثر تیندال را نشان دهند. ابرها مثال خوبی از کلوئیدها هستند که خاصیت توده ای و مات را به سبب اثر تیندال، به خوبی از خود نشان می دهند. اندازه ذرات تشکیل دهنده ابرها یعنی قطرات، بزرگ نیست که ته نشین شوند.
ساخت سیستمی کلوئیدی
با یکی از دو روش زیر می توان به تولید کلوئیدها پرداخت. یکی این که، با اسپری کردن، مخلوط کردن و یا آسیاب کردن، ذرات بزرگ و قطره های کلوئیدی را پخش می کنند. در این روش، خرد و کوچک شدن اجزای درشت تر به اجزای کوچکتر انجام می شود. این روش به روش پخشی نیز معروف است. جوهر رنگی مثالی است که با آسیاب کردن دانه های رنگی و یا پخش اجزای بزرگ تولید می شود.
دیگر این که با استفاده از روش های ته نشینی، تراکمی و واکنش های ردوکس، می توان مولکول های کوچک را در اجزای بزرگتر کلوئیدی، مایع کرد. در این روش که میعانی نامیده می شود، با استفاده از واحدهای کوچکتر، رشد انجام می شود. نمونه ای از این روش، تشکیل ابرهاست. مثال هایی دیگر، آماده کردن طلا و سیلیکاست.
کاربرد کلوئید در شیمی
در تصفیه آب و برای جدا کردن ذرات ریز گل و لای در آن، از کلوئیدها استفاده می کنند. ناخالصی های موجود در آب ها از طریق لخته کردن و ایجاد رسوب از آن ها جدا می شوند. حالت کلوئیدی در بسیاری از شربت ها و داروها دیده می شود. در صنایع نساجی، چرم سازی، لاستیک سازی، تهیه سرامیک و لعاب کاری، کاغذسازی و همچنین ساخت آلیاژهای بسیار مرغوب، از کلوئیدها به کار گرفته می شود.
تشکیل ژله نمونه ای از کلوئید در شیمی
انعقاد ژله ها در دمای پایین انجام می شود که در آن، کل ماده موجود در آب همراه با آن، ماده ای با ویسکوزیته بالا تولید می کند. این اتفاق در دمای پایین می افتد. فاز پخش شونده مایع بوده و فاز پخش کننده، جامد است. در این جا شبکه سه بعدی با خلل و فرج زیاد با استفاده از فیبرهای فاز پخش کننده، تشکیل می شود. به تشکیل ژله ها، هیدراته شدن نیز می گویند.
سزیم عنصری شیمیایی در جدول تناوبی است که در گروه اول قرار دارد که به فلزات قلیایی معروف هستند. این عنصر با نماد شیمیایی Cs نشان داده می شود و دارای عدد اتمی 55 است. در جدول تناوبی، Caesium فعال ترین عنصر بوده و با از دست دادن تنها الکترونی که در لایه ظرفیت دارد، به آرایش حالت پایدار می رسد.
کیرشهف و بانسن کسانی بودند که در سال 1860 در کشور آلمان، سزیم را کشف کردند. استخراج این عنصر توسط یانسن به وسیله بخار کردن آب معدنی به دست آمد. اما چون آب معدنی دارای ناخالص زیادی بود و بدین جهت یانسن نتوانست، سزیم خالص را به دست آورد. اما ستربرگ کسی بود که در سال 1882 توانست با استفاده از روش الکترولیز مذاب سزم، باریم و سیانید، سزیم را به صورت خالص به دست آورد.
خواص و ویژگی های سزیم (Caesium)
سزیم یک فلز است که در دمایی کمی بالاتر از دمای اتاق، به حالت مایع است. این فلز همراه با گالیم و جیوه، تنها فلزات جدول تناوبی هستند که به حالت مایع در دمای اتاق وجود دارند. این فلز جلای نقره ای داشته و حالت آن در دمایی پایین تر از نقطه ذوب، جامد و نرم است. سزیم فعال ترین عنصر جدول بوده و به شدت با آب واکنش می دهد. در اثر واکنش این فلز با آب، هیدروژن آزاد می شود که سریع می سوزد. همچنین سزیم دارای احتراق خود به خودی با موادی چون اکسیژن، هالوژن ها، گوگرد و فسفر است.
نقطه ذوب Caesium برابر 28 درجه سانتی گراد و نقطه جوش آن 705 درجه سانتی گراد است. چگالی سزیم 1,9 است. نقطه ذوب سزیم در مقایسه با فلزات قلیایی دیگر، پایین ترین حد است. این عنصر می تواند در اسیدها و الکل ها حل شود. سزیم رنگ شعله را بنفش کرده و میزان سمیت کمی دارد.
دو خط روشن در منطقه آبی طیف الکترومغناطیس سزیم بوده و در مناطق قرمز، زرد و سبز این طیف نیز، چند خط دیگر وجود دارد. از ویژگی های فیزیکی دیگر سزیم، چکش خوار بودن آن است. فلز سزیم نسبت به فلزات قلیایی دیگر، دارای فراوانی کمتری است. ترکیب هیدروکسید سزیم به عنوان قلیای بسیار قوی بوده که می تواند شیشه را مورد تجزیه قرار دهد.
منابع سزیم
سزیم را می توان در لپدولیت و پلوسیت پیدا کرد. دریاچه Bernic یکی از مهمترین منایع غنی از سزیم است که دارای پلوسیت با میزان 20 درصد از این عنصر است. از کاربردی ترین روش های تهیه سزیم، الکترولیز سیانید گداخته است. اگر هدف تهیه سزیم خالص و بدون گاز باشد، از تجزیه حرارتی آزید سزیم استفاده می شود. ترکیبات مهمی از سزیم که کاربرد عمده ای دارند، سزیم کلرید و سزیم نیترات است.
کاربرد سزیم (Caesium)
مهمترین کاربرد سزیم در ساخت ساعت های اتمی با دقت 5 ثانیه در 300 سال است. از این عنصر به عنوان گیرنده در لامپ های الکترون استفاده می شود زیرا واکنش پذیری بالایی با اکسیژن دارد. از کاربردهای مهم دیگر این عنصر در باتری های نوری و همچنین به عنوان کاتالیزور در هیدروژن دار کردن ترکیبات آلی خاص است. سزیم عنصری است که در دنیای امروز می تواند در رانش یونی استفاده شود. در لوله های خلأ، سزیم به عنوان جاذب استفاده شده و در اچ کردن سیلیکون ها نیز هیدروکسید این عنصر کاربرد دارد.
اثرات سزیم در سلامتی انسان ها
سزیم را می توان در ترکیب هوا، نوشیدنی ها و مواد غذایی یافت. علت وجود Caesium در هوا، بمباران اتمی چرنوبیل است که میزان آن بسیار اندک است. اما مقدار این ماده در آب های سطحی و ترکیب بسیاری از غذاها، بالاست، چون گیاهان تشعشعات رادیواکتیو این ماده را جذب می کنند.
اثرات تماس بدن انسان با سزیم، از بین رفتن سلول هاست. از جمله علایمی که این ماده در بدن ایجاد می کند، تهوع، استفراغ، خونریزی و اسهال است. با قرار گرفتن فرد به مدت طولانی در برابر این عنصر، هوشیاری او به آهستگی دچار زوال شده و در نهایت، فرد دچار کما شده و می میرد. اما تاثیری که این عنصر در بدن افراد می گذارد با توجه به مقاومت بدنی افراد متفاوت خواهد بود. همچنین شدت تماس و مدت زمانی که افراد درمقابل این عنصر هستند نیز در عوارض آن تاثیرگذار خواهد بود.
به عناصر گروه 17 از جدول تناوبی که گروه هفتم اصلی نیز نامیده می شود، هالوژن گفته می شود. این گروه از جدول تناوبی شامل فلوئور، کلر، برم، ید و استاتین است. نام گذاری این عناصر توسط شیمیدان سوئدی به نام بارون جانز انجام شده است. هالوژن ها به صورت مولکول های دو اتمی وجود دارند. به عنوان مثال فلوئور به صورت F2 و کلر به صورت Cl2 وجود دارد.
ویژگی های فیزیکی هالوژن ها
هالوژن ها که به صورت مولکول های دو اتمی وجود دارند، با حرکت از بالا به پایین جدول تناوبی، بر طول پیون این مولکول ها اضافه می شود. در این روند، با افزایش عدد اتمی، نقاط ذوب و جوش نیز زیاد می شوند. دلیل این امر، افزایش نیروی جاذبه بین مولکولی از نوع لاندون بین مولکول ها با بزرگتر شدن اندازه آن هاست. رنگ فلوئور در این گروه از عناصر، زرد و رنگ کلر، زرد مایل به سبز است که هر دوی این عناصر، به حالت گازی هستند. برم در بین هالوژن ها مایع بوده و به رنگ قرمز تیره است، ید جامدی به رنگ بنفش و استاتین جامد فلزی تیره و براق است.
میزان الکترونگاتیوی و قدرت اکسندگی در این عناصر، از بالا به پایین جدول، کاهش پیدا می کند. هالوژن ها چون مولکول هایی غیرقطبی هستند نمی توانند به خوبی در آب حل شوند و فقط فلوئور است که حلالیت بهتری دارد. اما هالوژن ها در حلال های غیرقطبی به خوبی حل می شوند.
ویژگی های شیمیایی هالوژن ها
چون در آرایش الکترونی هالوژن ها یک الکترون در لایه ظرفیت لازم است تا به آرایش پایدار گاز نجیب برسد، به همین دلیل دارای واکنش پذیری بالایی هستند. در واکنش ها، این عناصر به شکل آنیون های هالید تبدیل می شوند. شدت این واکنش ها نیز از فلوئور تا ید کم می شود.
تشکیل هیدروژن هالیدها
از جمله موادی که هالوژن ها با آن واکنش می دهد، هیدروژن است که نتیجه این واکنش، تشکیل هیدروژن هالید است. شدت واکنش پذیری فلوئور با هیدروژن به صورت انفجاری و سریع است. اما کلر در صورتی با هیدروژن به شکل انفجاری واکنش می دهد که در مقابل نور و گرما قرار گیرد. واکنش برم با هیدروژن در مجاورت با گرما انجام می شود و ید و استاتین نیز واکنش پذیری کمی با این ماده داشته و خیلی جزئی با آن وارد واکنش می شوند.
تشکیل اکسی اسیدهای هالوژن ها
هیپوهالواسید، هالو اسید، هالیک اسید و پرهالیک اسید، اکسی اسیدهای هالوژن ها هستند. قدرت اسیدی اکسی اسیدهای هالوژن ها با افزایش تعداد اتم های اکسیژن بیشتر می شود. از اسیدهای قوی، اسید پربرمیک، اسید پرکلریک و اسید هالیک است. قدرت اکسندگی اکسی اسیدهای هالوژن ها در محیط های اسیدی بیشتر از محیط های بازی است.
واکنش هالوژن ها با نافلزات
فلوئور در بین هالوژن ها به دلیل واکنش پذیری بسار بالا با همه ی نافلزات وارد واکنش می شود. حتی این هالوژن با گاز نجیب زنون نیز تشکیل ترکیب XeF4 را می دهد. فلوئور فقط با نیتروژن، هلیم، نئون و آرگون نمی تواند واکنش دهد. هالوژن های دیگری چون کلر و برم نمی تواند به طور مستقیم با کربن، نیتروژن و گازهای نجیبواکنش دهد.
واکنش هالوژن ها با فلزات
هالوژن ها می توانند با فلزات وارد واکنش شوند و در این میان، فلوئور از همه واکنش پذیرتر است. هالیدهای یونی در نتیجه ترکیب هالوژن ها با فلزات بلوک s تشکیل می شوند. هالیدهایی که در نتیجه ترکیب هالوژن ها با فلزات بلوک p تشکیل می شود دارای عدد اکسایش 3+ و یا بالاتر هستند. هالیدهای مولکولی نیز در نتیجه واکنش هالوژن ها با نافلزات دیگر تولید می شود.
تهیه هالوژن ها
به غیر از فلوئور، بقیه هالوژن ها از اکسید کردن هالیدها به دست می آیند. اکسنده هایی که در این واکنش ها استفاده می شود، پرمنگنات پتاسیم و دی اکسید منگنز است. فلوئور به دلیل خاصیت اکسندگی بسیار قوی نمی تواند با اکسنده ای قوی تر از خود تهیه شود. به همین دلیل روش تهیه این هالوژن، الکترولیز است که در محلول الکترولیتی متشکل از پتاسیم فلوئورید در هیدروژن فلوئورید مایع انجام می شود.
کاربرد هالوژن ها
از هالوژن ها در موارد مختلفی استفاده می شود. به عنوان مثال از فلوئور در ترکیب خمیر دندان ها، داروهای بی هوش کننده، ساخت تفلون و قلم زنی شیشه استفاده می شود. از کلر در تولید حشره کش ها، داروهای ضد انعقاد کننده خون، تولید تجهیزات آتش نشانی، حلال ها و همچنین تولید گاز خردل به کار گرفته می شود. کاربرد ید وبرم نیز در ساخت لامپ های هالوژنی است. برمید نقره در فیلم عکاسی به کار برده می شود.