Үелэх систем дэх галогенууд нь үнэт хийн зүүн талд байрладаг. Эдгээр таван хортой металл бус элемент нь үелэх системийн 7-р бүлэгт багтдаг. Эдгээрт фтор, хлор, бром, иод, астатин орно. Хэдийгээр астатин нь цацраг идэвхт бөгөөд зөвхөн богино хугацааны изотопуудтай боловч иод шиг ажилладаг бөгөөд ихэвчлэн галоген гэж ангилдаг. Галоген элементүүд нь долоон валентын электронтой тул бүтэн октет үүсгэхийн тулд нэг л нэмэлт электрон хэрэгтэй. Энэ шинж чанар нь тэдгээрийг бусад бүлэг бус металлаас илүү идэвхтэй болгодог.
Ерөнхий шинж чанарууд
Галоген нь хоёр атомт молекул үүсгэдэг (X2 төрөл, X нь галоген атомыг илэрхийлдэг) - чөлөөт элемент хэлбэрээр галоген оршин тогтнох тогтвортой хэлбэр. Эдгээр хоёр атомт молекулуудын холбоо нь туйлшралгүй, ковалент ба дан байдаг. Галогенийн химийн шинж чанар нь тэдгээрийг ихэнх элементүүдтэй амархан нэгтгэх боломжийг олгодог тул байгальд хэзээ ч нэгдмэл байдлаар байдаггүй. Фтор нь хамгийн идэвхтэй галоген, харин астатин нь хамгийн бага.
Бүх галогенууд ижил төстэй I бүлгийн давс үүсгэдэгшинж чанарууд. Эдгээр нэгдлүүдэд галогенууд нь -1 цэнэгтэй галидын анион хэлбэрээр байдаг (жишээлбэл, Cl-, Br-). Төгсгөл -id нь галидын анион байгааг илтгэнэ; жишээ нь Cl--г "хлорид" гэж нэрлэдэг.
Үүнээс гадна галогенийн химийн шинж чанар нь тэдгээрийг исэлдүүлэгч бодис болох металыг исэлдүүлэх боломжийг олгодог. Галогентэй холбоотой ихэнх химийн урвалууд нь усан уусмал дахь исэлдэлтийн урвал юм. Галоген нь органик нэгдлүүд дэх нүүрстөрөгч эсвэл азоттой нэг холбоо үүсгэдэг бөгөөд тэдгээрийн исэлдэлтийн төлөв (CO) -1 байна. Органик нэгдэл дэх галогенийн атомыг ковалент холбоо бүхий устөрөгчийн атомаар солих үед гало- угтварыг ерөнхий утгаар, эсвэл тусгай галогенийн хувьд фтор-, хлор-, бром-, иод- угтварыг ашиглаж болно. Галоген элементүүдийг хооронд нь холбож, туйлын ковалент дан холбоо бүхий хоёр атомт молекулуудыг үүсгэж болно.
Хлор (Cl2) нь 1774 онд нээсэн анхны галоген бөгөөд дараа нь иод (I2), бром (Br) 2), фтор (F2) ба астатин (Ат, хамгийн сүүлд 1940 онд нээсэн). "Галоген" гэдэг нэр нь Грекийн хал- ("давс") ба -ген ("үүсгэх") гэсэн үгнээс гаралтай. Эдгээр үгс нь нийлээд "давс үүсгэгч" гэсэн утгатай бөгөөд галоген нь металлуудтай урвалд орж давс үүсгэдэг гэдгийг онцолдог. Галит гэдэг нь натрийн хлорид (NaCl) -ээс тогтсон байгалийн эрдэс болох чулуулгийн давсны нэр юм. Эцэст нь галогенийг өдөр тутмын амьдралд ашигладаг - фтор нь шүдний оонд агуулагддаг, хлор нь ундны усыг ариутгаж, иод нь гормоны үйлдвэрлэлийг дэмждэг.бамбай булчирхай.
Химийн элементүүд
Фтор нь атомын дугаар 9-тэй элемент бөгөөд F тэмдгээр тэмдэглэгдэнэ. Элемент фторыг анх 1886 онд фторын хүчлээс тусгаарлаж нээсэн. Чөлөөт төлөвт фтор нь хоёр атомт молекул (F2) хэлбэрээр оршдог ба дэлхийн царцдас дахь хамгийн элбэг галоген юм. Фтор бол үелэх систем дэх хамгийн электрон сөрөг элемент юм. Өрөөний температурт энэ нь цайвар шар өнгөтэй хий юм. Фтор нь мөн харьцангуй бага атомын радиустай. Түүний исэлдэлтийн төлөв нь тэг байх элементийн хоёр атомт төлөвөөс бусад тохиолдолд CO нь -1 байна. Фтор нь маш идэвхтэй бөгөөд гелий (He), неон (Ne), аргон (Ar) -аас бусад бүх элементүүдтэй шууд харьцдаг. H2O уусмал дахь фторын хүчил (HF) нь сул хүчил юм. Фтор нь хүчтэй цахилгаан сөрөг нөлөөтэй хэдий ч түүний цахилгаан сөрөг чанар нь хүчиллэгийг тодорхойлдоггүй; Фторын ион нь суурь (pH> 7) учраас HF нь сул хүчил юм. Үүнээс гадна фтор нь маш хүчтэй исэлдүүлэгч бодис үүсгэдэг. Жишээлбэл, фтор нь инертийн хийтэй ксенонтой урвалд орж хүчтэй исэлдүүлэгч бодис ксенон дифторид (XeF2) үүсгэдэг. Фтор нь олон төрлийн хэрэглээтэй.
Хлор нь атомын дугаар 17, Cl химийн тэмдэгтэй элемент юм. 1774 онд давсны хүчлээс ялгаж нээсэн. Энэ нь элементийн төлөвт Cl2 хоёр атомт молекул үүсгэдэг. Хлор нь хэд хэдэн CO-тэй: -1, +1, 3, 5 ба7. Өрөөний температурт энэ нь цайвар ногоон өнгөтэй хий юм. Хоёр хлорын атомын хооронд үүссэн холбоо сул байдаг тул Cl2 молекул нь нэгдэлд орох маш өндөр чадвартай. Хлор нь металуудтай урвалд орж хлорид гэж нэрлэгддэг давс үүсгэдэг. Хлорын ионууд нь далайн усанд байдаг хамгийн түгээмэл ионууд юм. Хлор нь мөн хоёр изотоптой: 35Cl ба 37Cl. Натрийн хлорид нь бүх хлоридын хамгийн түгээмэл нь юм.
Бром нь атомын дугаар 35, Br тэмдэгтэй химийн элемент юм. Үүнийг анх 1826 онд нээсэн. Элемент хэлбэрийн хувьд бром нь хоёр атомт молекул Br2 юм. Өрөөний температурт энэ нь улаан хүрэн шингэн юм. Түүний CO нь -1, +1, 3, 4 ба 5. Бром нь иодоос илүү идэвхтэй боловч хлороос бага идэвхтэй байдаг. Үүнээс гадна бром нь 79Br ба 81Br гэсэн хоёр изотоптой. Бром нь далайн усанд ууссан бромидын давс хэлбэрээр үүсдэг. Сүүлийн жилүүдэд дэлхийн хэмжээнд бромидын үйлдвэрлэл ихээхэн нэмэгдсэн нь хүртээмжтэй, удаан эдэлгээтэй байдаг. Бусад галогенүүдийн нэгэн адил бром нь исэлдүүлэгч бодис бөгөөд маш хортой.
Иод нь атомын дугаар 53, I тэмдэгтэй химийн элемент юм. Иод нь исэлдэлтийн төлөвтэй: -1, +1, +5 ба +7. Хоёр атомт молекул хэлбэрээр оршдог, I2. Өрөөний температурт энэ нь нил ягаан өнгийн хатуу юм. Иод нь 127I гэсэн нэг тогтвортой изотоптой. Анх 1811 онд нээсэндалайн ургамал ба хүхрийн хүчилтэй хамт. Одоогийн байдлаар иодын ионуудыг далайн усанд тусгаарлаж болно. Иод нь усанд тийм ч сайн уусдаггүй ч тус тусад нь иодид ашиглан уусах чадварыг нь нэмэгдүүлэх боломжтой. Иод нь бамбай булчирхайн даавар үйлдвэрлэхэд оролцдог хүний биед чухал үүрэг гүйцэтгэдэг.
Астатин нь атомын дугаар 85, At тэмдэгтэй цацраг идэвхт элемент юм. Түүний исэлдэлтийн боломжит төлөвүүд нь -1, +1, 3, 5, ба 7. Хоёр атомт молекул биш цорын ганц галоген. Хэвийн нөхцөлд энэ нь хар металл хатуу юм. Астатин бол маш ховор элемент тул энэ талаар бага зүйл мэддэг. Үүнээс гадна астатины хагас задралын хугацаа маш богино, хэдхэн цагаас илүүгүй байдаг. 1940 онд синтезийн үр дүнд хүлээн авсан. Астатин нь иодтой төстэй гэж үздэг. Металл шинж чанартай.
Доорх хүснэгтэд галоген атомын бүтэц, электронуудын гаднах давхаргын бүтцийг харуулав.
| Галоген | Электрон тохиргоо |
| Фтор | 1с2 2с2 2p5 |
| Хлор | 3с2 3p5 |
| Бром | 3d10 4s2 4p5 |
| Иод | 4d10 5сек2 5х5 |
| Астатин | 4f14 5d106с2 6p5 |
Электронуудын гадна давхаргын ижил төстэй бүтэц нь галогенүүдийн физик, химийн шинж чанарууд ижил төстэй болохыг тодорхойлдог. Гэсэн хэдий ч эдгээр элементүүдийг харьцуулах үед ялгаа ажиглагдаж байна.
Галоген бүлгийн үечилсэн шинж чанарууд
Энгийн бодисын физик шинж чанар галоген элементийн тоо нэмэгдэх тусам өөрчлөгддөг. Илүү сайн ойлгох, илүү ойлгомжтой болгох үүднээс бид танд хэд хэдэн хүснэгт санал болгож байна.
Молекулын хэмжээ ихсэх тусам бүлгийн хайлах болон буцлах цэгүүд нэмэгддэг (F <Cl
Хүснэгт 1. Галоген. Физик шинж чанар: хайлах ба буцлах цэг
| Галоген | Хайлах T (˚C) | Буцлах цэг (˚C) |
| Фтор | -220 | -188 |
| Хлор | -101 | -35 |
| Бром | -7.2 | 58.8 |
| Иод | 114 | 184 |
| Астатин | 302 | 337 |
Атомын радиус нэмэгддэг
Протон ба нейтроны тоо ихсэх тусам цөмийн хэмжээ (F < Cl < Br < I < At) нэмэгддэг. Үүнээс гадна үе болгонд илүү их энергийн түвшин нэмэгддэг. Үүний үр дүнд том тойрог зам гарч, улмаар атомын радиус нэмэгдэнэ.
Хүснэгт 2. Галоген. Физик шинж чанар: атомын радиус
| Галоген | Ковалентын радиус (pm) | Ионы (X-) радиус (pm) |
| Фтор | 71 | 133 |
| Хлор | 99 | 181 |
| Бром | 114 | 196 |
| Иод | 133 | 220 |
| Астатин | 150 |
Иончлолын энерги буурдаг
Хэрэв гадаад валентийн электронууд цөмд ойр байхгүй бол тэдгээрийг түүнээс зайлуулахад их энерги шаардагдахгүй. Тиймээс гаднах электроныг түлхэхэд шаардагдах энерги нь илүү их энергийн түвшинтэй байдаг тул элементийн бүлгийн доод хэсэгт тийм ч өндөр биш юм. Нэмж дурдахад иончлолын өндөр энерги нь элементийг металл бус шинж чанарыг харуулахад хүргэдэг. Иод болон астатины дэлгэц нь иончлолын энерги багасдаг тул метал шинж чанарыг харуулдаг (< I < Br < Cl < F).
Хүснэгт 3. Галоген. Физик шинж чанар: иончлолын энерги
| Галоген | Иончлолын энерги (кЖ/моль) |
| фтор | 1681 |
| хлор | 1251 |
| бром | 1140 |
| иод | 1008 |
| астатин | 890±40 |
Цахим сөрөг чанар буурна
Атом дахь валентийн электронуудын тоо аажмаар бага түвшинд энергийн түвшин нэмэгдэх тусам нэмэгддэг. Электронууд цөмөөс аажмаар холдоно; Тиймээс цөм ба электронууд хоёулаа бие биедээ татагдахгүй. Хамгаалалтын өсөлт ажиглагдаж байна. Тиймээс цахилгаан сөрөг чанар нь хугацаа нэмэгдэх тусам буурдаг (< I < Br < Cl < F).
Хүснэгт 4. Галоген. Физик шинж чанар: цахилгаан сөрөг чанар
| Галоген | Цахим сөрөг |
| фтор | 4.0 |
| хлор | 3.0 |
| бром | 2.8 |
| иод | 2.5 |
| астатин | 2.2 |
Электроны хамаарал буурна
Атомын хэмжээ хугацаа өнгөрөх тусам нэмэгдэх тусам электроны хамаарал буурах хандлагатай байдаг (B < I < Br < F < Cl). Үл хамаарах зүйл бол фтор бөгөөд түүний хамаарал нь хлороос бага байдаг. Үүнийг хлортой харьцуулахад фторын хэмжээ бага байгаатай холбон тайлбарлаж болно.
Хүснэгт 5. Галогенийн электрон хамаарал
| Галоген | Электроны хамаарал (кЖ/моль) |
| фтор | -328.0 |
| хлор | -349.0 |
| бром | -324.6 |
| иод | -295.2 |
| астатин | -270.1 |
Элементүүдийн урвал багасна
Галогенүүдийн урвалын хэмжээ нэмэгдэх тусам буурдаг (<I
Органик бус хими. Устөрөгч + галоген
Галоген өөр, электрон сөрөг багатай элементтэй урвалд орж хоёртын нэгдэл үүсгэх үед галоген үүснэ. Устөрөгч нь галогентэй урвалд орж HX галогенид үүсгэдэг:
- устөрөгчийн фтор HF;
- устөрөгчийн хлорид HCl;
- бромид устөрөгч HBr;
- гидроиод HI.
Галоген устөрөгч нь усанд амархан уусч, гидрогалик (фтор, давс, гидробромик, гидроиод) хүчил үүсгэдэг. Эдгээр хүчлүүдийн шинж чанарыг доор өгөв.
Хүчил нь дараах урвалаар үүсдэг: HX (ус) + H2O (l) → Х- (ус) + H 3O+ (ак).
HF-ээс бусад бүх галоген устөрөгч нь хүчтэй хүчил үүсгэдэг.
Гусны хүчлийн хүчиллэг нэмэгддэг: HF <HCl <HBr <HI.
Фторт фторын хүчил шилэн болон зарим органик бус фторидыг удаан хугацаанд сийлбэрлэх чадвартай.
Фтор нь хамгийн өндөр агууламжтай тул HF нь хамгийн сул гидрохүчлийн хүчил гэдэг нь ойлгомжгүй мэт санагдаж магадгүй юм.цахилгаан сөрөг чанар. Гэсэн хэдий ч H-F холбоо нь маш хүчтэй тул маш сул хүчил үүсгэдэг. Хүчтэй холбоо нь богино холболтын урт, өндөр диссоциацийн энергиээр тодорхойлогддог. Бүх галоген устөрөгчийн дотроос HF нь хамгийн богино холболтын урттай, хамгийн их бондын диссоциацийн энергитэй.
Галоген оксо хүчил
Галоген оксо хүчил нь устөрөгч, хүчилтөрөгч, галоген атом бүхий хүчил юм. Тэдний хүчиллэгийг бүтцийн шинжилгээ ашиглан тодорхойлж болно. Галоген оксо хүчлийг доор жагсаав:
- Гипохлорт хүчил HOCl.
- Хлорын хүчил HClO2.
- Хлорын хүчил HClO3.
- Перхлорт хүчил HClO4.
- Гипохлорт хүчил HOBr.
- Бромоми хүчил HBrO3.
- Бромой хүчил HBrO4.
- Гиодын хүчил HOI.
- Иодоны хүчил HIO3.
- Метаиодын хүчил HIO4, H5IO6.
Эдгээр хүчил тус бүрт протон нь хүчилтөрөгчийн атомтай холбогддог тул протоны уртыг харьцуулах нь утгагүй юм. Энд электрон сөрөг чанар гол үүрэг гүйцэтгэдэг. Төвийн атомтай холбогдсон хүчилтөрөгчийн атомын тоо нэмэгдэх тусам хүчлийн идэвхжил нэмэгддэг.
Гадаад байдал ба төлөв
Галогенийн үндсэн физик шинж чанарыг дараах хүснэгтэд нэгтгэн дүгнэж болно.
| Бодисын төлөв (өрөөний температурт) | Галоген | Гадаад төрх |
| хэцүү | иод | ягаан |
| астатин | хар | |
| шингэн | бром | улаан бор |
| хийтэй | фтор | цайвар бор |
| хлор | цайвар ногоон |
Гадаад төрхийн тайлбар
Галогенийн өнгө нь үзэгдэх гэрлийг молекулууд шингээж, электронуудыг өдөөдөг үр дүн юм. Фтор нь нил ягаан туяаг шингээдэг тул цайвар шар өнгөтэй болдог. Харин иод нь шар гэрлийг шингээж, нил ягаан өнгөтэй (шар, нил ягаан нь нэмэлт өнгө юм). Хугацаа нэмэгдэх тусам галогенийн өнгө бараан өнгөтэй болдог.
Битүү саванд шингэн бром болон хатуу иод нь ууртайгаа тэнцвэрт байдалд байгаа нь өнгөт хий хэлбэрээр ажиглагдаж байна.
Хэдийгээр астатины өнгө нь тодорхойгүй ч ажиглагдсан хэв маягийн дагуу йодоос бараан өнгөтэй (өөрөөр хэлбэл хар) байх ёстой гэж үздэг.
Одоо танаас: "Галогенийн физик шинж чанарыг тодорхойл" гэж асуувал танд хэлэх зүйл байна.
Нэгдэл дэх галогенийн исэлдэлтийн төлөв
Исэлдүүлэх төлөвийг ихэвчлэн "галоген валент"-ын оронд ашигладаг. Дүрмээр бол исэлдэлтийн төлөв -1 байна. Гэхдээ хэрэв галоген нь хүчилтөрөгч эсвэл өөр галогентэй холбогдсон бол бусад төлөвийг авч болно. CO хүчилтөрөгч -2 нь давуу эрхтэй. Хоёр өөр галоген атомууд хоорондоо холбогдсон тохиолдолд илүү цахилгаан сөрөг атом давамгайлж, CO -1 авна.
Жишээ нь, иодын хлорид (ICl) хлорд CO -1, иод +1 байна. Хлор нь иодыг бодвол цахилгаан сөрөг нөлөөтэй тул CO -1 байна.
Бром хүчилд (HBrO4) хүчилтөрөгч нь CO -8 (-2 x 4 атом=-8) агуулдаг. Устөрөгчийн исэлдэлтийн ерөнхий төлөв +1 байна. Эдгээр утгыг нэмбэл CO -7 үүснэ. Нэгдлийн эцсийн CO 0 байх ёстой тул бромын CO нь +7 байна.
Дүрмийн гуравдахь үл хамаарах зүйл бол элемент хэлбэрийн галогенийн исэлдэлтийн төлөв (X2), CO нь тэг байна.
| Галоген | Нэгдэл дэх CO |
| фтор | -1 |
| хлор | -1, +1, +3, +5, +7 |
| бром | -1, +1, +3, +4, +5 |
| иод | -1, +1, +5, +7 |
| астатин | -1, +1, +3, +5, +7 |
Фторын SD яагаад үргэлж -1 байдаг вэ?
Цахилгаан сөрөг чанар нь үе ирэх тусам нэмэгддэг. Тиймээс фтор нь бүх элементүүдээс хамгийн их цахилгаан сөрөг нөлөөтэй байдаг нь түүний үелэх систем дэх байрлалаас харагдаж байна. Түүний цахим тохиргоо нь 1s2 2s2 2p5. Хэрэв фтор дахин нэг электрон авах юм бол хамгийн гадна талын p-орбиталууд бүрэн дүүрч, бүтэн октетийг бүрдүүлнэ. Учир нь фтор байдагөндөр цахилгаан сөрөг чанар, энэ нь хөрш атомаас электроныг хялбархан авч чаддаг. Энэ тохиолдолд фтор нь инертийн хийтэй изоэлектроник (найман валентын электронтой) бөгөөд түүний бүх гаднах орбиталууд дүүрдэг. Энэ төлөвт фтор илүү тогтвортой байдаг.
Галоген үйлдвэрлэх, ашиглах
Байгальд галоген нь анион төлөвт байдаг тул чөлөөт галогенийг электролизээр исэлдүүлэн эсвэл исэлдүүлэгч бодисын тусламжтайгаар гаргаж авдаг. Жишээлбэл, давсны уусмалын гидролизийн үр дүнд хлор үүсдэг. Галоген ба тэдгээрийн нэгдлүүдийн хэрэглээ маш олон янз байдаг.
- Фтор. Фтор нь өндөр урвалд ордог хэдий ч үйлдвэрлэлийн олон хэрэглээнд ашиглагддаг. Жишээлбэл, энэ нь политетрафторэтилен (Тефлон) болон бусад фторполимеруудын гол бүрэлдэхүүн хэсэг юм. Хлорфтор нүүрстөрөгч нь өмнө нь аэрозольд хөргөгч болон түлшний түлш болгон ашиглаж байсан органик химийн бодис юм. Байгаль орчинд үзүүлж болзошгүй нөлөөллөөс болж тэдний хэрэглээ зогссон. Тэдгээрийг гидрохлорфтор нүүрстөрөгчөөр сольсон. Фторыг шүдний оо (SnF2) болон ундны усанд (NaF) нэмээд шүд цоорохоос сэргийлдэг. Энэхүү галоген нь зарим төрлийн керамик (LiF) хийхэд ашигладаг шаварт агуулагддаг бөгөөд цөмийн эрчим хүч (UF6), антибиотик фторхинолон, хөнгөн цагаан (Na) үйлдвэрлэхэд ашигладаг. 3 AlF6), өндөр хүчдэлийн тусгаарлагч (SF6).
- Хлор нь мөн олон төрлийн хэрэглээг олсон. Энэ нь ундны ус, усан санг ариутгахад хэрэглэгддэг. Натрийн гипохлорит (NaClO)цайруулагчийн гол бүрэлдэхүүн хэсэг юм. Давсны хүчил нь үйлдвэрлэл, лабораторид өргөн хэрэглэгддэг. Хлор нь утас, хоолой, электроникийг тусгаарлахад ашигладаг поливинил хлорид (PVC) болон бусад полимерүүдэд агуулагддаг. Нэмж дурдахад хлор нь эмийн үйлдвэрт ашигтай байдаг. Хлор агуулсан эмийг халдвар, харшил, чихрийн шижин өвчнийг эмчлэхэд ашигладаг. Гидрохлоридын төвийг сахисан хэлбэр нь олон эмийн бүрэлдэхүүн хэсэг юм. Мөн хлорыг эмнэлгийн тоног төхөөрөмжийг ариутгах, халдваргүйжүүлэхэд ашигладаг. Хөдөө аж ахуйд хлор нь олон төрлийн пестицидийн найрлагад ордог: DDT (дихлордифенилтрихлорэтан) нь хөдөө аж ахуйн шавьж устгах бодис болгон ашигладаг байсан ч хэрэглээ нь зогссон.
- Бром нь шатдаггүй тул шаталтыг дарах зорилгоор ашигладаг. Энэ нь мөн үр тариа хадгалах, бактерийг дарах зорилгоор хэрэглэдэг пестицид болох метил бромид агуулагддаг. Гэсэн хэдий ч метил бромидын хэт их хэрэглээ нь озоны давхаргад үзүүлэх нөлөөгөөр үе шаттайгаар хасагдсан. Бромыг бензин, гэрэл зургийн хальс, гал унтраагч, уушгины хатгалгаа, Альцгеймерийн өвчнийг эмчлэх эм үйлдвэрлэхэд ашигладаг.
- Иод нь бамбай булчирхайн хэвийн үйл ажиллагаанд чухал үүрэг гүйцэтгэдэг. Хэрэв бие нь иодыг хангалттай хэмжээгээр авч чадахгүй бол бамбай булчирхай томордог. Бахлуур өвчнөөс урьдчилан сэргийлэхийн тулд энэ галогенийг хоолны давсанд нэмнэ. Иодыг мөн антисептик болгон ашигладаг. Иод нь хэрэглэх уусмалд агуулагддагил шархыг цэвэрлэх, түүнчлэн ариутгагч бодисоор шүрших. Түүнчлэн мөнгөн иодид гэрэл зурагт зайлшгүй шаардлагатай.
- Астатин нь цацраг идэвхт, газрын ховор галоген тул хаана ч ашиглаагүй байна. Гэсэн хэдий ч энэ элемент нь бамбай булчирхайн дааврын зохицуулалтад йодыг тусалдаг гэж үздэг.
