В подгрупата включват F, Cl, Br, I и At, известни като халогенни елементи. Много често в нея се включва и H, който по редица физикохимични свойства принадлежи повече към 7А подгрупа, отколкото към 1А подгрупа (М. Карапетьянц). Без водорода (s1) , електронната им конфигурация е ns2np5 (n-номера на периода или главното квантово число) с "електронни подложки" при F-електронната конфигурация на He при Cl, на Ne при Br, на Ar при I, на Kr и при At на Xe. С изключение на F при останалите елементи съществува d-подравнището, поради което при възбуждане на атомите им се явяват в +3, +5, +7 валентност, докато F е само в +1-ва валентност. Халогеноводородите са полярни съединения. Те се разтварят във вода, като се получават силни киселини. Слаба е само HF-киселина. Електронноакцепторната функция е най-силно изразена при F, като към I и At съответно намалява за сметка на електроннодонорната. Всички халогенни елементи са подчертани окислители. Най-силен е F, а най-слаб I или At.
Водород (H=1,008; Z=1)
Среща се свободен като следи от атмосферата. Спектрално е установен в състава на най-младите звезди, космични мъглявини и в атмосферата на слънцето. На Земята се среща главно в свързано състояние - хидросферата, органичния свят, въглеводородите и прочие. На девето място е по разпространение на елементите по земната кора. Редица астрофизични изчисления показват, че той е най-разпространеният елемент във вселената - на 5000 атома водород се падат 500 атома хелий, по 5 атома въглерод, азот и кислород и по един атом от останалите елементи.
Получава се лабораторно от Zn и H2SO4: Zn+H2SO4=ZnSO4+H2. Технически се получава при електролизата на алкализирана вода, про процеса 3Fe+4H2O=Fe3O4+4H2 (железно-паров метод), при редукцията на водата с въглерод или въглероден окис - C+H2O=H2+CO; CO+H2O=H2+CO2. Съществуват и други методи с ограничено приложение.
Безцветен газ, без миризма и без вкус. Той е най-лекият газ - около 14,5 по-лек от въздуха при еднакви други условия. Температура на кипене -253 градуса по Целзий, температура на топене -259 градуса по Целзий. Разтваря се незначително във водата, но клюдира в значителни количества в някои метали - паладият го разтваря в себе си до 3 000 обема. В частност оклюзията на водорода в желязото е доставяла немалко главоболия при използването на този метал при синтеза на амоняка, тъй като при високите налягания на газовата смес от азот и водород последният се е разтварял в желязото и са се изменяли значително механичните показатели на желязото - стоманата ("водородна болест на желязото"). Като най-лек газ водородът има най-голяма скорост на дифузия и ефузия. Скоростта на тези два процеса при газовете е обратно пропорционална на квадратния корен от техните плътности или v1:v1=(√d2)/(√d), (закон на Грем - V-скорост, d-плътност). Кръгло взето водородът дифундира (ефузира) около 4 пъти по-бързо от кислорода.
Водородът се характеризира с извънредно голям коефициент на топлопроводност - количеството калории, които преминават за 1 секунда през 1 см3 от веществото при температурна разлика на двете противоположно стоящи стени от 1 градус по Целзий. Голямата топлопроводност (около 7 пъти по-голяма от въздуха) се използва понякога в електротехническата промишленост за направа на "водородни кожуси" около динамомашините за по-пълно отвеждане на получаващата се топлина при работа на машината. Средно взето производителността на динамомашината се увеличава с около 30%.
При вдишване на чист водород той няма някакво особено физиологично действие. Но поради това, че скоростта на звука във водорода е по-голяма, отколкото скоростта на звука във водорода е по-голяма, отколкото скоростта на звука във въздуха (съществува зависимост между скорост на звука и плътност на газа) се променя тембърът на гласа. Ако се диша водород, получен от цинк и сярна киселина, при положението, че в цинка се съдържат като онечеиствания арсениди, сулфиди и прочие, този водород има миризма и действа отровно, Дори в някои случаи при продължително дишане може да се отиде до смърт. При подходяща висока температура водородът се съединява с много елементи - C, P, S, As с халогенните елементи и с металите. Водородните съединения NaH, CaH2, HCl, H2S, PH3 и прочие се наричат хидриди. Неметалните хидриди имат полярни молекули, а металните са изградени от йони и имат йонна връзка. Хидридообразуването в едни случаи е екзотермичен процес, а в други - ендотермичен.
Водородът не поддържа горенето, но запален на въздуха гори, при което се получава вода въз основа на процеса 2H2+O2=2H2O. Пламъкът е безцветен при чист водород, иначе е слабосинкаво оцветен. Водородният пламък има висока температура (към 2100 градуса по Целзий), когато се вземе чист кислород. Той намира приложение в оксиженната техника. Днес вместо него се използва ацетилен-кислородният пламък, тъй като при този пламък се получава температура около 4 000 градуса по Целзий, а ацетиленът лесно се добива от калциев карбид CaC2 и вода. Само в някои случаи се запази понастоящен водород-кислородният пламък при обработката на платината, при стапянето на кварцовото стъкло, при получаването на изкуствени рубини от Al2O3 и прочие. Върху основата на водорода е развита горелка, известна като Лангмюирова горелка, при която се получава около 4 000 градуса по Целзий. При нея се използва процесът H+H=H2+105 kcal. Атомният водород се добива в електрична дъга (Волтова дъга) при прекарването на молекулния водород през нея.
Водородът намира приложение за пълнене на балони за получаване на ниски температури, в промишлеността за получаване на твърди мазнини, като редуктор при получаването на чисти метали, при синтеза на амоняка, в някои случаи като гориво и прочие.
Хлор (Cl=35,46; Z=17)
Среща се в свързано състояние - халит NaCl, силвин KCl, силвинит NaCl.KCl и други, в морета и океани. Под формата на HCl се намира в стомашния сок на животните - при човека 0,3 %-на солна киселина.
Лабораторно се получава по процеса 4HCl+MnO2=2H2O+MnCl2+Cl2, а технически при хлоралкалната електролиза (дадена при Натрий). Хлорът се отделя на анода.
Жълтозелен газ с неприятна задушлива миризма, около 2,5 по-тежък от въздуха с температура на кипене -35 градуса по Целзий и температура на топене -102 градуса по Целзий. Кристализира в жълти кристали, които при понижение на температурата избледняват. Водата го разтваря - 1 обем вода 3 обема хлор, като се получава хлорна вода, оцветена слабо-жълто. С времето в нея протича процесът 2Cl2+2H2O=4HCl+O2.
С водорода на светло реагира с експлозия още при обикновена температура. На тъмно практически не реагира. Процесът H2+Cl2=2HCl е екзотермичен и се влияе (скоростта му) от светлината. Има типичен фотохимичен верижен характер. Склонността на хлора към водорода е толкова голяма, че го извлича от органични вещества - нафталина ,терпентина и други, а свещта гори в него, като се получава HCl. Атакува почти всички метали, дори Au и Pt. Реагира с много неметали без O2 и N2. Превръща много метални окиси в хлориди. Силен окислител.
Намира приложение в избелителната и дезинфекционната техника, в органичния синтез, фармацевтичната промишленост, за обеззаразяването на питейната воа и прочие. Хлорът е отровен и руши дихателните пътища. За противоотрова се дишат алкохолни и етерни пари. В малки количества лекува хремата. Продава се компримиран в стоманени цилиндри, но щателно изсушен. Хлорът в това си състояние практически не реагира с металите.
Хлороводород и солна киселина (HCl)
Среща се във вулканичните газове. Получава се лабораторно по процеса 2NaCl+H2SO4=Na2SO4+2HCl, а технически от H2 и Cl било като гори Cl2 във H2 или пък като се прекарва Cl2 и водни пари над сгрети дървени въглища - 2H2O+C+2Cl2=CO2+4HCl.
Безцветен газ със силно задушлива миризма, с температура на кипене - 85 градуса по Целзий и температура на топене -114 градуса по Целзий. Подчертано реакционноспособен реагира с много метали, метални окиси и други, като ги превръща в хлориди. С изключение на AgCl, Hg2Cl2, отчасти PbCl2 и някои други, всички останали хлориди са разтворими във вода. Разтваря се във вода - 1 обем газ на 500 обема вода. Водният разтвор е солната киселина, която се продава в търговията в концентрация около 37%. На влажен въздх дими както хлороводородът. Има относителна плътност 1,19. Солната киселина е азеотропна система. Техническата е жълто оцветена за разлика от химично чистата, която е безцветна, понеже съдържа в себе си разтворен FeCl3, който има жълт цвят в средата. Солите на киселината са също хлоридите. Сместа с 3 обемни части солна киселина и 1 обемна част азотна киселина се нарича царска вода, тъй като разтваря златото, платината и други благородни метали, но не и среброто, тъй като върху повърхността му се формира неразтворима в средата покривка от AgCl.
Солната киселина се употребява във фармацевтическата промишленост, в металната техника и на много други места.
Хлорът дава няколко окиса всички ендотермични съединения, както и известен брой кислородсъдържащи киселини. По-важни техни соли са хлорната вар (белилната вар, капорита, лозантина) - Ca(ClO)2 или CaCl(ClO), жавеловата вода (у нас белината) - NaClO и бертолетовата сол - KClO3. За първите две се дадоха сведения на съответните места, а третата представлява бели кристали и се употребява в експлозивната техника, пиротехниката, медицината, фармацията, в кибритената промишленост и прочие.
Йод (I=126,92; Z=53)
Химическият му знак, най-често даван, е I, но се среща в по-старата литература и като J. Намира се в земната кора изключително в свързано състояние - NaIO3 (натриевият йодат) като пример в чилската селитра, йодиди - в морската вода, морските водорасли, някои минерални води и прочие. Органично свързва (тироксин) и се намира в щитовидната жлеза. Технически се получава от йодидите, като през тях се прекарва обикновено хлор - 2NaI+Cl2=2NaCl+I2.
Тъмновиолетови кристали с метален блясък и характерна миризма, с относителна плътност 4,9, температура на топене 113 градуса по Целзий и температура на кипене 184 градуса по Целзий. Сублимира, Малкоразтворим е във вода, но ако тя има йоден йон, тогава се разтваря поради процеса KI+I2⇔K(I)3 - формира се комплексният йон (I3)-. Разтваря се в много органични разтворители с различен цвят - от тънокафяв до виолетов цвят. Парите на йода са виолетово оцветени. Багри скорбялата в син цвят. Близък е по свойства до останалите халогенни елементи, но е по-слабо реакционноспособен. Електроннодонорната функция при него е най-силно изразена, стои най-близо до металите. Реагира с металите до йодиди, с неметалите и прочие. Употребява се във фармацевтичната промишленост, в металографията, в медицината и прочие. Спиртно-водният му разтвор е всеизвестната "йодна тинктура".
Йодоводород (HI)
Безцветен газ с остра задушлива миризма. На въздуха дими. Водният му разтвор е йодоводородната киселина с максимална концентрация - 43-44%. Солите й са йодидите. С изключение на AgI, PbI2 и някои други, останалите са много разтворими във вода. Поради това, че от останалите халогеноводороди той се разлага при най-ниска температура (180-200 градуса по Целзий), действа подчертано редукционно и намира приложение при хидрирането на редица органични съединения. Киселината, оставена на влажен въздух, дими и освен това се окислява до йод, който се разтваря в киселината и я багри в жълтокафяв цвят. Силна киселина е и е азеотропна система.
Йодът е физиологичен важен елемент за човека. При недостиг се развива болестта "гуша",а при засилване дейността на щитовидната жлеза, където се намира йодът, се явява "Базедовата болест".