Unsur Halogen BAB I PENDAHULUAN

Unsur Halogen
September 14, 2012
BAB I PENDAHULUAN
Istilah halogen adalah unsur yang menghasilkan garam, bila bergabung dengan logam. Kata
halogen berasal dari tatanama saintifik Perancis pada abad ke-18.
Halogen adalah kelompok unsur kimia yang berada pada golongan 7 (VII atau VIIA pada sistem
lama) di tabel periodik. Halogen merupakan golongan yang sangat reaktif dalam menerima
elektron dan bertindak sebagai elektron kuat.
Halogen tidak menunjukan sifat logam. Jumlah electron pada kulit terluarnya adalah 7 elektron,
mampu menerima sebuah electron dalam membentuk ion Halida, atau membentuk pasangan
elektron dengan atom lain membentuk ikatan kovalen tunggal.
Unsur-unsur halogen secara alamiah berbentuk molekul diatomik. Mereka membutuhkan satu
tambahan elektron untuk mengisi orbit elektron terluarnya, sehingga cenderung membentuk ion
negatif bermuatan satu. Ion negatif ini disebut ion halida, dan garam yang terbentuk oleh ion ini
disebut halida.
Halogen merupakan golongan non-logam yang sangat reaktif, sehingga unsur-unsurnya tidak
dijumpai pada keadaan bebas. Pada umumnya ditemukan dialam dalam bentuk senyawa garamgaramnya. Garam yang terbentuk disebut Halida. Flourin ditemukan dalam mineral-mineral pada
kulit bumi: fluorspar (CaF2) dan kriolit (Na3AlF6). Klorin, Bromin, dan Iodin terkandung pada
air laut dalam bentuk garam-garam halida dari natrium, magnesium, kalium, dan kalsium. Garam
halida yang paling banyak adalah NaCl 2,8% berat air laut. Banyaknya ion halida pada air laut :
0,53 M Cl- ; 8X10-4 M Br- ; 5X10-7 M I-. Selain itu, klorin ditemukan di alam sebagai gas Cl2,
senyawa dan mineral seperti kamalit dan silvit.
Iodin ditemukan dalam jumlah berlimpah sebagai garan (NaIO3) di daerah Chili, Amerika
Serikat. Iodin yang ditemukan dalam senyawa NaI banyak terdapat pada sumber air diwatudakon
( Mojokerto).
Selain di alam, ion halida juga terdapat dalam tubuh manusia. Ion clorida merupakan anion yang
terkandung dalam plasma darah, cairan tubuh, air susu, air mata, air ludah, dan cairan ekskresi.
Ion iodida terdapat dalam kelenjar tiroid. Ion flourida merupakan komponen pembuat bahan
perekat flouroaptit [Ca5(PO4)3F] yang terdapat pada lapisan email gigi.
Unsur-unsur ini tidak ditemukan di alam dalam keadaan bebas, melainkan dalam bentuk
garamnya. Oleh karena itu unsur-unsur nonlogam ini dinamakan HALOGEN, yang berasal dari
kata halos=garam genes=pembentuk jadi artinya pembentuk garam. Unsur nonlogam yang
termasuk ke dalam golongan Halogen yaitu Fluor (F2), Klor (Cl2), Brom (Br2), Iodium (I2), dan
Astatin (At2).
1. Fluor
Ditemukan dalam fluorspar oleh Schwandhard pada tahun 1670 dan baru pada tahun 1886
Maisson berhasil mengisolasinya. Merupakan unsur paling elektronegatif dan paling reaktif.
Dalam bentuk gas merupakan molekul diatom (F2), berbau pedas, berwarna kuning mudan dan
bersifat sangat korosif. Serbuk logam, glass, keramik, bahkan air terbakar dalam fluorin dengan
nyala terang. Adanya komponen fluorin dalam air minum melebihi 2 ppm dapat menimbulkan
lapisan kehitaman pada gigi.
2. Klor
Ditemukan oleh Scheele pada tahu 1774 dan dinamai oleh Davy pada tahun 1810. Klor
ditemukan di alam dalam keadaan kombinasi sebagai gas Cl2, senyawa dan mineral seperti
kamalit dan silvit. Gas klor berwarna kuning kehijauan, dapat larut dalam air, mudah bereaksi
dengan unsur lain. Klor dapat mengganggu pernafasan, merusak selaput lender dan dalam wujud
cahaya dapat membakar kulit.
3. Brom
Ditemukan oleh Balard pada tahun 1826. merupakan zat cair berwarna coklat kemerahan, agak
mudah menguap pada temperatur kamar, uapnya berwarna merah, berbau tidak enak dan dapat
menimbulkan efek iritasi pada mata dan kerongkongan. Bromin mudah larut dalam air dan CS2
membentuk larutan berwarna merah, bersifat kurang aktif dibandingkan dengan klor tetapi lebih
reaktif dari iodium.
4. Iodium
Ditemukan oleh Courtois pada tahun 1811. Merupakan unsur nonlogam. Padatan mengkilap
berwarna hitam kebiruan. Dapat menguap pada temperatur biasa membentuk gas berwarna ungubiru berbau tidak enak (perih). Di alam ditemukan dalam air laut (air asin) garam chili, dll. Unsur
halogen ini larut baik dalam CHCl3, CCl4, dan CS2 tetapi sedikit sekali larut dalam air. Dikenal
ada 23 isotop dan hanya satu yang stabil yaitu 127I yang ditemukan di alam. Kristal iodin dapat
melukai kulit, sedangkan uapnya dapat melukai mata dan selaput lendir.
5. Astatin
Merupakan unsur radioaktif pertama yang dibuat sebagai hasil pemboman Bismuth dengan
partikel-partikel alfa (hasil sintesa tahun 1940) oleh DR. Corson, K.R. Mackenzie dan E.
Segre. Dikenal ada 20 isotop dari astatin, dan isotop At(210) mempunyai waktu paruh 8,3 jam
(terpanjang). Astatin lebih logam disbanding iodium. Sifat kimianya mirip iodium, dapat
membentuk senyawa antar halogen (AtI, AtBr, AtCl), tetapi belum bisa diketahui apakah At
dapat membentuk molekul diatom seperti unsur halogen lainnya. Senyawa yang berhasil
dideteksi adalah HAt dan CH3At.
SIFAT-SIFAT HALOGEN
Sifat fisika dan kimia halogen
X2
1. Molekulnya
2. Wujud zat (suhu kamar)
3. Warna gas/uap
Fluor (F2)
Diatom
Gas
Kuning muda
Klor (Cl2) Brom (Br2) Iodium (I2)
Gas
Kuning
hijau
Cair
Coklat
merah
4. Pelarutnya (organik)
CCl4, CS2
5. Warna larutan (terhadap
Tak berwarna
Tak
Coklat
pelarut 4)
berwarna
6. Kelarutan oksidator
(makin besar sesuai dengan arah panah)
7. Kereaktifan terhadap gas H2
Padat
Ungu
Ungu
8. Reaksi pengusiran pada
senyawa halogenida
9. Reaksi dengan logam (M)
10. Dengan basa kuat MOH
(dingin)
11. Dengan basa kuat (panas)
12. Pembentukan asam oksi
Catatan :
X = Cl, Br, I
F2 + 2KX 2KF
X2
X = Br dan X = I
Tidak dapat
I
Br2 + KX mengusir F,
Cl2 + 2KX 2KBr + X2 Cl, Br
2KCl + X2
2 M + nX2 2MXn (n = valensi logam tertinggi)
X2 + 2MOH MX + MXO + H2O (auto redoks)
3X2 + 6MOH 5MX + MXO3 + 3H2O (auto redoks)
Membentuk asam oksi kecuali F
I2 larut dalam KI membentuk garam poli iodida
I2+K Kl3
I2 larut terhadap alkohol coklat
Sifat Fisik
Sifat-sifat fisik halogen berubah secara beransur-ansur dari atas ke bawah dalam satu golongan.
Beberapa sifat fisik halogen ialah seperti:
 Semua halogen adalah bukan logam.
 Semua halogen wujud sebagai molekul diatomik pada suhu kamar.

Warna elemen-elemen kumpulan VII semakin dari Fluor ke Iodium.
§ F = gas kuning pucat
§ Cl= gas kuning kehijauan
§ Br= cair merah gelap (dengan asap merah)
§ I = padatan kelabu kehitaman (menjalani pemejalapan kepada asap ungu)

Ukuran atom (jari-jari atom) halogen semakin bertambah.
 Sangat reaktif dan cenderung menjadi garam. Kereaktifan berkurang dari Fluor ke Iodium
.
 Semua halogen mempunyai kekuatan yang rendah. Walau bagaimanapun, kekuatan
halogen semakin bertambah apabila semakin menurun dalam system periodik unsur.
 Semua halogen mempunyai titik lebur dan titik didih yang rendah kerana molekulmolekul halogen ditarik bersama oleh daya Van der Waals yang lemah dan hanya sedikit
tenaga diperlukan untuk memutuskannya. Semakin ke bawah, titik lebur dan titik didih
halogen meningkat.

Kekuatan pengoksidaan halogen berkurang menuruni kumpulan.

Semua halogen tidak boleh mengalirkan listrik.
Unsur
F
Cl
Br
I
Jari-iari atom (nm)
0.071
0.099
0.144
0.133
Jari-jari ion (nm)
0.133
0.180
0.195
0.215
Keelektronegatifan
4.0
3.0
2.8
2.5
Titik lebur (oC)
-220
-220
-7
114
Titik didih (oC)
-188
-35
59
184
No atom
9
Konfigurasi elektron
[He]2S22P5
Potensial pengion
17,42
Potensial reduksi
+2,87
Bilok
-1;0
Afinitas elektron
19,5
Massa atom relatif
18,9984
Kerapatan cairan(gcm-3) 1,1
Entalpi penguapan(kjmol-3,3
1)
Energi ionisasi
1686
Keelektronegatifan
4
Jari-jari kovalen/pm
72
Entalpi hidrasi X-(kjmol- 401
1)
Daya hantar molarion X- 44,4
Kalor disosiasi(kj/mol) 158
17
[Ne]3S23P5
18,01
+2,86
-1;0;1;3;5;7
83,4
35,453
1,5
10
35
[Ar]4S24P5
11,84
+1,09
-1;0;1;5
77,3
79,904
3,2
15
53
[Kr]5S25P5
11,84
+0,54
-1;0;1;5
70,5
126,9045
4,9
21
1266
3
99
279
1146
2,8
114
243
1016
2,5
133
201
76,4
242
78,3
193
76,8
151
BAB II REAKSI HALOGEN DAN
PEMBUATAN HALOGEN
Dalam membahas sifat kimia halogen, kadangkala fluorin dan astatin diabaikan. Hal ini
demikian karena astatin adalah bahan radioaktif. Fluorin juga mempunyai sifat-sifat anomali
karena ukurannya yang kecil dan keelektronegatifannya yang tinggi.
Reaksi Pendesakan
Dalam halogen terdapat istilah reaksi pendesakan, reaksi pendesakkan ini terjadi jika halogen
yang terletak lebih atas dalam golongan VII A dalam keadaan diatomik mampu mendesak ion
halogen dari garamnya yang terletak dibawahnya.
Dan berlangsung atau tidaknya suatu reaksi dapat dilihat dari reaksi pendesakkan halogen.
Contoh:
F2 + 2KCl → 2KF +Cl2
Br + Cl2 → Br2 + Cl
Br2 + 2I- → Br- + I2
Br2 + Cl- → (tidak bereaksi)
I2 + Br- → (tidak bereaksi)
Reaksi dengan Logam
Halogen bereaksi dengan sebagian besar logam akan menghasilkan senyawa garam/halida
logam.
Contoh :
2Na + Cl2 → NaCl
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
Sn + 2Cl2 → SnCl4
Mg + Cl2 → MgCl2
2Al + 3Cl2 → 2AlCl3
Halida logam yang terbentuk bersifat ionik jika energi ionisasinya rendah dan logamnya
memiliki biloks rendah. Hampir semua halida bersifat ionik. Contoh Na+, Mg2+, Al3+. Sedangkan
yang bersifat semi ionok adalah AlCl3
Reaksi dengan Non Logam
Halogen bereaksi dengan non-logam akan membentuk asam halida/senyawa halide. Halogen
dapat bereaksi dengan oksigen,fosfor, dan beberapa unsur lain.
Contoh :
Xe + F2 → XeF2
2Kr + 2F2 → KrF4
2P + 3Cl2 → 2PCl3
Reaksi dengan Metaloid
Halogen bereakksi dengan metaloid. Contoh:
2B +3Cl2 → 2BCl3
2Si + 2Cl2 → SiCl4
Reaksi Halogen dengan Air
Semua halogen larut dalam air. Unsur halogen yang dapat mengoksidasi air adalah fluorin dan
klorin (berlangsung lambat). Hal ini disebabkan potensial oksidasi air adalah -1.23 V, sedangkan
fluorin -2.87 V, dan klorin -1.36 V. Reaksinya adalah sebagai berikut :
Dari data energi potensial pada reaksi di atas (E0=+0.13V) menunjukkan bahwa klorin bereaksi
dengan air sangat lambat. Hal ini disebabkan karena klorin terlebih dahulu membentuk asam
hipoklorit, kemudian terurai menjadi asam klorida dan oksigen. Persamaan reaksinya dapat
ditulis sebagai berikut:
Reaksi tersebut dapat dipercepat dengan bantuan sinar matahari atau memakai katalis. Larutan
klorin dalam air disebut aqua klorata sedangkan larutan bromin dalam air disebut aqua bromata.
PROSES PEMBUATAN HALOGEN
Sebagian proses pembuatan halogen dilakukan dengan metode elektrolisis namun tidak dengan
cara elektrolisis saja, banyak cara digunakan dalam proses pembuatan halogen baik dalam
lingkup industri maupun labolatorium, berikut beberapa proses pembuatan halogen
Pembuatan Halogen dalam Industri
 Fluor (F2)
Elektrolisis KHF2, dalam HF bebas air.
Fluor yang terbentuk dikompres kedalam tabung baja.
Flourin diperoleh melalui proses elektrolisis garam kalium hydrogen flourida (KHF2) dilarutkan
dalam HF cair, ditambahkan LiF 3% untuk menurunkan suhu sampai 100oC. Elektrolisis
dilaksanakan dalam wajah baj dengan katode baja dan anode karbon. Campuran tersebut tidak
boleh mengandung air karena F2yang terbentukakan menoksidasinya.
KHF2 → K+ + HF2HF2 → H+ + 2FKatode : 2H+ + 2e- → H2
Anode : 2F- → F2 + 2eUntuk mencegah kontak (reaksi) antara logam Na dan gas Cl2 yang terbentuk digunakan
diafragma berupa monel ( sejenis campuran logam ).
 Klor(Cl2)
a. Sel down : elektrolisi leburan natrium klorida
Proses downs yaitu elektrolisis leburan NaCl (NaCl cair). Sebelum dicairkan, NaCl dicampurkan
dahulu dengan sedikit NaF agar titik lebur turun dari 800oC menjadi 600oC.
Katode : Na+ 2e- → Na
Anode : 2Cl- → Cl2 + 2eUntuk mencegah kontak (reaksi) antara logam Na dan Cl2 yang tebentuk, digunakan diafragma
lapisdan besi tipis.
b. Sel Castner-Kellner atau sel Billitar, elektrolisis larutan pekat NaCl.
c. Proses gibbs, yaitu elektrolisis larutan NaCl.
Katode : 2H2O + 2e- → 2OH- + H2
Anode : 2Cl- → Cl2 + 2ed. Modifilasi proses Deacon
Oksidasi gas HCl yang mengandung udara dengan menggunakan katalis tembaga.
4 HCl + O2 2 Cl2 + 2 H2O
Berlangsung pada suhu ± 430oC dan tekanan 200 atm. Hasil reaksinya teercampur ± 44% N2.
 Brom (Br2)
a) Dalam ekstra KCl dan MgCl2 dari carnalite terdapat MgBr2 0,2%
MgBr2 + Cl2 MgCl2 + Br2
b) Air laut disamakan dengan H2SO4 encer dan direaksikan dengan klor, penambahan asam
dilakukan agar tidak terjadi hidrolisis. Dengan penghembusan udara diperoleh volume yang
cukup besar yang mengandung brom kemudian dicampur dengan SO2 dan uap air.
SO2 + Br2 + H2O 2 HBr + H2S04
Kemudian direaksikan dengan Cl2
2 HBr + Cl2 2 HCl + Br2
Penyulingan dengan KBr dapat menghilangkan klor dan dengan penambahan KOH dapat
menghilangkan I2.
Cl2 + 2 KBr 2 KCl + Br2
I2 + OH- I- + OI- + H2O
 Yod(I2)
a) Garam chili mengandung NaIO3 0,2 %
Setelah mengkristalkan NaNO3, filtrat yang mengandung IO-3 di tambah NaHSO3 lalu di
asamkan.
IO-3 +3 HSO-3 I- + 3 HSO-4
5 I- + IO-3 + 6 H+ 3 I2 + 3 H2O
b) Dari ganggang laut.
c) 2NaIO3 + 5NaHSO3 → 3NaHSO4 + 2Na2SO4 + H2O + I2 Atau :2IO3- + 5HSO3- → 5SO42- +
3H+ + H2O +I2
Endapan I2 yang terbentuk disaring dan dimurnikan dengan cara sublimasi.
Pembuatan Halogen di Laboratorium
Di laboratorium, zat-zat kimia dibuat dalam jumlah seperlunya untuk digunakan
eksperimen/praktikum dengan cara yang cepat dan alat yang sederhana. Klorin, bromin, dan
iodine dapat dihasilkan dari oksidasi terhadap senyawa halida dengan oksidator MnO2 atau
KMnO2 dalam lingkungan asam. Senyawa halide dicampurkan dengan MnO2 atau KMnO2
ditambahkan H2SO4 pekat, kemudian dipanaskan. Reaksi yang berlangsung secara umum :
2X- + MnO2 + 4H+ → X2 + Mn2+ + 2H2O
10X- + 2MnO4- + 16H+ → 5X2 + 2Mn2+ + 8H2O

Klorin
Senyawa klorin juga dapat dibuat dalam skala labooratorium dengan cara :
o Proses Weldon
Dengan memanaskan campuran MnO2, H2SO4, dan NaCl
Reaksi : MnO2 + 2H2SO4 + 2 NaCl → Na2SO4 + MnSO4 + H2O + Cl2
o Mereaksikan CaOCl2 dan H2SO4
CaOCl2 + H2SO4 → CaSO4 + H2O + Cl2
o Mereaksikan KMnO4 dan HCl
KMnO4 + HCl → 2KCl + MnCl2 + 8H2O + 5Cl2
 Bromin
Sifat oksidator bromin yang tidak terlalu kuat. Dalam proses industri, bromine dibuat dengan
cara mengalirkan gas klorin ke dalam larutan bromide.
Reaksi : Cl2 + 2Br- → Br2 +2ClDalam skala laboratorium, bromin dibuat dengan cara :
o Mencampurkan CaOCl2, H2SO4, dengan bromida.
CaOCl2 + H2SO4 → CaSO4 + H2O + Cl2
Cl2 + 2Br- → Br2 + 2Clo Mencampurkan KMnO4 dan HBr pekat.
o Mencampurkan bromide, H2SO4, dan MnO2.
 Iodine
Unsur iodine dapat dibuat dengan cara.
o Dengan mereaksikan NaIO3 dan natrium bisilfit.
2NaIO3 + 5N4H2SO3 → 3NaHSO4 + 2Na2SO4 + H2O + I2
o Dalam skala laboratorium pembuatan iodin analog dengan pembuatan bromin, hanya saja
bromida diganti dengan iodida.
Senyawa HF dan HCl dapat dibuat juga di laboratorium dengan mereaksikan garam halide (NaF
dan CaCl2) dengan asam sulfat pekat dan dipanaskan sesuai dengan persamaan reaksiberikut :
2NaF + H2SO4 → Na2SO4 + 2HF
CaCl2 + H2SO4 → CaSO4 +2HCl
Senyawa HI dan HBr tidak dapat dibuat seperti itu karena Br- atau I- akan dioksidasi oleh H2SO4.
2NaBr + H2SO4 → Na2SO3 + Br2 + H2O
MgI2 + H2SO4 → MgSO3 + I2 + H2O
HBr dan HI biasanya dibuat dengan pereaksi H3PO4.
3NaBr +H3PO4 → Na3PO4 + 3HBr
3MgI2 + 2H3PO4 → Mg3(PO4)2 + 6HI
Cl2, Br2 dan I2 dapat di buat dengan mereaksikan suatu halide alkali dengan asam sulfat encer
dan MnO2.
MnO2 + 4 H+ + 2X- Mn2+ + 2 H2O + X2
Klor dapat di buat juga dengan reaksi
2 MnO-4 + 10 Cl- + 16 H+ 2 Mn2+ + 8 H2O + Cl2
Brom dan yod dapat di buat dengan cara oksidasi bromide dan yodida dengan gas klor.
Cl2 + 2 Br- 2 Cl- + Br2
Cl2 + 2 I- 2 Cl- + I2
Kegunaan Halogen
 Penggunaan fluor
1. pembuatan UF6 agar dapat memisahkan 235U dan 238U dengan cara difusi atau sentrifuga.
2. pembuatan Teflon (-CF2-CF-)n , freon (CCl2F2), dan insektisida (CCl3F)
3. pembuatan sulfur heksafluorida
 Penggunaan klor
1. pembuatan plastic (PVC
2. pembuatan pelarut untuk cat, untuk membersihkan logan dari lemak, dry cleaning,
3. pembuatan unsur (Mg, Ti, Br2)
 Penggunaan brom
1. pembuatan 1-2 dibromometna untuk ditambah kedalam bensin
2. pembuatab senyawa organik
3. obat-obatan

Penggunaan Iodin
1. obat-obatan
2. pembuatan zat warna
3. Quartz-Yod untuk bola lampu, NH4I untuk lensa Polaroid, AgI intuk fotografi.
BAB III SENYAWA HALOGEN
Senyawa Antarhalogen
Halogen dengan keelektronegatifan besar + Halogen dengan Keeloktronegatiafan kecil
Contoh senyawa antar halogen :
Fluor lebih negative dibandingkan dengan Iodium
F- + I+ à IF
3F- + I3+ à IF3
Contoh lain :
IF5, BrCl, BrCl3, CIF3, CIF, IF7
Oksida halogen
Semua halogen dapat membentuk senyawa oksida. Fluorin dapat membentuk oksida OF2 dan
O2F2 yang dikenal sebagai oksigen fluoride. Senyawa O2F2 dibuat dengan mengalirkan gas F2
secara cepat melalui larutan NaOH 2%. Senyawa O2F2 merupakan zat padat kuning jingga yang
digunakan sebagai bahan bakar roket.
Oksida klorin lebih banyak jenisnya, yaitu Cl2O, Cl2O3, ClO2, Cl2O4, Cl2O6, dan Cl2O7.
Oksida klorin tidak stabil dan cenderung meledak. ClO2 merupakan oksidator sangat kuat dan
digunakan untuk pemutih bubur kertas (pulp). ClO2 dibuat sesaat akan digunakan dengan reaksi :
2NaClO3 + SO2 + H2SO4 à 2ClO2 + 2NaHSO4
Iodin dapat membentuk I2O5 dengan memanaskan asam iodat pada suhu 2400 C menurut
reaksi :
2HIO3
I2O5 + H2O
Senyawa Halida
Senyawa halida merupakan senyawa halogen dengan bilangan oksidasi -1, dan
merupakan senyawa yang paling banyak di antara senyawa halogen. Secara umum dapat
dikelompokkan menjadi senyawa hidrogen halida dan garam halida.
a. Hidrogen halida
Hidrogen halida (HX) pada suhu kamar merupakan gas yang mudah larut dalam air. Larutannya
dalam air bersifat asam, sehingga sering disebut asam halide. HF dikelompokkan sebagai asam
lemah, sedangkan HCl, HBr, dan HI merupakan asam kuat, dan kekuatan asamnya meningkat
dari HF ke HI. Peningkatan kekuatan asam ini berhubungan dengan jari-jari atom yang semakin
panjang, sehingga kekuatan ikatan H-X semakin lemah. Semakin lemahnya kekuatan ikatan
tersebut mengakibatkan ion H+ semakin mudah terlepas bila berinteraksi dengan H2O dalam
larutan.
Titik didih dan titik lebur HX semakin besar dari HCl ke HI. Hal itu disebabkan semakin
kuatnya gaya Van der Waals, sedangkan titik didih HF paling tinggi di antara hidrogen halide
yang lain karena pada HF bekerja gaya ikatan hidrogen.
b. Garam halida
Garam halida dapat terbentuk dari interaksi langsung antara logam dengan halogen. Semua
garam halide mudah larut dalam air, kecuali garam halide dari perak (I), timbal (II), raksa (I),
dan tembaga (I). Warna endapan perak halida dan timbal (II) halide dari reaksiion halide dengan
ion perak dan ion timbal (II) digunakan untuk identifikasi adanya ion halide di dalam suatu
larutan.
Larutan perak klorida dapat larut dalam ammonia encer. Perak bromida tidak larut dalam
ammonia encer, tetapi larut dalam ammonia pekat, sedangkan perak iodide tidak dapat larut
dalam ammonia encer pekat. Perak klorida dan perak bromida dapat larut dalam ammonia
dikarenakan membentuk ion kompleks dengan reaksi sebagai berikut.
AgCl(s) + NH3(aq) à [Ag(NH3)2]+(aq) + Cl-(aq)
Untuk mengidentifikasi adanya ion halida dapat dilakukan dengan menambahkan larutan Pb2+
(misalnya sebagai Pb(NO2)2). Apabila terjadi endapan putih maka kemungkinan ion halidanya
adalah F- atau Cl-, tetapi bila endapannya berwarna kuning yang berarti yang ada Br- atau I-, dan
bila tidak ada endapan berarti tidak ada ion halide dalam larutan.
Untuk membedakan ion F- atau Cl- maka larutan ditambahkan Ag+ (misalnya AgNO3). Apabila
tidak ada endapan, berarti halidanya adlah F- dan bila ada endapan putih berarti Cl-. Untuk
membedakan ion Br- dan I- maka larutan direaksikan dengan Ag+ dan endapan didekantasi
kemudian ditambahkan NH3 pekat, bila larut berarti yang ada dalam larutan Br- dan bila tidak
larut berarti yang ada dalam larutan ion F-.
Halide padat dapat dioksidasi oleh oksidator kuat (misalnya MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, dalam
H2SO4 pekat) menghasilkan gas halogen, kecuali fluoride.
Senyawa Oksihalogen
Selain membentuk oksida dan halide, halogen dapat membentuk senyawa-senyawa oksihalida.
Garam oksihalogen lebih stabil daripada asamnya. Asam oksihalogen sedikit larut dalam air.
Asam oksi mempunyai struktur umum: H-O-X
Kekuatan asam oksi halogen ditentukan oleh kekuatan ikatan H-O dan ikatan O-X. jika ikatan OX kuat maka ikatan H-O lemah. Semakin lemah ikatan H-O semakin mudah asam tersebut
terionisasi,dan berarti semakin kuat asamnya.
Kekuatan ikatan X-O dipengaruhi oleh dua factor, pertama keelektronegatifan dari X dan banyak
sedikitnya atom oksigen yang mengelilingi X.
Semua halogen dapat membentuk senyawa oksihalogenida, kecuali fluorin. Larutan ion
oksihalogenida dapat diperoleh dengan meraksikan halogen dengan basa.
BAB IV ASAM OKSIHALOGEN
Kecuali Fluor, unsur halogen dapat membentuk asam yang mengandung oksigen dimana
bilangan oksida halogen adalah +1, +3. +5, dan +7. Penaman asam okso halogen tergantung dari
jumlah biloks halogennya:
Biloks +1 : asam hipohalit {trivial} atau asam halat (I) {IUPAC} (rumus: HXO)
Biloks +3 : asam halit {trivial} atau asam halat (III) {IUPAC}( rumus: HXO2)
Biloks +5 : asam halat {trivial} atau asam halat (V) {IUPAC}(rumus: HXO3)
Biloks +7 :asam perhalat {trivial} atau asam halat (VII) {IUPAC}( rumus: HXO4)
Keterangan: X = Cl/Br/I
Ganti suku kata “hal” pada kedua metode tata nama di atas dengan nama halogennya (klor untuk
Cl, brom untuk Br, iod untuk I). Fluor F tidak memembentuk asam oksihalogen karena paling
elektronegatif dengan kata lain hanya mempunyai satu bilangan oksidasi yaitu -1.
Kekuatan asam oksi halogen bertambah sesuai kenaikan biloks. Jadi, kekuatan asam perhalat >
asma halat > asam halit > asam hipohalit. Hal ini disebabkan atom halogen pada asam perhalat
lebih positif daripada atom halogen pada asam halat, sehingga ikatan OH pada HClO4 lebih polar
dan lebih mudah mengion.
Untuk biloks yang sama, asam oksiklorin lebih kuat daripada asam oksibromin dan lebih kuat
daripada asam oksiiodin. Dengan demikian, asam perklorat (HClO4) merupakan asam
oksihalogen palingkuat, bahkan merupakan asam terkuat dari segala jenis asam. Asam
oksihalogen maupun garam-garamnya merupakan zat pengoksidasi yang kuat. Sebagai
pengoksidasi, zat-zat itu umumnya direduksi menjadi ion halida (X-).
Asam Hipohalit (HXO)
Semua asam hipohalit adalah asam lemah karena tidak mengion sempurna dalam air.
Sifat ini disebabkan atom halogen pada asam hipohalit lebih bersifat elektronegatif
dibandingkan asam oksihalogen lainnya. Walaupun bersifat asam lemah, asam hipohalit tetap
bersifat oksidator.
Asam ini tidak stabil dan tidak dapat diperoleh dalam keadaan murni. Kestabilan
bertambah jika keelektronegatifan bertambah, karena itu kestabilan HIO > HBrO > HClO.
Dalam bentuk garam, hanya turunan dari hipoklorit yang dapat diisolasi dalam keadaan padat.
Pada dasarnya ion hipohalit dapat dihasilkan dengan melarutkan halogen dalam basa menurut
reaksi umum:
X2 + 2OH à X0- + H20.
1. Asam Hipoklorit:
Diantara asam hipohalit, asam hipoklorit (HClO) adalah senyawa yang sering ditemukan.
Senyawa ini dibuat dengan reaksi air dengan gas klorin (reaksinya reversibel).
Cl2 + H2O ↔ HOCl + HCl
Senyawa ini mudah terurai jika terkena sinar matahari
2ClO-(aq) à 2Cl-(aq) + O2 (g)
Asam hipoklorit adalah asam sangat lemah; jadi larutan hipoklorit sangat bersifat basa sebagai
akibat proses hidrolisis menurut persamaan reaksi:
ClO-(aq) + H2O(l) à HClO(aq) + OH-(aq)
Senyawa hipoklorit yang penting adalah natrium hipoklorit dan kalsium hipoklorit. Natrium
hipoklorit dibuat dengan cara elektrolisis garam dapur, NaCl, dengan keedua electrode berada
dalam satu bilik tanpa pemisah dan terus diaduk agar diperoleh campuran yang merata antara
natrium hidroksida yang dihasilkan oleh katode dengan diklorin yang dihasilkan oleh anode.
Reaksi dalam bilik elektrolisis harus dilaksanakan dalam keadaan dingin, karena pada keadaan
panas akan diperoleh hasil yang berbeda. Natrium hipoklorit tidak stabil dalam fase padatan,
oleh karena itu kalsium hipoklorit digunakan sebagai sumber bahan ion hipoklorit. Cara
pembuatan kalsium hipoklorit yang terbaik adalah mereaksikan suspensi kalsium hidroksida
dengan gas diklorin, persamaan reaksinya adalah :
2Ca(OH)2(s) + 2Cl2(g) à Ca(ClO)2.2H2O(s) + CaCl2(aq)
Kalsium klorida larut dalam air sedangkan kalsium hipoklorit dihidrat tidak, dan oleh karena itu
dipisahkan dengan penyaringan. Natrium dan kalsium hipoklorit keduanya dipakai pula sebagai
disinfektan. Larutan hipoklorit yang diperdagangkan seperti Clorox® atau Javex® merupakan
campuran hamper ekimolekular antara natrium hipoklorit dan natrium klorida. Oleh karena itu
dalam proses pencampuran dengan pembersih, ion hipoklorit menjadi berbahaya apabila bereaksi
dengan ion hidromium (asam) seperti yang terdapat pada pembersih basa cleanser-natrium
hidrogen sulfat, karena kemudian asam hipoklorit bereaksi dengan ion klorida membebaskan gas
klorin.
1. Asam Hipobromit
Asam Hipobromit (HBrO) merupakan cairan berwarna kuning. Asam ini termasuk asam lemah,
tetapi merupakan oksidator kuat. Asam hipobromit tidak stabil dan mudah terdisproporsionasi
menjadi ion bromat(V) dan ion bromida.
3BrO-(aq) à BrO3-(aq) + 2Br-(aq)
1. Asam Hipoiodit.
Asam Hipiodit (HIO) merupakan asam lemah, tetapi memiliki sifat oksidator yang baik. Asam
ini tidak stabil dan mudah terdisproporsionasi menjadi ion iodat(V) dan ion iodida.
3IO-(aq) à IO3-(aq) + 2I-(aq)
Asam Halit (HXO2)
Asam halit yang dikenal hanyalah asam klorit (HClO2). Hal ini disebabkan hanya klor
yang dapat memiliki bilangan oksidasi +3. Kekuatan asam klorit lebih besar daripada asam
hipoklorit. Asam ini juga merupakan oksidator kuat.
Asam Halat (HXO3)
Asam halat adalah asam halogen yan mengandung oksigen, biloks halogen dalam asam
halat adalah +5. Asam halat yang paling stabil adalah asam iodat (HIO3). Asam iodat terdapat
dalam zat padat berwarna putih. Sedangkan HClO3 dan HBrO3 terdapat dalam bentuk larutan.
1. Asam Klorat
Semua klorat larut dalam air. Garam-garam klorat, adalah garam yang dapat dikristalkan dari
suatu larutan. Garam ini apabila dipanaskan pada suhu <400oC akan berubah menjadi daram
perklorat.
4KClO3(s) à 3KClO4(s) + KCl(s)
Jika suhu pemanasan lebih tinggi, garam halat akan akan terurai menjadi klorida dan oksigen.
1. Asam Bromat
Asam bromat adalah cairan tak berwarna dengan rumus kimia (HBrO3). Asam ini termasuk asam
kuat dan bersifat oksidator Asam ini dibuat dengan menambahkan asam sulfat pada barium
bromat.
Ba(BrO3)2 + H2SO4 à 2HBrO3 + BaSO4
Kebanyakan garam bromat larut dalam air kecuali Perak Bromat (AgBrO3), Barium
Bromat (Ba(BrO3)2), dan Timbal Bromat (Pb(BrO3)2).
1. Asam Iodat
Asam iodat memiliki rumus (HIO3). Bentuknya berupa padatan tak berwarna atau kuning pucat.
Asam Iodat dan garam alkalinya mudah larut dalam air, tetapi tidak larut dalam etanol murni dan
pelarut organik lainnya. Dalam analisa kuantitatif, dipakai dalam titrasi iodimetri sebagai bahan
baku primer untuk menstandarisasi larutan Iod. Pada yodimetri, Iodat mengoksidasi iodida
secara kuantitatif menjadi Iodin dalam suasana asam.
IO3- + 5I- + 6H+ à 3I2+ 3H2O
Asam Perhalat
Asam perhalat adalah asam halogen yan mengandung oksigen, biloks halogen dalam
asam halat adalah +7. Hanya asam perklorat (HClO4) dan asam periodat (HIO4) yang dapat
diperoleh dalam keadaan murni.
1. Asam Perklorat
Asam perklorat (HClO4) adalah cairan yak berwarna yang mendidih pada suhu 82oC. dalam
bentuk anhidratnya asam ini merupakan zat pengoksidasi kuat, tetapi dalam larutan yang
konsentrasinya sedang, asam ini tidak menunjukkan kemampuan mengoksidasi.
Asam perklorat dapat diperoleh melalui pemanasan kalium perklorat dengan asam sulfat pekat.
KClO4 + H2SO4 à 2HClO4 + K2SO4
Reaksi ini agak berbahaya karena cenderung meledak. Prosedur yang lebih aman ialah
mengoksidasi larutan berair alkali klorat pada anoda sel elektrolitik.
ClO3- + 3H2O à ClO4- + 2H3O+ + 2 e1. Asam perbromat
Asam perbromat (HBrO4) adalah zat pengoksidasi kuat yang juga terbentuk secara elektrolisis.
1. Asam Periodat
Asam periodat (HIO4) berair merupakan zat pengoksidasi yang lebih berguna daripada asam
perbromat atau perklorat, sebab perilakunya lebih mudah dikendalikan. Asam periodat terdapat
dalam beberapa bentuk, yang paling sederhana ialah asam metaperiodat (HIO4). Seperti halnya
asam iodat, asam metaperiodat adalah padatan kristalin putih pada suhu kamar. Dimungkinkan
untuk mengembangkan lengkung koordinasi (coordination sphere) iodin(VII) dari empat
menjadi enam ligan dengan menambahkan dua molekul air, dan asam ortoperiodat yang
dihasilkan memiliki rumus H5IO6. Zat ini berupa padatan kristalin yang terurai pada suhu 140oC.