HALOGEN

HALOGEN


Seperti yang telah dijelaskan sebelumnya halogen berarti pembentuk garam yang berasal dari kata “halogenao” yang terdiri dari unsur flourin, klorin, iodin, dan astatin. Mengenai sumber dan kelimpahannya di alam, cara memperolehnya (pemurniannya), kereaktifannya serta reaksi-reaksi unsur halogen dengan unsur lain telah dijelaskan sebelumnya. Di sini yang akan dibahas adalah bentuk senyawa dari halogen dan jenis ikatan yang terbentuk, kegunaannya baik dalam bentuk unsur maupun dalam bentuk senyawanya, serta membahas karakteristik unsur yang khas dari halogen.

A. SENYAWA HALOGEN

1. Hidrogen Halida (asam Halida)
Hidrogen halida (HX) pada suhu kamar merupakan gas yang mudah larut dalam air. Larutannya dalam air bersifat asam, sehingga sering disebut asam halida. Hidrogen Halida diperoleh dari reaksi antara halogen dan hidrogen.
F2 bereaksi disertai dengan ledakan.
Cl2 bereaksi disertai ledakan dalam sinar ultraviolet (terjadi reaksi rantai)

Cl2 ----> 2 Cl ionisasi rantai
Cl + H2 ----> HCl + H
H + Cl2 ----> HCl + Cl perambatan (propagasi)
H + Cl ----> HCl terminasi

Br2 dan I2 lambat bereaksi dengan H2.


Tabel 1. Sifat Hidrogen Halida (halogen hidrida)

Sifat HF HCl HBr HI
MM relatif 20 36,5 80,9 127,9
Titik didih (C) 19,5 -85 -66,4 -35,6
Titik leleh (C) -83 -144 -68 -51,3
Energi disosiasi ikatan H/kJ mol-1 untuk
HX(g) ----> H(g) + X(g):
568,2 431,4 365,7 298,7
Kelarutan dalam air pada 100C (g per 100g)
bercampur 51,1 120,20 153,6
Tetapan asam 7 x 10^-4 10^7 10^9 10^11


Beberapa sifat hidrogen halida antara lain yaitu sebagai berikut:

1.Kekuatan asam halida bergantung pada kekuatan ikatan antara H-X atau kemudahan senyawa halida untuk memutuskan ikatan antara H-X. kekuatan asam halida berkurang menurut urutan bahwa HI > HBr > HCl > HCl

2.Titik didih dipengaruhi oleh massa atom relatif (Mr) dan ikatan antar molekul :
• Semakin besar Mr maka titik didih semakin tinggi.
• Semakin kuat ikatan antarmolekul maka titik didih semakin tinggi.
HF mempunyai titik didih tertinggi yaitu 19,50C, hal tersebut disebabkan oleh adanya ikatan hidrogen, sehingga urutan titik didihnya adalah: HF > HI > HBr > HCl.

3. Dapat bereaksi dengan air sebagai donor proton,
HX + aq ----> H+(aq) X-(aq)
4. Melarut dalam air
5. Energi ikatan berkurang dari atas ke bawah dalam golongan
6. Merupakan gas berwarna.

Beberapa contoh pembuatan asam halida yaitu pembuatan:

HCl : Cl- + H2SO4 (l) ---> HCl (g) HSO4-
HSO4- + Cl- ----> HCl (g) + SO42-
HF : CaF2 (s) + H2SO4 (l) ---> CaSO4 (s) + 2 HF(g)
(HBr dan HI dapat dibuat dengan cara di atas kerena H2SO4 dapat mengoksidasi bromida dan yodida menjadi Br2 dan I2).
HBr : PBr3 (l) + 3 H2O (l) ----> H3PO3 (l) + 3HBr (g)
HI : PI3 (l) + 3 H2O (l) ---> H3PO3 (l) +3 HI (g)

Beberapa karakteristik yang khas dari halida HF adalah:
• HF merupakan asam lemah sedangkan asam halida yang lain bersifat asam kuat.
HF ----> H+ + F- Ka = 6,8 x 10-4
• HF memiliki titik didih paling tinggi dibandingkan dengan asam halida yang lain.
HF 19,5oC, HCl -85oC, HBr -66,4oC, HI -35,6oC
• HF dapat bereaksi dengan kaca, sehingga tidak boleh disimpan dalam botol kaca. Dengan reaksi 4HF(l) + SiO2(s) ----> SiF4(aq) + H2O(l)

2. OKSIDA HALOGEN

Kecuali iod (V) oksida, semua senyawa di atas tidak stabil jika dipanaskan. I2O5 hanya dapat terurai di atas suhu 300oC.
• Monoksida (OF2, Cl2O dan Br2O)
a. OF2, adalah gas tidak berwarna, melarut dalam air menghasilkan larutan netral.
F2 (g) + 2 NaOH (aq) ----> 2 NaF (aq) + H2O (l) + OF2 (g)
b. Cl2O, adalah gas berwarna kuning dan Br2O, adalah caira berwarna
coklat. Keduanya adalah oksida asam.
X2O + 2 OH- (aq) ---> 2XO (aq) + H2O (l)
• Dioksida ( ClO2, BrO2, dan I2O4)
Diantara oksida ini yang paling terpenting adalah ClO2 yang digunakan pada pemurnian air dan sebagai zat pemutih.
a. ClO2, adalah gas berwarna jingga di atas 11oC dan bersifat
paramagnetik, karena mempunyai electron tak berpasangan.
b. ClO2 dan BrO2, adalah oksidator kuat dan dapat meledak.
XO2 + 2 OH-(aq) ---> XO2-(aq) + XO-3 (aq) +H2O (l)
c. I2O4, adalah zat padat berwarna kuning dan diduga terurai menjadi rantai (IO)n dan (IO3)n
d. Iod (V) oksida, I2O5 berupa serbuk putih dan merupakan oksida halogen paling stabil dan baru terurai pada 300oC. I2O5 merupakan oksidator terkuat sehingga dapat digunakan untuk menentukan adanya karbon monoksida.
I2O5 (s) + 5 CO (g) ---> 5CO2 (g) + I2
• Trioksida
a. Cl2O6, adalah zat cair berwarna merah
b. BrO3, adalah zat padat berwarna putih dan hanya stabil di bawah -70oC. BrO3 adalah oksida asam dan melarut dalam larutan basa menghasilkan bromat (V), bromat(II) dan ion bromida.
• Kloroheptaoksida(Cl2O7), oksida ini tidak berwarna, caiaran berupa minyak, dan dibuat pada -10oC dengan reaksi:
4 HClO4(l) + P4O5(s) ---> 4HPO3 (l) + 2Cl2O7 (l)
• Klor heptaoksida adalah oksidator lemah dibandingkan dengan oksida klor yang lain dan meledak jika dipanaskan atau disentuh.

3. Senyawa antar halogen
Unsur-unsur halogen memiliki harga elektronegativitas yang berbeda sehingga akan terbentuk senyawa kovalen. Senyawa yang terbentuk memiliki 4 kategori : XY, XY3, XY5, XY7 (X adalah halogen yang lebih elektronegatif). Contoh :
F2 (g) + Cl2(g)→ 2FCl(g)
Cl2(g) + 3I2(s) → 2ClI3(s)
Br2 (l) + 5F2 (g) ----> 2 BrF5




Tabel 3. Senyawa Antarhalogen

Gas tidak berwarna ClF

Gas berwarna merah BrF
Padatan kuning IF3
Gas tidak berwarna ClF3
Cairan tidak berwarna BrF3
Cairan tidak berwarna IF5
Gas tidak berwarna ClF5
Cairan tidak berwarna BrF5
Gas tidak berwarna IF7
Gas berwarna merah BrCl
Cairan berwarna tua, kristal hitam ICl
Padatan kuning ICl3
Padatan coklat-hitam IBr

4. Asam Oksihalogen
Kecuali fluor, unsur halogen dapat membentuk asam yang mengandung oksigen di mana masing-masing halogen mempunyai bilangan oksidasi +1, +3, +5, dan +7. Contoh:
+1, HOCl, asam klorat (I), (asam hipoklorit)
+3, HOCl2, asam klorat (III), (asam klorit)
+5, HOCl3, asam klorat (V), (asam klorat)
+7, HOCl4, asam klorat (VII), (asam perklorat)



Hanya HClO4 dan HIO4 yang dapat diperolrh dalam keadaan murni, yang lainnya terdapat dalam larutan.

5. Asam Okso
• Asam hipohalit
Adalah asam sangat lemah tetapi zat pengoksidasi, terutama dalam larutan asam. Pada dasarnya asam hipohalit dapat dihasilkan dengan melarutkan halogen dalam basa menurut reaksi umum
X2 + 2OH- XO- + X- + H2O

• Asam halit
Satu-satunya asam yang pasti adalah asam klorit, HClO2. Zat ini diperoleh di dalam air dengan memperlakukan suspensi barium klorit dengan H2SO4, lalu menyaring BaSO4 nya. Asam halit merupakan asam yang relatif lemah (Ka = 102) dan tidak dapat diisolasi. Klorit, MCl2, diperoleh dengan reaksi ClO dan larutan basa:
2ClO2 + 2OH- ClO2- + ClO3- + H2O
• Asam halat
Asam halat adalah asam kuat dan zat pengoksidasi kuat. Ionnya XO3- adalah piramidal, seperti diharapkan dari adanya oktet dengan pasangan yang tidak digunakan bersama dalam kulit valensi halogen.
• Asam iodat adalah HIO3, padatan putih stabil yang diperoleh dengan mengoksidasi I2 dengan HNO3 pekat, H2O, O3, dan sebagainya. Asam klorat dan asam bromat diperoleh dalam larutan melalui barium halat dengan H2SO4. Iodat ion-ion +4 dari Ce, Zr, Hf, dan Th dapat diendapkan dari HNO3 6M untuk menyediakan cara pemisahan yang berguna.

B. DAYA PENGOKSIDASI DAN REAKSI PENGUSIRAN HALOGEN
• Halogen merupakan oksidator kuat, oleh karena unsur halogen mudah mengikat elektron atau mudah tereduksi.
• Daya pengoksidasi (oksidator) dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin berkurang
F2 > Cl2 > Br2 > I2

• Data potensial reduksi:
F2 + 2e- → 2F- Eo= +2,87 Volt
Cl2 + 2e- → 2Cl- Eo= +1,36 Volt
Br2 + 2e- → 2Br- Eo= +1,06 Volt
I2 + 2e- → 2I- Eo= +0,54 Volt
Potensial reduksi F2 paling besar sehingga akan mudah mengalami reduksi dan disebut oksidator terkuat. Sedangkan terlemah adalah I2 karena memiliki potensial reduksi terkecil.
• Sifat oksidator: F2 > Cl2 > Br2 > I2
• Sifat reduktor : I- > Br- > Cl- > F-
Reduktor terkuat akan mudah mengalami oksidasi mudah melepas elektron ion iodida paling mudah melepas electron sehingga bertindak sebagai reduktor kuat.
• Reaksi pendesakkan halogen
Berlangsungnya suatu reaksi tidak hanya ditentukan oleh potensial sel. Tetapi, berlangsung tidaknya suatu reaksi dapat dilihat dari reaksi pendesakkan halogen. Halogen yang terletak lebih atas dalam golongan VII A dalam keadaan diatomik mampu mendesak ion halogen dari garamnya yang terletak dibawahnya. Contoh:
Br- + Cl2 → Br2 + Cl
Br2 + 2I- → Br- + I2
Br2 + Cl- → (tidak bereaksi)
I2 + Br- → (tidak bereaksi)


C. KEGUNAAN HALOGEN

• Fluorin
1. Asam flourida digunakan untuk mengukir (mengetsa) gelas.
Reaksi : 4HF(l) + SiO2(s) ----> SiF4(aq) + H2O(l)
2. Natrium heksafluoroksilikat ( Na2SiF6 ) digunakan untuk bahan campuran pasta gigi.
3. Natrium fluorida ( NaF ) untuk mengawetkan kayu.
4. Belerang hexafluorida ( SF6 ) sebagai insulator.
5. Kriolit ( Na3AlF6 ) sebagai bahan pelarut dalam pengolahan bahan
alumunium.
6. Freon-12 ( CF2Cl2 ) sebagai zat pendingin pada kulkas dan AC.
7. Teflon digunakan sebagai pada peralatan mesin.

• Klorin
1.klorida ( HCl ) digunakan pada industri logam. Untuk mengekstrasi logam tersebut.
2. Natrium klorida ( NaCl ) digunakan sebagai garam dapur.
3. Kalium klorida ( KCl ) sebagai pupuk tanaman.
4. Amoniumklorida ( NH4Cl ) sebagai bahan pengisi batu baterai.
5. Natrium hipoklorit ( NaClO ) digunakan sebagai pengelontang (breaching agent ) untuk kain dan kertas.
ClO + zat pewarna → Cl- + zat tak berwarna
6. CaOCl2/( Ca2+ )( Cl- )( ClO- ) sebagai serbuk pengelontang atau kapur klor.
7. Kalsium hipoklorit ([Ca( OCl2 )2]) sebagai zat disenfekton pada air ledeng.
8. Kalium klorat (KCl) bahan pembuat mercon dan korek api.
9. Seng klorida (ZnCl2) sebagai bahan pematri (solder).



• Bromin
1. Natrium bromide (NaBr) sebagai obat penenang saraf
2. Perak bromida (AgBr) disuspensikan dalam gelatin untuk film fotografi
3. Metil bromida (CH3Br) zat pemadam kebakaran
4. Etilen dibromida (C2H4Br2) ditambahkan pada bensin untuk mengubah Pb menjadi PbBr2.

• Iodin
1. Sebagai obat antiseptik
2. mengidentifikasi amilum
3. Kalium Iodat (KIO3) ditambahkan pada garam dapur
4. Iodoform (CHI3) merupakan zat organic
5. Perak Iodida (AgI) digunakan dalam film fotografi.