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.
