HALOGEN ~ MATERI DAN SOAL IPA UNTUK SMA

BEBERAPA GOLONGAN UNSUR DALAM SISTEM PERIODIK

Golongan Halogen meliputi fluotim (f), klorin (Cl), bromin (Br), yodin (I) dan astatin (At)

Nama halogen berasal dari bahasa Yunani yang artinya “ pembentuk garam”. Dinamai demikian karena unsure-unsur itu dapat bereaksi dengan logam membentuk garam. Misalnya klorin bereaksi dengan natrium membentuk Natrium klorida (NaCl), yaitu garam dapur. Dalam system periodic, unsure halogen terdapat pada golongan VIIA, mempunyai 7 elektron valensi pada subkulit ns2 np5 . Konfigurasi electron yang demikian membuat unsure-unsur halogen bersifat sangat reaktif. Halogen cenderung menyerap satu electron membentuk ion bermuatan negative satu.

Pada bagian berikut dibahas sifat-sifat, reaksi-reaksi serta senyawa-senyawa halogen. Namun karena semua isotop astatine bersifat radioaktif dan berumur pendek, maka sifat-sifat unsure itu banyak diketahui. Oleh karena itu pembahasan selanjutnya tidak meyertakan astatine

Sifat-Sifat Halogen

Kereaktifan halogen berkurang dengan bertambahnya nomor atom.

Sifat-sifat fisis

Beberapa sifat fisis tertera pada table berikut :

Sifat	Fluorin	Klorin	Bromine	Iodine
Nomor atom (Z)	9	17	35	53
Konfigurasi electron	[He] 2s² p⁵	[Ne]3s² p⁵	[Ar]3d¹⁰ 4s²4p⁵	[Kr]4d¹⁰5s²5p⁵
Titik cair (^oC)	-220	-101	-7	114
Titik didih (^oC)	-188	-35	59	184
Rapatan (g/cm³)	1,69 x 10-3	3,21 x 10-3	3,12	4,93
Energy pengionan tingkat pertama (kJ/mol)	1681	1251	1140	1008
Afinitas electron (kJ/mol)	-328	-349	-325	-295
Keelektronegatofan (skala pauling)	4	3	2,8	2,5
X₂ + 2e 2X^-	2,87	1,36	1,06	0,54
Jari-jari kovalen. A^o	0,64	0,99	1,14	1,33
Jari-jari ion (X-), A^o	1,19	1,67	1,82	2,06
Energi ikatan X-X (kJ/mol)	155	24	193	151

Struktur Halogen

Dalam bentuk unsure, halogen (X) terdapat sebagai molekul diatomic (X2). Kestabilan molekul X2 itu berkurang dari Cl₂ ke I₂. Hal itu sesuai dengan pertambahan jari-jari atom sehingga energy ikatan dari F₂ ke I₂ berkurang. Kecilnya ikatan F – F berkaitan dengan kereaktifan unsure itu, sehingga ikatannya cenderung putus. Pada pemanasan , molekul X₂ mengalami disosiasi menjadi atom-atomnya.

X₂ (g) ------> 2X (g)

Wujud Halogen

Molekul halogen (X₂) bersifat nonpolar, dengan demikian gaya tarik-menarik antar molekul halogen merupakan gaya disperse (gaya London). Sebagaimana diketahui, gaya disperse bertambah besar sesuai dengan perubahan masa molekul (Mr). Itulah sebabnya mengapa titik cair dan titik didih halogen meningkat dari atas ke bawah.

Pada suhu kamar, fluorin dan klorin berupa gas, bromine berupa zat cair yang mudah menguap, sedangkan iodine berupa zat padat yang mudah menyublim. Pada pemanasan , iodine tidak mencair melainkan langsung menguap (menyublim).

Warna dan Bau

Halogen mempunyai warna dan bau tertentu. Fluorin berwarna kuning muda (kloros berarti hijau), bromine berwarna merah tua, iodine padat berwarna hitam sedangkan uap iodine berwarna ungu. Semua halogen berbau merangsang dan menusuk.

Kelarutan

Kelarutan dalam air berkurang dari fluorin ke iodine. Fluorin tidak sekedar larut dalam air tetapi segera bereaksi membentuk HF dan O₂. Jadi dalam larutan tidak terdapat lagi molekul F₂ melainkan HF. Melarutnya klorin dan bromine diikuti sedikit reaksi . Iodine sukar larut dalam air, tetapi mudah larut dalam larutan Iodida (I^-) karena membentuk poliiodida (I^-₃)

I₂ (s) + I- (aq) ------> I^-₃ (aq)

Ion poliiodida mudah terurai kembali membentuk I2 sehingga larutan itu bersifat sebagai larutan I2 biasa.

Larutan halogen juga berwarna. Larutan klorin berwarna hijau muda, larutan bromine berwarna coklat merah (makin merah makin pekat), sedangkan iodine berwarna coklat.

Halogen lebih medah larut dalam pelarut nonpolar seperti karbon tetra klorida atau klloroform. Dalam pelarut tak beroksigen seperti karbon tetra kllorida (CCl4) atau kloroform (CHCl3), iodine berwarna ungu.

Sifat-sifat kimia

Hubungan Jari-Jari Atom, Afinitas Elektron dan kereaktifan Halogen.

Kereaktifan unsure nonlogam dikaitkan dengan kemampuannya menyerap electron membentuk ion negative. Besaran yang menggambarkan sifat tersebut adalah afinitas electron. Afinitas electron adalah energy yang menyertai penyerapan satu electron oleh suatu atom netral dalam wujud gas, seingga terbentuk ion bermuatan negative satu. Jika penyerapan electron suatu unsure disertai pembebasan energy, maka afinitas elektronnya diberi tanda negative, sebaliknya jika penyerapan energy, maka afinitas electron diberi tanda positif. Jadi makin negative nilai afinitas electron, menunjukkan makin besarnya kecendeerungan menyerap electron, yang berarti kereaktifan bertambah.

Dalam golongan halogen, jika kita bergerak dari atas ke bawah (dari fluorin ke iodine), jari-jari atom bertambah besar. Akibatnya afinitas electron berkurang. Pada table terlihat, afinitas electron menurun dari klorin ke iodine, tetapi afinitas electron fluorin ternyata lebih kecil dari pada fluorin. Penyimpangan itu disebabkan kecilnya volume atom fluorin sehingga menurunkan energy potensial kerika fluorin menyerap electron relative kecil. Penyimpangan nilai afinitas electron fluorin tidak berarti bahwa daya tarik elekton fluorin lebih kecil daripada fluorin.

Reaksi-Reaksi Halogen

Halogen adalah golongan unsur yang sangat reaktif. Kereaktifan menurun dari fluorin ke iodin. Fluorin bereaksi dengan hampir semua unsur, bahkan dengan unsur gas mulia. Berbagai zat yang tahan api, seperti dan air asbe, terbakar dalam gas fluorin.

a. Reaksi dengan logam

Halogen bereaksi dengan kebanyakan logam.

Contoh :

2Al + 3Br₂ -----> 2AlBr

2Fe + 3Cl₂ ----> 2FeCl₃

Cu + F2 -----> CuF₂
Umumnya halida logam bersifat ionik (titik leleh tinggi dan lelehannya dapat menghantarkan listrik). Akan tetapi senyawa itu akan kovalen dan semakin kovalen jika tingkat oksidasi logamnya semakin tinggi, atau jika logamnya makin kecil. Perhatikan beberapa contoh berikut :

Rumus senyawa	Penampilan	Titik leleh (^oC)	Jenis ikatan
NaF NaCl AlF₃ AlCl₃ SnCl₄	Kristal tak berwarna Kristal tak berwarna Kristal tak berwarna Bubuk putih Cairan tak berwarna	996 801 1040 194 -34	Ionic Ionic Ionic Kovalen-ionik Kovalen-ionik

b. Reaksi dengan hidrogen

Semua halogen bereaksi dengan hidrogen membentuk hidrogen halida (HX)

H₂ + X₂ -----> 2HX (X= halogen)

Fluorin dan klorin bereaksi dengan hebat disertai ledakan, tetapi bromin dan iodin bereaksi lambat.

c. Reaksi dengan non logam dan metaloid tertentu

Halogen bereaksi dengan sejumlah nonlegam dan metaloid.

Contoh:

Si + 2X₂ ------> SiX₄

2B + 3X₂ -----> 2BX₃

Reaksi dengan fosforus, arsen dan antimon menghasilkan trihalida jika halogennya terbatas, atau pentahalida jika halogennya berlebihan. Contoh :

P₄ + 6X₂ ----> 4PX₃

P₄ + 10X₂ ----> 4PX₅

Nitrogen tidak bereaksi langsung dengan halogen

d. Reaksi dengan hidrokarbon

Halogen umumnya bereaksi dengan hidrokarbon dengan menggantikan (subtitusi) atom hidrogen. Fluorin bereaksi sangat hebat, tetapi iodin tidak bereaksi.

Contoh :
CH₄ + Cl₂ -----> CH₃Cl + HCl

e. Reaksi dengan air

Fluorin bereaksi hebat dengan air membentuk HF dan membebaskan oksigen
F₂ + H₂O ----> 2HF + ½ O₂
Halogen yang lainnya mengalami reaksi disporporsionasi dalam air menurut kesetimbangan berikut :
X₂ + H₂O <=====> HX + HXO
Dari klorin dan iodin, kesetimbangan diatas makin ke sebelah kiri makin sukar larut. Seperti telah disebutkan sebelumnya, iodin sukar larut dalam air.

f. Reaksi dengan basa

Klorin, bromin dan iodin mengalami reaksi disporsionasi dalam basa.

Contoh :
Cl₂ (g) + 2NaOH (aq) ----> NaCl (aq) + NaClO (aq) + H₂O (l)

Jika larutan NaOH pada suhu kamar, maka akan bereaksi membentuk NaCl dan NaClO₃.

Cl₂ (g) + 6NaOH (aq) ---> 5NaCl (aq) + NaClO₃ (g) + NaClO₃ (aq) + 3H₂O (l)

g. Reaksi antarhalogen

Antarhalogen bereaksi membentuk senyawa antar halogen

Reaksi secara umum dapat dinyatakan sebagai berikut :

X₂ + nY₂ ----> 2XY_n

Dengan Y adalah halogen yang lebih elekt ronegatif dan n adalah bilangan ganjil 1, 3, 5 atau 7. Senyawa antar halogen paling mudah terbentuk dengan fluorin. Tipe XY₇ hanya dibentuk oleh I dengan F, yaituIF₇; bromine hanya membentuk sampai BrF₅; sedangkan klorin sampai ClF₃.

Daya Oksidasi Halogen.

Daya oksidasi halogen meningkat dengan berkurangnya nomor atom.

Halogen adalah pengoksida kuat. Daya pengoksida halogen meningkat dengan berkurangnya nomor atom. Jadi pengoksidai terkuat adalah fluorin sedangkan yang terlemah adalah iodin. sebaliknya daya reduksi ion halida (X^-) bertambah dengan bertambahnya nomor atom, I- merupakan reduktor terkuat sedangkan F- eduktor terlemah. Untuk mengamati perbedaan daya oksidasi halogen serta daya reduksi ion halida lakukan kegiatan berikut :

Perbedaan Daya Oksidasi Halogen
Pada Percobaan ini akan dipelajari perbedaan daya oksidasi halogen terhadap ionbesi (II) dan daya reduksi ion halida terhadap ion besi(III)
a. Alat dan Bahan

Alat dan Bahan	Ukuran/Satuan	Jumlah
Tabung reaksi Rak tabung reaksi Pipet tetes Larutan klorin Larutan bromine Larutan iodine Larutan besi (II) sulfat Larutan besi (III) sulfat Larutan natrium klorida Larutan natrium bromida Larutan natrium iodide Larutan kalium tiosianat (KSCN)	Kecil - - - - - 0,1 M 0,1 M 0,1 M 0,1 M 0,1 M 0,1 M	8 1 9 1 mL 1 mL 1 mL 2 mL 2 mL 1 mL 1 mL 1 mL 2 mL

Cara Kerja :
1. Membedakan ion Fe²⁺ dan Fe³⁺

Ambil dua tabung reaksi, masukkan kira-kira 10 tetets larutan FeSO₄ 0,1 M ke dalam tabung pertama dan kira-kira 10 tetes Fe₂(SO₄)₃ 0,1 M ke dalam tabung kedua. Tambahkan 1 tetes larutan KSCN 0,1 M pada masing-masing tabung. Catat pengamatan.
2. Membandingkan daya pengoksidasi Halogen (X2)

Ambil tiga tabung reaksi dan masukkan :

10 tetes larutan klorin ke dalam tabung 1

10 tetes larutan bromine ke dalam tabung 2

10 tetes larutan iodine ke dalam tabung 3

Tambahkan pada masing-masing tabung reaksi itu 10 tetes larutan FeSO₄0,1 M. Kemudian tambahkan 1 tetes larutan KSCN 0,1 M pada tiap-tiap tabung reaksi untuk menguji adanion Fe³⁺. Catat pengamatan.
3. Membandingkan daya pereduksi ion Halida (X-)

Ambil tiga tabung reaksi dan masukkan 10 tetes larutan Fe2(SO4)3 0,1 M ke dalam masing-masing tabung. Kemudian tambahkan :

10 tetes larutan NaCl ke dalam tabung 1

10 tetes larutan NaBr ke dalam tabung 2

10 tetes larutan KI ke dalam tabung 3

Catat perubahan yang terjadi (perhatikan perubahan warna, apakah terbentuk halogen atau tidak). Untuk menunjukkan t erbentuknya halogen, tambahkan kira-kira 2mL CH₃CCl₃ ke dalam masing-masing tabung. Guncangkan tabung dan perhatikan warna lapisan CH₃CCl₃ itu

Hasil Pengamatan

Membedakan ion Fe²⁺ dan ion Fe³⁺

No	Larutan senyawa besi	Perubahan warna setelah penambahan larutan KSCN
1
2

Daya pengoksidasi halogen

No	Larutan halogen	Perubahan warna setelah penambahan
No	Larutan halogen	Larutan FeSO₄	Larutan FeSO₄ dan larutan KSCN
1	Cl₂
2	Br₂
3	I₂

Daya reduksi ion halide

No	Warna larutan Fe₂(SO₄)₃	Ditambah larutan	Setelah penambahan larutan X^-	Warna lapisan CH₃CCl₃
		NaCl
		NaBr
		KI

Pertanyaan
1. Kesimpulan apa yang diambil dari kegiatan mengenai
    a. Daya pegoksidasi halogen
    b. Daya pereduksi ion halide
2. Tulislah persamaan reaksi ion untuk reaksi yang terjadi
3. Dengan menggunakan data potensial electrode di bawah ini, tentukan reaksi yang terjadi antara :
   a. Halogen dengan ion Fe²⁺
   b. Halogen dengan ion Fe³⁺
Fe³⁺(aq)   + e    <===> Fe²⁺ (aq)                  E^o = 0,77 volt
F₂ (aq)   +   2e     <===> 2F^- (aq)                     E^o = 2,87 volt
Cl₂ (aq)   +   2e   <===>    2Cl^- (aq)                   E^o = 1,36 volt
Br₂ (aq)   +   2e   <===> 2Br^- (aq)                  E^o = 1,01 volt
I2 (aq)   + 2e      <===>     2I- (aq)          E^o= 0,54 volt
Bandingkan hasil perhitungan dengan hasil percobaan
4. Ditinjau dari harga E^o unsure-unsur itu, bakaimanakah urutan
     a. Daya pengoksidasi halogen ?
     b. Daya pereduksi ion iodide ?
Bandingkan urutan itu dengan urutan halogen dalam system periodik

Pada kegiatan di larutan klorin, bromin dan iodin direaksikan dengan larutan besi (II) sulfat. Ternyata ion klorin dan bromin dapat mengoksidasi ion besi (II) menjadi besi (III), sedangkan iodin tidak. Jadi dapat disimpulkan bahwa klorin dan bromin adalah pengoksidasi yang lebih kuat dibandingkan iodin.

Cl₂ (aq) + 2Fe²⁺(aq) ---> 2Cl^- (aq) + 2Fe³⁺ (aq)

Br₂ (aq) + 2Fe²⁺ (aq) ----> 2Br^- (aq) + 2Fe³⁺ (aq)

I₂(aq) + 2Fe²⁺(aq) --/--> (tidak bereaksi)

Sealanjutnya, untuk membandingkan daya reduksi ion halide, larutan NaCl (Cl^-), NaBr (Br^-) dan larutan KI (I^-) direaksikan dengan larutan besi (III) sulfat (ion Fe³⁺). Ternyata, ion I^- dapat mereduksi ion besi (III) menjadi besi (II), sedangkan ion Br^- dan l^- tidak. Maka dapat disimpulkan bahwa I- adalah pereduksi yang lebih kuat daripada ion Br^- dan Cl^-

2I^- (aq) + 2Fe³⁺ (aq) -----> I2 (aq) + 2Fe²⁺ (aq

2Br^- (aq) + 2Fe³⁺ (aq) --/--> (tidak bereaksi)

Cl^- (aq ) + Fe³⁺ (aq) --/--> (tidak bereaksi)

Daya oksidasi halogen juga dapat dibandingkan dari data potensial electrode standar (Eo). Harga Eo untuk mereduksi halogen adalah sebagai berikut :

F₂ (aq)   +   2e     <===> 2F^- (aq)                     E^o = 2,87 volt
Cl₂ (aq)   +   2e   <===>    2Cl^- (aq)                   E^o = 1,36 volt
Br₂ (aq)   +   2e   <===> 2Br^- (aq)                   E^o = 1,01 volt

I2 (aq) + 2e <===> 2I- (aq) E^o= 0,54 volt

Sebagaimana diketahui, makin positif harga potensial elektrode maka elektrode itu makin mudah mengalami reduksi, berati merupakan pengoksida kuat. Jadi dari I2 ke F2 daya oksidasi bertambah besar. Bahkan dari semua unsur, fluorin adalah rengoksida terkuat. Fluorin dapat mengoksida unsur apa saja. Sebaliknya, tidak ada zat yang dapat mengoksidasi ion F^- menjadi F₂ .e

Reaksi pendesakan antar halogen.
Sesuai dengan urutan daya oksidasinya yang menurun dari atas ke bawah, maka halogen yang sebagian atas dapat mengoksidasi halida bagian bawahnya. Tetapi tidaksebaliknya
. Oleh karena itu halogen yang bagian atas dapat mengusir dan mendesak halogen yang bagian bawahnya.
Contoh :

Klorin dapat mendesak bromine tetapi bromine tidak dapat mendesak klorin

Cl₂ (g) + 2NaBr (aq) ----> 2NaCl (aq) + Br₂ (l)

Br₂ (l) + 2NaCl (aq) --/-- (tidak bereaksi)

Atau dalam bentuk reaksi ion berikut ini :

Cl₂ (g) + 2Br^- (aq) ----> 2Cl^- (aq) + Br₂

Br₂ (l) + 2Cl^- (aq)---/--> (tidak bereaksi)
Tabel Reaksi Pedesakan antarhalogen