Sifat dan Pembuatan Unsur Halogen

Sifat dan Pembuatan Unsur Halogen – Halogen, yang terdiri dari fluor, klor, brom, dan iod, tidak pernah ditemukan dalam keadaan bebas di alam karena tingkat reaktifitasnya yang sangat tinggi (Brady, 1990: 791). Oleh karena itu, halogen hanya ditemukan sebagai anion dalam bentuk garam dan mineral (Mc. Murry dan Fay, 2000: 225). Halogen merupakan unsur-unsur nonlogam di mana terdapat dalam bentuk molekul diatomik. Halogen mempunyai konfigurasi elektron valensi ns2 np5 (Mc. Murry dan Fay, 2000: 225). Berdasarkan konfigurasi elektronnya, halogen menempati golongan VIIA dalam tabel periodik. Atom-atom unsur halogen memiliki afinitas elektron tinggi sehingga mudah menerima elektron membentuk konfigurasi elektron gas mulia. Oleh sebab itu, unsur-unsur halogen tidak pernah ditemukan dalam keadaan unsur bebas di alam. Kecuali gas mulia, halogen mempunyai energi ionisasi dan elektronegatifitas yang paling tinggi dari golongan unsur manapun. Dari unsur golongan VII A, fluorlah yang paling erat mengikat elektron-elektronnya, dan iod yang paling lemah. Kecenderungan ini bisa dikaitkan dengan ukuran atom halogen (Keenan, dkk, 1992: 228).
1. Kelimpahan Unsur Halogen. Halogen umumnya terdapat dalam bentuk garamnya. Oleh sebab itu, unsur-unsur golongan VIIA dinamakan halogen, artinya pembentuk garam (halos dan genes, halos = garam; genes = pembentuk atau pencipta). Fluorin dan klorin merupakan unsur halogen yang melimpah di alam. Fluorin terdapat dalam mineral fluorapatit, 3Ca₃(PO₄)₂.CaF₂ dan mineral fluorit, CaF₂. Bentuk kedua mineral tersebut ditunjukkan pada Gambar 3.6.

Gambar 3.6 Mineral fluoroapatit dan fluorit (fluorosfar)

Klorin melimpah dalam bentuk NaCl terlarut di lautan maupun sebagai deposit garam. Bromin kurang melimpah, terdapat sebagai ion Br dalam air laut. Iodin terdapat dalam jumlah sedikit sebagai NaI dalam air laut dan sebagai NaIO₃ bersama-sama garam nitrat. Unsur astatin tidak dijumpai di alam sebab bersifat radioaktif sehingga mudah berubah menjadi unsur lain yang lebih stabil.
2. Sifat-Sifat Unsur Halogen. Semua unsur halogen terdapat sebagai molekul diatom, yaitu F₂, Cl₂, Br₂, dan I₂. Fluorin dan klorin berwujud gas, fluorin berwarna kuning pucat dan klorin berwarna kuning kehijauan. Bromin mudah menguap, cairan dan uapnya berwarna cokelat-kemerahan. Iodin berupa zat padat berwarna hitam mengkilap yang dapat menyublim menghasilkan uap berwarna ungu (lihat Gambar 3.7).
Unsur-unsur halogen mudah dikenali dari bau dan warnanya. Halogen umumnya berbau menyengat, terutama klorin dan bromin (bromos, artinya pesing). Kedua gas ini bersifat racun sehingga harus ditangani secara hati-hati. Jika wadah bromin bocor maka dalam beberapa saat, ruangan akan tampak cokelat-kemerahan.

Gambar 3.7 Kristal Iodium apabila dipanaskan tidak mencair, tetapi menyublim.

Kenaikan titik leleh dan titik didih dari atas ke bawah dalam tabel periodik disebabkan gaya London di antara molekul halogen yang makin meningkat dengan bertambahnya panjang ikatan. Gaya berbanding lurus dengan jarak atau panjang ikatan. Kereaktifan halogen dapat dipelajari dari jari-jari atomnya. Dari atas ke bawah, jari-jari atom meningkat sehingga gaya tarik inti terhadap penerimaan (afinitas) elektron makin lemah. Akibatnya, kereaktifan unsur-unsur halogen dari atas ke bawah berkurang. Kereaktifan halogen dapat juga dipelajari dari afinitas elektron. Makin besar afinitas elektron, makin reaktif unsur tersebut. Dari atas ke bawah dalam tabel periodik, afinitas elektron unsur-unsur halogen makin kecil sehingga kereaktifannya: F Cl Br I.
Oleh karena unsur halogen mudah menerima elektron maka semua unsur halogen merupakan oksidator kuat. Kekuatan oksidator halogen menurun dari atas ke bawah dalam tabel periodik. Hal ini dapat dilihat dari potensial reduksi standar:
F₂ + 2e– →2F^– E° = +2,87 V
Cl₂ + 2e– →2Cl^– E° = +1,36 V
Br₂ + 2e– →2Br^– E° = +1,07 V
I₂ + 2e– →2I^– E° = +0,54 V
Berdasarkan data potensial reduksi standar dapat disimpulkan bahwa F₂ merupakan oksidator paling kuat. Oleh karena itu, unsur halogen dapat mengoksidasi halogen lain yang terletak di bawahnya dalam tabel periodik, tetapi reaksi kembalinya tidak terjadi. Kekuatan oksidator F₂, Cl₂, Br₂, dan I₂ dapat dilihat dari reaksi antarhalogen. Gas fluorin dapat mengoksidasi unsur-unsur halogen yang berada di bawahnya:
F₂(g) + 2Cl(aq) →2F–(aq) + Cl₂(g)
F₂(g) + 2Br^–(aq) →2F^–(aq) + Br₂(g)
F₂(g) + 2l^–(aq) →2F^–(aq) + l₂(s)
Demikian pula jika gas klorin ditambahkan ke dalam larutan yang mengandung ion Br^– atau ion I^–, akan terbentuk bromin dan iodin.
Cl₂(aq) + 2Br^–(aq) →2Cl^–(aq) + Br₂(aq)
Cl₂(aq) + 2I^–(aq) →2Cl^–(aq) + I₂(aq)
Reaksi Cl₂ dengan Br^– atau I^– dapat digunakan untuk identifikasi bromin dan klorin dalam suatu senyawa ion.
Nilai GGL dapat dipakai untuk meramalkan kespontanan reaksi. Pada reaksi halogen dan air, nilai GGL dapat dihitung dari potensial reduksi standar, misalnya:
2F₂(g) + 2H₂O(l) →4HF(aq) + O₂(g) E° = 2,05 V
Oleh karena potensial sel sangat tinggi maka reaksi fluorin dan air berlangsung sangat dahsyat. Reaksi gas Cl₂, Br₂, dan I₂ dengan air menghasilkan nilai GGL berturut-turut 0,54 volt; 0,24 volt; dan –0,28 volt. Berdasarkan nilai GGL, gas Cl₂ dan Br₂ dapat bereaksi, sedangkan I₂ tidak bereaksi.
Cl₂(g) + H₂O(l)⇆ HClO(aq) + HCl(aq)
Br2(aq) + H2O(l) ⇆ HBrO(aq) + HBr(aq)
Kelarutan halogen dalam air beragam. Gas F₂ bereaksi dengan air membentuk HF. Gas Cl₂ dan Br₂ larut baik dalam air, sedangkan I₂ sukar larut dalam air. Agar I₂ dapat larut dalam air, harus ditambah KI karena terbentuk senyawa kompleks I₃^–.
KI(aq) + I₂(s) →KI₃(aq)
Halogen dapat bereaksi dengan hampir semua unsur, baik unsur logam maupun nonlogam. Demikian pula dengan sesama halogen dapat membentuk senyawa antarhalogen, seperti ClF, BrF, IBr, ClF₃, ClF₅, dan IF₇. Pada senyawa antarhalogen, biloks positif dimiliki oleh halogen dengan keelektronegatifan lebih kecil. Misalnya, dalam molekul ClF₃, biloks Cl = +3 dan biloks F = –1. Halogen bereaksi dengan logam membentuk senyawa ionik. Dengan unsur bukan logam, halogen membentuk senyawa kovalen. Baik dalam senyawa ionik maupun kovalen, pada umumnya halogen memiliki bilangan oksidasi 1. Semua unsur halogen dapat membentuk asam okso, kecuali fluorin. Bilangan oksidasinya mulai dari +1, +3, +5, dan +7. Contohnya dapat dilihat pada Tabel 3.5.
Tabel 3.5 Senyawa Halogen yang Dapat Membentuk Asam Okso

Halogen	Hipohalida	Halit	Halat	Perhalat
Klorin	HClO	HClO2	HClO3	HClO4
Bromin	HBrO	HBrO2(*)	HBrO3	HBrO4(*)
Iodin	HIO	HIO2(*)	HIO3	HIO4

Reaksi-reaksi halogen sebagai berikut.
a. Reaksi Halogen dengan Logam
Halogen bereaksi dengan semua logam dalam sistem periodik unsur membentuk halida logam. Jika bereaksi dengan logam alkali dan alkali tanah, hasilnya (halida logam) dapat dengan mudah diperkirakan, sedangkan bila bereaksi dengan logam transisi, produk (halida logam) yang terbentuk tergantung pada kondisi reaksi dan jumlah reaktannya (Mc. Murry dan Fay, 2000: 226).
Reaksi: 2 M + n X2 → 2 MXn, dengan: M = logam X = F, Cl, Br, I
Tidak seperti unsur logam, semakin ke bawah halogen menjadi kurang reaktif karena afinitas elektronnya semakin berkurang, atau dengan kata lain F2 > Cl2 > Br2 > I2 (Mc. Murry dan Fay, 2000: 227).
b. Reaksi Halogen dengan Hidrogen
Halogen bereaksi dengan gas hidrogen membentuk hidrogen halida (HX). Hidrogen halida sangat berharga karena bersifat asam jika dilarutkan dalam air. Kecuali hidrogen fluorida, semua hidrogen halida yang lain merupakan asam kuat jika dimasukkan ke dalam larutan (Mc. Murry dan Fay, 2000: 227).
Reaksi: H2(g) + X2 → 2HX(g), dengan X = F, Cl, Br, I
c. Reaksi Halogen dengan Halogen Lain
Halogen mempunyai molekul diatomik, maka tidaklah mengherankan jika dapat terjadi reaksi antarunsur dalam golongan halogen. Reaksi antarhalogen ini dapat disamakan dengan proses redoks, di mana unsur yang lebih reaktif merupakan oksidator, sedangkan unsur yang kurang reaktif merupakan reduktor (Mc. Murry dan Fay, 2000: 227).
Reaksi: X2 + Y2 → 2 XY,
dengan X, Y = F, Cl, Br, I
Contoh Reaksi Antar halogen
Tuliskan persamaan setara untuk reaksi berikut jika dapat bereaksi.
(a) I^–(aq) + Br₂(l)
(b) Cl^–(aq) + I₂(s)
Jawab
(a) Br₂ dapat mengoksidasi ion halogen yang berada di bawahnya pada tabel periodik. Dengan demikian, Br₂ akan mengoksidasi I^– :
2I^–(aq) + Br₂(l) → 2Br^– (aq) + I₂(s)
(b) Ion Cl^– adalah ion halogen berada di atas iodium dalam tabel periodik. Oleh karena itu, I₂ tidak dapat mengoksidasi Cl^– . Jadi, tidak akan terjadi reaksi:
Cl–(aq) + I2(s) /→
3. Pembuatan dan Kegunaan Unsur Halogen
Gas F₂ merupakan oksidator kuat sehingga hanya dapat dibuat melalui elektrolisis garamnya, yaitu larutan KF dalam HF cair. Dalam elektrolisis dihasilkan gas H₂ di katode dan gas F₂ di anode. Perhatikan Gambar 3.8

Gambar 3.8 Pembuatan gas F₂ secara Elektrolisis

Gas F₂ diproduksi secara komersial untuk bahan bakar nuklir uranium. Logam uranium direaksikan dengan gas fluorin berlebih menghasilkan uranium heksafluorida, UF₆ (padatan berwarna putih dan mudah menguap). Gas Cl₂ dibuat melalui elektrolisis lelehan NaCl, reaksinya:
Anode: Cl^–( l) → Cl₂(g)
Katode: Na+( l) →Na(s)
Gas Cl₂ digunakan sebagai bahan dasar industri plastik, seperti vinil klorida, CH₂=CHCl (untuk PVC), CCl₄ (untuk fluorokarbon), dan CH₃Cl (untuk silikon dan TEL). Dalam jumlah besar, klorin digunakan untuk desinfektan, pemutih, pulp kertas, dan tekstil. Gas Br₂ dibuat dari air laut melalui oksidasi dengan gas Cl₂. Secara komersial, pembuatan gas Br₂ sebagai berikut.
a. Air laut dipanaskan kemudian dialirkan ke tanki yang berada di puncak menara.
b. Uap air panas dan gas Cl₂ dialirkan dari bawah menuju tanki. Setelah terjadi reaksi redoks, gas Br₂ yang dihasilkan diembunkan hingga terbentuk lapisan yang terpisah. Bromin cair berada di dasar tangki, sedangkan air di atasnya.
c. Selanjutnya bromin dimurnikan melalui distilasi.
Bromin digunakan dalam industri untuk membuat senyawa metil bromida, CH₃Br (sebagai pestisida), perak bromida (untuk film fotografi), dan alkali bromida (untuk sedatif).

Gambar 3.9 (a) Gas Br2 dibuat dari air laut melalui oksidasi dengan gas Cl₂. (b) Pelat film ini dilapisi oleh AgBr, yang sensitif terhadap cahaya.

Gas I₂ diproduksi dari air laut melalui oksidasi ion iodida dengan oksidator gas Cl₂. Iodin juga dapat diproduksi dari natrium iodat (suatu pengotor dalam garam (Chili, NaNO₃) melalui reduksi ion iodat oleh NaHSO₃. Iodin digunakan untuk membuat senyawa AgI sebagai film fotografi dan KI sebagai nutrisi dan makanan ternak. Beberapa kegunaan senyawa halogen dijabarkan pada Tabel 3.6.
Tabel 3.6 Beberapa Kegunaan Senyawa Halogen

Senyawa	Kegunaan
AgBr, AgI	Film fotografi
CCl4	Industri fluorokarbon
CH3Br	Pestisida
C2H4Br2	Penangkapan timbal dalam gasolin
C2H4Cl	Industri polivinil klorida dan plastik
C2H5Cl	Industri TEL
HCl	Pengolahan logam dan makanan
NaClO	Pemutih pakaian dan industri hidrazin
NaClO3	Pemutih kertas dan pulp
KI	Nutrisi manusia dan suplemen makanan hewan

4. Sifat dan Pembuatan Senyawa Halogen. Senyawa halogen yang penting adalah asam hidrogen halida (HX), asam okso-halida (HXOn), dan garamnya (MX). Setiap unsur halogen dapat membentuk senyawa biner dengan hidrogen: HF, HCl, HBr, dan HI. Semuanya merupakan gas tak berwarna dengan bau sangat tajam. Titik didih asam halida meningkat dari atas ke bawah dalam sistem periodik (HCl = –85°C; HBr = –67°C; HI = –35°C), kecuali HF memiliki titik didih paling tinggi, yaitu 20°C. Penyimpangan ini sebagai akibat adanya ikatan hidrogen antarmolekul HF yang sangat kuat dibandingkan asam-asam halida yang lain. Kekuatan asam halida di dalam pelarut air meningkat dari atas ke bawah dalam tabel periodik. Hal ini disebabkan oleh jari-jari atom halogen yang makin besar sehingga kemampuan menarik atom H makin lemah, akibatnya atom H mudah lepas. Asam-asam halida di dalam air terionisasi sempurna, kecuali asam fluorida tergolong asam lemah dengan derajat ionisasi 2,9%. Persamaan ionisasinya:
HF(aq) ⇆ H+(aq) + F–(aq)
Asam-asam halida dapat disintesis langsung dari unsur-unsurnya, seperti berikut ini.
a. Gas F₂ dan H₂ bereaksi sangat dahsyat membentuk senyawa HF, tetapi reaksinya tidak memiliki nilai komersial, sebab gas F₂ sendiri dibuat dari penguraian HF.
H₂(g) + F₂(g) →2HF(g)
b. Senyawa HCl dibuat melalui reaksi gas Cl₂ dan H₂ berlebih.
H₂(g) + Cl₂(g) →2HCl(g)
c. HBr dan HI dibuat dengan cara serupa, tetapi menggunakan katalis platina sebab reaksi tanpa katalis sangat lambat.
H₂(g) + Br₂(g)⎯^ΔPt→2HBr(g)
H₂(g) + I2(g)⎯^ΔPt→2HI(g)
Umumnya, asam-asam halida disintesis melalui pemanasan garam halida dengan asam yang tidak mudah menguap, seperti berikut ini.
a. HF, dibuat dari garam CaF2 dan asam sulfat pekat. Reaksinya:
CaF₂(s) + H₂SO₄(l)⎯^Δ⎯→CaSO₄(s) + 2HF(g)
b. HCl, dibuat dari natrium klorida dan asam sulfat pekat. Reaksinya:
NaCl(s) + H2SO4(l)⎯^Δ⎯→NaHSO₄(s) + HCl(g)
Pada suhu tinggi, hasil yang terbentuk adalah natrium sulfat:
NaCl(s) + NaHSO₄(l)⎯^Δ→Na₂SO₄(s) + HCl(g)
c. HBr dan HI, tidak dapat dibuat dengan H₂SO₄, sebab dapat mengoksidasi Br^– dan I^– menjadi unsur-unsurnya. Dalam hal ini digunakan asam fosfat. Reaksinya:
NaBr(s) + H₃PO₄(l)⎯^Δ→HBr(g) + NaH₂PO₄(s)
Kegunaan utama HF adalah sebagai bahan baku pembuatan CCl₃F, freon, dan teflon (Gambar 3.10).

Gambar 3.10 Polimer jenis politetrafluoroetilen (teflon) juga merupakan senyawakarbon yang mengandung gugus fluorin. Senyawa CCl₃F digunakan sebagai pendingin dan bahan bakar aerosol, yang disintesis dari CCl₄ dan HF dengan antimon pentafluorida sebagai katalis. Reaksinya:
CCl₄(l) + HF(g)⎯^SbF5⎯→CCl₃F(aq) + HCl(g)
Larutan HF dapat digunakan untuk mengetsa (melukis) gelas (Gambar 3.11).

Gambar 3.11 Larutan HF dapat digunakan untuk mengetsa (melukis) gelas.

Kegunaan utama HF yang lain adalah sebagai cairan elektrolit dalam pengolahan mineral aluminium dan untuk mengetsa gelas. Dalam etsa gelas, HF bereaksi dengan silika (SiO₂), kemudian bereaksi dengan gelas. Reaksinya:
6HF(aq) + SiO₂(s) → H₂SiF6(aq) + 2H₂O(l)
Silika
CaSiO₃(s) + 8HF(aq) → H₂SiF₆(aq) + CaF₂(aq) + 3H₂O(l)
Gelas Asam heksafluorosilikat
Senyawa HCl adalah asam keempat yang penting bagi industri asam setelah asam sulfat, fosfat, dan nitrat. Asam ini digunakan untuk membersihkan permukaan logam dari oksida (disebut pickling) dan untuk mengekstrak bijih logam tertentu, seperti tungsten. Dalam elektrolisis larutan NaCl, gas Cl₂ yang dihasilkan pada anode dapat bereaksi dengan larutan NaOH yang dihasilkan di katode membentuk natrium hipoklorit. Reaksinya:
Cl₂(g) + 2NaOH(aq) → NaClO(aq) + NaCl(aq) + H₂O(l)
Larutan NaClO digunakan sebagai pemutih pada industri tekstil. Ion hipoklorit tidak stabil, dan terdisproporsionasi membentuk ion klorat, ClO₃^– dan ion klorida, Cl^–. Reaksinya:
3ClO^–(aq) → ClO₃^–(aq) + 2Cl^–(aq

• Tweet
• Share
• Share
• Share
• Share