Praktikum Uji Halogen

BAB I

Pendahuluan

A.   Landasan Teori

Halogen berasal dari bahasa Yunani yang berarti “pembentukan garam”. Dinamai demikian karena unsur-unsur  halogen dapat bereaksi dengan logam untuk membentuk garam. Contohnya, iodin bereaksi dengan Na menghasilkan senyawa natrium iodat, NaIO3. Unsur-unsur  halogen dalam sistem periodik terletak pada golongan VII A dengan subkulit ns² ns⁵ . Konfigurasi  elektron yang demikian membuat unsur-unsur halogen bersifat  sangat reaktif. Halogen cenderung menyerap satu elektron membentuk  ion bermuatan negatif satu. Hal tersebutlah yang membuat halogen tidak terdapat dalam keadaan bebas di alam, tetapi ia ditemukan dalam bentuk senyawa garamnya.

Unsur-unsur halogen terdiri dari flourin (F₂), Klorin(Cl₂), Bromin (Br₂), Iodin (I₂) dan Astatin (At₂). Dari kelima unsur halogen ini hanya astatin yang bersifat radioaktif, sehingga masih banyak sifat-sifatnya yang belum diketahui.

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 diatomik (F₂), berbau pedas, berwarna kuning muda dan bersifat sangat korosif. Fluorin dengan gas hidrogen bereaksi hebat bahkan disertai ledakan. 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.

  Sumber komersial fluorin di alam adalah mineral fluorspar (CaF₂), kriolit (Na₃AlF₆), dan fluorapatit Ca₅(PO₄)₃F. Dengan penambahan asam sulfat terhadap mineral fluorspar akan dihasilkan hidrogen fluorida (HF), dengan reaksi sebagai berikut:

       CaF₂ + H₂SO ₄             CaSO₄ + 2HF_(g)

Selanjutnya, elektrolisis lelehan HF dalam lelehan KF yang akan menghasilkan hidrogen dan klorin.

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. Klorin dalam air berwarna hijau muda. Klorin dengan gas hidrogen bereaksi cepat dan jika dikenai sinar ultraviolet akan terjadi ledakan karena terjadi reaksi berantai. Dalam air, unsur ini tidak melarut sempurna dan reaksinya lambat.  Klor dapat mengganggu pernafasan, merusak selaput lendir dan dalam wujud cahaya dapat membakar kulit.

  Sumber komersial klorin di alam adalah garam NaCl, KCl, MgCl₂, dan CaCl₂. Senyawa garam ini terdapat di air laut dan garam batu (endapan garam) yang terbentuk dari penguapan air laut. Proses untuk medapatkan unsur klorin adalah melalui elektrolisis larutan natrium klorida pekat (brine) akan menghasilkan Cl₂ pada anode das H₂ serta NaOH pada katode.

3.    Brom
   Ditemukan oleh Balard pada tahun 1826. merupakan zat cair berwarna coklat kemerahan, agak mudah menguap pada temperature kamar, uapnya berwarna merah, berbau tidak enak dan dapat menimbulkan efek iritasi pada mata dan kerongkongan. Dengan gas hidrogen, bromin bereaksi lambat. Bromin dalam air tidak melarut sempurna dan reaksinya lambat.  Bersifat kurang aktif dibandingkan dengan klor tetapi lebih reaktif dari iodium.

   Sumber komersial bromin di alam terdapat dalam senyawa garam pekat (brine) dari sumur-sumur garam dan samudra. Garam-garam bromin sumber komersialnya dari Arkansas dan dari laut mati. Proses untuk mendapatkan bromin adalah dengan mereaksikan garam bromin dengan zat pengoksidasi, biasanya menggunakan zat pengoksidasi gas Cl₂ agar tidak mengoksidasi ion klorida. Reaksinya adalah sebagai berikut:

     2Br^– + Cl₂             Br₂ + 2Cl^–

4.    Iodium
  Ditemukan oleh Courtois pada tahun 1811. Merupakan unsur nonlogam. Padatan mengkilap berwarna hitam kebiruan. Dapat menguap pada temperature biasa membentuk gas berwarna ungu-biru 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 H₂O. Iodin dalam air berwarna cokelat dan bereaksi lambat dengan gas hidrogen. 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.

  Sumber komersial iodin di alam terdapat dalam senyawa garam natrium iodat, NaIO₃ yang paling banyak ditemukan di Chili. Iodin diperoleh dari elektrolisis garam pekat (brine) seperti pada proses untuk mendapatkan klorin. Adapun untuk mendapatkan iodin dari natrium iodat adalah dengan penambahan zat pereduksi natrium bisulfit, NaHSO₃, dengan reaksi sebagai berikut:

        2IO₃^– + 5HSO₃^–                          I₂ + 3HSO₄^– +2SO₄^2– + H₂O

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 dibanding 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. Dalam makalah ini astatin tidak dijelaskan lagi lebih lanjut karena masih banyak sifat-sifatnya yang belum  diketahui.

Sifat Fisika Halogen        :

1.  Struktur Halogen

Dalam bentuk unsur, halogen (X) terdapat sebagai molekul diatomik (X₂). Molekul X₂ dapat mengalami disosiasi menjadi atom-atomnya.

     X_{2 (g)}                         2X _(g)

Kestabilan molekul halogen (X₂) berkurang dari Cl₂ ke I₂. Hal itu sesuai dengan pertambahan jari-jari atomnya, sehingga energi ikatan dari Cl–Cl ke I–I berkurang.

Akan tetapi, sebagaimana dapat dilihat pada tabel diatas, energi ikatan F–F ternyata lebih kecil dari pada ikatan Cl–Cl. Hal itu terjadi karena kecilnya jari-ari atom fluorin, sehingga tolak-menolak antarinti atom maupun antarpasangan elektron bebas dalam molekul F₂ menjadi cukup besar. Kecilnya energi ikatan F–F tersebut merupakan salah satu faktor yang menyebabkan unsur fluorin sangat reaktif.

2.  Wujud halogen

Pada suhu ruang (25^OC, 1 atm) fluorin dan klorin berwujud gas, bromin berwujud zat cair yang mudah menguap, sedangkan iodin berwujud zat padat yang mudah menyublim. Pemanasan iodin padat pada tekanan atmosfir tidak membuat unsur itu meleleh, tetapi langsung menguap (menyumblim). Sama halnya degan gas mulia, gaya antarmolekul dalam halogen adalah gaya-gaya dispersi. Hal tersebut menjelaskan mengapa titik leleh dan titik didih halogen meningkat dari fluorin ke iodin.

3.    Warna dan aroma halogen

Molekul halogen berHalogen mempunyai warna dan aroma tertentu. Fluorin berwarna kuning muda, klorin berwarna hijau muda, bromin berwarna merah tua, iodin padat berwarna hitam, sedanglan uap iodin berwarna ungu. Semua halogen berbau rangsang dan menusuk, serta bersifat racun. Kata klorin, iodin, dan bromin berasal dari bahasa Yunani yang artinya berturut-turut adalah hijau, violet, dan bau pesing (amis).

4.    Kelarutan halogen

Kelarutan dalam air berkurang dari fluorin ke iodin. Fluorin tidak sekedar larut dalam air, tetapi segera bereaksi membentuk HF dan O₂. Jadi, dalam larutan tidak terdapat lagi molekul F₂ melainkan HF.

  2F_{2 (g)} + H₂O _(l)               4HF + O_2(g)

Melarutnya klorin dan bromin juga diikuti sedikit reaksi yang akan dibahas kemudian. Iodin praktis tidak reaktif dengan air. Oleh karena itu molekulnya bersifat nonpolar, iodin sukar larut dalam air. Meskipun iodin sukar larut dalam air, ia mudah larut dalam larutan yang mengandung ion (I^–) karena membentuk poliiodida (I₃^–).

I_{2 (s)} + I^– _(aq)             I₃^–_(aq)

Ion poliiodida (I₃^–) mudah terurai kembali membentuk I₂ sehingga larutan itu bersifat sebagai larutan iodin biasa.

Larutan halogen juga berwarna. Larutan klorin berwarna hjau muada, larutan bromin berwarna cokelat merah, sedangkan larutan iodin berwarna cokelat .

Oleh karena bersifat nonpolar, halogen lebih mudah larut dalam pelarut nonpolar seperti karbon tetraklorida (CCL₄) atau kloform (CHCL₃). Dalam pelarut tak beroksigen, seperti karbon tetraklorida atau kloform, iodin berwarna ungu.

Sifat Kimia Halogen

1.  Kereaktifan Halogen

  Halogen mempunyai tujuh elektron valensi (ns² np⁵). Hal itu berarti halogen cenderung menyerap satu elektron lagi agar elektron valensinya delapan sesuai dengan konfigurasi elektron gas mulia (ns² np⁶). Hal itu yang membuat halogen bersifat reaktif. Kereaktifan elektron halogen tergambar dari besarnya afinitas elektron. Halogen cenderung menangkap elektron untuk membentuk ion negatif (-1).

                                                  X_(g) + e^–                     X^–_(g)

  Tanda negatif pada harga afinitas elektron berarti pada waktu penangkapan elektron terjadi pelepasan energi. Pada tabel 1.1 terlihat bahwa dari F ke I afinitas elektron berkurang. Hal itu berarti kecenderungan menyerap elektron berkurang sehingga kereaktifan halogen berkurang. Hal itu dapat dipahami karena dari F ke I jari-jari atom bertambah sehingga kemampuan inti untuk menarik elektron makin lemah. Jadi, kereaktifan halogen berkurang dengan bertambahnya nomor atom (jari-jari makin besar).

  Dapat juga dilihat afinitas elektron Cl lebih besar daripada F. Hal itu terjadi karena kecilnya jari-jari atom F sehingga tolakan pasangan elektron bebasnya besar dan energi yang dibebaskan lebih kecil. Akan tetapi, jika kita bandingkan kereaktifan F₂ dengan Cl₂, F₂ jauh lebih reaktif daripada Cl₂ karena jari-jari atom F lebih kecil sehingga tolak-menolak pasangan elektron bebasnya lebih besar. Hal itu yang membuat energi ikatan F lebih kecil daripada Cl. Artinya ikatan F–F lebih mudah putus dibandingkan ikatan Cl–Cl. Jadi, kereaktifan halogen (dari F₂ ke I₂) makin berkurang dengan bertambahnya jari-jari atom atau bertambahnya nomor atom.

2.    Reaksi Halogen

Karena bersifat reaktif, halogen dapat bereaksi dengan bermacam-macam unsur. Misalnya, dengan logam menghasilkan garam, dengan hidrogen menghasilkan asam halida, dengan unsur nonlogam (IIIA, IVA, VA, VIA), serta sesama unsur halogen.

a)    Halogen dengan logam

Halogen bereaksi dengan sebagian besar logam menghasilkan halida logam dengan bilangan oksidasi tertinggi.

2Al + 3Br₂              2AlBr₃

2Fe +3Cl₂              2FeCl₃

2Na + Cl₂                         2NaCl

b)    Halogen dengan hydrogen

Reaksi halogen dengan hidrogen akan menghasilkan hidrogen halida (HX).

                           H₂ + X₂              2HX (X=halogen)

Contoh:

F₂  + H₂                 2HF (disertai ledakan)

Cl₂ + H₂                 2HCl (Jika dikenai sinar ultraviolet, akan terjadi ledakan karena terjadi               reaksi berantai). Br₂ dan I₂ lambat bereaksi dengan H₂.

c)     Reaksi dengan nonlogam dan metaloid tertentu

Si + 2X₂                 SiX₄

2B + 3X₂               2BX₃

Si + 2Cl₂               SiCl₄

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

P₄ + 6Cl₂            4PCl₃

P₄ +10Cl₂             4PCl₅

d)    Reaksi halogen dengan air

1)    Fluorin

Fluorin bereaksi hebat dengan air membentuk HF dan membebaskan oksigen.

F₂  + H₂O            2HF + O₂

2F_2(g)  + 2H₂O_(l)                 4HF_(g) + O_2(g)

2F_2(g) + 2NaOH_{(aq, encer)}                F₂O _(g) + 2NaF _(aq) + H₂O _(l)

2F_2(g) + 4NaOH_{(aq, pekat)}                4NaF _(aq) + 2H₂O _(l) + O_{2 (g}

2)    Klorin

Cl₂ tidak melarut sempurna dalam air dan reaksinya lambat.

Cl_{2 (aq)} + 2H₂O _(l)                H₃O⁺ + Cl^– + HClO _(aq)

3)    Bromin

Bromin tidak melarut sempurna dalam air dan reaksinya lambat. Semua reaksi klorin dengan basa berlaku pula untuk bromin.

4)    Iodin

Sama halnya dengan bromin, iodin tidak melarut sempurna dalam air dan reaksinya lambat. Iodin bereaksi dengan basa sebagai berikut:

2I₂ + 6OH^–                5I^– + IO₃^– +3H₂O

e)    Reaksi antarhalogen

Senyawa halogen dapat dibuat langsung dari unsur-unsur halogen. Reaksinya secara umum dapat dinyatakan sebagai berikut:

 X₂ + nY₂                    2XY_n

Dengan Y adalah halogen yang lebih elektronegatif dan n adalah bilangan ganjil 1, 3, 5, atau 7. Senyawa antarhalogen paling mudah terbentuk dengan fluorin. Tipe XY₇ hanya dibentuk oleh I dengan F, yaitu IF₇; bromin hanya membentuk sampai BrF₅; sedangkan klorin sampai ClF₃.

Cl_{2 (g)} + F_2(g)            2ClF_(g) (Suhu 200 ^OC)

Cl_{2 (g)} + 3F_2(g)           2ClF3_(g)        (Suhu 200 ^OC)

I_2(s) + 3Cl_2(g)             (ICl₃)_2(s)

Br_2(l) + 5F_2(g)            2BrF_5(l)

3.    Daya Oksidasi Halogen

Halogen bersifat oksidator (pengoksidasi) kuat. Hal itu terlihat dari data potensial reduksinya yang sangat positif.

a)    F₂ + 2e^–                    2F^–, E^O = +2,87 V

b)   Cl2 + 2e^–                2Cl^–, E^O = +1,36 V

c)    Br2 + 2e^–                 2Br^–, E^O = +1,07 V

d)    I2 + 2e^–                   2I^–, E^O = +0,54 V

Makin besar (makin positif) harga potensial elektrode, makin kuat sifat oksidatornya atau makin mudah mengalami reduksi. Dari data potensial elektrode halogen tersebut terlihat bahwa semua halogen adalah oksidator kuat. Kekuatan oksidatornya (daya oksidasi) bertambah dari iodin ke fluorin sehingga tentunya oksidator terkuat adalah unsr fluorin. Bahkan, dari semua unsur di alam, fluorin adalah oksidator terkuat. Sebaliknya, dari I^– ke F^– sifat reduktor makin lemah.  I^– adalah reduktor terkuat dan F^– adalah reduktor terlemah. Kita tentu mengenali reaksi yang dapat berlangsung atau tidak berlangsung dari E^O selnya. Jika harga E^O sel suatu reaksi adaah positif, reaksi tersebut dapat berlangsung.

Urutan daya oksidasi halogen adalh F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂ dan urutan daya reduksi ion halida adalah I^– > Br^–  > Cl^– > F^–.

4.    Reaksi pendesakan antarhalogen

Sesuai dengan urutan daya oksidasinya yang menurun dari atas ke bawah pada sistem periodik unsur, maka halogen yang bagian atas dapat mengoksidasi halida yang bagian bawahnya, tetapi tidak sebaliknya. Oleh karena itu, halogen yang bagian atas dapat mengusir/mendesak halogen yang bagian bawah dari senyawanya. Contohnya:

Klorin dapat mendesak bromin, tetapi sebaliknya bromin tidak dapat mendesak klorin.

Cl_{2 (g)} + 2NaBr_(aq)              2 NaCl_(aq) + Br_{2 (l)}

Br_{2 (l)} + 2NaCl_(aq)               (tidak ada reaksi)

Atau dalam bentuk reaksi ion berikut ini:

Cl_{2 (g)} + 2Br^–_(aq)                 2Cl ^– _(aq) + Br₂

Br_2(l) + 2Cl ^– _(aq)                 (tidak ada reaksi)

B.   Tujuan Pratikum

Ø  Untuk mengetahui cara membedakan ion Fe²⁺ dan ion Fe³⁺

Ø  Untuk menguji daya oksidasi halogen

Ø  Untuk menguji daya reduksi ion halida

BAB II

Metodelogi

Alat dan bahan:

ü  Tabung reaksi                    8 buah

ü  Pipet tetes

ü  Gelas Kimia

ü  Larutan FeSO₄                  0,1 M

ü  Larutan Fe₂(SO₄)₃             0,1 M

ü  Larutan KSCN                  0,1 M

ü  Larutan klorin

ü  Larutan bromine

ü  Larutan iodine

ü  Larutan NaCl

ü  Larutan NaBr

ü  Larutan KI

Cara Kerja  :

1.      Membedakan ion Fe²⁺ dan ion Fe³⁺

Ambil dua tabung reaksi, masukkan kira-kira 20 tetes larutan FeSO₄ 0,1 M ke dalam tabung pertama dan kira-kira 20 tetes Fe₂(SO₄)₃      0,1 M ke dalam tabung kedua. Tambahkan 1 tetes larutan KSCN 0,1 M pada masing-masing tabung reaksi. Catat pengamatan anda

2.      Membandingkan daya oksidasi halogen (X₂)

Ambil tiga tabung reaksi dan masukkan   :

a.       20 tetes larutan klorin ke dalam tabung 1

b.      20 tetes larutan bromine ke dalam tabung 2

c.       20 tetes larutan iodine ke dalam tabung 3

Tambahkan 20 tetes larutan FeSO₄  0,1 M pada masing-masing tabung reaksi itu. Kemudian tambahkan 1 tetes larutan KSCN 0,1 M pada tiap-tiap tabung reaksi untuk menguji adanya ion Fe³⁺. Catat pengamatan anda.

BAB III

Hasil dan Pembahasan

Hasil :

1.     Membedakan ion Fe²⁺ dan ion Fe³⁺

No.	Larutan Senyawa besi	Perubahan warna
		Sebelum	Setelah ditambah dengan larutan KSCN
1.	FeSO4 atau Fe2+	Kuning	Orange
2.	Fe2(SO4) atau Fe3+	Kuning	Merah

2.     Membandingkan daya oksidasi halogen

No.	Larutan Halogen	Perubahan warna
		Sebelum	Sesudah ditambah FeSO4	Sesudah ditambah FeSO4 dan KSCN
1.	Cl2	Bening	Kuning bening/pucat	Orange tua
2.	Br2	kuning	Kuning muda	Orange bening
3.	I2	Kuning kemerahan	Kuning tua	Orange pekat

3.     Membandingkan daya reduksi halogen

No.	Larutan	Perubahan warna
		sebelum	Setelah ditambah CCl4
1.	Fe2(SO4)3  + NaCl	Kuning+bening	Kuning lebih muda dan ada sedikit gumpalan berwaran putih
2.	Fe2(SO4)3  + NaBr	Kuning+bening	Kuning dan ada gumpalan berwarna putih
3.	Fe2(SO4)3  + KI	Kuning+bening	Orange dan ada gumpalan berwarna merah muda.

4.

No.	Larutan	Perubahan warna
		Sebelum	Setelah
1.	I2 + NaCl	Orange kemerahan+ Bening	Orange
2.	I2 + NaBr	Orange kemerahan + Bening	Orange
3.	Cl2 + NaBr	Bening + Bening	Bening
4.	Cl2 + KI	Bening +Bening	Hijau Muda
5.	Br2 + NaCl	Kuning  + Bening	KuningMuda
6.	Br2 + KI	Kuning + Bening	Kuning Muda

 

Analisis Data       :

1.      Halogen manakah yang dapat mengoksidasi ion Fe²⁺?

Ø  Dari tabel kedua, tabung pertama unsur halogen yang dapat mengoksidasi ion Fe²⁺

Pada tabung 1,terjadi perubahan warna dari bening menjadi kuning bening/pucat karena Fe2+ dioksidasi oleh Cl₂.

2.      Tulislah persamaan reaksi ion untuk reaksi yang terjadi

Ø  2Fe²⁺ + 3Cl₂           2Fe³⁺ + 2SO₄^2- (daya oksidasi halogen)

Ø  Dari tabel ketiga, tabung 3 terjadi reaksi pereduksian ion halida. Karena berdasarkan data di atas, terjadi perubahan warna dari bening ditambah kuning menjadi orange.

Fe³⁺ + 2I^-             I₂ + Fe²⁺ (daya reduksi halogen)

3.      Kesimpulan apa yang dapat anda ambil dari kegiatan ini mengenai daya oksidasi halogen dan daya reduksi halida?

Ø  Berdasarkan percobaan tentang daya pengoksidasi halogen kami menarik kesimpulan bahwa dalam satu golongan , dari atas ke bawah, daya pengoksidasinya semakin berkurang.

Ø  Berdasarkan percobaan tentang daya reduksi halida kami menarik kesimpulan bahwa dalam satu golongan , daya pereduksi ion halida dari atas ke bawah semakin kuat.

BAB IV

Daftar Pustaka

http://id.wikipedia.org/wiki/Halogen

http://mediabelajaronline.blogspot.com/2011/09/halogen.html