Golongan VII A

Halogen kerap kali ditemukan di alam dalam bentuk senyawa garamnya, halo-garam genesis-pembentuk. Senyawa garam yang mengandung F, Cl, Br, I banyak ditemukan dalam air laut dan endapan garam. Jarang ditemukan golongan halogen dalam bentuk bebasnya karena halogen paling reaktif diantara gas lainnya.

Semua halogen merupakan oksidator kuat, hal itu dapat diketahui dengan cara membandingkan potensial reduksi standarnya. Makin ke bawah daya oksidatornya semakin kecil. Oleh karena itu dikenal adanya reaksi desakan antar halogen.

Salah satu ciri dari halogen adalah dia dapat memberikan warna yang khas jika dilarutkan dalam air. Fluorin berwarna kuning muda, klorin berwarna hijau muda, brom berwarna coklat kemerahan dan iodine berwarna coklat..

Halogen terkenal dengan keberagaman biloks unsurnya, kecuali fluorin yang hanya memilki biloks -1. Halogen jika berikatan dengan logam biloksnya adalah -1. Itulah yang nantinya akan mengakibatkan sedikit perbedaan ketika kita mereaksikan fluorin. Jika unsure halogen selain fluorin direaksikan dengan air akan mengalami reaksi auto redoks, tapi tidak dengan fluorin. Tetapi ketika direaksikan dengan NaOH semuanya akan mengalami reaksi auto redoks, lebih jelasnya akan dibahas nanti.

Mengapa kereaktifan halogen mengecil seiring dengan bertambahnya jari-jari? Berbeda dengan logam yang lebuh mudah mencapai kestabilannya dengan cara melepaskan electron terluar, golongan nonlogam lebih mudah mencapai kestabilan dengan cara menarik electron dari luar. Pada golongan halogen, hanya membutuhkan satu electron lagi umtuk stabil, ketika jari atom bertambha, maka kemampuan inti atom untuk menarik electron semakin berkurang, itulah sebanya kereaktifan semakin kecil.

Halogen dapat bereaksi dengan oksigen menghasilkan asam oksi, jika asam oksi ini direaksikan dengan air akan dihasilkan asam halat. Dimana asam halat – klor paling asam diantara lainnya. Berbeda dengan asam halogen yang tidak mengandung oksigen, semakin kebawah asamnya semakin hebat.

1.Fluor

Pada tahun 1529, Georigius Agricola menggambarkan penggunaan senyawa fluorspar sebagai penjejak aliran dalam tubuh, dan pada awal tahun 1670, Schwandhard menemukan bahwa gelas teretsa ketika terpapar dengan fluorspar yang diberi asam. Scheele dan banyak ahli lainnya, termasuk Davy, Gay-Lussac, Lavoisier, dan Thenard bereksperimen dengan asam fluorida, dan beberapa eksperimen berakhir dengan tragis. Fluor akhinya bisa diisolasi pada tahun 1866 oleh Moissan setelah berusaha selama hampir 74 tahun .

Fluor bias didapatkan dalam bentuk mineral seperti dalam fluorspar, kriolit dan fluorit.

Gas fluor berwarna kuning muda dan berbau pedas lau bersifat sangan korosif karena dapat mengoksidasi unsure lainnya. Fluorin mampu membakar serbuk logam dan gelas.

Fluor adalah unsur yang paling elektronegatif dan reaktif bila dibandingkan dengan semua unsur. Berwarna kuning pucat, gas korosif, yang bereaksi dengan banyak senyawa organik dan anorganik. Logam, kaca, keramik, karbon, bahkan air terbakar dalam fluor dengan nyala yang terang.

Setelah Perang Dunia II, tidak ada produksi unsur fluor secara massal. Proyek bom nuklir dan penerapan energi nuklir, telah membuat fluor harus dibuat dalam jumlah besar.

Berbeda dengan golongan logam, golongan tujuh semakin besar nomor atomnya, kraktifannya semakin berkurang. Fluor merupakan unsure paling reaktif pada golongan VIIA.

Telah dijelaskan di atas bahwa biloks fluor hanya -1, fluorin bereaksi sempurna dengan air.

2F2 (g) + 2H2O (l) → 4HF (aq) + O2 (g)

Jika flour direaksikan dengan hydrogen dapat menimbulkan ledakan hebat

F2 (g) + H2 (g) → 2HF (l)

Reaksi fluor dengan NaOH

2F2 (g) + 2NaOH (aq) → 2NaF (aq) + F2O (g) + H2O (l)

Reaksi fluor dengan NaOH pekat

2F2 (g) + 4NaOH (aq) → 4NaF (aq) + 2 H2O (l) + O2 (g)

Ada sebuah hipotesis yang mengatakan bahwa fluor bisa menggantikan hidrogen pada senyawa organik, yang bisa mengarah pada nilai astronomis senyawa fluor yang baru. Senyawaa fluor dengan gas mulia Xenon, Radon dan Kripton, telah ditemukansebagai garam fluorida.

Fluor bisa digunakan dalam pembuatan uranium dan untuk memisahkan U-235 dan U-238 dalam teknologi nuklir dalam proses difusi gas.

Fluor dan senyawanya digunakan dalam memproduksi uranium (dari heksafluorida) dan lebih dari 100 senyawa fluor komersial, termasuk plastik untuk suhu tinggi. Asam fluorida mengetsa kaca lampu pijar. Fluor hidrokarbon digunakan besar-besaran dalam pendinginan udara di kulkas dan AC

Keberadaan fluor sebagai senyawa fluorida yang mudah larut dalam air minum melebihi 2 ppm dapat menyebabkan bercak pada lapisan email gigi, bila terkonsumsi oleh anak-anak dengan gigi permanen. Meski demikian, dalam jumlah yang lebih sedikit, fluor dapat mencegah lubang gigi.

Unsur fluor telah dipelajari sebagai bahan bakar roket karena nilai daya dorong yang sangat luar biasa.

Fluorin digunakan untuk membuat Freon (CCl2F2) / CFC sebagai zat pending. Akan tetapi Freon sekarang dibatasi karena dapat merusak ozon. Fluorin digunakan untuk membuat Teflon (tetra

fluoro etena). Teflon adalah monomer dari –CF2 = CF2- yang tahan panas dan anti lengket. Fluorin juga dapat meningkatkan kualitas email gigi sehingga di dalam pasta gigi ditambah SnF atau NaF. Ion F- dapat membentuk fluoroapatit yang tahan aasm sehingga gigi menjadi kuat.

HF digunakan unutk mengukir gelas. Kriolit sebagai pelarut bauksit dalam proses pemurnian alumunium dari alumunium oksida. NaF digunakan untuk mengawetkan kayu dari gangguan serangga.

Unsur fluor dan ion fluorida sangat beracun. Unsur bebasnya memiliki karakteristik bau yang tajam, bisa dideteksi dalam konsentrasi serendah 20 ppb, yakni di bawah tingkat keamanan bekerja. Konsentrasi yang diperbolehkan untuk paparan selama 8 jam kerja adalah 1 ppm. Dalam bentuk murninya, fluor sangat berbahaya, dapat menyebabkan pembakaran kimia parah begitu berhubungan dengan kulit.

2.Klor Chloros - hijau pucat

Ditemukan pada tahun 1774 oleh Scheele, yang awalnya disangka oksigen. Diberi nama klor pada tahun 1810 oleh Davy, yang tetap bersikukuh bahwa zat ini adalah sebuah unsur.

Gas klor berwarna kuning – hijau, mudah bereaksi dengan unsure lain. Dalam wujud cair, klor daapt merusak kulit (membakar) dan dapat menggangu pernafasan dan merusak selaput lender.

Klor tergolong dalam grup unsur halogen (pembentuk garam)dan diperoleh dari garam klorida dengan mereaksikan zat oksidator atau lebih sering dengan proses elektrolisis. Merupakan gas berwarna kuning kehijauan dan dapat bersenyawa dengan hampir semua unsur. Pada suhu 10oC, satu volume air dapat melarutkan 3.10 volume klor, sedangkan pada suhu 30oC hanya 1.77 volume.

Kelarutan klor dalam air tidak sehebat flour. Klor dapat menimbulkan ledakan ketika direaksikan dengan hidrogen jika diberi sinar UV karena terjadi reaksi berantai.

Cl2 (g) + H2 (g) → 2HCl (l)

Klor tidak melarut sempurna dalam air dan reaksinya berlangsung lambat.

Cl2 (g) + 2H2O (l) → H3O+ (aq) + Cl- (aq) + HClO (aq)

Cl2 (g) + 2NaOH (aq) → NaCl (aq) + NaClO (aq) + H2O (l)

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

Di alam, klor ditemukan hanya dalam keadaan bersenyawa, terutam,a dengan natrium sebagai garam (NaCl), karnalit dan silfit.

Gas klrin banyak digunakan sebagai bahan baku dalam pembuatan zat pemutih, zat desinfektan, plastic, bahan peledak dan bahan bakar roket. Misalnya natrium hipoklorit digunakan sebagai pemutih lalu kalsium hipoklorit / kaporit digunakan sebagai desinfektan. Klorin bersifat desinfektan

sehingga klorin dapat dialirkan pada proses penjernihan air untuk mematikan bakteri-bakteri yang berbahaya. Gas klorin banyak digunakan untuk mensintesis senyawa-senyawa klorin anorganik maupun organk yang beraneka ragam jenisnya.

Amonium klorida digunakan sebagai elektrolit pengisi batu batere. HCl digunakan terutama pada proses electroplating (penyepuhan), digunakan untuk membersihkan permukaan logam dari karat. Kalium klorat sebagai bahan pembuat mesiu dan korek api. KCl banyak digunakan sebagai pupuk tanaman yang memberikan tambahan unsure kalium pada tanaman. Natrium klorat digunakan ntuk membersihkan tanaman liar. PVC digunakan untuk membuat pipa paralon.

Klor digunakan secara luas dalam pembuatan banyak produk sehari-hari. Klor digunakan untuk menghasilkan air minum yang aman hampir di seluruh dunia. Bahkan, kemasan air terkecil pun sudah terklorinasi.

Klor juga digunakan secara besar-besaran pada proses pembuatan kertas, zat pewarna, tekstil, produk olahan minyak bumi, obat-obatan, antseptik, insektisida, makanan, pelarut, cat, plastik, dan banyak produk lainnya.

Kebanyakan klor diproduksi untuk digunakan dalam pembuatan senyawa klorin untuk sanitasi, pemutihan kertas, desinfektan, dan proses tekstil. Lebih jauh lagi, klor digunakan untuk pembuatan klorat, kloroform, karbon tetraklorida, dan ekstraksi brom.

Kimia organik sangat membutuhkan klor, baik sebagai zat oksidator maupun sebagai subtitusi, karena banyak sifat yang sesuai dengan yang diharapkan dalam senyawa organik ketika klor mensubtitusi hidrogen, seperti dalam salah satu bentuk karet sintetis.

Klorin dibuat melalui proses Downs. Proses ini dilakukan dengan cara mengelektrolisis leburan NaCl, yang dicampur dulu dengan sedikit NaF sebelum dicairkan nutuk menurunkan titik lebur NaCl dari 800C menjadi 100C. Pada elektrolisis ini digunakan diafragma lapisan besi tipis untuk mencegah reaksi antara logam Na dengan klor yang terbentuk.

Klor memilki 2 isotop stabil, Cl -35 dan Cl -37.

Klor mengiritasi sistem pernafasan. Bentuk gasnya mengiritasi lapisan lendir dan bentuk cairnya bbisa membakar kulit. Baunya dapat dideteksi pada konsentrasi sekecil 3.5 ppm dan pada konsentrasi 1000 ppm berakibat fatal setelah terhisap dalam-dalam. Kenyataannya, klor digunakan sebagai senjata kimia pada perang gas di tahun 1915. Terpapar dengan klor tidak boleh melebihi 0.5 ppm selama 8 jam kerja sehari-40 jam per minggu.

3.Brom Bromos – berbau pesing

Ditemukan oleh Balard pada tahun 1826, tapi belum dapat dipisahkan secara kuantitatif hingga 1860.

Brom adalah satu-satunya unsur cair non logam. Sifatnya berat, mudah bergerak, cairan berwarna coklat kemerahan, mudah menguap pada suhu kamar menjadi uap merah dengan bau yang sangat tajam., menyerupai klor, dan memiliki efek iritasi pada mata dan tenggorokan. Brom mudah larut dalam air atau karbon disulfida, membentuk larutan berwarna merah, tidaak sekuat klor tapi lebih kuat dari iod. Dapat bersenyawa dengan banyak unsur dan memiliki efek pemutih. Ketika brom tumpah ke kulit, akan menimbulkan rasa yang amat pedih. Brom mengakibatkan bahaya kesehatan yang serius, dan peralatan keselamatan kerja harus diperhatikan selama menanganinya.

Brom termasuk ke dalam golongan halogen. Diperoleh air garam alamiah dari sumber mata air di Michigan dan Arkansas. Brom juga diekstrak dari air laut, dengan kandungan hanya sebesar 82 ppm. Brom diperoleh dari mineral AgBr (bomargirit), dalam air laut sebagai bromide dari Mg dan logam alkali.

Kelarutan brom air sangat kecil, sehingga brom tidak larut sempurna dalam air dan reaksinya berjalan lambat. Brom juga bereaksi dengan lambat jika direaksikan dengan hydrogen.

Bromin dalam jumlah besar digunakan untuk membuat AgBr, senyawa yang peka terhadap cahaya. Umumnya terdapat di aatsa film dan kertas potret berwarna ataupun hitm putih

2AgBr (s) → 2Ag (s) + Br2 (g)

Bromin juga digunakan dalam pembuaatan etilenbromida (C2H4Br2), suatu zat aditif yang dicampur pada bensin. Fungsinya adalah mengubah timbel dari TEL (tetra etil lead) menjadi timbel bromide yang mudah menguap dan dilepas ke udara. Bromin juga banyak digunakan dalam industry obat-obatan, misalnya NaBr untuk penenang syaraf. Metil bromide digunakan untuk memadamkan kebakaran. Bromin digunakan dalam pengasapan dan bahan anti api.

Bromin dibuat dengan cara mengalirkan campuran udara dan gas gas Cl2 melalui air laut yang mengandung ion bromide sebanyak 8.10-4 M. Sebelumnya air laut diasamkan dahulu dengan penambahan H2SO4 dengan pH 3,5 untuk mencegah hidrolisis bromine. Gas klorin akan mengoksidasi ion Br- menjadi Br2.

Cl2 (g) + 2Br- (aq) → 2Cl- (aq) + Br2 (l)

Bromin yang terbentuk, dimurnikan dari kelebihan klorin dengan cara distilasi.

4. Iodin Iodes – ungu

Ditemukan oleh Courtois ada tahun 1811. Iod tergolong unsur halogen, terdapat dalam bentuk iodida dari air laut yang terasimilasi dengan rumput laut, sendawa Chili, tanah kaya nitrat (dikenal sebagai kalis, yakni batuan sedimen kalsium karbonat yang keras), air garam dari air laut yang disimpan, dan di dalam air payau dari sumur minyak dan garam.

Iod adalah padatan berkilauan berwarna hitam kebiru-biruan agak mengkilat, menguap pada suhu kamar menjadi gas ungu biru dengan bau menyengat. Jika bromine merupakan cair yang

mudah menguap, iodine merupakan padatan yang mudah menyublim. Iod membentuk senyawa dengan banyak unsur, tapi tidak sereaktif halogen lainnya, yang kemudian menggeser iodida. Iod menunjukkan sifat-sifat menyerupai logam. Iod mudah larut dalam kloroform (CHCl3), karbon tetraklorida, atau karbon disulfida yang kemudian membentuk larutan berwarna ungu yang indah. Iod hanya sedikit larut dalam air dan reaksinya berjalan lambat.

Iod atau Yodium yang sangat murni dapat diperoleh dengan mereaksikan kalium iodida dengan tembaga sulfat. Ada pula metode lainnya yang sudah dikembangkan. Iod campuran dpat diperoleh dari air laut dan garam chili.

Ada 30 isotop yang sudah dikenali. Tapi hanya satu isotop yang stabil, 127I yang terdapat di alam. Isotop buatan 131I, memiliki masa paruh waktu 8 hari, dan digunakan dalam proses penyembuhan kelenjar tiroid. Senyawa yang paling umum adalah iodida dari natrium dan kalium (KI), juga senyawa iodatnya (KIO3). Kekurangan iod dapat menyebabkan penyakit gondok.

Senyawa iod sangat penting dalam kimia organik dan sangat berguna dalam dunia pengobatan. Iodida dan tiroksin yang mengandung iod, digunakan sebagai obat, dan sebagai larutan KI dan iod dalam alkohol digunakan sebagai pembalut luar. Kalium iodida juga digunakan dalam fotografi. Warna biru tua dengan larutan kanji merupakan karakteristik unsur bebas iod.

Iodin banyak digunakan dalam obat-obatan, misalnya iodium tincture untuk obat lika. Iodoform (CHI3) digunakan untuk lensa Polaroid dan AgI untuk fotografi.

Natrium iodat ditambahkan pada garam dapur untuk membuat garam beryodium sehingga dapat mencegah penyakit gondok. Iodine adalah bahan penyusun tiroksin. Ketika kekurangan tiroksin, tiroid akan membesar atau dikenal dengan penyakit gondok.

Di alam, senayawa iodine terdapat dalam natrium iodat yang tercampur dalam natrium nitrat. Untuk memisahkan dilakukan kristalisasi sehingga natrium iodat tertinggal dalam larutan. Ke dalam larutan kemudian ditambahkan resuktor natrium hidrosulfit.

2NaIO3 (aq) + 5NaHSO3 (aq) → 3NaHSO4 (aq) + 2 Na2SO4 (aq) + H2O (l)

Penanganan iod harus hati-hati, karena kontak dengan kulit dapat menyebabkan luka; uap iod sangat iritan terhadap mata dan membran berlendir. Konsentrasi iod di udara yang masih diizinkan adalah 1 mg/m3 (selama 8 jam kerja per hari-40 jam seminggu).

5.Astatin Astatos – tidak stabil

Disintesis pada tahun 1940 oleh D.R. Corson, K.R. MacKenzie, dan E. Segre di Universitas Kalifornia dengan menembak bismut dengan partikel alfa. Isotop dengan masa paruh waktu terpanjang, terdapat di alam dengan isotop uranium dan torium, dan jejak 217At setara dengan 233U dan 239Np, dihasilkan dari integrasi torium dan uranium dengan menghasilkan neutron alamiah. Jumlah astatin di kerak bumi hanyalah kurang dari 1 ons. Terbentuk secara alami melalui peluruhan uranium-235 and uranium-238.

Spektrometer massa telah digunakan untuk memastikan bahwa unsur radioaktif halogen ini berperilaku kimia sama halnya dengan halogen lainnya, khususnya iod. Astatine dikatakan lebih menyerupai logam daripada iod, dan seperti halnya iod, astatin dapat terakumulasi di kelenjar tiroid. Para peneliti di Brookhaven National Laboratory telah menggunakan metode pembelokan jalur molekul reaktif yang terpancar untuk mengidentifikasi dan mengukur reaksi kimia dengan melibatkan astatin. Dapat membentuk senyawa antar halogen, tetapi belum diketahui apakah membentuk senyawa diotomik seperti halogen lainnya.

Astatin dapat diroduksi dengan menembak bismut dengan partikel alfa berenergi untuk mendapatkan 209-211At yang tahan lama, untuk selanjutnya disuling dengan memanaskan di udara.

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 garam-garamnya. 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 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 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

Fluor (F2)

Klor (Cl2)

Brom (Br2)

Iodium (I2)

1. Molekulnya

Diatom

2. Wujud zat (suhu kamar)

Gas

Gas

Cair

Padat

3. Warna gas/uap

Kuning muda

Kuning hijau

Coklat merah

Ungu

4. Pelarutnya (organik)

CCl4, CS2

5. Warna larutan (terhadap pelarut 4)

Tak berwarna

Tak berwarna

Coklat

Ungu

6. Kelarutan oksidator

(makin besar sesuai dengan arah panah)

7. Kereaktifan terhadap gas H2

8. Reaksi pengusiran pada senyawa halogenida

X = Cl, Br, I

F2 + 2KX 2KF X2

X = Br dan I

Cl2 + 2KX 2KCl + X2

X = I

Br2 + KX 2KBr + X2

Tidak dapat mengusir F, Cl, Br

9. Reaksi dengan logam (M)

2 M + nX2 2MXn (n = valensi logam tertinggi)

10. Dengan basa kuat MOH (dingin)

X2 + 2MOH MX + MXO + H2O (auto redoks)

11. Dengan basa kuat (panas)

3X2 + 6MOH 5MX + MXO3 + 3H2O (auto redoks)

12. Pembentukan asam oksi

Membentuk asam oksi kecuali F

Catatan :

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 molekul-molekul 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

17

35

53

Konfigurasi elektron

[He]2S22P5

[Ne]3S23P5

[Ar]4S24P5

[Kr]5S25P5

Potensial pengion

17,42

18,01

11,84

11,84

Potensial reduksi

+2,87

+2,86

+1,09

+0,54

Bilok

-1;0

-1;0;1;3;5;7

-1;0;1;5

-1;0;1;5

Afinitas elektron

19,5

83,4

77,3

70,5

Massa atom relatif

18,9984

35,453

79,904

126,9045

Kerapatan cairan(gcm-3)

1,1

1,5

3,2

4,9

Entalpi penguapan(kjmol-1)

3,3

10

15

21

Energi ionisasi

1686

1266

1146

1016

Keelektronegatifan

4

3

2,8

2,5

Jari-jari kovalen/pm

72

99

114

133

Entalpi hidrasi X-(kjmol-1)

401

279

243

201

Daya hantar molarion X-

44,4

76,4

78,3

76,8

Kalor disosiasi(kj/mol)

158

242

193

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+ + HF2-

HF2 → H+ + 2F-

Katode : 2H+ + 2e- → H2

Anode : 2F- → F2 + 2e-

Untuk 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 + 2e-

Untuk 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 + 2e-

d. 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 +2Cl-

Dalam skala laboratorium, bromin dibuat dengan cara :

o Mencampurkan CaOCl2, H2SO4, dengan bromida.

CaOCl2 + H2SO4 → CaSO4 + H2O + Cl2

Cl2 + 2Br- → Br2 + 2Cl-

o 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 O-X 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.

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.

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)

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.

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.

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).

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.

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 e-

Asam perbromat

Asam perbromat (HBrO4) adalah zat pengoksidasi kuat yang juga terbentuk secara elektrolisis.

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.

DAFTAR PUSTAKA

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_anorganik1/unsur-unsur_periode_3/sifat_asam_basa_dari_oksida_oksida_periode_3/

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kuliah_web/2009/0704127/materi_senyawa_halogen.htm

http://kamuspengetahuan.com/2009/03/kimia-unsur-sifat-sifat-halogen.html

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kuliah_web/2009/0704127/materi_senyawa_halogen.htm

http://miracleofhalogen.wordpress.com/

http://kimia.upi.edu/staf/nurul/web2010/0806502/Air.html

http://jejaringkimia.com/2011/04/reaksi-reaksi-halogen.html

http://kimia.upi.edu/staf/nurul/web2010/0806502/Kimia.html

http://kimia.upi.edu/staf/nurul/web2010/0806502/Kelimpahan.html

http://kimia.upi.edu/staf/nurul/web2010/0806502/Pembuatan.html

http://belajarkimia.com/2010/06/hidrogen/

https://muhammadrizky17.wordpress.com/2012/09/14/unsur-halogen/