Sifat Halogen: Pengertian Sifat Fisis Kimia Reaksi Pembentukan Kegunaan Senyawa Halogen Flour Klor Brom Iodium

Pengertian Halogen: Halogen berasal dari bahasa Yunani yaitu dari halos dan genes. Kata halos berarti garam sedangkan genes artinya pembentuk atau pencipta. Halogen berarti pembentuk garam karena unsur- unsur halogen jika bereaksi dengan logam membentuk garam.


Berdasarkan konfigurasi elektronnya, maka unsur-unsur halogen dalam sistem periodic, menempati golongan VIIA. Unsur unsur halogen terdiri dari unsur Fluor (F), Klor (Cl), Brom (Br), Yod (I), dan Astatin (At).

Halogen mempunyai 7 elektron valensi yang menyebabkan atom unsur halogen memiliki afinitas elektron tinggi, sehingga mudah menerima elektron untuk memenuhi konfigurasi elektron gas mulia dengan membentuk ion negatif.

Hal ini menyebabkan halogen sangat reaktif, sehingga tidak ditemukan dalam keadaan unsur bebas di alam tetapi selalu ditemukan sebagai suatu persenyawaan.

Sumber Halogen Di Alam

Sumber halogen di alam umumnya berupa  garam- garam, misal klor diperoleh dari NaCl dalam air laut. Brom dan iod juga didapatkan dalam air laut tetapi sangat sedikit dibandingkan klor. Iod ditemukan dalam bentuk NaIO3 yang tercampur dengan NaNO3.

Sifat Sifat Fisis Dan Kimia  Halogen

Sifat sifat unsur halogen dapat dibagi menjadi sifat fisis dan sifat kimia. Beberapa sifat Fisis dan kimia unsur halogen diantaranya dapat dilihat pada table berikut

Sifat Sifat Fisis Dan Kimia Halogen Titik Didih Leleh Keelektronegatifan Afinitas Elektron,
Sifat Sifat Fisis Dan Kimia Halogen Titik Didih Leleh Keelektronegatifan Afinitas Elektron,

1). Sifat Wujud Halogen

Pada suhu kamar, fluor dan klor berupa gas, brom berupa zat cair yang mudah menguap, sedangkan iod berupa zat padat yang mudah menyublim. Begitu juga iodium, mudah sekali menyublim. Pada pemanasan, iod padat tidak mencair melainkan langsung menguap atau menyublim.

Unsur halogen sangat berbahaya terhadap mata dan tenggorokan. Walaupun brom berwujud cair, tetapi brom mudah sekali menguap.

2). Sifat Warna dan Bau Unsur Halogen

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.

Molekul halogen berwarna, karena menyerap sinar tampak sebagai hasil eksitasi elektron ke tingkat energi yang lebih tinggi.

Fluor berwarna kuning muda; klor berwarna hijau kekuningan, brom berwarna merah kecokelatan; dan iod berwarna hitam dan mudah menguap membentuk uap berwarna ungu. Uap halogen sangat beracun dan berbahaya bagi pernapasan, mata, dan kulit.

Brom cair merupakan salah satu reagensia yang paling berbahaya, karena efek uapnya terhadap mata dan saluran hidung serta menimbulkan luka bakar jika mengenai kulit. Unsur halogen berbau menusuk.

3). Sifat Titik Didih, Titik Leleh, dan Energi Ikatan Halogen

Titik didih dan titik leleh akan bertambah, jika nomor atom bertambah.  Kenaikan titik leleh dan titik didih dari atas ke bawah dalam table periodik disebabkan gaya London di antara molekul halogen yang makin meningkat dengan bertambahnya panjang ikatan. Gaya berbanding lurus dengan jarak atau panjang ikatan.

Energi ikatan “X2“ (kalor disosiasi) berkurang, jika nomor atom bertambah besar.  Kecenderungan ini hanya dapat diamati pada Cl2, Br2, dan I2. Namun energi ikatan F2 paling rendah karena terjadi tolak-menolak antara elektron tak terikat, hal ini menyebabkan F2 sangat reaktif.

4). Sifat Jari Jari Atom Halogen

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.

Jari-jari atom halogen dalam satu golongan makin ke atas makin kecil (perhatikan data). Ini berarti makin ke atas ukuran molekul makin kecil, maka gaya tarik-menarik antar-molekul (gaya Van der Waals) akan makin kecil. Begitu juga titik didih dan titik lelehnya, makin ke atas makin kecil.

Sifat Sifat Kimia Halogen

Beberapa sifat kimia halogen diantaranya adalah

1). Sifat Elektronegativitas Halogen

Keelektronegatifan halogen dalam satu golongan makin ke atas makin besar. Unsur yang paling elektronegatif dibanding unsur lain dalam sistem periodic adalah fluor (perhatikan data keelektronegatifan).

Unsur-unsur halogen mempunyai konfigurasi elektron ns2 np5 dan merupakan unsur yang paling elektronegatif, karena mempunyai bilangan oksidasi (–1). Kecuali fluor yang selalu univalen, unsur halogen juga dapat mempunyai bilangan oksidasi (+1), (+3), (+5), dan (+7). Bilangan oksidasi (+4) dan (+6) merupakan anomali yang terdapat dalam oksida ClO2, Cl2O6, dan BrO3.

2). Sifat Afinitas Elektron Halogen

Kereaktifan halogen dapat 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.

Unsur-unsur halogen cenderung menangkap elektron untuk membentuk ion negatif. Afinitas elektron dari klor lebih besar dari afinitas fluor, tetapi F2 adalah oksidator kuat dibandingkan dengan Cl2, karena molekul fluor lebih mudah terurai menjadi atom.

3). Sifat Daya Oksidasi Halogen

Halogen merupakan golongan yang sangat reaktif dalam menerima elektron dan bertindak sebagai oksidator kuat dalam satu golongan. Makin ke atas, oksidator makin kuat.

Urutan kekuatan oksidator halogen dapat dilihat dari data potensial reduksinya:

F2 + 2 e →2 F    E° = +2,87 V

Cl2 + 2 e →2 Cl E° = +1,36 V

Br2 + 2 e →2 Br E° = +1,07 V

I2 +  2 e → 2 I    E° = +0,54 V

Berdasarkan data potensial reduksi standar tersebut, makin ke atas, daya oksidasinya (oksidator) makin kuat. Dengan demikian dapat dikatakan bahwa F2 merupakan oksidator paling kuat.

Unsur halogen dapat mengoksidasi halogen lain yang terletak di bawahnya dalam table periodik, tetapi reaksi kembalikannya tidak terjadi.

Data ini dapat digunakan untuk memperkirakan apakah reaksi halogen dengan senyawa halida dapat berlangsung atau tidak.

Caranya dengan menghitung potensial sel, jika harga potensial sel positif berarti reaksi berlangsung dan jika harga potensial sel negatif berarti reaksi tidak berlangsung.

Halogen yang bebas atau diatomic yang berada di atas dapat bereaksi dengan halida senyawa atau ion halide yang berada di bawahnya.

Contoh reaksi yang dapat berlangsung:

F2 + 2 Cl → 2 F + Cl2

Cl2 + 2 I → 2 Cl + I2

F2 + 2 Br → 2 F + Br2

Cl2 + 2 NaBr → 2 NaCl + Br2

Br2 + 2 KI → 2 KBr + I2

Jika halogen yang bebas berada di bawah senyawa atau ion halida, maka reaksi tidak dapat berlangsung.

Contoh reaksi tidak berlangsung:

Cl2 + 2 F reaksi tidak berlangsung

I2 + 2 Clreaksi tidak berlangsung

Br2 + CaF2 reaksi tidak berlangsung

I2 + 2 KBr reaksi tidak berlangsung

Secara sederhana halogen yang di atas dapat mendesak atau mengusir halida yang di bawahnya. Sebaliknya Halogen di bawah tidak dapat mendesak atau mengusir halida yang di atasnya.

4) Sifat Bilangan Oksidasi Halogen Lebih Dari Satu

Halogen mempunyai bilangan oksidasi lebih dari satu, kecuali fluor. Asam oksihalida bersifat sebagai zat pengoksidasi (oksidator). Makin banyak atom O yang diikat, oksidator makin kuat. Sifat asam dari oksihalida akan bertambah kuat dengan bertambahnya jumlah atom O.  Jadi, urutan kekuatan asam: HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4.

Reaksi Halogen

Reaksi-reaksi halogen sebagai berikut.

1). 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 adalah halida logam yang dapat dengan mudah diperkirakan,

Sedangkan bila bereaksi dengan logam transisi, produk halida logam yang terbentuk tergantung pada kondisi reaksi dan jumlah reaktannya.

Contoh Reaksi Halogen Dengan Logam

Secara umum reaksi halogen dengan hydrogen dapat dinyatakan dengan persamaan reaksi berikut:

2 M + n X2 → 2 MXn,

M = logam

X = F, Cl, Br, I

Halogen dapat bereaksi dengan sebagian besar logam menghasilkan halida.

2Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)

Mg (s) + Cl2 (g) → MgCl2 (s)

Sn (s) + 2 Cl2 (g) → SnCl4 (s)

Zn (s) + F2 (g) → ZnF2 (s)

Semakin ke bawah halogen menjadi kurang reaktif karena afinitas elektronnya semakin berkurang, atau dengan kata lain F2 > Cl2 > Br2 > I2

2). Reaksi Halogen Dengan Hidrogen

Halogen dapat bereaksi dengan gas hidrogen dengan membentuk senyawa hidrogen halide (HX). Hidrogen halida yang dihasilkan sangat berharga karena bersifat asam ketika dilarutkan dalam air. Kecuali hidrogen fluorida, semua hidrogen halide yang lain merupakan asam kuat jika dimasukkan ke dalam larutan

Contoh Reaksi Halogen Dengan Hidrogen

Secara umum reaksi halogen dengan hydrogen dapat dinyatakan dengan persamaan reaksi berikut:

H2 (g) + X2 → 2 HX (g),

X = F, Cl, Br, I

Halogen dapat bereaksi dengan hidrogen menghasilkan asam halide seperti peramaan reaksi berikut

H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)

H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g)

H2 (g) + F2 (g) → 2 HF (g)

3). Reaksi Halogen Dengan Air

Kelarutan halogen dari fluor sampai yod dalam air semakin berkurang. Fluor selain larut juga bereaksi dengan air.

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

Yod sukar larut dalam air, tetapi mudah larut dalam larutan yang mengandung ion Ikarena membentuk ion poliiodida I3, misalnya I2 larut dalam larutan KI.

I2 (s) + KI (aq) →  KI3 (aq)

Karena molekul halogen nonpolar sehingga lebih mudah larut dalam pelarut nonpolar, misalnya CCl4, aseton, kloroform, dan sebagainya.

4). Reaksi Halogen Dengan Halogen Lain

Halogen mempunyai molekul diatomik, sehingga tidak mudah terjadi reaksi antarunsur dalam golongan halogen.

Reaksi antara halogen dengan halogen dapat disamakan dengan reaksi redoks. Unsur yang lebih reaktif bertindak sebagai oksidator, sedangkan unsur yang kurang reaktif menjadi reduktor.

Contoh Reaksi Halogen Dengan Halogen

Secara umum reaksi halogen dengan hydrogen dapat dinyatakan dengan persamaan reaksi berikut:

X2 + nY2 → 2 XYn

X, Y = F, Cl, Br, I

Y adalah halogen yang lebih elektronegatif dan n adalah bilangan ganjil (1, 3, 5, . . .).

Halogen dapat bereaksi dengan halogen lainnya seperti persamaan reaksi berikut

Cl2 (g) + F2 (g) → 2 ClF (g)

Cl2 (g) + 3 F2 (g) → 2 ClF3(g)

Br2 (g) + Cl2 (g) → 2BrCl (g)

Br2 (g) + 3 F2 → 2 BrF3 (l)

Pembuatan dan Kegunaan Unsur Halogen

Halogen dapat dibuat dengan cara elektrolisis atau dengan cara mengoksidasi senyawa halida (X). Unsur- unsur halogen (X2) pada umumnya dibuat di laboratorium dengan cara mengoksidasi senyawa halida.

Namun, gas fluorin (F2) jarang dibuat di laboratorium karena tidak ada oksidator yang mampu mengoksidasi senyawa fluorida (F).

Fluorin mempunyai daya oksidasi tinggi dibanding halogen yang lain. Unsur halogen klorin, bromin, dan iodin dapat dihasilkan dari oksidasi terhadap senyawa halida dengan oksidator MnO2 atau KMnO4 dalam lingkungan asam

1). Pembuatan dan Kegunaan Unsur Halogen Gas F2

Salah satu sifat gas F2 adalah oksidator kuat, sehingga gas F2 hanya dapat dibuat melalui proses elektrolisis dari garamnya yaitu KHF2. Gas F2 dibuat dengan cara melarutkan KHF2 ke dalam HF cair.

Pada proses elektrolisi tersebut ditambahkan LiF 3% yang berfungsi untuk menurunkan suhu sampai ±100 oC.

Proses elektrolisis garam KHF2 dilakukan pada tempat yang terbuat dari bahan baja. Sebagai katodenya adalah baja dan anodanya adalah karbon atau grafit.

Reaksi Elektrolisis Pembuatan Gas Flour F2

Dalam elektrolisis dihasilkan gas H2 di katode dan gas F2 di anode seperti persamaan reaksi berikut

KHF2 → K+ + HF2-

HF2- → H+ + 2 F

Anoda: 2 F → F2 + 2 e

Katode: 2H+ + 2e → H2

Pada proses elektrolisis ini digunakan sebuah diafragma yaitu pemisah berupa monel yang berfungsi untuk mencegah terjadinya reaksi antara H2 dan F2. Dengan demikian gas F2 yang terbentuk dapat ditampung dalam wadah yang terbuat dari campuran Cu dengan Ni

Kegunaan Senyawa Klorin

Beberapa kegunaan senyawa fluorin antara lain adalah

a). Secara komersial pada skale industry, gas F2 diproduksi untuk bahan bakar nuklir uranium. Logam uranium direaksikan dengan gas fluorin berlebih sehingga menghasilkan uranium heksafluorida UF6 berupa padatan berwarna putih dengan sifat  mudah menguap.

  1. NaF, dapat digunakan dalam proses pengolahan isotop uranium, yaitu bahan bakar reaksi nuklir.

c). Na2SiF6, digunakan untuk penguat gigi yang dicampur dalam pasta gigi

d). Teflon atau Politetrafluoroetilena digunakan sebagai bahan plastik pelapis yang tahan panas.

e). Asam fluoride digunakan untuk mengukir (mensketsa) kaca karena dapat bereaksi dengan kaca.

f). CCl2F2 (freon-12), digunakan sebagai zat pendingin pada lemari es dan AC.

2). Pembuatan dan Kegunaan Unsur Halogen Gas Klorin Cl2

Air laut dan garam batu merupakan sumber utama unsur Cl. Untuk mendapatkan Cl dapat dilakukan elektrolisis leburan NaCl atau elektrolisis larutan NaCl.

Proses Downs Elektrolisis Lelehan NaCl

Pada elekrolisis lelehan NaCl digunakan katoda dari besi (baja) dengan anoda yang terbuat dari karbon. Pada proses elektrolisis ini ditambahkan sedikit NaF untuk menurunkan titik lebur dari 800 oC menjadi 600oC.

Reaksi Elektrolisis Lelehan NaCl Pembeuatan Gas Klorin Cl2

Reaksi elektrolisis lelehan NaCl untuk membentuk Cl2 dapat dituliskan sesuai dengan persamaan berikut

Anode: Cl (l) → Cl2 (g) +  e

Katode: Na+ (l) + e → Na(s)

Dari reaksinya dapat diketahui bahwa gas Cl2 terbentuk pada anoda sedangkan pada katoda terbentuk natrium.

Kegunaan Senyawa Klorin

Beberapa kegunaan senyawa klori diantaranya adalah

a). Klor digunakan dalam pembuatan zat intermediat yaitu zat kimia yang digunakan untuk membuat zat kimia lainnya. Klor biasa digunakan untuk pemurnian air minum untuk masyarakat.

b). Gas Cl2 pada umumnya digunakan untuk bahan dasar industri dalam pembuatan plastic. Jenis platik yang dihasilkan misalkan vinil klorida, CH2=CHCl digunakan untuk PVC, CCl4 digunakan untuk fluorokarbon, dan CH3Cl digunakan untuk silikon dan TEL.

c). Selain itu, klorin digunakan dalam jumlah yang cukup besar dalam pembuatan desinfektan, pemutih, pulp kertas, dan tekstil.

d). KCl banyak digunakan sebagai bahan pupuk.

e). NH4Cl digunakan sebagai elektrolit pengisi batu baterai.

f). Kaporit (Ca(OCl)2), digunakan sebagai disinfektan pada air.

g). ZnCl2, sebagai bahan pematri atau solder.

h). Kloroform (CHCl3), digunakan sebagai pelarut dan obat bius pada pembedahan.

I). NaClO, dapat mengoksidasi zat warna (pemutih), sehingga dapat digunakan sebagai bleaching agent, yaitu pengoksidasi zat warna.

3). Pembuatan Dan Kegunaan Bromin Br2

Air laut merupaka sumber utama dari unsur Br. Setiap 1 m3 air laut terkandung 3 kg bromin (Br2 ). Bromin dihasilkan dengan cara mengoksidasi ion bromida yang terdapat dalam air laut dengan oksidatornya klor.

Reaksi Pembentukan Bromin Cara Oksidasi

Reaksi oksidasi bromin oleh klor dapat dinyatakan dengan persamaan berikut;

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

Prosesnya diawali dengan melarutkan klor ke dalam air dan kemudian mengoksidasi ion Bromida menjadi brom Br2.

Br2 dalam air akan mengalami hidrolisis seperti persamaan reaksi berikut

Br2(g) + H2O(l) → 2H+ (aq) + Br (aq) + BrO (aq)

Reaksi hidrolisis Br2 dapat dicegah dengan menambahkan H2SO4 pada air laut sampai pHnya menjadi 3,5. Setelah mencapai pH 3,5, air laut dapat dialiri gas Cl2 dan udara. Gas Br2 yang diperoleh dimurnikan dari Cl2 dengan cara destilasi.

Kegunaan Senyawa Bromin

Beberapa kegunaan senyawa bromin diantaranya adalah

a). C2H4Br2, ditambahkan pada bensin agar timbal (Pb) dalam bensin tidak mengendap karena diubah menjadi PbBr2.

b). AgBr, untuk film fotografi. AgBr dilarutkan dalam film gelatin, kemudian film dicuci dengan larutan Na2S2O3 untuk menghilangkan kelebihan AgBr, sehingga perak akan tertinggal pada film sebagai bayangan hitam.

c). CH3Br, sebagai bahan campuran zat pemadam kebakaran.

d). NaBr, sebagai obat penenang saraf.

4). Pembuatan Dan Kegunaan Iodin (I2 )

Iodium di alam hanya terdapat dalam bentuk chili saltpeter NaNO3 (sodium nitrate) yang mengandung natrium Iodat (NaIO3). Iodium dibuat dengan cara mereduksi natrium iodat sehingga membentuk natrium hydrogen sulfat NaHSO4 (dikenal juga dengan nama Sodium bisulfat).

Dalam skala industri, iodium diperoleh dengan mereaksikan NaIO3 dengan natrium bisulfit (NaHSO3). Endapan I2 yang dihasilkan kemudian disaring dan dimurnikan.

Reaksi Reduksi Ion Iodat Pembuatan Iodin – Iodium

Reaksi Reduksi iodat dengan reduktor natrium bisulfit NaHSO3 (dikenal juga dengan nama Sodium hydrogen sulfite) dapat dinyatakan dengan persamaan reaksi berikut:

2 IO3(aq)+ 5 HSO3→ 5 SO42- (aq) + H2O + 3 H+ (aq) + I2

2 NaIO3 + 5 NaHSO3 → 2 Na2SO4 + 3 NaHSO4 + H2O + I2

Sumber lain iodium adalah air laut. Ion iodium yang terkandung dalam air laut sedikit sekali, namun, ekstrak ganggang laut mengandung cukup banyak ion iodium.

Secara komersial iodium diperoleh dari abu hasil pembakaran ganggang laut yang mengandung iodium 1%. Ion Iodium dioksidasi menjadi I2 menggunakan klor atau oksidator lainnya

Ganggang laut yang mengandung KI dikeringkan, kemudian abu dari ganggan laut dicampur dengan air panas dan disaring.

Larutan yang terbentuk kemudaian diuapkan, sementara zat-zat yang kurang larut akan mengkristal. Sisa larutan kemudian dialiri gas Cl2.

2KI (aq) + Cl2(g) → 2 KCl( aq) + I2 (g)

Pembuatan iodium cukup mahal dan penggunaannya sebagai unsur murni juga sangat terbatas. Umumnya iodium digunakan untuk membuat obat seperti iodium tincture dan peral iodide yang juga digunakan dalam film fotografi.

Kegunaan Senyawa Iodin – Iodium

Beberapa kegunaan senyawa iodin antara lain adalah

a). I2 dalam alkohol, digunakan sebagai antiseptik luka agar tidak terkena infeksi.

b). Umumnya iodium digunakan untuk membuat obat seperti iodium tincture dan peral iodide yang juga digunakan dalam film fotografi.

c). I2, digunakan untuk mengetes amilum dalam industri tepung.

d). NaI, bila ditambahkan pada garam dapur dapat digunakan untuk mengurangi kekurangan iodium yang akan menyebabkan penyakit gondok.

e). Iodoform (CHI3), sebagai disinfektan untuk mengobati borok.

f). KIO3, sebagai tambahaniodium dalam garam dapur.

5). Pembuatan Astatin (At)

Astatin diperoleh dari penembakan Bi dengan partikel α (He). Astatin bersifat radioaktif dan mempunyai waktu paropendek (8,1 jam)

Daftar Pustaka:

  1. Sunarya, Yayan, 2014, “Kimia Dasar 1, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Ketiga, Yrama Widya, Bandung.
  2. Hiskia Achmad,  1996, “Kimia Larutan”, Citra Aditya Bakti,  Bandung.
  3. Sunarya, Yayan, 2013, “Kimia Dasar 2, Berdasarkan Prinsip Prinsip Kimia Terkini”, Cetakan Kedua, Yrama Widya, Bandung.
  4. Syukri, S., 1999, “Kimia Dasar 2”, Jillid 2, Penerbit ITB, Bandung
  5. Chang, Raymond, 2004, “Kimia Dasar, Konsep -konsep Inti”, Edisi Ketiga, Jilid Satu, Penerbit, Erlangga, Jakarta.
  6. Brady, James, E,1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Satu, Binarupa Aksara, Jakarta,
  7. Brady, James, E., 1999, “Kimia Universitas Asas dan Struktur”, Edisi Kelima, Jilid Dua, Binarupa Aksara, Jakarta.