PERCOBAAN II

A. Judul : Halogen

B. Tujuan : Membandingkan sifat dan reaksi unsur halogen

C. Dasar Teori

Unsur-unsur halogen VIIA, yaitu fluor, klor, brom dan iod, tidak terdapat

bebas di alam, tetapi bersenyawa dengan unsur lain karena reaktif. Unsur halogen

disebut halogen (Yunani; halogen = garam), karena umumnya ditemukan dalam

bentuk garam anorganik. Hal dalam bentuk bebas selalu berupa diatomik, karena

tiap atom memerlukan 1 elektron untuk membentuk ikatan kovalen.(5)

Unsur-unsur halogen mempunyai konfigurasi elektron ns2 np5 dan

merupakan unsur-unsur yang paling elektronegatif, oleh karena itu selalu

mempunyai bilangan oksidasi (-1), kecuali fluor yang selalu univalen, unsur-unsur

ini dapat juga mempunyai bilangan oksidasi (+1), (+III), (+V) dan (+VII).

Bilangan oksidasi (+IV) dan (+VI) merupakan anomali, terdapat dalam oksida

ClO2, Cl2O6, dan BrO3.(1) Kecenderungan kuat dari atom F dan Cl untuk menarik

elektron mengakibatkan bentuk yang sering ditemukan di alam adalah bentuk ion

F- dan Cl-, serta kesulitan dalam pembuatan unsur murni dari bentuk ionnya

Dalam senyawa halogen terdapat sebagai unsur negatif : fluorida (F-),

klorida (Cl-), bromida (Br-) dan iodida (I-). Unsur astatin (At) tidak terdapat di

alam. Unsur ini sangat tidak stabil, bersifat radioaktif dan dibuat secara sintesis.

Isotop yang paling stabil adalah 201At dengan waktu paro 8,3 tahun. Unsur yang

paling banyak adalah fluor dan klor. Senyawa klor yang paling umum adalah

NaCl terdapat di alam dalam garam karang. Dibandingkan dengan fluor dan klor,

hanya sedikit terdapat brom dan iod. Air laut mengandung bromsekitar 70 bagian

persejuta dalam berat.

Iod masih jarang terdapat di alam dibandingkan dengan brom. Adapun

sumber utama iod adalah NaIO3 yang terdapat di Chili dan dikenal sebagai garam

Chili.

Sifat Fisis Halogen

1. Struktur Halogan

Dalam bentuk unsur, halogen (X) terdapat di alam sebagai molekul diatomik

(X2). Kestabilan molekul X2 berkurang dari F2 ke I2 sesuai dengan

pertambahan jari-jari atom, sehingga energi ikatan dari F2 ke I2 mengalami

disosiasi menjadi atom-atomnya:

X2 (g) 2X- (g

2. Wujud Halogen

Pada suhu kamar F dan Cl berwujud gas, Br berwujud cair yang mudah

menguap, I2 berupa zat padat yang mudah menyublim.

Dimana dalam kondisi SATP, F berupa gas tidak berwarna, klorin berupa

gas hijau pucat, bromin berupa cairan minyak coklat dan iodine berupa

padatan hitam metalik.

3. Warna dan Bau

F berwarna kuning muda, Cl berwarna hijau muda, Br berwarna merah tua, I

berwarna padat hitam sedangkan uap I berwarna ungu. Semua halogen

berbau merangsang dan menusuk.

4. Kelarutan

Kelarutan halogen dalam air berkurang dari F ke I. fluorin tidak hanya lart

dalam air, tetapi segera bereaksi membentuk HF dan O2, sehingga dalam

larutan tidak ada lagi molekul F2. Iodine sukar larut dalam air, tetapi mudah

larut dalam larutan iodida (I-) dan poliiodida (I3-). Halogen lebih mudah larut

dalam pelarut non polar seperti CCl4 dan CHCl3.

5. Titik Cair dan Titik Didih

Titik cair dan titik didih halogen meningkat dari F ke I. Hal ini karena

molekul halogen bersifat non polar, sehingga mempunyai gaya tarik

menarik antar molekul yang berupa gaya disperse yang bertambah besar

sesuai dengan bertambahnya massa molekul.

Tabel 1. Sifat fisik halogen

Sifat fisik F Cl Br I AtJari-jari atom (ppm)Jari-jari kovalenEnergi ionisasi (Kj/mol)KeelektronegatifanAfinitas elektron (Kj/mol)Kerapatan (Kg/m3) Titik leleh (°C)

Titik didih (°C)

1337116804-3281696-220-180

1809912503-3493214-10-35

19511411402,8-32531107,259

21513310082,5-29549630114184

-1459122,2-270--337

Sifat Kimia (Reaksi-reaksi) Halogen

1. Reaksi dengan logam

Halogen bereaksi dengan sebagian besar logam, menghasilkan klorida

logam dengan bilangan oksidasi tertinggi.

Misal : 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

2. Reaksi dengan hidrogen

Semua halogen bereaksi dengan hidrogen membentuk hidrogen halida

(HX).

H2 + Y2 → HX (X = Halogen)

Fluorin dan klorin bereaksi dengan hebat disertai ledakan tetapi iodin dan

bromin bereaksi lambat.

3. Reaksi dengan non logam dan metaloid tertentu

Misal : Si + X2 → SiX4

Reaksi dengan posforus, arsen dan antimony menghaslikan trihalida jika

halogennya terbatas atau pentahalida jika halogennya berlebih.

4. Reaksi dengan air

Fluorin akan bereaksi hebat dengan air membentuk HI dan membebaskan

oksigen.

F2 + H2O 2HF + 1/2 O2

Iodin sukar larut dalam air, sedangkan halogen selain iodin dan fluorin akan

mengalami reaksi disproporsionasi dalam air menurut reaksi kesetimbangan.

X2 + H2O HX + HXO

5. Reaksi denga hidrokarbon

Reaksi ini merupakan reaksi substituent dimana halogen akan menggantikan

atom hidrogen pada hidrokarbon. Fluorin bereaksi sangat hebat, tetapi iodin

tidak bereaksi.

Reaksi:

CxHy + H2 → CxHy-1X + HX

6. Reaksi dengan basa

Klorin, bromin dan iodin mengalami reaksi disproporsionasi dalam basa.

Misal: jika klorin dialirkan kedalam larutan NaOH pada suhu kamar, maka

akan bereaksi membentuk NaCl dan NaClO.

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

Apabila larutan NaOh tersebut dipanaskan maka akan dihasilkan NaCl dan

NaClO3.

7. Reaksi antar halogen

Halogen dengan halogen bereaksi membentuk senyawa antar halogen.

X2 + nY2 → 2XYn

dimana Y = halogen yang lebih elektronegatif

n = bilangan ganjil 1,3,5 atau 7

Bilangan Oksidasi Halogen

Semua halogen membentuk senyawa dengan bilangan oksidasi -1.

Halogen dengan bilangan iksidasi +1, +3, +5 dan +7 terdapat dalam asam

oksihalogen dan senyawa antarhalogen. Kekuatan asam oksihalogen bertambah

dengan bertambahnya bilangan oksidasi halogen.

Daya Oksidasi Halogen

Daya oksidasi halogen meningkat dengan berkurangnya nomor atom.

Oleh karena itu, halogen bagian atas dapat mengoksidasi halida dibagian

bawahnya tetapi tidak sebaliknya. Sehingga halogen bagian atas dapat

mengusir atau mendesak halogen yang bagian bawah dari senyawanya.

Misalnya :

Cl2 (g) + 2NaBr (aq) → 2 NaCl (aq) + Br2 (aq)

Br2 (g) + 2NaCl (aq) → (tidak bereaksi)

Pembuatan Halogen

Di dalam laboratorium unsur halogen dibuat dengan cara mengoksidasi

senyawa halida. Gas fluor (F2) jarang dibuat karena tidak ada oksidator yang

mampu mengoksida dengan fluoride. Selain itu, gas fluor bersifat racun.

Unsur-unsur klorin, bromin dan iodin dihasilkan dari oksidasi terhadap

senyawa halida dengan MnO2 atan KMnO4.

Reaksinya:

2X- + MnO2 + 4H+ → X2 + Mn2+ + 2H2O

10X- + 2MnO4- + 4H+ → X2 + Mn2+ + 8H2O

Kegunaan Unsur dan Senyawa Halogen

Adapun kegunaan unsur dan senyawa halogen antara lain adalah

sebagai berikut:

1. Fluorin, digunakan untuk membuat senyawa CFC dengan nama Freon yaitu

cairan pendingin pada AC dan kulkas.

2. Garam fluoride ditambahkan pada pasta gigi atau air minum untuk

mencegah kerusakan gigi.

3. Klorin digunakan untuk klorinasi hidrokarbon untuk bahan baku industri

plastik, karet sintetik, pembuatan CCl4 dan C2H5Cl untuk bahan TEL.

4. NaCl sebagai garam dapur.

5. Natrium bromida digunakan sebagai obat penenang syaraf.

6. Iodin digunakan sbagai bahan obat-obatan dan juga digunakan untuk

membuat AgI yang digunakan dengan AgBr dalam film fotografi.

D. Alat dan Bahan

A. Alat yang digunakan

NO Nama Alat Fungsi

1

Tabung reaksi

Tabung reaksi dapat diisi media padat

maupun cair, sebagai wadah untuk

mereaksikan suatu larutan.

2

Penjepit tabung reaksi

Digunakan untuk menjepit tabung

reaksi pada saat pemanasan

3

Gelas kimia

Gelas kimia adalah sebuah wadah

penampung yang digunakan untuk

mengaduk, mencampur dan

memanaskan cairan yang biasanya

digukan dalam laboratorium

6

Pipet

Pipet tetes (Pasteur Pippete) Fungsiny

a sama dengan pipet ukur, namun

volume yang dipindahkan tidak

diketahui.

8

Pembakar bunsen

Pembakar Bunsen (Bunsen burner)

berfungsi untuk memanaskan larutan

10

Rak tabung reaksi

Untuk meletakkan tabung reaksi

11

spatula

Untuk mengambil sampel berwujud padat

B. Bahan yang digunakan

Nama Bahan Sifat Fisik Sifat KimiaHCl - Massa atom: 36,45 gr/mol

- Massa jenis: 3,21 gr/cm3. 

- Titik leleh : -101 °C 

- Energi ionisasi: 1250 kj/mol 

- Kalor jenis : 0,115 kal/gr °C 

- Pada suhu kamar, HCl berbentuk gas yang tak berwarna 

- Berbau tajam.

- HCl akan berasap tebal di udara lembab. 

- Gasnya berwarna kuning kehijauan dan berbau merangsang. 

- Dapat larut dalam alkali hidroksida, kloroform, dan eter. 

- Merupakan oksidator kuat. 

- Berafinitas besar sekali terhadap unsur-unsur lainnya, sehingga dapat 

- Racun bagi pernapasanKMNO4 - Berat molekul : 197,12

gr/mol.

- Titik didih : 32,35 °C.

- Titik beku : 2,83 °C.

- Bentuk : Kristal berwarna ungu-kehitaman

- Densitas : 2,7 kg/L pada

- Larut dalam metanol.KMnO4 + CH3OH → CH3MnO4 + KOH

- Mudah terurai oleh sinar.4KMnO4 + H2O → 4 MnO2↓ + 3O2 + 4KOH

- Dalam suasana netral dan

20°C basa akan tereduksi menjadi MnO2.4KMnO4 + H2O → 4 MnO2 ↓ + 3O2 + 4KOH

- Kelarutan dalam basa alkali berkurang jika volume logam alkali berlebih.

- Merupakan zat pengoksidasi yang kuat.

- Bereaksi dengan materi yang tereduksi dan mudah terbakar menimbulkan bahaya api dan ledakan

MNO2 - Keadaan fisik dan penampilan: PadatanBau: berbau.Berat Molekul: 86,94 g / molWarna: Hitam kecoklatan-BlackMelting Point: 535 ° C (995 ° F)Spesifik Gravity: 5,026 (Air = 1)

- Bersifat sebagai oksidator

- Bereaksi dengan HCl

E. Prosedur Kerja

1 ml HCl

Menambahkan setengah sendok MnO2

Memanaskan campuranMengamati perubahan yang terjadi

Warna larutan dari campuran (HCl + MnO2) berubah dari berwarna hitam

menjadi hitam kehijauan dan terbentuk gas.

F. Hasil Pengamatan

Variabel yang diamati Hasil Pengamatan

Reaksi dengan MnO2

- Mengukur 1 ml HCl

- Menambahkan etengah sendok

MnO2

- Memanaskan campuran

Reaksi dengan KMnO4

- Meneteskan HCl pada setengah

sendok KMnO4

- Warna larutan dari campuran

(HCl + MnO2) berubah dari

hitam menjadi berwarna hitam

kehijauan dan terbentuk gas.

- KMnO4 berubah warna dari

hitam keunguan menjadi hitam

kecoklatan dan terbentuk gas.

G. Pembahasan

Pada percobaan mengenai pembuatan halogen, digunakan larutan HCl

pekat, MnO2, dan KMnO4. Pada awalnya, 1 ml HCl ditambahkan dengan setengah

sendok MnO2. Campuran tersebut dipanaskan sampai menunjukkan adanya

perubahan. Setelah beberapa saat,warna campuran antara HCl dengan MnO2

berubah dari hitam menjadi hitam kehijauan dan terbentuk gas. Gas tersebut

merupakan gas klor hasil dari reaksi. Persamaan reaksinya adalah:

½ sendok KMnO4

Meneteskan 10 tetes HCl pekatMengamati perubagan yang terjadi

KMnO4 berubah warna dari hitam keunguan menjadi hitam kecoklatan dan

terbentuk gas.

4HCl(l) + MnO2(s) → Cl2(g) + MnCl2 + 2H2O(l)

oksidasi reduksi

Dalam hal ini, klor mengalami peningkatan bilangan oksidasi (reaksi

oksidasi) karena telah dioksidasi oleh MnO2 yang bertindak sebagai oksidator.

Bilangan oksidasi klor berubah dari -1 menjadi 0 sedangkan bilangan oksidasi Mn

berubah dari +4 menjadi +2.

Selanjutnya, mereaksikan KMnO4 dengan HCl. Dimana, setengah sendok

KMnO4 ditetesi 10 tetes HCl pekat. KMnO4 berubah warna dari hitam menjadi

hitam kecoklatan dan membentuk gas. Dalam hal ini, Cl mengalami oksidasi

kembali karena dioksidasi oleh KMnO4 yang merupakan oksidator kuat.

Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:

Reduksi Oksidasi

Reaksi antara HCl dengan KMnO4 ini berlangsung lebih cepat daripada

HCl dengan MnO2 dan berlangsung tanpa melalui pemanasan. Hal ini disebabkan

karena kekuatan oksidator dari MnO4- lebih besar jika dibandingkan dengan

MnO2. Bilangan oksidasi Mn berubah dari +7 menjadi +2 sedangkan bilangan

oksidasi Cl berubah dari -1 menjadi 0.

Dari persamaan reaksi di atas diketahui bahwa ion Cl- pada HCl dioksidasi

menjadi gas Cl2, sedangkan KMnO4 direduksi menjadi MnCl2. Reaksi ini

berlangsung spontan di mana nilai Eo adalah positif yang terlihat pada persamaan

reaksi di bawah ini:

Reduksi : 2MnO4- + 16H+ + 10e- 2Mn2+ + H2O Eo=1,51 V

Oksidasi : 10Cl- 5Cl2 + 10e- Eo=-1,36 V

2MnO4- + 16H++ 10Cl- 2Mn2+ + 5Cl2

+ H2O Eo=0,15 V

Potensial elektrode standar (Eo) halogen ditunjukkan dengan setengah reaksi:

X2 (g) + 2e- 2X- (aq)

2KMnO4 + 16HCl 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O

Semua halogen mempunyai Eo yang bernilai positif. Hal ini menunjukkan

bahwa unsur halogen merupakan osidator dan mempunyai kecenderungan daya

oksidasi semakin lemah dengan urutan:

F Cl Br I

Harga Eo yang diperoleh dari reaksi HCl pekat dengan KMnO4

menghasilkan nilai yang positif yang menandakan bahwa reaksi berlangsung

spontan. Suatu reaksi dapat dikatakan spontan atau tidak dapat dilihat dari kualitas

dan ketepatan gas Cl2 yang terbentuk. Juga secara teoritis dilihat dari potensial

elektrode standar (Eo).

F2 + 2e- 2F- Eo = +2,87 V

Cl2 + 2e- 2Cl- Eo = +1,36 V

Br2 + 2e- 2Br- Eo = +1,07 V

I2 + 2e- 2I- Eo = +0,54 V

Dari data di atas dapat diketahui bahwa F2 merupakan oksidator kuat, dan

semakin ke bawah maka daya oksidasi semakin lemah dalam segolongan. Hal

inilah yang menyebabkan unsur halogen bagian atas dapat mendesak unsur

halogen di bawahnya tetapi tidak dapat sebaliknya, seperti:

F2 + 2Cl- 2F- + Cl2

I2 + 2F- tidak ada reaksi

Dengan menurunnya daya oksidasi halogen berarti menunjukkan semakin

kuat daya reduksi halida, dengan kecenderungan daya reduksi:

I- > Br- > Cl- > F-

Adapun sifat oksidator pada unsur-unsur halogen dipengaruhi oleh

keelektronegatifan yang semakin menurun dari F ke I sehingga flour memiliki

keelektronegatifan yang besar dibandingkan unsur halogen lain, yaitu Cl, Br, dan

I.

Semakin Lemah

H. KESIMPULAN

Dari hasil percobaan dapat disimpulkan bahwa, Gas klor dapat dibuat

dengan mereaksikan HCl pekat dengan MnO2 dan KMnO4 dengan reaksi sebagai

berikut:

4HCl(l) + MnO2(s) → Cl2(g) + MnCl2 + 2H2O(l)

2KMnO4(aq) + 16HCl(aq) → 2MnCl2(s) + 2KCl(aq) + 5Cl2(g) + 8H2O(aq)

Dapun kecenderungan daya reduksi unsur-unur golongan halogen yaitu:

I- > Br- > Cl- > F-

DAFTAR PUSTAKA

Achmad, Hiskia. 1997. Kimia Unsur dan Radiokimia. Bandung: ITB.

Anonim. 2008. Halogen. (online). http://annisanfushie.wordpress.com.

Diakses tanggal 7 oktober 2013 pukul 16.13 WITA

Arianti, vivi. 2013. Uji Halogen. (online). http://vivi-arianti.blogspot.com/.

Diakses tanggal 7 Oktober 2013 Pukul 16.27 WITA

Mahdian dan Parham Saadi. 2008. Panduan Praktikum Kimia Anorganik.

Banjarmasin: FKIP UNLAM.

Sugiyarto, Kristian Handoyo. 2000. Kimia Anorganik. Yogyakarta:

Universitas Negeri Yogyakarta

Syukri. 1999. Kimia Dasar. ITB. Bandung