Mengenal Sifat-sifat Unsur-unsur Halogen
Penggunaan suatu unsur atau senyawanya selalu didasari pada sifat-sifat unsur tersebut.
Sebagai contoh aluminium digunakan sebagai pelapis karena tahan korosi, tentu kita tahu bukan, sebelumnya kita telah mempelajari tentang korosi pada sifat unsur dan senyawa.
Untuk memahami sifat-sifat unsur kita mesti mempelajari penggolongan unsur dalam sistem periodik.
Sifat-sifat fisik suatu unsur dapat meliputi
- wujud
- kekerasan
- warna
- bau
- titik didih
- jari-jari atom
- kalor jenis
Adapun sifat-sifat kimia suatu unsur menyangkut kereaktifan, daya oksidasi-reduksi, dan sifat asam basa.
Sifat kimia unsur dapat berkaitan dengan sifat fisiknya, misal kereaktifan unsur yang dikaitkan dengan energi ionisasinya.
Pada artikel kali ini kita akan melihat dan mempelajari sifat-sifat unsur berdasarkan golongannya.
1. Halogen
Unsur Halogen berada pada golongan VIIA dalam tabel sistem periodik.
Nama Halogen sendiri berasal dari bahasa Yunani yang berarti pembentuk garam. Halogen dikatakan sebagai pembentuk garam karena unsur-unsur halogen dapat bereaksi dengan logam membentuk garam. Misalnya garam dapur (NaCl) yang terbentuk dari reaksi klor dengan logam natrium.
Halogen memiliki 7 elektron valensi, sehingga golongan halogen cenderung menyerap satu elektron membentuk ion negatif. Hal ini menyebabkan halogen sangat reaktif, sehingga tidak dapat ditemukan bebas di alam tetapi selalu dijumpai sebagai suatu persenyawaan.
Sumber halogen di alam berupa garam-garam, seperti klor didapat sebagai NaCl dalam air laut. Brom dan iod juga didapatkan dalam air laut tetapi sangat sedikit dibandingkan klor. Iod ditemukan sebagai NaIO3 yang tercampur dengan NaNO3.
Sifat-sifat Fisik Halogen
Beberapa sifat fisik yang dimiliki oleh unsur halogen dapat dilihat dalam Tabel di bawah ini.
| Tabel Beberapa sifat fisik halogen | |||||
|---|---|---|---|---|---|
| F | Cl | Br | I | ||
| Nomor atom | 9 | 17 | 35 | 53 | |
| Konfigurasi elektron | 2s2 2p5 | 3s2 3p5 | 4s2 4p5 | 5s2 5p5 | |
| Massa atom relatif, Ar | 189,984 | 35,453 | 79,904 | 1,269,045 | |
| Kerapatan cairan (g cm–3) | 1,1 | 1,5 | 3,2 | 4,9 | |
| Titik leleh (K) | 40 | 171 | 266 | 386 | |
| Entalpi peleburan (kJ mol–1) | 0,25 | 3,2 | 5,2 | 7,8 | |
| Titik didih (K) | 85 | 238 | 332 | 453 | |
| Entalpi penguapan (kJ mol–1) | 3,3 | 10 | 15 | 21 | |
| Afinitas elektron (kJ mol–1) | –335 | –355 | –332 | –301 | |
| Energi ionisasi (kJ mol–1) | 1686 | 1266 | 1146 | 1016 | |
| Elektronegativitas | 4,0 | 3,0 | 2,8 | 2,5 | |
| Jari-jari kovalen (Å) | 0,64 | 0,99 | 1,14 | 1,33 | |
| Jari-jari ion, X–, (Å) | 1,19 | 1,67 | 1,82 | 2,06 | |
| Energi ikatan (kJ mol–1) | 155 | 242 | 193 | 151 | |
| Daya hantar molar ion, X– | 44,4 | 76,4 | 78,3 | 76,8 | |
Entalpi hidrasi, X1 (kJ mol–1)|
| 401 |
279 |
243 |
201 |
| Entalpi hidrasi, X– (kJ mol–1) | 401 | 279 | 243 | 201 | Potensial reduksi standar (Volt) X2 + 2e– → 2X– |
+ 2,87 | + 1,36 | 10,645 | + 0,535 |
Wujud Unsur-unsur Halogen
Pada suhu kamar, fluor dan klor memiliki wujud sebagai gas, brom merupakan zat cair yang mudah menguap, sedangkan iod adalah zat padat yang mudah menyublim. Dalam pemanasan reaksi, biasanya kita menemukan iod padat tidak mencair melainkan langsung menguap atau menyublim.
Warna dan Bau Unsur-unsur Halogen
Molekul halogen pada saranya 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
- 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, dikarenakan efek uapnya terhadap mata dan saluran hidung serta menimbulkan luka bakar jika terkena kulit. Disamping itu unsur halogen berbau menusuk.
Sifat Elektronegativitas Unsur-unsur Halogen
Unsur-unsur halogen mempunyai konfigurasi elektron ns2 np5 dan termasuk unsur yang paling elektronegatif, karena mempunyai bilangan oksidasi sama dengan –1.
Pengecualian pada unsur fluor yang selalu univalen, unsur halogen juga dapat mempunyai bilangan oksidasi +1, +3, +5, dan +7.
Bilangan oksidasi +4 dan +6 termasuk anomali yang terdapat dalam oksida seperti ClO2, Cl2O6, dan BrO3.
Afinitas elektron Unsur-unsur Halogen
Unsur-unsur halogen cenderung menangkap elektron untuk menciptakan 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.
Titik didih, titik leleh, dan energi ikatan Unsur-unsur Halogen
Teori dasar mengatakan bahwa, titik didih dan titik leleh akan bertambah, jika nomor atom bertambah.
Energi ikatan X2 atau kalor disosiasi berkurang, jika nomor atom bertambah besar. Kecenderungan ini dapat kita amati pada Cl2, Br2, dan I2. Tapi karena energi ikatan F2 yang merupakan paling rendah karena terjadi tolak-menolak antara elektron tak terikat, hal ini menyebabkan F2 menjadi sangat reaktif.
Sifat-sifat kimia Unsur Halogen
Sifat kimia dari unsur halogen dapat kita pahami dari beberapa poin penting di bawah ini.
1. Kereaktifan
Afinitas elektron adalah energi yang menyertai penyerapan satu elektron oleh suatu atom netral dalam wujud gas, sehingga terbentuk ion bermuatan negatif satu.
Jika membebaskan energi, maka afinitas elektron bertanda negatif. Sedangkan, jika menyerap energi, maka afinitas elektron bertanda positif.
Afinitas elektron menggambarkan kemampuan unsur non-logam dalam menyerap elektron yang dapat diartikan juga dapat menunjukkan kereaktifan unsur tersebut. Contohnya seperti persamaan di bawah ini.
Contoh
F(g) + e– → F–(g) ΔH = – 328 kJ
Cl(g) + e– → Cl–(g) ΔH = – 349 kJ
2. Kelarutan
Kelarutan halogen dalam air berkurang, hal ini dapat dilihat pada pergeseran dari fluor ke iod.
Iod relatif sukar larut dalam air, karena molekulnya bersifat non-polar. Sedangkan iod mudah larut dalam larutan yang mengandung ion I-, karena membentuk ion polidida (I3–).
Halogen lebih mudah larut dalam pelarut non-polar seperti karbontetraklorida (CCl4) atau kloroform (CHCl3). Dalam pelarut tak beroksigen, iod berwarna ungu.
Reaksi-reaksi halogen
Halogen juga dapat mengalami reaksi kimia. Reaksi-reaksi kimia pada unsur halogen tersebut dapat kita lihat pada poin penjelasan di bawah ini.
1. Reaksi dengan halogen
Suatu senyawa dari dua halogen disebut dengan senyawa antarhalogen. Dalam suatu reaksi antara dua halogen, unsur yang lebih elektronegatif disebut sebagai zat pengoksidanya dan diberi bilangan oksidasi negatif dalam senyawaan tersebut. Contohnya pada persamaan di bawah ini.
Contoh
Br2(g) + Cl2(g) → 2BrCl(g)
Reaksi antarhalogen secara umum dapat dituliskan seperti persamaan sebagai berikut.
Y adalah halogen yang lebih elektronegatif dan n adalah bilangan ganjil (1, 3, 5, dst).
Fluor termasuk halogen yang paling mudah membentuk senyawa antarhalogen. Beberapa senyawa antarhalogen ditampilkan dalam Tabel di bawah ini.
| Tabel Beberapa Senyawa Antarhalogen | |
|---|---|
| Senyawa | Wujud |
| ClF | Gas tidak berwarna |
| BrCl | Gas berwarna merah |
| ClF3 | Gas tidak berwarna |
| IF3 | Padatan berwarna kuning |
| ClF5 | Gas tidak berwarna |
| IF5 | Cairan tidak berwarna |
| BrF | Gas berwarna merah |
| IF7 | Gas tidak berwarna |
| BrF3 | Cairan tidak berwarna |
| ICl | Cairan berwarna tua, kristal hitam |
| BrF5 | Cairan tidak berwarna |
| ICl3 | Padatan kuning |
2. Reaksi dengan logam
Halogen juga dapat bereaksi dengan unsur logam dan menghasilkan halida logam.
Contoh
3Br2 + 2Al → 2AlBr3
F2 + Cu → CuF2
2Cl2 + 2Fe → 2FeCl2
Pada umumnya halida logam mempunyai titik leleh tinggi dan lelehannya dapat menghantarkan listrik atau bersifat elektrolit.
Halida logam akan bersifat kovalen, jika memiliki tingkat oksidasi logam yang tinggi atau jika atom logamnya makin kecil. Hal ini dapat kalian lihat pada contoh senyawa halida logam yang ditampilkan dalam Tabel di bawah ini.
| Tabel Beberapa halida logam dan sifat-sifatnya | |||
|---|---|---|---|
| Senyawa | Wujud | Titik Leleh (oK) | Jenis ikatan |
| NaF | Kristal tak berwarna | 1269 | Ionik |
| NaCl | Kristal tak berwarna | 1074 | Ionik |
| AlF3 | Kristal tak berwarna | 1313 | Ionik |
| AlCl3 | Bubuk putih | 467 | Kovalen - ionik |
| SnCl4 | Cairan tak berwarna | 239 | Kovalen - ionik |
Brom dan iod tidak bereaksi dengan emas, platinum, atau beberapa logam mulia lainnya, namun fluor dan klor dapat bereaksi dengan unsur yang tidak aktif ini.
3. Reaksi dengan nonlogam dan metaloid
Halogen bereaksi langsung dengan unsur non-logam dan metaloid.
Sebagai contoh Z menyatakan non-logam fosfor dan metaloid boron, arsen, dan stibium, maka reaksi secara umum dapat kita tuliskan sebagai berikut.
3X2 + 2Z → 2ZX3
Reaksi halogen dengan senyawan fosfor, arsen, dan stibium menghasilkan trihalida, jika halogennya berlebih, maka dapat dihasilkan pentahalida, seperti persamaan di bawah ini. 5X2 + 2Z → 2ZX5
Contoh
P4(g) + 6Cl2(g) → 4PCl3(g)
P4(g) + 10Cl2(g) → 4PCl5(g)
Dalam reaksi ini fluor paling mudah bereaksi, sedangkan iod paling sukar bereaksi. Nitrogen tidak langsung bereaksi dengan halogen karena ketidak-aktifannya, sedangkan silikon bereaksi dengan halogen menghasilkan tetrahalida.
Contoh
Si + 2X2 → SiX4
4. Reaksi dengan senyawaan halogen lainnya
Reaksi ini dianggap sebagai reaksi penggantian. Pada reaksi ini halogen yang lebih aktif menggantikan halogen yang kurang aktif dari senyawaannya.Contoh
F2(g) + 2NaBr(s) → Br2(g) + 2NaF(s)
Br2(g) + CaI2(s) → I2(g) + CaBr2(s)
Cl2(g) + CaF2(s) → tidak terjadi reaksi, karena fluor lebih reaktif daripada klor.
5. Reaksi dengan hidrogen
Halogen bereaksi dengan hidrogen membentuk halida.
Contoh
Cl2(g) + H2(g) → 2HCl(g)
Br2(g) + H2(g) → 2HBr(g)
Reaksi fluor dan klor dengan hidrogen terjadi secara meledak-ledak, tetapi brom dan iod bereaksi lambat.
6. Reaksi dengan hidrokarbon
Halogen umumnya bereaksi dengan hidrokarbon dengan menggantikan atom-atom hidrogen.
Contoh
CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl
C2H6(g) + Br2(g) → C2H5Br(g) + HBr(g)
7. Reaksi dengan air atau hidrolisis
Semua halogen kecuali fluor dapat berdisproporsionasi dalam air.
Contoh
Cl2 + H2O(l) → HClO + HCl
F2 + H2O → 2HF + 12O2 (bereaksi sangat cepat)
8. Reaksi dengan basa
Semua halogen akan bereaksi dalam larutan basa.
Contoh
2F2(g) + 2NaOH(aq) encer → 2NaF(aq) + F2O(g) +H2O(l)
2F2(g) + 4NaOH(aq) pekat → 4NaF(aq) + O2(g) + 2H2O(l)
3I2(g) + 6NaOH(aq) → 5NaI(l) + NaIO3(aq) + 3H2O(l)
Daya oksidasi halogen
Halogen bebas merupakan oksidator, dalam satu golongan dari atas ke bawah kekuatannya meningkat, yaitu F2 > Cl2 > Br2 > I2.
Berikut ini adala daya oksidasi halogen atau daya pereduksi ion halida berdasarkan potensial elektrodenya.
F2(g) + 2e– → 2F–(aq), E° = +2,87 V
Cl2(g) + 2e– → 2Cl–(aq), E° = +1,36 V
Br2(l) + 2e– → 2Br–(aq), E° = +1,065 V
I2(s) + 2e– → 2I–(aq), E° = +0,535 V
Jika harga potensial elektro semakin positif, maka semakin mudah mengalami reduksi dan merupakan pengoksidasi kuat. Jadi, fluor merupakan oksidator paling kuat, sedangkan F– merupakan reduktor paling lemah.
Tahukah Kalian
Email gigi terutama mengandung hidrosiapatit, Ca10(PO4)6H2O. Asam laktat atau asam asetat yang biasa terdapat di dalam mulut cenderung melarutkan email dan menimbulkan lubang (caries).
Ion fluorida dalam CaF2 akan bereaksi dengan email membentuk suatu lapisan fluorapatit, Ca10(PO4)6F2, sehingga email lebih tahan terhadap serangan asam.
Dalam sebuah uji laboratorium gigi yang dicabut direndam dalam asam laktat yang dibufferkan dan laju pelarutan email diukur. Sampel gigi yang lain direndam ke dalam larutan fluorida. Hasilnya menunjukkan bahwa pelarutan email gigi akan berkurang.