LAPORAN RESMI KIMIA
HALOGEN
Disusun oleh :
Maya Elvira Castro (XII IPA 5/15)
SMA Negeri 1 Kebumen
Tahun Ajaran 2013/2014
Tahun Ajaran 2013/2014
I. Judul Kegiatan dan Tanggal Praktikum
a. Judul Kegiatan : Unsur Halogen
b. Tanggal kegiatan : 24 Oktober 2013
II. Tujuan Percobaan :
1. Agar siswa dapat membedakan ion Fe2+ dan Fe3+
2. Agar siswa dapat menyusun rancangan percobaan dengan mandiri
3. Mengkaji daya pengoksidasi halogen
4. Mengkaji daya pereduksi ion halida
III. Landasan Teori
Halogen adalah kelompok unsur kimia yang berada pada golongan 17 (VII atau VIIA pada sistem lama) di tabel periodik. Kelompok ini terdiri dari: fluor (F), klor (Cl), brom (Br), yodium (I) dan astatin (At). Halogen menandakan unsur-unsur yang menghasilkan garam jika bereaksi dengan logam.
Istilah ini berasal dari istilah ilmiah bahasa Perancis dari abad ke-18 yang diadaptasi dari bahasa Yunani. Unsur-unsur halogen secara alamiah berbentuk molekul diatomik. Unsur-unsur pada halogen membutuhkan satu tambahan elektron untuk mengisi orbit elektron terluarnya sehingga cenderung membentukion negatif bermuatan satu. Ion negatif ini disebut ion halida dan garam yang terbentuk oleh ion ini disebut halida.
A. Sifat Fisika Unsur Halogen
Sifat
|
F
|
Cl
|
Br
|
I
|
Nomor atom
|
9
|
17
|
35
|
53
|
Konfigurasi elektron
|
2s22p5
|
3s23p5
|
4s24p5
|
5s25p5
|
Massa atom relatif (Ar)
|
18,9984
|
35,453
|
79,904
|
126,9045
|
Kerapaten (gcm-3)
|
1,1
|
1,5
|
3,2
|
4,9(s0
|
Titik leleh (K)
|
40
|
171
|
266
|
286
|
Entalpi peleburan (kJmol-1)
|
0,25
|
3,2
|
5,2
|
7,8
|
Titik didih (K)
|
85
|
238
|
332
|
453
|
Entalpi penguapan (kJmol-1)
|
3,3
|
10
|
15
|
21
|
Afinitas elektron (kJmol-1)
|
335
|
355
|
332
|
301
|
Energi ionisasi (kJmol-1)
|
1.686
|
1.266
|
1.146
|
1.016
|
Keelektronegatifan
|
4,0
|
3,0
|
2,8
|
2,5
|
Jari-jari kovalen (pm)
|
72
|
99
|
114
|
133
|
Jari-jari ion (X+) (pm)
|
136
|
181
|
195
|
216
|
Entalpi hidrasi X+ (kJmol-1)
|
401
|
279
|
243
|
201
|
Daya hantar molar X¯
|
44,4
|
76,4
|
78,3
|
76,8
|
Potensial elektroda standar (V)
|
+2,87
|
+1,36
|
+1,065
|
+0,0535
|
Kalor disosiasi (kJmol-1)
|
158
|
242
|
193
|
151
|
Unsur-unsur golongan VIIA mempunyai konfigurasi elektron ns2np5 dan merupakan unsur-unsur yang paling elektronegatif. Unsur halogen selalu mempunyai bilangan oksidasi -1, kecuali fluor yang selalu univalent. Unsur ini dapat mempunyai bilangan oksidasi (+1), (+III) dan (+VII). Bilangan oksidasi (+IV) dan (+VI) merupakan anomali, terdapat dalam oksida ClO2, Cl2O6, dan BrO3.
Titik leleh dan titik didih bertambah jika nomor atom bertambah. Hal ini karena molekul yang lebih besar mempunyai gaya tarik menarik Van der Waals yang lebih besar. Energi ikatan X2 (kalor disosiasi) berkurang jika atom bertambah besar. Kecenderungan ini hanya dapat diamati untuk Cl2, Br, dan I2. Perhatikan Gambar 1. di bawah ini.
 |
Energi ikatan halogen.
|
Energi ikatan F2 sangat rendah (158 kJmol-1), karena terjadi tolak menolak antara elektron tak-terikat. Hal inilah yang menyebabkan F2 sangat reaktif.
Energi ionisasi unsur halogen sangat tinggi dan yang paling tinggi adalah fluor. Molekul halogen berwarna karena menyerap sinar tampak sebagai hasil eksitasi. Unsur-unsur ini adalah oksidator kuat dan mempunyai potensial elektrode negatif.
Semua unsur halogen terdapat sebagai molekul diatom, yaitu F2, Cl2, Br2, dan I2. Fluorin dan klorin berwujud gas, fluorin berwarna kuning pucat dan klorin berwarna kuning kehijauan. Bromin mudah menguap, cairan dan uapnya berwarna cokelat-kemerahan. Iodin berupa zat padat berwarna hitam mengkilap yang dapat menyublim menghasilkan uap berwarna ungu. [1]
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. [1]
Kenaikan titik leleh dan titik didih dari dalam tabel periodik disebabkan gaya London di antara molekul halogen yang makin meningkat dengan bertambahnya panjang ikatan. Gaya berbanding lurus dengan jarak atau panjang ikatan.
Semua unsur halogen terdapat sebagai molekul diatom, yaitu F2, Cl2, Br2, dan I2. Fluorin dan klorin berwujud gas, fluorin berwarna kuning pucat dan klorin berwarna kuning kehijauan. Bromin mudah menguap, cairan dan uapnya berwarna cokelat-kemerahan. Iodin berupa zat padat berwarna hitam mengkilap yang dapat menyublim menghasilkan uap berwarna ungu. [1]
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. [1]
Kenaikan titik leleh dan titik didih dari dalam tabel periodik disebabkan gaya London di antara molekul halogen yang makin meningkat dengan bertambahnya panjang ikatan. Gaya berbanding lurus dengan jarak atau panjang ikatan.
B. Sifat Kimia Halogen
1. Kereaktifan
Kereaktifan golongan halogen menurun secara teratur mulai fluor hingga iod. Kereaktifan ini dikaitkan dengan kemampuannya menerima elektron membentuk ion negatif. Perhatikan harga afinitas elektron pada Tabel 1. Harga afinitas elektron dari atas ke bawah berkurang. Hal ini karena makin bertambah jari-jari atomnya sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar makin berkurang.
2. Reaksi-reaksi Halogen
1) Reaksi Halogen dengan Air
Semua unsur halogen kecuali fluor berdisproporsionasi dalam air, artinya dalam reaksi halogen dengan air maka sebagian zat teroksidasi dan sebagian lain tereduksi. Fluorin bereaksi sempurna dengan air menghasilkan asam fluorida dan oksigen. Reaksi yang terjadi seperti berikut.
2F2(g) + 2H2O(l) → 4HF(aq) + O2(g)
Fluorin dengan larutan NaOH encer menghasilkan gas F2O, sedangkan dengan NaOH pekat menghasilkan gas O2. Perhatikan reaksi berikut.
2F2(g) + 2NaOH(aq, encer) → F2O(g) + 2NaF(aq) + H2O(l)
2F2(g) + 4NaOH(aq, pekat) → 4NaF(aq) + 2H2O(l) + O2(g)
Cl2, Br2 dan I2 tidak melarut dengan baik dalam air, reaksinya lambat. Reaksi yang terjadi adalah reaksi redoks. Jika klorin dan bromin dilarutkan dalam air yang mengandung OH¯ (basa) maka kelarutannya makin bertambah. Reaksi yang terjadi seperti berikut.
Cl2(aq) + 2OH–(aq)→ Cl¯(aq) + ClO¯(aq) + H2O(l)
Ion ClO¯ merupakan bahan aktif zat pemutih. Senyawa NaClO digunakan sebagai zat pemutih kertas, pulp, tekstil, dan bahan pakaian.
2) Reaksi Halogen dengan Hidrogen
Halogen bereaksi dengan hidrogen membentuk hidrogen halida. Secara umum reaksi yang terjadi dapat dituliskan seperti berikut.
X2(g) + H2(g) → 2HX(g)
Reaksi F2 dan Cl2 dengan hidrogen disertai ledakan tetapi bromin dan iodin bereaksi dengan lambat.
3) Reaksi Halogen dengan Halogen
Reaksi halogen dengan halogen menghasilkan senyawa yang dinamakan senyawa antarhalogen. Unsur yang lebih elektronegatif sebagai zat oksidator dan diberi bilangan oksidasi negatif dalam senyawaannya. Senyawa-senyawa antarhalogen bersifat diamagnetik dan merupakan oksidator kuat. Senyawa antarhalogen dapat mengalami reaksi hidrolisis. Perhatikan reaksi berikut.
XX1(g) + 2H2O(l) → HOX(aq) + X¯(aq) + H2O+(aq)
4) Reaksi Halogen dengan Logam
Halogen bereaksi dengan kebanyakan logam. Bromin dan iodin tidak bereaksi dengan emas, platinum atau beberapa logam mulia lainnya. Perhatikan contoh reaksi fluorin dengan tembaga berikut.
F2(g) + Cu(s) → CuF2(s)
5) Reaksi Halogen dengan Hidrokarbon
Halogen umumnya bereaksi dengan hidrokarbon dengan cara menggantikan atom-atom hidrogen. Perhatikan contoh reaksi metana dengan klorin berikut ini.
Cl2(g)+ CH4(g) → CH3Cl(g) + HCl(aq)
6) Reaksi Halogen dengan Nonlogam dan Metaloid Tertentu
Halogen bereaksi secara langsung dengan sejumlah non logam dan metaloid. Unsur nonlogam fosfor dan metaloid boron, arsen, dan stirium (misal Y) bereaksi dengan unsur halogen (X), reaksi yang terjadi seperti berikut.
3X2 + 2Y → 2YX3 (jika halogennya terbatas)
5X2 + 2Y → 2YX5 (jika halogennya berlebihan)
Fluorin mudah bereaksi tetapi iodin sukar bereaksi.
Adapun nitrogen tidak langsung bersatu dengan halogen karena ketidakaktifannya.
3. Daya Oksidasi Halogen
Daya oksidasi halogen dari atas ke bawah makin berkurang. Jadi iod merupakan reduktor terkuat. Daya oksidasi ini dapat dilihat dari harga potensial elektrodenya.
Oleh karena unsur halogen mudah menerima elektron maka semua unsur halogen merupakan oksidator kuat. Kekuatan oksidator halogen menurun dari atas ke bawah dalam tabel periodik. Hal ini dapat dilihat dari potensial reduksi standar :
Oleh karena unsur halogen mudah menerima elektron maka semua unsur halogen merupakan oksidator kuat. Kekuatan oksidator halogen menurun dari atas ke bawah dalam tabel periodik. Hal ini dapat dilihat dari potensial reduksi standar :
F2 + 2e– → 2F–
|
E° = +2,87 V
|
Cl2 + 2e– → 2Cl–
|
E° = +1,36 V
|
Br2 + 2e– → 2Br–
|
E° = +1,07 V
|
I2 + 2e– → 2I–
|
E° = +0,54 V
|
Berdasarkan data potensial reduksi standar dapat disimpulkan bahwa F2 merupakan oksidator paling kuat. Oleh karena itu, unsur halogen dapat mengoksidasi halogen lain yang terletak di bawahnya dalam tabel periodik, tetapi reaksi kembalinya tidak terjadi.
Kekuatan oksidator F2, Cl2, Br2, dan I2 dapat dilihat dari reaksi antar halogen. Gas fluorin dapat mengoksidasi unsur-unsur halogen yang berada di bawahnya :
F2(g) + 2Cl–(aq) → 2F–(aq) + Cl2(g)
F2(g) + 2Br–(aq) → 2F–(aq) + Br2(g)
F2(g) + 2l–(aq) → 2F–(aq) + l2(s)
Demikian pula jika gas klorin ditambahkan ke dalam larutan yang mengandung ion Br– atau ion I–, akan terbentuk bromin dan iodin.
Cl2(aq) + 2Br–(aq) → 2Cl–(aq) + Br2(aq)
Cl2(aq) + 2I–(aq) → 2Cl–(aq) + I2(aq)
Reaksi Cl2 dengan Br– atau I– dapat digunakan untuk identifikasi bromin dan klorin dalam suatu senyawa ion.
IV. Alat dan Bahan
1. Tabung reaksi
2. Pipet Tetes
3. KI
4. KCl
5. NaBr
6. FeSO4
7. Fe3(SO4)3
8. KSCN
9. Cl2
10. I2
11. Br2
V. Cara Kerja
I. Kegiatan 1
II. Kegiatan 2
Masing-masing tabung, diberi :
1. Sepuluh tetes FeSO4
2. Setetes KSCN
III. Kegiatan 3
Masing-masing diberi :
1. Sepuluh tetes Fe2(SO4)3
2. Setetes KSCN
VI. Hasil Pengamatan
Kegiatan I
Larutan Senyawa Besi
|
Perubahan Warna
| |
Sebelum ditambah KSCN
|
Setelah ditambah KSCN
| |
FeSO4
|
Bening
|
Merah Terang
|
Fe3(SO4)3
|
Kuning terang
|
Merah kehitaman
|
Kegiatan II
Halogen
|
Perubahan Warna
| |
Setelah ditambah FeSO4
|
Setelah ditambah FeSO4 dan KSCN
| |
Cl2
|
Bening
|
Merah kehitaman
|
Br2
|
Kuning Jingga
|
Merah tua
|
I2
|
Kuning Jingga
|
Merah terang
|
Kegiatan III
Halida
|
Perubahan Warna
| |
Setelah ditambah Fe3(SO4)3
|
Setelah ditambah Fe3(SO4)3 dan KSCN
| |
KCl
|
Jingga
|
Merah tua
|
NaBr
|
Merah
|
Merah kehitaman
|
KI
|
Merah
|
Merah kehitaman
|
VII. Pembahasan
Kegiatan I
Perbedaan ion Fe2+ dan Fe3+ terlihat dari warna larutannya setelah diberi KSCN dengan jumlah yang sama. Pada FeSO4 berubah warna menjadi merah terang, dan Fe2(SO4)3 menjadi merah kehitaman. FeSO4 mengalami oksidasi menjadi Fe2(SO4)3, sehingga dapat juga dipakai sebagai indikator untuk mengetahui daya pengoksidasi dari suatu unsur. Fe2(SO4)3 mengalami reduksi menjadi FeSO4, sehingga dapat digunakan sebagai indikator untuk mengetahui daya pereduksi suatu ion.
Kegiatan II
Daya pengoksidasi dapat diketahui dari warna larutan setelah ditambah FeSO4 dan KSCN. Apabila warna larutan setelah ditambah FeSO4 dan KSCN sama atau mendekati warna larutan FeSO4 yang ditambah KSCN, berarti semakin besar dayanya. Hal tersebut juga dapat dilihat dari reaksinya, sebagai berikut.
Dari reaksi tersebut terlihat bahwa Eo reaksi pertama adalah yang terbesar, yaitu Cl2 terlihat juga pada hasil pengamatan warna larutannya sama dengan larutan Fe2(SO4)3 yang ditambah KSCN. Hal tersebut menandakan besarnya daya pengoksidasi unsure halogen tersebut.
Berdasarkan hasil pengamatan dan reaksi, halogen yang dapat mengoksidasi FeSO4 adalah Cl2, dan Br2. Sedangkan I2 tidak dapat mengoksidasi FeSO4 karena warna tidak berubah menjadi merah kehitaman, melainkan merah terang yang menunjukan warna FeSO4 yang ditambah KSCN.
Kegiatan III
Daya pereduksi ion halide dapat diketahui dari perubahan warna larutan yang ditambah Fe2(SO4)3 dan KSCN. Untuk mengetahuinya, cukup dengan mengamati warnanya, apabila warna larutan yang sudah ditambah Fe2(SO4)3 dan KSCN sama atau mendekati warna FeSO4 yang diberi KSCN, maka daya pereduksinya besar. Tidak hanya dari perubahan warna, dapat juga dilihat dari reaksinya dan besarnya Eo reaksi.
Berdasarkan hasil pengamatan dan reaksi, yang dapat mereduksi Fe2(SO4)3 menjadi FeSO4 hanya ion I-, sedangkan untuk ion halide yang lainnya tidak bisa.
VIII. Kesimpulan
· FeSO4 menghasilkan warna merah terang setelah diberi KSCN, sedangkan Fe2(SO4)3 menghasilkan warna merah kehitaman setelah diberi KSCN
· Daya pengoksidasi dan pereduksi dapat diketahui dari warna larutan apakah mendekati warna larutan FeSO4 yang ditambah KSCN atau larutan Fe2(SO4)3 yang ditambah KSCN.
· Daya pengoksidasi dan pereduksi juga dapat diketahui dari Eo reaksinya.
IX. Daftar Pustaka dan Referensi
Diakses pada 27 Oktober 2013 pukul 15.13
Purba, Michael dan Sunardi.2012.Kimia untuk SMA/ MA Kelas XII.Jakarta: Erlangga.
Diakses pada 27 Oktober pukul 16.56
Diakses pada 27 Oktober pukul 17.09
Kebumen, 27 Oktober 2013
Praktikan
Maya Elvira Castro
Tidak ada komentar:
Posting Komentar