Sabtu, 25 Desember 2010

TITRASI REDOKS

TITRASI REDOKS]

MAKALAH DASAR-DASAR KIMIA ANALITIK

TITRASI REDOKS

DISUSUN OLEH :

FITRI ARMITA (A1C109042)

NORMA PINTA TAMA (A1C109043)

JANHARLEN PANGONDEAN (A1C109044)

PIPI SIANA SARI E.T (A1C109048)

UMI KALSUM (A1C109049)

DEWI PURWATI

PENDIDIKAN KIMIA

PENDIDIKAN MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS JAMBI

2010 / 2011

BAB I

PENDAHULAUAN

1.1 LATAR BALAKANG

Titrasi redoks merupakan analisis titrimetri yang didasarkan pada reaksi redoks. Pada titrasi redoks, sampel yang dianalisis dititrasi dengan suatu indikator yang bersifat sebagai reduktor atau oksidator, tergantung sifat dari analit sampel dan reaksi yang diharapkan terjadi dalam analisis. Prosedur titrasi yang berdasarkan reaksi redoks dapat memerlukan suhu yang dinaikkan , penambahan katalis, atau pereaksi berlebih disusul dengan titrasi kembali. Pereaksi berlebih biasanya ditambahkan dan kita harus dapat mengambil kelebihannya dengan mudah sehingga ia tidak akan bereaksi dengan titran pada titrasi selanjutnya.

Titik ekuivalen pada titrasi redoks tercapai saat jumlah ekuivalen dari oksidator telah setara dengan jumlah ekuivalen dari reduktor.

Bebrapa contoh dari titrasi redoks antara lain adalah titrasi permanganometri dan titrasi iodometri/iodimetri. Titrasi iodometri menggunakan larutan iodium (I2) yang merupakan suatu oksidator sebagai larutan standar. Larutan iodium dengan konsentrasi tertentu dan jumlah berlebih ditambahkan ke dalam sampel, sehingga terjadi reaksi antara sampel dengan iodium. Selanjutnya sisa iodium yang berlebih dihiung dengan cara mentitrasinya dengan larutan standar yang berfungsi sebagai reduktor .

BABII

PEMBAHASAN

PENGERTIAN TITRASI OKSIDASI REDUKSI

Semula istilah “oksidasi” diterapkan pada reaksi suatu senyawa yang bergabung dengan oksigen dan istilah “reduksi” digunakan untuk menggambarkan reaksi dimana oksigen diambil dari suatu senyawa. Suatu reaksi redoks dapat terjadi apabila suatu pengoksidasian bercampur dengan zat yang dapat tereduksi. Dari percobaan masing-masing dapat ditentukan pereaksi dan hasil reaksi serta koefisiennya masing-masing (Syukri, 1999).

Reduksi–oksidasi adalah proses perpindahan elektron dari suatu oksidator ke reduktor. Reaksi reduksi adalah reaksi penangkapan elektron atau reaksi terjadinya penurunan bilangan oksidasi. Sedangkan reaksi oksidasi adalah pelepasan elektron atau reaksi terjadinya kenaikan bilangan oksidasi. Jadi, reaksi redoks adalah reaksi penerimaan elektron dan pelepasan elektron atau reaksi penurunan dan kenaikan bilangan oksidasi. Reaksi redoks secara umum dapat dituliskan sebagai berikut :

A_red + B_oksà A_oks+ B_red

Jika suatu logam dimasukkan ke dalam larutan yang mengandung ion logam lain, ada kemungkinan terjadi reaksi redoks, misalnya:

Ni_(s) + Cu²⁺_(l)àNi²⁺ + Cu_(s)

Artinya logam Ni dioksidasi menjadi Ni²⁺ dan Cu²⁺ di reduksi menjadi logam Cu.Demikian pula peristiwa redoks tersebut terjadi pada logam lain seperti besi. Sepotong besi yang tertutup lapisan air yang mengandung oksigen akan mengalami korosi (Arsyad, 2001)

(http://annisanfushie.wordpress.com/2008/12/07/titrasi-redoks)

Titrasi redoks melibatkan reaksi oksidasi dan reduksi antara titrant dan analit.Titrasi redoks banyak dipergunakan untuk penentuan kadar logam atau senyawa yang bersifat sebagai oksidator atau reduktor. Aplikasi dalam bidang industri misalnya penentuan sulfite dalam minuman anggur dengan menggunakan iodine, atau penentuan kadar alkohol dengan menggunakan kalium dikromat. Beberapa contoh yang lain adalah penentuan asam oksalat dengan menggunakan permanganate, penentuan besi(II) dengan serium(IV), dan sebagainya.

Titik akhir titrasi dalam titrasi redoks dapat dilakukan dengan mebuat kurva titrasi antara potensial larutan dengan volume titrant, atau dapat juga menggunakan indicator. Dengan memandang tingkat kemudahan dan efisiensi maka titrasi redoks dengan indicator sering kali yang banyak dipilih. Beberapa titrasi redoks menggunakan warna titrant sebagai indicator contohnya penentuan oksalat dengan permanganate, atau penentuan alkohol dengan kalium dikromat.

Beberapa titrasi redoks menggunakan amilum sebagai indicator, khususnya titrasi redoks yang melibatkan iodine. Indikator yang lain yang bersifat reduktor/oksidator lemah juga sering dipakai untuk titrasi redoks jika kedua indicator diatas tidak dapat diaplikasikan, misalnya ferroin, metilen, blue, dan nitroferoin.

Contoh titrasi redoks yang terkenal adalah iodimetri, iodometri, permanganometri menggunakan titrant kalium permanganat untuk penentuan Fe2+ dan oksalat, Kalium dikromat dipakai untuk titran penentuan Besi(II) dan Cu(I) dalam CuCl. Bromat dipakai sebagai titrant untuk penentuan fenol, dan iodida (sebagai I2 yang dititrasi dengan tiosulfat), dan Cerium(IV) yang bisa dipakai untuk titrant titrasi redoks penentuan ferosianida dan nitrit.

(http://kimiaanalisa.web.id/titrasi-redoks)

PRINSIP DASAR TITRASI

Reaksi oksidasi reduksi atau reaksi redoks adalah reaksi yang melibatkan penangkapan dan pelepasan elektron. Dalam setiap reaksi redoks, jumlah elektron yang dilepaskan oleh reduktor harus sama dengan jumlah elektron yang ditangkap oleh oksidator. Ada dua cara untuk menyetarakan persamaan reaksi redoks yaitu metode bilangan oksidasi dan metode setengah reaksi (metode ion elektron).

Hubungan reaksi redoks dan perubahan energi adalah sebagai berikut: Reaksi redoks melibatkan perpindahan elektron; Arus listrik adalah perpindahan elektron; Reaksi redoks dapat menghasilkan arus listrik, contoh: sel galvani; Arus listrik dapat menghasilkan reaksi redoks, contoh sel elektrolisis. Sel galvani dan sel elektrolisis adalah sel elektrokimia. Persamaan elektrokimia yang berguna dalam perhitungan potensial sel adalah persamaan Nernst. Reaksi redoks dapat digunakan dalam analisis volumetri bila memenuhi syarat. Titrasi redoks adalah titrasi suatu larutan standar oksidator dengan suatu reduktor atau sebaliknya, dasarnya adalah reaksi oksidasi-reduksi antara analit dengan titran.

(http://forum.upi.edu/v3/index.php?topic=15631.0)

Penentuan Titik Akhir Titrasi Redoks

Seperti yang telah kita ketahui bahwa Titik Akhir Titrasi (TAT) redoks dapat dilakukan dengan megukur potensial larutan dan dengan menggunakan indicator. TAT dengan mengukur potensial memerlukan peralatan yang agak lebih banyak deperti penyediaan voltameter dan elektroda khisus, dan kemudian diikuti dengan pembuatan kurva titrasi redoks maka dengan alasan kemudahan dan efisiensi maka TAT dengan menggunakan indicator yang lebih banyak untuk diaplikasikan.

v Beberapa Jenis Indikator Pada Titrasi Redoks

Ø Indikator Sendiri

Apabila titrant dan analit salah satunya sudah berwarna, sebagai contoh penentuan oksalat dengan permanganate dimana lautan oksalat adalah larutan yang tidak berwarna sedangkan permanganate berwarna ungu tua, maka warna permanganate ini dapat dipakai sebagai indicator penentuan titik akhir titrasi.

Pada saat titik akhir titrasi terjadi maka warna larutan akan berubah menjadi berwarna merah muda akibat penambahan sedikit permanganate. Karena titik akhir titrasi terjadi setelah titik equivalent terjadi (baca: TAT diamati setelah penambahan sejumlah kecil permanganate agar tampak warna merah muda ) maka penggunaan blanko sangat dianjurkan untuk mengkoreksi hasil titrasi pada waktu melakukan titrasi ini. Contoh lain titrasi redoks yang melibatkan indicator sendiri adalah titrasi alkohol dengan menggunakan kalium dikromat.

Ø Indikator Amilum

Indikator amilum dipakai untuk titrasi redoks yang melibatkan iodine. Amilum dengan iodine membentuk senyawa kompleks amilum-iodin yang bewarna biru tua. Pembentukan warna ini sangat sensitive dan terjadi walaupun I2 yang ditambahkan dalam jumlah yang sangat sedikit. Titrasi redoks yang biasa menggunakan indicator amilum adalah iodimetri dan iodometri.

Ø Indikator Redoks

Indikator redoks melibatkan penambahan zat tertentu kedalam larutan yang akan dititrasi. Zat yang dipilih ini biasanya bersifat sebagai oksidator atau reduktor lemah atau zat yang dapat melakukan reaksi redoks secara reversible. Warna indicator dalam bentuk teroksidasi dengan bentuk tereduksinya berbeda sehingga perubahan warna ini dapat dipakai untuk penentuan titik akhir titrasi redoks. Reaksi indicator dapat dituliskan sebagai berikut: (Inox bentuk teroksidasi dan Inred bentuk tereduksi)

Inox + ne- <-> Inred

Indikator redoks berubah warnanya pada kisaran potensial tertentu

Titik akhir titrasi akan tergantung pada:

v Syarat Indikator redoks

Indikator harus bisa megalami raksi reduksi atau oksidasi dengan cepat.
Indikator harus dapat mengalami reaksi redoks reversibel dengan cepat sehingga bila terjadi penumpukan massa titrant atau analit maka sistem tidak akan mengalami reaksi oksidasi atau reduksi secara gradual.

Contoh indikator redoks adalah ferroin Tris (1, 10 phenanthroline) iron(II)Sulfate yang dipakai untuk titrasi Besi(II) dengan Ce(IV), dimana bentuk teroksidasi ferooin berwarna biru muda dan bentuk tereduksinya berwarna merah darah.

(http://kimiaanalisa.web.id/penentuan-titik-akhir-titrasi-redoks/)

Reaksi oksidasi-reduksi (redoks)

Pada reaksi redoks ini yang terjadi adalah reaksi antara senyawa atau ion yang bersifat oksidator sebagai analit dengan senyawa atau ion yang bersifat reduktor sebagai

titran, begitu pula sebaliknya.

Berdasarkan larutan bakunyang digunakan, titrasiolsidasi- reduksi dibagi atas :

v Oksidimetri , adalah metode titrasi redoks dimana larutan baku yang digunakan bersifat sebagai oksidator.

Yang termasuk titrasi oksidimetri adalah :

1. Permanganometri, larutan bakunya : KMnO4

2. Dikromatometri, larutan bakunya : K2Cr2O7

3. Serimetri, larutan bakunya : Ce(SO4)2, Ce(NH4)2SO4

4. Iodimetri, larutan bakunya : I₂

v Reduksimetri , adalah metode titrasi redoks dimana larutan baku yang digunakan bersifat sebagai reduktor.

Yang termasuk titrasi reduksimetri adalah :

 Iodo met r i, larutan bakunya : Na2S2O3 . 5H2O

(http://www.scribd.com/doc/42387830/Analisis-Kuantitatif-Metode-Volumetri)

Kurva Titrasi Redoks

Sebelum kita belajar untuk menggambar kurva titrasi redoks maka kita harus mempelajari terlebih dahulu bagaimana mencari konstanta kesetimbangan reaksi redoks. Konstanta tersebut dapat dipakai untuk mencari konsentrasi spesies yang terlibat dalam reaksi redoks pada saat titik equivalent terjadi. Potensial sel akan benilai “nol” pada saat kesetimbangan tercapai atau dengan kata lain penjumlahan potensial setengah reaksi reduksi dan setengah reaksi oksidasi akan sama dengan “nol”,

Dengan syarat reaksi tidak melibatkan ion poliatomik seperti CrO42- dan tidak melibatkan ion hydrogen. Indeks 1 untuk setengah reaksi oksidasi dan 2 untuk setengah reaksi reduksi.

Kurva titrasi dibuat dengan mengeplotkan potensial larutan terhadap volume larutan titrant yang ditambahkan (modifikasi alat dapat dilihat pada gambar) dimana 1 merupakan elektroda untuk mengukur potensial atau dapat berupa pH meter, dan 2 merupakan alat untuk tempat titrant. Setelah titrant ditambahkan maka larutan diaduk dengan stir magnetic agar reaksi berjalan merata dan cepat.

kurva titrasi redoks Berikut kurva titrasi antara larutan Besi(II)amonium sulfat dengan 0.02 M kalium permanganat (analit dibuat dari 95 mL Besi(II)amonium sulfat kira-kira 0.02 M ditambah dengan 5 mL asam sulfat pekat.

Dari gambar diketahui bahwa titik akhir titrasi diperoleh pada saat penambahan KMnO4 sebanyak 20.4 mL.

Maka mmol KMnO4 = 0.02 M x 20.4 mL = 0.408 mmol

Mmol Besi(II) = 5 x 0.408 = 0.00204 mol

[Fe2+] = 0.00204 mol/0.1 L = 0.0204 M

(http://kimiaanalisa.web.id/kurva-titrasi-redoks/)

Macam-macam Titrasi Redoks

Dikenal berbagai macam titrasi redoks yaitu permanganometri, dikromatrometri, serimetri, iodo-iodimetri dan bromatometri.

1. Permanganometri

Permanganometri adalah titrasi redoks yang menggunakan KMnO4 (oksidator kuat) sebagai titran. Dalam permanganometri tidak dipeerlukan indikator , karena titran bertindak sebagai indikator (auto indikator). Kalium permanganat bukan larutan baku primer, maka larutan KMnO4 harus distandarisasi, antara lain dengan arsen(III) oksida (As2O3) dan Natrium oksalat (Na2C2O4). Permanganometri dapat digunakan untuk penentuan kadar besi, kalsium dan hidrogen peroksida. Pada penentuan besi, pada bijih besi mula-mula dilarutkan dalam asam klorida, kemudian semua besi direduksi menjadi Fe2+, baru dititrasi secara permanganometri. Sedangkan pada penetapan kalsium, mula-mula .kalsium diendapkan sebagai kalsium oksalat kemudian endapan dilarutkan dan oksalatnya dititrasi dengan permanganat.

(http://forum.upi.edu/v3/index.php?PHPSESSID=99f31ca60b3858be0b005a35c2429b11&topic=15633.msg49706#msg49706)

Permanganometri merupakan metode titrasi dengan menggunakan kalium permanganat, yang merupakan oksidator kuat sebagai titran. Titrasi ini didasarkan atas titrasi reduksi dan oksidasi atau redoks. Kalium permanganat telah digunakan sebagai pengoksida secara meluas lebih dari 100 tahun. Reagensia ini mudah diperoleh, murah dan tidak memerlukan indikator kecuali bila digunakan larutan yang sangat encer. Permanganat bereaksi secara beraneka, karena mangan dapat memiliki keadaan oksidasi +2, +3, +4, +6, dan +7

Dalam suasana asam atau [H+] ≥ 0,1 N, ion permanganat mengalami reduksi menjadi ion mangan (II) sesuai reaksi :

MnO4- + 8H+ +5e- Mn2+ + 4H2O Eo = 1,51 Volt

Dalam suasana netral, ion permanganat mengalami reduksi menjadi mangan dioksida seperti reaksi berikut :

MnO4- + 4H+ + 3e- MnO2 + 2H2O Eo = 1,70 Volt

Dan dalam suasana basa atau [OH-] ≥ 0,1 N, ion permanganat akan mengalami reduksi sebagai berikut:

MnO4- + e- MnO42- Eo = 0,56 Volt

Svehla, G. 1995. Vogel Buku Teks Analisis Anorganik Kualitatif Makro dan Semimakro. Kalman Media Pustaka. Jakarta.

2. Dikromatometri

Dikromatometri adalah titrasi redoks yang menggunakan senyawa dikromat sebagai oksidator. Senyawa dikromat merupakan oksidator kuat, tetapi lebih lemah dari permanganat. Kalium dikromat merupakan standar primer. Penggunaan utama dikromatometri adalah untuk penentuan besi(II) dalam asam klorida.

3. iodimetri

Titrasi dengan iodium ada dua macam yaitu iodimetri (secara langsung), dan iodometri (cara tidak langsung). Dalam iodimetri iodin digunakan sebagai oksidator, sedangkan dalam iodometri ion iodida digunakan sebagai reduktor. Baik dalam iodometri ataupun iodimetri penentuan titik akhir titrasi didasarkan adanya I2 yang bebas. Dalam iodometri digunakan larutan tiosulfat untuk mentitrasi iodium yang dibebaskan. Larutan natrium tiosulfat merupakan standar sekunder dan dapat distandarisasi dengan kalium dikromat atau kalium iodidat.

Dalam suatu titrasi, bila larutan titran dibuat dari zat yang kemurniannya tidak pasti, perlu dilakukan pembakuan. Untuk pembakuan tersebut digunakan zat baku yang disebut larutan baku primer, yaitu larutan yang konsentrasinya dapat diketahui dengan cara penimbangan zat secara seksama yang digunakan untuk standarisasi suatu larutan karena zatnya relatif stabil. Selain itu, pembakuan juga bisa dilakukan dengan menggunakan larutan baku sekunder, yaitu larutan yang konsentrasinya dapat diketahui dengan cara dibakukan oleh larutan baku primer, karena sifatnya yang labil, mudah terurai, dan higroskopis

(Khopkar, 1990).

Iodimetri merupakan titrasi redoks yang melibatkan titrasi langsung I2 dengan suatu agen pereduksi. I2 merupakan oksidator yang bersifat moderat, maka jumlah zat yang dapat ditentukan secara iodimetri sangat terbatas, beberapa contoh zat yang sering ditentukan secara iodimetri adalah H2S, ion sulfite, Sn2+, As3+ atau N2H4. Akan tetapi karena sifatnya yang moderat ini maka titrasi dengan I2 bersifat lebih selektif dibandingkan dengan titrasi yang menggunakan titrant oksidator kuat.

Pada umumnya larutan I2 distandarisasi dengan menggunakan standar primer As2O3, As2O3 dilarutkan dalam natrium hidroksida dan kemudian dinetralkan dengan penambahan asam. Disebabkan kelarutan iodine dalam air nilainya kecil maka larutan I2 dibuat dengan melarutkan I2 dalam larutan KI, dengan demikian dalam keadaan sebenarnya yang dipakai untuk titrasi adalah larutan I3-.

I2 + I- -> I3-

Titrasi iodimetri dilakukan dalam keadaan netral atau dalam kisaran asam lemah sampai basa lemah. Pada pH tinggi (basa kuat) maka iodine dapat mengalami reaksi disproporsionasi menjadi hipoiodat.

I2 + 2OH- <-> IO3- + I- + H2O

Sedangkan pada keadaan asam kuat maka amilum yang dipakai sebagai indicator akan terhidrolisis, selain itu pada keadaan ini iodide (I-) yang dihasilkan dapat diubah menjadi I2 dengan adanya O2 dari udara bebas, reaksi ini melibatkan H+ dari asam.

4I- + O2 + 4H+ -> 2I2 + 2H2O

Titrasi dilakukan dengan menggunakan amilum sebagai indicator dimana titik akhir titrasi diketahui dengan terjadinya kompleks amilum-I2 yang berwarna biru tua. Beberapa reaksi penentuan denga iodimetri ditulis dalam reaksi berikut:

H2S + I2 -> S + 2I- + 2H+

SO32- + I2 + H2O -> SO42- + 2I- + 2H+

Sn2+ + I2 -> Sn4+ + 2I-

H2AsO3 + I2 + H2O -> HAsO42- + 2I- + 3H+

(http://kimiaanalisa.web.id/iodimetri/iodimetri/)

4. Bromatometri

Bromatometri merupakan salah satu metode oksidimetri dengan dasar reaksi dari ion bromat (BrO3). Oksidasi potensiometri yang relatif tinggi dari sistem ini menunjukkan bahwa kalium bromat adalah oksidator kuat. Hanya saja kecepatan reaksinya tidak cukup tinggi. Untuk menaikkan kecepatan ini titrasi dilakukan dalam keadaan panas dan dalam lingkungan asam kuat. Adanya sedikit kelebihan kalium bromat dalam larutan akan menyebabkan ion bromida bereaksi dengan ion bromat, dan bromin yang dibebaskan akan merubah larutan menjadi warna kuning pucat, warna ini sangat lemah sehingga tidak mudah untuk menetapkan titik akhir. (2)

Bromin yang dibebaskan ini tidak stabil, karena mempunyai tekanan uap yang tinggi dan mudah menguap, karena itu penetapan harus dilakukan pada suhu terendah mungkin, serta labu yang dipakai untuk titrasi harus ditutup.

Metode bromometri dan bromatometri ini terutama digunakan untuk menetapkan senyawa-senyawa organik aromatis dengan membentuk tribrom substitusi. Metode ini dapat juga digunakan untuk menetapkan senyawa arsen dan stibium dalam bentuk trivalent walaupun tercampur dengan stanum valensi empat. (2)

Dalam suasana asam, ion bromat mampu mengoksidasi iodida menjadi iod, sementara dirinya direduksi menjadi brimida :

BrO3- + 6H+ + 6I+ Br- + 3I2 + 3H2O

Tidak mudah mengikuti serah terima elektron dalam hal ini, karena suatu reaksi asam basa (penetralan H+ menjadi H2O) berimpit dengan tahap redoksnya. Namun nampak bahwa 6 ion iodida kehilangan 6 elektron, yang pada gilirannya diambil oleh sebuah ion bromat tunggal. (4)

(muhammadcank.files.wordpress.com/.../laporann-lengkap-bromo-bromatometri.doc)

Syarat-syarat larutan baku primer yaitu :
• Mudah diperoleh dalam bentuk murni
• Mudah dikeringkan
• Stabil
• Memiliki massa molar yang besar
• Reaksi dengan zat yang dibakukan harus stoikiometri sehingga dicapai dasr perhitungan (Day & Underwood , 2002 ).

Larutan standar yang digunakan dalam kebanyakan proses iodometri adalah natrium tiosulfat. Garam ini biasanya berbentuk sabagai pentahidrat Na2S2O3.5H2O. larutan tidak boleh distandarisasi dengan penimbangan secara langsung, tetapi harus distandarisasi dengan standar primer, larutan natrium tiosulfat tidak stabil untuk waktu yang lama. Tembaga murni dapat digunakan sebagi standar primer untuk natrium tiosulfat ( Day & Underwood, 2002 ).

(http://forum.upi.edu/v3/index.php?PHPSESSID=99f31ca60b3858be0b005a35c2429b11&topic=15633.msg49706#msg49706)

DAFTAR PUSTAKA

· http://annisanfushie.wordpress.com/2008/12/07/titrasi-redoks/

· http://kimiaanalisa.web.id/titrasi-redoks/

· http://forum.upi.edu/v3/index.php?topic=15631.0/

· http://kimiaanalisa.web.id/penentuan-titik-akhir-titrasi-redoks/

· http://www.scribd.com/doc/42387830/Analisis-Kuantitatif-Metode-Volumetri

· http://kimiaanalisa.web.id/kurva-titrasi-redoks/

· http://forum.upi.edu/v3/index.php?PHPSESSID=99f31ca60b3858be0b005a35c2429b11&topic=15633.msg49706#msg49706

· Svehla, G. 1995. Vogel Buku Teks Analisis Anorganik Kualitatif Makro dan Semimakro. Kalman Media Pustaka. Jakarta.

· http://kimiaanalisa.web.id/iodimetri/iodimetri/

· http://muhammadcank.files.wordpress.com/.../laporann-lengkap-bromo-bromatometri.doc

· http://forum.upi.edu/v3/index.php?PHPSESSID=99f31ca60b3858be0b005a35c2429b11&topic=15633.msg49706#msg49706

Kamis, 28 Oktober 2010

oksigen

[Enter Post Title Here]

OKSIGEN

Oksigen atau zat asam adalah unsur kimia dalam sistem tabel periodik yang mempunyai lambang O dan nomor atom 8. Ia merupakan unsur golongan kalkogen dan dapat dengan mudah bereaksi dengan hampir semua unsur lainnya (utamanya menjadi oksida). Pada Temperatur dan tekanan standar, dua atom unsur ini berikatan menjadi dioksigen, yaitu senyawa gas diatomik dengan rumus O₂ yang tidak berwarna, tidak berasa, dan tidak berbau. Oksigen merupakan unsur paling melimpah ketiga di alam semesta berdasarkan massa dan unsur paling melimpah di kerak Bumi. Gas oksigen diatomik mengisi 20,9% volume atmosfer bumi..

Semua kelompok molekul struktural yang terdapat pada organisme hidup, seperti protein, karbohidrat, dan lemak, mengandung oksigen. Demikian pula senyawa anorganik yang terdapat pada cangkang, gigi, dan tulang hewan. Oksigen dalam bentuk O₂ dihasilkan dari air oleh sianobakteri, ganggang, dan tumbuhan selama fotosintesis, dan digunakan pada respirasi sel oleh hampir semua makhluk hidup. Oksigen beracun bagi organisme anaerob, yang merupakan bentuk kehidupan paling dominan pada masa-masa awal evolusi kehidupan. O₂ kemudian mulai berakumulasi pada atomsfer sekitar 2,5 milyar tahun yang lalu. Terdapat pula alotrop oksigen lainnya, yaitu ozon (O₃). Lapisan ozon pada atomsfer membantu melindungi biosfer dari radiasi ultraviolet, namun pada permukaan bumi ia adalah polutan yang merupakan produk samping dari asbut.

Oksigen secara terpisah ditemukan oleh Carl Wilhelm Scheele di Uppsala pada tahun 1773 dan Joseph Priestley di Wiltshire pada tahun 1774. Temuan Priestley lebih terkenal oleh karena publikasinya merupakan yang pertama kali dicetak. Istilah oxygen diciptakan oleh Antoine Lavoisier pada tahun 1777, yang eksperimennya dengan oksigen berhasil meruntuhkan teori flogiston pembakaran dan korosi yang terkenal. Oksigen secara industri dihasilkan dengan distilasi bertingkat udara cair, dengan munggunakan zeolit untuk memisahkan karbon dioksida dan nitrogen dari udara, ataupun elektrolisis air, dll. Oksigen digunakan dalam produksi baja, plastik, dan tekstil, ia juga digunakan sebagai propelan roket, untuk terapi oksigen, dan sebagai penyokong kehidupan pada pesawat terbang, kapal selam, penerbangan luar angkasa, dan penyelaman.

Sifat Fisika Dan Kimia Gas Oksigen

ciri-ciri khusus

Pada suhu dan tekanan biasa, oksigen didapati sebagai dua atom oksigen dengan formula kimia O₂. Oksigen merupakan gas yang dibebaskan oleh tumbuhan ketika proses fotosintesis, dan diperlukan oleh haiwan untuk pernafasan. Perkataan oksigen terdiri daripada dua perkataan Greek, oxus (asid) dan gennan (menghasilkan). Oksigen cair dan pepejal mempunyai warna biru lembut dan mempunyai sifat paramagnet (mudah menjadi magnet). Oksigen cair biasanya dihasilkan dengan proses perbezaan suhu dari udara cair (disejukkan sehingga menjadi cair).

Karakteristik

Struktur

Pada temperatur dan tekanan standar, oksigen berupa gas tak berwarna dan tak berasa dengan rumus kimia O₂, di mana dua atom oksigen secara kimiawi berikatan dengan konfigurasi elektron triplet spin. Ikatan ini memiliki orde ikatan dua dan sering dijelaskan secara sederhana sebagai ikatan ganda ataupun sebagai kombinasi satu ikatan dua elektron dengan dua ikatan tiga elektron.

Oksigen triplet merupakan keadaan dasar molekul O₂. Konfigurasi elektron molekul ini memiliki dua elektron tak berpasangan yang menduduki dua orbital molekul yang berdegenerasi. Kedua orbital ini dikelompokkan sebagai antiikat (melemahkan orde ikatan dari tiga menjadi dua), sehingga ikatan oksigen diatomik adalah lebih lemah daripada ikatan rangkap tiga nitrogen.

Dalam bentuk triplet yang normal, molekul O₂ bersifat paramagnetik oleh karena spin momen magnetik elektron tak berpasangan molekul tersebut dan energi pertukaran negatif antara molekul O₂ yang bersebelahan. Oksigen cair akan tertarik kepada magnet, sedemikiannya pada percobaan laboratorium, jembatan oksigen cair akan terbentuk di antara dua kutub magnet kuat.

Oksigen singlet, adalah nama molekul oksigen O₂ yang kesemuaan spin elektronnya berpasangan. Ia lebih reaktif terhadap molekul organik pada umumnya. Secara alami, oksigen singlet umumnya dihasilkan dari air selama fotosintesis. Ia juga dihasilkan di troposfer melalui fotolisis ozon oleh sinar berpanjang gelombang pendek, dan oleh sistem kekebalan tubuh sebagai sumber oksigen aktif. Karotenoid pada organisme yang berfotosintesis (kemungkinan juga ada pada hewan) memainkan peran yang penting dalam menyerap oksigen singlet dan mengubahnya menjadi berkeadaan dasar tak tereksitasi sebelum ia menyebabkan kerusakan pada jaringan.

Ozon merupakan gas langka pada bumi yang dapat ditemukan di stratosfer

Sifat fisik

Warna oksigen cair adalah biru seperti warna biru langit. Fenomena ini tidak berkaitan; warna biru langit disebabkan oleh penyebaran Rayleigh.

Oksigen lebih larut dalam air daripada nitrogen. Air mengandung sekitar satu molekul O₂ untuk setiap dua molekul N₂, bandingkan dengan rasio atmosferik yang sekitar 1:4. Kelarutan oksigen dalam air bergantung pada suhu. Pada suhu 0 °C, konsentrasi oksigen dalam air adalah 14,6 mg·L⁻¹, manakala pada suhu 20 °C oksigen yang larut adalah sekitar 7,6 mg·L⁻¹. Pada suhu 25 °C dan 1 atm udara, air tawar mengandung 6,04 mililiter (mL) oksigen per liter, manakala dalam air laut mengandung sekitar 4,95 mL per liter. Pada suhu 5 °C, kelarutannya bertambah menjadi 9,0 mL (50% lebih banyak daripada 25 °C) per liter untuk air murni dan 7,2 mL (45% lebih) per liter untuk air laut.

Oksigen mengembun pada 90,20 K (−182,95 °C, −297,31 °F), dan membeku pada 54.36 K (−218,79 °C, −361,82 °F). Baik oksigen cair dan oksigen padat berwarna biru langit. Hal ini dikarenakan oleh penyerapan warna merah. Oksigen cair dengan kadar kemurnian yang tinggi biasanya didapatkan dengan distilasi bertingkat udara cair; Oksigen cair juga dapat dihasilkan dari pengembunan udara, menggunakan nitrogen cair dengan pendingin. Oksigen merupakan zat yang sangat reaktif dan harus dipisahkan dari bahan-bahan yang mudah terbakar.

Pembuatan oksigen
Oksigen dapat dibuat dalam skala kecil di laboratorium dan dapat juga dibuat dalam skala besar di industri.

Di laboratorium

· Pemanasan garam Kalium klorat dengan katalisator MnO2

MnO₂

2KClO₃ (S) 2 KCl (S) + 3O₂ (g)

· Pemanasan Barium peroksida

2 BaO₂ (S) → 2 BaO (S) + O₂ (g)

· Pemanasan garam Nitrat

2 Cu (NO₃)₂ (S) → 2 CuO (S) + 4 NO₂ (g) + O₂ (g)
2 KNO₃(S) → 2 NO₂ (S) + O₂ (g)

Secara teknik dalam industri
· Elektrolisi air dengan bantuan elektrolit , menghasilkan hidrogen di katode dan oksigen di anode.

2H₂O (l) elektrolisis 2 H₂ (g) + O₂ (g)

· Distilasi bertingkat udara cair

Kegunaan Oksigen

Peranan biologis

Fotosintesis dan respirasi

Fotosintesis menghasilkan O₂

Di alam, oksigen bebas dihasilkan dari fotolisis air selama fotosintesis oksigenik. Ganggang hijau dan sianobakteri di lingkungan lautan menghasilkan sekitar 70% oksigen bebas yang dihasilkan di bumi, sedangkan sisanya dihasilkan oleh tumbuhan daratan.

Persamaan kimia yang sederhana untuk fotosintesis adalah:

6CO₂ + 6H₂O + foton → C₆H₁₂O₆ + 6O₂

Evolusi oksigen fotolitik terjadi di membran tilakoid organisme dan memerlukan energi empat foton. Terdapat banyak langkah proses yang terlibat, namun hasilnya merupakan pembentukan gradien proton di seluruh permukaan tilakod. Ini digunakan untuk mensintesis ATP via fotofosforilasi. O₂ yang dihasilkan sebagai produk sampingan kemudian dilepaskan ke atmosfer.

Dioksigen molekuler, O₂, sangatlah penting untuk respirasi sel organisme aerob. Oksigen digunakan di mitokondria untuk membantu menghasilkan adenosina trifosfat (ATP) selama fosforilasi oksidatif. Reaksi respirasi aerob ini secara garis besar merupakan kebalikan dari fotosintesis, secara sederhana:

C₆H₁₂O₆ + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O + 2880 kJ·mol^-1

Pada vetebrata, O₂ berdifusi melalui membran paru-paru dan dibawa oleh sel darah merah. Hemoglobin mengikat O₂, mengubah warnanya dari merah kebiruan menjadi merah cerah.. Terdapat pula hewan lainnya yang menggunakan hemosianin (hewan moluska dan beberapa antropoda) ataupun hemeritrin (laba-laba dan lobster). Satu liter darah dapat melarutkan 200 cc O₂.

Spesi oksigen yang reaktif, misalnya ion superoksida (O₂⁻) dan hidrogen peroksida (H₂O₂), adalah produk sampingan penggunaan oksigen dalam tubuh organisme. Namun, bagian sistem kekebalan organisme tingkat tinggi pula menghasilkan peroksida, superoksida, dan oksigen singlet untuk menghancurkan mikroba. Spesi oksigen reaktif juga memainkan peran yang penting pada respon hipersensitif tumbuhan melawan serangan patogen.

Dalam keadaan istirahai, manusia dewasa menghirup 1,8 sampai 2,4 gram oksigen per menit. Jumlah ini setara dengan 6 milyar ton oksigen yang dihirup oleh seluruh manusia per tahun.

Manfaat oksigen:

1. Meningkatkan daya ingat dan kecerdasan otak.

2. Mencegah kanker, asthma, dan berbagai penyakit.

3. Meningkatkan metabolisme.

4. Mengurangi racun dalam darah.

5. Menstabilkan tekanan darah.

6. Memperkuat jantung dan sistem kekebalan tubuh.

7. Mencegah stress dan gugup

8. Mempercantik kulit dan mencegah penuaan dini.

DAFTAR PUSTAKA

Oxto, David.Dkk. 2003. Kimia Modern .Jakarta: Erlangga

Sugianto.Dkk.1990. Ilmu Kimia I. Jakarta: Wijaya

Syukri.1999. Kimia Dasar. Bandung: ITB

http://ms.wikipedia.org/wiki/Oksigen

www.chem-is-try.org/tabel_periodik/oksigen/

halogen dan gas mulia

[Enter Post Title Here]

A. HALOGEN

1. Unsur – Unsur Halogen

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 muda 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 tahun1810. Klor ditemukan di alam dalam keadaan kombinasi sebagai gas Cl2, senyawadan 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 temperature 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 temperature 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.

2. Sifat-Sifat Unsur Halogen

1. Sifat fisik unsur halogen

Sifat fisik	Fluorin	Klorin	Bromin	Iodin	Astatin
Wujud zat	Gas	Gas	cair	padat	Padat
Warna	Kuning muda	Hijau kekuningan	Merah kecoklatan	ungu	-
Titik didih	-188,14oC	-34,6oC	58,78oC	184,35oC	337oC
Titik beku	-219,62oC	-100,98oC	-7,25oC	113,5oC	302oC
Kerapatan (g/cm3)	1,1	1,5	3,0	5,0	-
Kelarutan dalam air (g/Lair)	Bereaksi	20	42	3	-

· Flourin dan klorin berwujud gas pada suhu ruangan sebabtitik didih dan titik leleh/beku yang lebih rendah dari suhu ruangan (25oC).

· Bromin memiliki titik didih lebih tinggi dari suhu ruangan, sedangkan titik lelehnya lebih rendah sehingga berwujud cair.

· Iodin dan Astatin berwujud padat karena titik didih dan titik bekunya lebih tinggi.

· Kelarutan halogen dalam air dalam satu golongan dari atas kebawah kelarutannya semakin kecil karena bertambahnya massa atom relatif. Tetapi, flourin tidak larut tetapi bereaksi:

2F₂+ 2H₂O → 4HF + O₂

· Sedangkan bromin kelarutannya paling besar karena berwujud cair (paling mudah larut). Iodin sukar larut dalam air. Agar iodin larut dengan baik, ditambahkan garam KI. Reaksi: I₂ + KI → KI₃

2. Sifat kimia unsur halogen

Sifat kimia	Flourin	Klorin	Bromin	Iodin	Astatin
Massa atom	19	35,5	80	127	210
Jari-jari atom (pm)	72	99	115	133	155
Jari-jari ion X-	136	180	195	216	-
Keelektronegatifan	4,0	3,0	2,8	2,5	2,2
Energi ionisasi	1680	1260	1140	1010	-

Jari-jari atom dari atas ke bawah dalam tabel periodik semakin bertambah karena jumlah kulit terisi elektron semakin banyak.

Jari-jari ion lebih besar dari jari-jari atom karena akan menerima elektron sehingga kulitnya terisi penuh.

Elektronegatifitas dari F sampai At semakin kecil karena jari-jarinya semakin besar sehingga akan terletak jauh terhadap inti maka elektron akan sulit untuk diterima.

Energi ionisasi dari atas ke bawah semakin kecil karena jika jari-jari atom kecil, lebih dekat dengan inti, energi ionisasinya semakin kuat/besar.

3. Daya pengoksidasi

Data potensial reduksi:

F2 + 2e- → 2F- Eo= +2,87 Volt

Cl2 + 2e- → 2Cl- Eo= +1,36 Volt

Br2 + 2e- → 2Br- Eo= +1,06 Volt

I2 + 2e- → 2I- Eo= +0,54 Volt

Potensial reduksi F2 paling besar sehingga akn mudah mengalami reduksi dan disebut oksidator terkuat. Sedangkan terlemah adalah I2 karena memiliki potensial reduksi terkecil.

Sifat oksidator: F2 > Cl2 > Br2 > I2

Sifat reduktor : I- > Br- > Cl- > F-

Reduktor terkuat akan mudah mengalami oksidasi mudah melepas elektron ion iodida paling mudah melepas electron sehingga bertindak sebagai reduktor kuat.

4. Sifat asam

Sifat asam yang dapat dibentuk dari unsur halogen, yaitu: asam halida, dan oksilhalida.

a. Asam halida (HX)

Asam halida terdiri dari asam fluorida (HF), asam klorida (HCl), asam bromida (HBr), dan asam iodida (HI). Kekuatan asam halida bergantung pada kekuatan ikatan antara HX atau kemudahan senyawa halida untuk memutuskan ikatan antara HX.

Dalam golongan VII A, semakin keatas ikatan antara atom HX semakin kuat. Urutan kekuatan asam :

HF <>

b. Titik didih asam halida

Titik didih dipengaruhi oleh massa atom relative (Mr) dan ikatan antar molekul :

Semakin besar Mr maka titik didih semakin tinggi.

Semakin kuat ikatan antarmolekul maka titik didih semakin tinggi.

Pengurutan titik didih asam halida:

HF > Hi > HBr > HCl

Pada senyawa HF, walaupun memiliki Mr terkecil tetapi memiliki ikatan antar molekul yang sangat kuat “ikatan hydrogen” sehingga titik didihnya paling tinggi.

c. Asam Oksihalida

Asam oksihalida adalah asam yang mengandung oksigen. Halogennya memiliki bilangan oksidasi ( +1,+3, dan +7 ) untuk Cl,Br,I karena oksigen lebih elektronegatifan. Pembentukannya :

X2O + H2O → 2HXO

X2O3 + H2O → 2HXO2

X2O5 + H2O → 2HXO3

X2O7 + H2O → 2HXO4

Biloks Halogen	Oksida Halogen	Asam Oksilhalida	Asam Oksilklorida	Asam Oksilbromida	Asam Oksiliodida	penamaan
+1	X2O	HXO	HClO	HBrO	HIO	Asam hipohalit
+3	X2O3	HXO2	HClO2	HBrO2	HIO2	Asam halit
+5	X2O5	HXO3	HClO3	HBrO3	HIO3	Asam halat
+7	X2O7	HXO4	HClO4	HBrO4	HIO4	Asam perhalat

5. Kekuatan asam

Semakin banyak atom oksigen pada asam oksilhalida maka sifat asam akan semakin kuat. Hal tersebut akibat atom O disekitar Cl yang menyebabkan O pada O-H sangat polar sehingga ion H+ mudah lepas. Urutan kekuatan asam oksilhalida:

HClO > HBrO > HIO

asam terkuat dalam asam oksil halida adalah senyawa HClO4 (asam perklorat).

3. Reaksi Kimia

Unsur-unsur halogen dapat bereaksi dengan air, hidrogen, logam, non-logam, metalloid, basa, dan antar halogen.

v Reaksi pendesakkan

Berlangsungnya suatu reaksi tidak hanya ditentukan oleh potensial sel. Tetapi, berlangsung tidaknya suatu reaksi dapat dilihat dari reaksi pendesakkan halogen. Halogen yang terletak lebih atas dalam golongan VII A dalam keadaan diatomik mampu mendesak ion halogen dari garamnya yang terletak dibawahnya.

Contoh: F2 + 2KCl → 2KF + Cl2

Br- + Cl2 → Br2 + Cl‑

Br2 + 2I- → Br- + I2

Br2 + Cl- → (tidak bereaksi)

I2 + Br- → (tidak bereaksi)

v Reaksi dengan air

Flourin bereaksi dengan air akan membentuk larutan asam dan oksigen.

2F2 + 2H2O → 4HF +O2 (dalam tempat gelap)

Klorin dan bromin bereaksi dengan air membentuk larutan asam halida dan asam oksilhalida.

Cl2 + H2O → HClO + HCl

Br2 + H2O → HBrO + HBr

Iodine tidak dapat larut dalam air sehingga tidak bereaksi.

I2 + H2O → (tidak bereaksi)

Tetapi I2 larut dalam larutan KI

I2 + KI → KI3

v Reaksi dengan hidrogen

Semua halogen bereaksi dengan hidrogen membentuk hydrogen halida (HX) serta bereaksi menurun dari F2 ke I2. Contoh :

F2 + H2 → 2HF (bereaksi kuat di tempat gelap)

Cl2 + H2 → 2HCl (bereaksi di tempat terang)

Br2 + H2 à 2HBr (bereaksi pada suhu 500oC)

I2 + H2 → 2HI (bereaksi dengan pemanasan katalis Pt )

v Reaksi dengan logam

Halogen bereaksi dengan sebagian besar logam menghasilkan senyawa garam/halida logam.

2Na + Cl2 → NaCl

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

Sn + 2Cl2 → SnCl4

Mg + Cl2 → MgCl2

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

Halida logam yang terbentuk bersifat ionic jika energi ionisasina rendah dan logamnya memiliki biloks rendah. Hamper semua halide bersifat ionik. Contoh Na+, Mg2+, Al3+. Sedangkan yang bersifat semi ionok adalah AlCl3.

v Reaksi dengan non-logam

Halogen bereaksi dengan non-logam 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.

v Reaksi dengan unsur metalloid

2B +3Cl2 → 2BCl3

2Si + 2Cl2 → SiCl4

v Reaksi dengan basa

Reaksi halogen dengan basa enser dingin menghasilkan halida ( X- ) dan hipohalida ( XO- ), sedangkan reaksi halogen dengan basa pekat panas menghasilkan halida ( X- ) dan halat ( XO3- ). Contoh :

X2 + 2NaOH ( encer, dingin ) → NaX +NaXO + H2O ( X = Cl, Br, I )

X2 + 2NaOH ( pekat, dingin ) → NaX +NaXO + H2O ( X = Cl, Br, I )

2F2 + 2NaOH ( encer, dingin ) → 2NaF + OF2 + H2O

2F2 + 2NaOH ( pekat, panas ) → NaX + O2 + H2O

v Reaksi antar unsur halogen

Unsur-unsur halogen memiliki harga elektronegativitas yang berbeda sehingga akan terbentuk senyawa kovalen. Senyawa yang terbentuk memiliki 4 kategori : XY, XY3, XY5, XY7 (X adalah halogen yang lebih elektronegatif).

Contoh :

F2 + Cl2 → 2FCl

Cl2 + 3I2 → 2ClI3

4. Pembuatan Halogen

1. Di Laboratorium

Pembuatan senyawa halogen untuk skala laboratotium bisa dilakukan dengan cara mengoksidasi senyawa halida dengan MnO2 atau KmnO4 dalam asam (H2SO4 pekat).

X^-+ MnO₄ + H⁺ à X₂ + Mn²⁺ + H₂O

10X- + 2MnO4- + 16H+ → 5X2 + 2Mn2+ + 8H2O

2. IndustriPembuatan senyawa halogen dalam industri sebagai berikut :

v F2

Dibuat melalui proses elektrolisis. KHF₂ dilarutkan dalam HF cair,
lalu ditambahkan LiF (untuk menurunkan suhu sampai ±100^oC dalam
wadah baja)

KHF₂ K+ + HF^2-

HF2- H+ F^-

Pada katoda baja :

H⁺ + 2e H₂

Pada anoda baja :

2F^- F₂ +2e

v Cl₂

® Senyawa klorin juga dapat dibuat dalam skala labooratorium dengan cara :

*Proses Weldon

Dengan memanaskan campuran MnO2, H2SO4, dan NaCl

Reaksi : MnO2 + 2H2SO4 + 2 NaCl → Na2SO4 + MnSO4 + H2O + Cl2

* Mereaksikan CaOCl2 dan H2SO4

CaOCl2 + H2SO4 → CaSO4 + H2O + Cl2

*Mereaksikan KMnO4 dan HCl

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

® Cl₂ dapat dibuat dengan 2 cara :

* Proses Downs

Proses Downs dilakukan untuk menurunkan titik lebur dari
800oC menjadi 600oC. Caranya, dengan mengelektrolisis leburan NaCl dengan sedikit NaF.

Katoda (besi) :

Na⁺ + e Na

Anoda (carbón) :

2Cl^- Cl₂ + 2e

*Proses Gibbs

Proses Gibbs dilakukan dengan cara mengelektrolisis larutan NaCl

Katoda (besi) :

2H₂O + 2e 2OH- + H₂

Anoda (karbon) :

2Cl- Cl₂ + 2e

v Br2

® 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 :

® Mencampurkan CaOCl2, H2SO4, dengan bromida.

CaOCl2 + H2SO4 → CaSO4 + H2O + Cl2

Cl2 + 2Br- → Br2 + 2Cl-

® Mencampurkan KMnO4 dan HBr pekat.

® Mencampurkan bromide, H2SO4, dan MnO2.

v I2

Di alam, senyawa iodin yang terbanyak adalah NaNIO₃ yang bercampur dengan NaNO₃. Untuk mendapatkan iodin, pisahkanNaNIO3 dengan mengkristalkan NaNO3. Kemudian ditambahkan
reduktor NaHSO3.

NaIO₃ + NaHSO₃ NaHSO₄ + Na₂SO₄ + H₂O + I₂

Kemudian, endapan I₂ disaring dan dimurnikan.

Pembuatan halogen

Salah satu cara pembuatan klor dalam teknik adalah elektrolisa larutan natrium korida (NaCl) dengan batang karbon(C) sebagai anoda dan baja yang berlubang-lubang sebagai katoda. Antara anoda dan katoda terdapat dinding pemisah diafragma dari asbes (sel nelson).

Proses reaksi elektolisa adalah sebagai berikut:

2NaCl → 2Na⁺ + 2Cl^‑

Katoda: 2H₂O + 2e^- → 2OH^- + H₂

Anoda: 2Cl^- → Cl₂ + 2e^-

2NaCl + 2H₂O → 2Na⁺ + 2OH^-+ H₂ + Cl₂

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂ + Cl₂

Di daerah katoda akan dihasilkan NaOH dan H₂ dan di daerah anoda akan dihasilkan Cl₂.

BROM dibuat dari air laut atau air yang mengandung garam-garam bromida. Dengan mengalirkan gas klor ke dalam air laut atau air yang mengandung garam-garam bromida, dapat dibebaskan brom. Reaksi yang terjadi adalah:

CI₂ + 2Br^-→2Cl^- + Br₂

Dengan mengalirkan udara kedalam air brom itu, Bromnya dapat dikeluarkan oleh karena Brom mudah menguap.

Yod dapat dihasilkan dari reaksi antara Iodida dan iodat dalam lingkungan asam :

IO₃^-+ 5I^‑ + 6H⁺→ 3I₂+ 3H₂O

Di dalam laboratorium halogen dapat dibuat dengan cara oksidasi halidanya dengan menggunakan oksidator kuat. Sebagai oksidatornya dapat digunakan:

Batu kawi : MnO₂

Hidrogen peroksida : H₂O₂

Kalium permanganat : KMnO₄

Kalium dikromat : K₂Cr₂O₇

Kapur klor : CaOCl₂

Sebagai contoh:

Klor dapat dibuat dalam laboratorium dari natrium klorida (NaCl) batu kawi(MnO₂) dan asam sulfat (H₂SO₄).

( HAM, Tjoa Koet dkk.1982.Penuntun Belajar Kimia Teori dan 444 soal:14-15)

5. Kegunaan Halogen

1. Kegunaan Fluorin

· Dengan senyawanya digunakn untuk pembuatan uranium

· Untuk memisahkan U-235 dan U-238 dalam teknologi nuklir dalam

· proses difusi gas.

· HF digunakan untuk mengukir gelas

· Fluoro-Kloro-Hidrokarbon (freon 12) sebagai

· pendingan pada kulkas dan AC

· Fluorin digunakan untuk membuat teflon

· Garam Fluorida untuk pasta gigi mencegah kerusakan gigi

2. Kegunaan Klorin

· NaCl dapat mengawetkan makanan

· HCl untuk electroplating dan menetralkan basa.

· Pengolahan air minum.

· Industri kertas

3. Kegunaan Bromin

· Digunakan dalam pengasapam, bahan anti api

· Pemurnian air, pencelupan

· NaBr untuk penenang syaraf dan obat-obatan

· Etilen Bromida sebagai aditif pada bensin bertimbal yaitu untuk

· mengikat timbal agar tidak melekat pada piston dan silinder

4. Kegunaan Iodin

· Digunakan dalam industri obat seperti iodoform (CHI3) untuk

· antiseptik, tinktur iodine

· AgI bersama AgBr dalam bidang fotografi

· NaIO3 atau NaI dengan campuran garam dapur untuk mencegah

· gondok dan penurunan intelegensia

· Dalam bidang kesehatan, industri kimia, radiologi analisis kimia dll

5. Kegunaan Astatin

· Belum banyak diketahui kegunaannya

(http://www.scribd.com/doc/21247531/Makalah-Kimia- halogen)

2. GAS MULIA

Gas mulia adalah unsur-unsur yang terdapat dalam golongan VIIIA yang memiliki kestabilan yang sangat tinggi dan sebagian ditemukan di alam dalam bentuk monoatomik. unsur-unsur yang terdapat dalam gas mulia yaitu Helium (He), Neon (Ne), Argon(Ar), Kripton(Kr), Xenon (Xe), Radon (Rn). Gas-gas ini pun sangat sedikit kandungannya di bumi

1. Sifat sifat gas mulia

a) Sifat Fisis

Gas mulia merupakan unsur gas pada suhu kamar dan mendidih hanya beberapa derajat di atas titik cairnya. Jari-jari, titik leleh serta titik didih gasnya mulanya bertambah seiring bertambahnya nomor atom. Sedangkan energi pengionnya berkurang.

Dengan konfigurasi elektron yang sudah penuh, gas mulia termasuk unsur yang stabil, artinya sukar bereaksi dengan unsur lain, sukar untuk menerima elektron maupun untuk melepas elektron. Perhatikanlah data afinitas elektron, energi ionisasi, dan jari-jari atom unsur gas mulia pada Tabel di bawah!

Tabel 2. Beberapa Data Fisis Unsur Gas Mulia

Data Fisis

Nomor atom
Elektron valensi
Jari-jari atom (Ǻ)
Titik leleh (0C)
Titik didih (0C)
Energi ionisasi (kj/mol)
Afinitas electron (kj/mol)
Kerapatan (g/L)

2
2
0,50
-272,2
-268,9

2640

-48
0,178

10
8
0,65
-248,6
-246,0

2080

-120
0,900

18
8
0,95
-189,4
-185,9

1520

-96
1,78

36
8
1,10
-157,2
-153,4

1350

-96
1,78

54
8
1,30
-111,8
-108,1

1170

-77
5,89

86
8
1,45
-71
-62

1040

-
9,73

Dari data-data di atas kita bisa lihat bahwa nomor atom, jari-jari atom, massa atom, massa jenis, titik didih,dan titik beku, selalu bertambah dari He ke Rn. Sedangkan energi ionisasi mengalami penurunan dari He ke Rn. Beberapa dari sifat tersebut mengalami kenaikan karena gaya london
Elektron valensi gas mulia sudah memenuhi kaidah Duplet untuk He dan kaidah Oktet untuk Ne, Ar, Kr, Xe dan Rn. Sedangkan untuk He, Ne, Ar tidak memiliki nilai keelektronegatifan. Dan bilangan oksidasi yang di atas adalah bilangan oksidasi yang sudah di ketahui hingga sekarang.

b) Sifat Kimia

Kereaktifan gas mulia akan berbanding lurus dengan jari-jari atomnya, jadi kereaktifan gas mulia akan bertambah dari He ke Rn hal ini disebabkan pertambahan jari-jari atom menyebabkan daya tarik inti terhadap elektron kulit luar berkurang, sehingga semakin mudah ditarik oleh atom lain.
Tetapi gas mulia adalah unsur yang tidak reaktif karena memiliki konfigurasi elektron yang sudah satbil, hal ini didukung kenyataan bahwa gas mulia di alam selalu berada sebagai atom tunggal atau monoatomik. Tetapi bukan berarti gas mulia tidak dapat berreaksi, hingga sekarang gas mulia periode 3 ke atas (Ar, Kr, Xe, Rn) sudah dapat berreaksi dengan unsur yang sangat elektronegatif seperti Flourin dan Oksigen.

(http://gas-mulia.blogspot.com)

1. Afinitas Elektron

Dengan elektron valensi yang sudah penuh, unsur gas mulia sangat sukar untuk menerima elektron. Hal ini dapat dilihat dari harga afinitas elektron yang rendah.

2. Energi Ionisasi

Kestabilan unsur-unsur golongan gas mulia menyebabkan unsur-unsur gas mulia sukar membentuk ion, artinya sukar untuk melepas elektron. Perhatikanlah data energi ionisasinya yang besar sehingga untuk dapat melepas sebuah elektron (untuk dapat membentuk ion) diperlukan energi yang besar. Helium adalah unsur gas mulia yang memiliki energi ionisasi paling besar.

3. Jari-Jari Atom

Jari-jari atom unsur-unsur golongan gas mulia sangat kecil (dalam satu golongan, semakin keatas semakin kecil) sehingga elektron terluar relatif lebih tertarik ke inti atom. Oleh sebab itu, atom-atom gas mulia sangat sukar untuk bereaksi.

4. Wujud Gas Mulia

Perhatikanlah data titik didih dan titik leleh unsur gas mulia pada tabel di bawah!

Tabel 3. Titik Didih dan Titik Leleh Unsur gas Mulia

Unsur

Titik Didih

Titik Leleh

Helium
Neon
Argon
Kripton
Xenon
Radon

4,2
27,2
87,3
120
165
211

-268,8
-245,8
-185,7
-153
-108
-62

0,8
24,6
83,9
116
161
202

-272,2
-248,4
-189,1
-157
-112
-71

Titik didih dan titik leleh unsur-unsur gas mulia lebih kecil dari pada suhu kamar (250C atau 298 K) sehinga seluruh unsur gas mulia berwujud gas. Karena kestabilan unsur-unsur gas mulia, maka di alam berada dalam bentuk monoatomik.

(http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kuliah_web/2007/Roni%20Sudra%20jat/materi%203.html)

2. Reaksi pada Gas Mulia

Gas Mulia adalah gas yang sudah memiliki 8 elektron valensi dan memiliki kestabilan yang tinggi. Tetapi gas mulia pun masih dapat berreaksi dengan atom lain. Karena sebenarnya tidak semua sub kuit pada gas mulia terisi penuh.

Contoh:
Ar : [Ne] 3s2 3p6

Sebenarnya atom Ar masih memiliki 1 Sub kulit yang masih kosong yaitu sub kulit d
jadi :Ar : [Ne] 3s2 3p6 3d0 jadi masih bisa diisi oleh atom-atom lain.

Berikut adalah beberapa contoh Reaksi dan cara pereaksian pada gas mulia

Gas Mulia	Reaksi	Nama senyawa yang terbentuk	Cara peraksian
Ar(Argon)	Ar(s) + HF → HArF	Argonhidroflourida	Senyawa ini dihasilkan oleh fotolisis dan matriks Ar padat dan stabil pada suhu rendah
Kr(Kripton)	Kr(s) + F2 (s) → KrF2 (s)	Kripton flourida	Reaksi ini dihasilkan dengan cara mendinginkan Kr dan F2pada suhu -196 0C lalu diberi loncatan muatan listrik atau sinar X
Xe(Xenon)	Xe(g) + F2(g) → XeF2(s) Xe(g) + 2F2(g) → XeF4(s) Xe(g) + 3F2(g)→ XeF6(s) XeF6(s) + 3H2O(l) → XeO3(s) + 6HF(aq)6XeF4(s) + 12H2O(l) → 2XeO3(s) + 4Xe(g) + 3O(2)(g) + 24HF(aq)	Xenon flourida Xenon oksida	XeF2 dan XeF4 dapat diperoleh dari pemanasan Xe dan F2pada tekanan6 atm, jika umlah peraksi F2 lebih besar maka akan diperoleh XeF6 XeO4 dibuat dari reaksi disproporsionasi(reaksi dimana unsur pereaksi yang sama sebagian teroksidasi dan sebagian lagi tereduksi) yang kompleks dari larutan XeO3 yang bersifat alkain
Rn(Radon)	Rn(g) + F2(g) → RnF	Radon flourida	Bereaksi secara spontan.

3. Kegunaan Gas Mulia

· Helium

Sebagai pengisi Balon udara, hal ini dikarenakan helium adalah gas yang ringan dan tidak muadah terbakar, Helium biasa digunakan untuk mengisi balon udara, dan helium yang tidak reaktif digunakan untuk mengganti nitrogen untuk membuat udara buatan yang dipakai dalam penyelaman dasar laut. Helium yang berwujud cair juga dapat digunakan sebagai zat pendingin karena memiliki titik uap yang sangat rnedah.

· Neon

Neon biasanya digunakan untuk mengisi lampu neon. Selain itu juga neon dapat digunakan untuk berbagi macam hal seperti indicator tegangan tinggi, zat pendingin, penangkal petir, dan mengisi tabung televise.

· Argon

Argon dapat digunakan dalam las titanium dan stainless steel. Argon juga digunakan dalam las dan sebagai pengisi bola lampu pijar.

· Kripton

Kripton bersama argon digunakan sebagai pengisi lampu fluoresen bertekanan rendah. Krypton juga digunakan dalam lampu kilat untuk fotografi kecepatan tinggi.

· Xenon

Xenon dapat digunakan dalam pembuatan lampu untuk bakterisida (pembunuh bakteri) dan pembuatan tabung elektron.

· Radon

Radon dapat digunakan dalam terapi kanker karena bersifat radioaktif. Radon juga dapat berperan sebagai sistem peringatan gempa, Karena bila lepengn bumi bergerak kadar radon akan berubah sehingga bias diketahui bila adanya gempa dari perubahan kadar radon.

(http://gas-mulia.blogspot.com/)

4. Pembuatan gas mulia

A. Gas Helium

Helium (He) ditemukan terdapat dalam gas alam di Amerika Serikat. Gas helium mempunyai titik didih yang sangat rendah, yaitu -268,8 0C sehingga pemisahan gas helium dari gas alam dilakukan dengan cara pendinginan sampai gas alam akan mencair (sekitar -156 0C) dan gas helium terpisah dari gas alam.

B. Gas Argon, Neon, Kripton, dan Xenon

Udara mengandung gas mulia argon (Ar), neon (Ne), krypton (Kr), dan xenon (Xe) walaupun dalam jumlah yang kecil. Gas mulia di industri diperoleh sebagai hasil samping dalam industri pembuatan gas nitrogen dan gas oksigen dengan proses destilasi udara cair. Pada proses destilasi udara cair, udara kering (bebas uap air) didinginkan sehingga terbentuk udara cair. Pada kolom pemisahan gas argon bercampur dengan banyak gas oksigen dan sedikit gas nitrogen karena titik didih gas argon (-189,4 0C) tidak jauh beda dengan titik didih gas oksigen (-182,8 0C). Untuk menghilangkan gas oksigen dilakukan proses pembakaran secara katalitik dengan gas hidrogen, kemudian dikeringkan untuk menghilangkan air yang terbentuk. Adapun untuk menghilangkan gas nitrogen, dilakukan cara destilasi sehingga dihasilkan gas argon dengan kemurnian 99,999%. Gas neon yang mempunyain titik didih rendah (-245,9 0C) akan terkumpul dalam kubah kondensor sebagai gas yang tidak terkonsentrasi (tidak mencair).

Gas kripton (Tb = -153,2 0C) dan xenon (Tb = -108 0C) mempunyai titik didih yang lebih tinggi dari gas oksigen sehingga akan terkumpul di dalam kolom oksigen cair di dasar kolom destilasi utama. Dengan pengaturan suhu sesuai titik didih, maka masing-masing gas akan terpisah.

(http://adypurwoko.blogspot.com/2009/01/gas-mulia.html)

Sampai dengan tahun 1962, para ahli masih yakin bahwa unsur-unsur gas mulia tidak bereaksi. Kemudian seorang ahli kimia kanada bernama Neil Bartlet berhasil membuat persenyawaan yang stabil antara unsur gas mulia dan unsur lain, yaitu XePtF6.

Keberhasilan ini didasarkan pada reaksi:

PtF6 + O2 → (O2)+ (PtF6)-

PtF6 ini bersifat oksidator kuat. Molekul oksigen memiliki harga energi ionisasi 1165 kJ/mol, harga energi ionisasi ini mendekati harga energi ionisasi unsur gas mulia Xe = 1170 kJ/mol.

Atas dasar data tersebut, maka untuk pertama kalinya Bartlet mencoba mereaksikan Xe dengan PtF6 dan ternyata menghasilkan senyawa yang stabil sesuai dengan persamaan reaksi:

Xe + PtF6 → Xe+(PtF6)-

Setelah berhasil membentuk senyawa XePtF6, maka gugurlah anggapan bahwa gas mulia tidak dapat bereaksi. Kemudian para ahli lainnya mencoba melakukan penelitian dengan mereaksikan xenon dengan zat-zat oksidator kuat, diantaranya langsung dengan gas flourin dan menghasilkan senyawa XeF2, XeF4, dan XeF6. Reaksi gas mulia lainnya, yaitu krypton menghasilkan senyawa KrF2. Radon dapat bereaksi langsung dengan F2 dan menghasilkan RnF2. Hanya saja senyawa KrF2 dan RnF2 bersifat (tidak stabil).

Senyawa gas mulia He, Ne, dan Ar sampai saat ini belum dapat dibuat mungkin karena tingkat kestabilannya yang sangat besar.

(http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kuliah_web/2007/Roni%20Sudra%20jat/materi%204.html)

Pembuatan gas mulia :

1. Destilasi bertingkat udara cair

2. Khusus, Rn dibuat melalui reaksi peluruhan isotop radium-226

(http://budisantoso-kimia.blogspot.com/2008/11/kimia-unsur.html)