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	He	Ne	Ar	Kr	Xe	Rn
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
	K	0C	K	0C
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)

DAFTAR PUSTAKA

HAM, Tjoa Koet dkk.1982.Penuntun Belajar Kimia Teori dan 444 soal.Jakarta:Widjaya Jakarta

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

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

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

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

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

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