FeO + H2SO4 → FeSO4 + H2O

Phản ứng giữa Sắt(II) Oxit (FeO) và Axit Sunfuric (H₂SO₄) là một phản ứng trung hòa điển hình, thuộc nhóm oxit bazơ với axit. Trong điều kiện thích hợp, FeO tác dụng với H₂SO₄ loãng để tạo thành muối sắt(II) sunfat (FeSO₄) và nước (H₂O).

Phương Trình Hóa Học

Phương trình chưa cân bằng:

\[FeO + {H_2}S{O_4}_{(loãng)} \to FeS{O_4} + {H_2}O\]

Phương trình tự cân bằng (tỉ lệ phản ứng 1:1).

Điều Kiện Phản Ứng

• Phản ứng diễn ra ở điều kiện thường, không cần chất xúc tác.
• Dung dịch H₂SO₄ loãng (Lưu ý: Khi FeO phản ứng với H₂SO₄ đặc nóng sẽ tạo muối Sắt (III) và khí SO₂

Nguyên Lý Phản Ứng

Đây là phản ứng trung hòa giữa oxit bazơ và axit:

FeO là một oxit bazơ, phản ứng theo cơ chế trung hòa với axit:

Phản ứng ion rút gọn:

\[FeO + 2{H^ + } \to F{e^{2 + }} + {H_2}O\]

Trong dung dịch H₂SO₄ loãng, axit phân ly mạnh:

\[{H_2}S{O_4} \leftrightarrow 2{H^ + } + S{O_4}^{2 – }\]

Do đó, khi FeO phản ứng, ion Fe²⁺ được hình thành và liên kết với SO₄²⁻ để tạo FeSO₄:

\[F{e^{2 + }} + S{O_4}^{2 – } \to FeS{O_4}\]

Tổng thể, phản ứng có thể được biểu diễn bằng phương trình ion đầy đủ:

\[FeO + 2{H^ + } + S{O_4}^{2 – } \to F{e^{2 + }} + S{O_4}^{2 – } + {H_2}O\]

Phương trình ion rút gọn:

\[FeO + 2{H^ + } \to F{e^{2 + }} + {H_2}O\]

• FeO đóng vai trò là oxit bazơ, phản ứng với ion H⁺.
  
• H₂SO₄ cung cấp ion H⁺, là một axit mạnh.
  
• Sản phẩm là muối FeSO₄ tan tốt trong nước và nước (H₂O).
• Ion SO₄²⁻ không tham gia trực tiếp vào phản ứng, chỉ kết hợp với Fe²⁺ để tạo FeSO₄.

Cách Thực Hiện Phản Ứng

Chuẩn bị:

• Oxit sắt(II) (FeO) dạng bột hoặc rắn.
• Dung dịch axit sunfuric (H₂SO₄) loãng (nồng độ 5-20%).
• Dụng cụ: Ống nghiệm, cốc thủy tinh, kẹp gắp.
• Thiết bị hỗ trợ: Ống nhỏ giọt để thêm H₂SO₄.

Trình tự tiến hành:

• Cho một lượng nhỏ FeO (khoảng 0,1-0,2 g) vào cốc thủy tinh hoặc ống nghiệm.
• Thêm từ từ dung dịch H₂SO₄ (khoảng 5-10 ml) vào FeO, khuấy nhẹ bằng đũa thủy tinh để đảm bảo tiếp xúc.
• Quan sát hiện tượng: FeO tan dần, dung dịch chuyển màu xanh nhạt (do ion Fe²⁺), không có khí thoát ra.
• Nếu phản ứng diễn ra chậm, có thể gia nhiệt nhẹ bằng đèn cồn để tăng tốc độ phản ứng.
• Sau khi FeO tan hoàn toàn, dung dịch thu được chứa FeSO₄ và có thể được dùng để kiểm tra ion Fe²⁺.

Lưu ý:

• H₂SO₄ là axit mạnh, có tính ăn mòn cao. Cần đeo găng tay, kính bảo hộ và thao tác trong khu vực thông thoáng.
• FeO không bền, dễ bị oxi hóa thành Fe₂O₃ hoặc Fe₃O₄ khi tiếp xúc với không khí, đặc biệt trong môi trường ẩm. 
• Nếu dung dịch H₂SO₄ quá loãng, phản ứng có thể diễn ra chậm. Ngược lại, H₂SO₄ đậm đặc dưới sự gia nhiệt có thể oxi hóa Fe²⁺ thành Fe³⁺ nếu đun nóng, tạo Fe₂(SO₄)₃.

Nhận Biết Phản Ứng

Hiện tượng quan sát được:

• Chất rắn FeO (màu đen hoặc xám đen) tan dần trong dung dịch H₂SO₄.
• Dung dịch sau phản ứng có màu xanh nhạt đặc trưng của ion Fe²⁺ (do muối tan FeSO₄).
• Không có khí thoát ra, chỉ tạo ra muối hòa tan (FeSO₄) và nước.

Kiểm chứng sản phẩm:

• Phản ứng kết tủa: Có thể xác nhận sự hiện diện của Fe²⁺ bằng cách thêm dung dịch NaOH loãng. Kết tủa xanh lục (Fe(OH)₂) xuất hiện:

  \[F{e^{2 + }} + 2O{H^ – } \to Fe{(OH)_2} \downarrow \]

• Hoặc lấy một ít dung dịch sau phản ứng, nhỏ vài giọt dung dịch kali fericyanua (K₃[Fe(CN)₆]). Nếu xuất hiện kết kết tủa màu xanh (Turnbull’s blue), điều đó chứng tỏ có ion Fe²⁺, tức là FeSO₄ đã được tạo ra.

\[3F{e^{2 + }} + 2{[Fe{(CN)_6}]^{3 – }} \to 3F{e_3}{[Fe{(CN)_6}]_2} \downarrow \] (xanh lam đậm)

• Phân biệt với Fe³⁺: Nếu dung dịch chứa Fe³⁺ (do FeO bị oxi hóa trước đó), thêm dung dịch KSCN sẽ tạo màu đỏ máu, trong khi Fe²⁺ không phản ứng với KSCN.

Kiến Thức Mở Rộng Về Chất Tham Gia và Sản Phẩm

• FeO không tạo Fe(HSO₄)₂ khi phản ứng với H₂SO₄ loãng vì H₂SO₄ phân ly gần như hoàn toàn ở điều kiện pha loãng, và gốc HSO₄⁻ không đủ bền để tạo muối axit với ion kim loại hóa trị II. Do đó, sản phẩm ổn định là muối trung hòa FeSO₄.

• Axit Sunfuric (H₂SO₄)

  • Tính chất: H₂SO₄ là axit mạnh hai nấc, phân ly theo:
    • Nấc 1: \[{H_2}S{O_4} \leftrightarrow HS{O_4}^ – + {H^ + }\] (pKa₁ ≈ -3, phân ly mạnh).
    • Nấc 2: \[HS{O_4}^ – \leftrightarrow S{O_4}^{2 – } + {H^ + }\] (pKa₂ ≈ 1.99, phân ly yếu hơn).

• • Ở điều kiện loãng, cả hai nấc phân ly đều xảy ra gần như hoàn toàn, nên trong dung dịch chủ yếu tồn tại ion H⁺ và SO₄²⁻.
  • Lưu ý: H₂SO₄ đậm đặc có thể oxi hóa Fe²⁺ thành Fe³⁺ nếu đun nóng, tạo Fe₂(SO₄)₃ thay vì FeSO₄.

• Oxit Sắt(II) (FeO)

  • Tính chất: FeO là oxit bazơ (oxit lưỡng tính yếu), màu đen/xám đen, có cấu trúc tinh thể NaCl (Fe²⁺ và O²⁻). FeO không tan trong nước, không bền, dễ oxi hóa thành Fe₂O₃ hoặc Fe₃O₄ trong không khí, đặc biệt khi có độ ẩm.
  • Tính lưỡng tính (chỉ trong điều kiện đặc biệt):\[FeO + 2NaOH + {H_2}O \to N{a_2}[Fe{(OH)_4}]\] (phức hydroxoferrat(II))Tuy nhiên phản ứng này rất yếu và hiếm xảy ra, chỉ trong môi trường kiềm đậm đặc hoặc khi FeO tồn tại ở dạng keo/micro.
  • Tính không bền: FeO thường tồn tại ở trạng thái không chuẩn (có lẫn Fe³⁺), khó điều chế và bảo quản. Thường được tạo từ phản ứng: Fe + Fe₂O₃ → 3FeO (nhiệt độ cao, môi trường khử).

• Sắt(II) Sunfat (FeSO₄)

  • Tính chất: Muối tan tốt, dung dịch màu xanh nhạt do ion Fe²⁺. FeSO₄ có tính khử yếu, dễ bị oxi hóa thành Fe³⁺ trong không khí ẩm. Dạng ngậm nước (FeSO₄·7H₂O, màu xanh lam) phổ biến hơn.
  • Phản ứng đặc trưng: Fe²⁺ tạo kết tủa xanh với K₃[Fe(CN)₆], không phản ứng với KSCN (phân biệt với Fe³⁺).

• Các phản ứng đặc biệt của FeSO₄

  FeSO₄ (sắt(II) sunfat) là muối có nhiều ứng dụng trong công nghiệp và phòng thí nghiệm, nhưng cũng rất dễ bị phân hủy hoặc tham gia phản ứng oxi hóa–khử.

  a. Bị oxi hóa bởi O₂:

  \[F{e^{2 + }} + \frac{1}{2}{O_2} + 2{H_2}O \to F{e^{3 + }} + 2O{H^ – }\]

  Dẫn đến biến đổi FeSO₄ thành hỗn hợp Fe₂(SO₄)₃ và Fe(OH)₃, làm mất tính ổn định nếu để lâu ngoài không khí.

  b. Phản ứng với thuốc thử oxi hóa:

  • Với KMnO₄ trong môi trường axit:

  \[10FeS{O_4} + 2KMnO4 + 8{H_2}S{O_4} \to 5F{e_2}{(S{O_4})_3} + 2MnS{O_4} + {K_2}S{O_4} + 8{H_2}O\]

  Phản ứng dùng trong phân tích chuẩn độ để xác định nồng độ Fe²⁺.

  c. Nhiệt phân tạo hỗn hợp rắn và khí:

  \[2FeS{O_4} \to F{e_2}{O_3} + \frac{1}{2}{O_2} \uparrow + 2S{O_2} \uparrow \] (khi nung nóng)

  Phản ứng này là cơ sở để sản xuất sắt oxit và SO₂ công nghiệp.

  d. Tạo phức với ligand:

  FeSO₄ có thể tạo các phức với NH₃, SCN⁻, CN⁻,… dùng trong hóa học phối hợp.

• Phản ứng liên qua

  • Oxi hóa FeSO₄:
    • \[2FeS{O_4} + {H_2}S{O_4} + {H_2}{O_2} \to F{e_2}{(S{O_4})_3} + 2{H_2}O\] (Fe²⁺ → Fe³⁺).
    • \[2FeO + 4H2SO4(đ,n) \to F{e_2}{(S{O_4})_3} + SO2 \uparrow + 4{H_2}O\]
  • Phản ứng với axit khác:\[FeO + HCl \to FeC{l_2} + {H_2}O\].
  • Tạo FeSO₄ từ kim loại: \[Fe + {H_2}S{O_4} \to FeS{O_4} + {H_2} \uparrow \].
  • Điều chế FeO: \[Fe + F{e_2}{O_3}\mathop \to \limits^{t^\circ } 3FeO\] (nhiệt độ cao, môi trường khử).

Ứng Dụng

• Công nghiệp:
  • FeSO₄: Sử dụng trong xử lý nước thải (loại bỏ phosphate), sản xuất phân bón, mực in, và làm thuốc bổ sung sắt trong y học.
  • FeO: Trung gian trong quá trình luyện thép.
  • H₂SO₄: Dùng trong sản xuất phân bón, làm sạch kim loại, và tổng hợp hóa chất.
• Môi trường: FeSO₄ giúp xử lý nước thải, loại bỏ các chất ô nhiễm như phosphate hoặc kim loại nặng, góp phần bảo vệ môi trường.

Bài Tập Vận Dụng

Đề bài: Cho 7,2 g FeO phản ứng hoàn toàn với dung dịch H₂SO₄ dư. Sau khi phản ứng hoàn tất, tính:

1. a) Khối lượng FeSO₄ thu được.
2. b) Thể tích dung dịch H₂SO₄ 0,2M tối thiểu cần dùng.

Giải:

Phương trình phản ứng: \[FeO + {H_2}S{O_4}_{(loãng)} \to FeS{O_4} + {H_2}O\]

1. a) Tính khối lượng FeSO₄:

• Số mol FeO: \[{n_{FeO}} = \frac{{7,2}}{{72}} = 0,1mol\]
• Tỉ lệ mol FeO:FeSO₄ = 1:1, nên \[{n_{FeS{O_4}}} = 0,1mol\]
• Khối lượng phân tử FeSO₄: \[{M_{FeS{O_4}}} = 56 + 32 + (16 \times 4) = 152gram/mol\]
• Khối lượng FeSO₄: \[{m_{FeS{O_4}}} = 0,1 \times 152 = 15,2gram\]

Đáp số: Khối lượng FeSO₄ thu được là 15,2 g.

1. b) Tính thể tích H₂SO₄ 0,2M tối thiểu:

• Tỉ lệ mol FeO:H₂SO₄ = 1:1, nên \[{n_{{H_2}S{O_4}}}cần = 0,1mol\]l.
• Nồng độ H₂SO₄: C = 0,2 mol/L
• Thể tích H₂SO₄: V = n/C = 0,1/0,2 = 0,5 L = 500 ml

Đáp số: Thể tích H₂SO₄ 0,2M tối thiểu cần dùng là 500 ml.

Gia Khang