Phản ứng giữa sắt(III) oxit (Fe₂O₃) và axit hydroiodic (HI) là một phản ứng đặc trưng của hệ khử oxy hóa, trong đó HI vừa đóng vai trò là axit, vừa là chất khử mạnh. Sản phẩm tạo ra là sắt(II) iodua (FeI₂), nước (H₂O) và iod phân tử (I₂). Phản ứng minh họa khả năng khử mạnh của HI so với các axit halogen khác và thể hiện tính khử của halogen ion trong môi trường axit.
Phương Trình Hóa Học
Phương trình chưa cân bằng:
\[F{e_2}{O_3} + HI \to Fe{I_2} + {H_2}O + {I_2}\]
Phương trình hóa học đã cân bằng:
\[F{e_2}{O_3} + 6HI \to 2Fe{I_2} + 3{H_2}O + {I_2}\]
Điều kiện phản ứng
Phản ứng xảy ra trong điều kiện thường, không cần xúc tác hoặc nhiệt độ cao, tuy nhiên môi trường axit cần được duy trì đủ mạnh và đủ lượng HI để đảm bảo phản ứng xảy ra hoàn toàn.
Nguyên lý phản ứng và phương trình ion
Phản ứng này thuộc loại phản ứng oxi hóa – khử, trong đó:
- Fe³⁺ trong Fe₂O₃ bị khử thành Fe²⁺ trong FeI₂
- I⁻ trong HI bị oxi hóa thành I₂
Phân tích quá trình theo phương trình ion:
Quá trình khử: \[F{e^{3 + }} + e \to F{e^{2 + }}\]
Quá trình oxi hóa: \[2{I^ – } \to {I_2} + 2e\]
Phương trình ion rút gọn: \[2F{e^{3 + }} + 2{I^ – } \to 2F{e^{2 + }} + {I_2}\]
Trong phản ứng trên, H⁺ từ axit HI kết hợp với O²⁻ trong Fe₂O₃ để tạo thành phân tử nước, còn iodua I⁻ là tác nhân khử làm khử ion Fe³⁺ xuống Fe²⁺ và bản thân bị oxi hóa thành iod tự do I₂.
Cách thực hiện phản ứng
- Cho từ từ dung dịch axit HI vào dung dịch hoặc huyền phù chứa oxit sắt(III) Fe₂O₃.
- Khuấy đều hỗn hợp.
- Quan sát sự biến đổi về màu sắc và sự tạo thành của iot nguyên tử.
Lưu ý:
- Dung dịch HI nên được sử dụng ở dạng đậm đặc để tăng hiệu quả phản ứng.
- Cần đảm bảo lượng HI dư để phản ứng xảy ra hoàn toàn, tránh hiện tượng dư oxit chưa phản ứng.
Nhận biết phản ứng
- Dung dịch chuyển sang màu vàng nâu hoặc tím nhạt đặc trưng của iot (I₂).
- Có thể kiểm tra sự tạo thành I₂ bằng cách thêm hồ tinh bột vào hỗn hợp sau phản ứng. Nếu xuất hiện màu xanh tím đặc trưng thì iod đã được tạo thành.
- Dung dịch có thể chuyển sang màu xanh lục nhạt do Fe²⁺.
Kiến thức mở rộng: Vai trò của HI trong phản ứng Fe₂O₃ + HI
Tính khử của ion I⁻ trong phản ứng
Cấu trúc electron và đặc điểm hóa học của ion I⁻
Ion iodua (I⁻) có cấu hình electron:
\[{I^ – }:[Kr]4{d^{10}}5{s^2}5{p^6}\]
đạt trạng thái bền vững tương đương khí hiếm xenon. Tuy nhiên, do kích thước lớn và sự che chắn của các lớp electron bên trong, lực hút hạt nhân tác động lên lớp electron ngoài cùng yếu, dẫn đến ion I⁻ có khả năng nhường electron dễ dàng trong các điều kiện phản ứng phù hợp.
Đặc điểm này giải thích vì sao I⁻ thể hiện tính khử mạnh, dễ dàng chuyển thành phân tử I₂ thông qua quá trình nhường electron.
Axit HI và các đặc điểm liên quan đến phản ứng
Nhóm axit halogen
Các axit halogen (HX, với X = F, Cl, Br, I) là những axit vô cơ quan trọng. Chúng có tính chất chung:
- Tính axit mạnh, dễ phân ly tạo ion H⁺ và ion halogen X⁻.
- Thể hiện khả năng phản ứng với các bazơ và oxit bazơ.
Tuy nhiên, sự khác biệt về độ mạnh của liên kết H–X và khả năng khử của X⁻ dẫn đến những hành vi hóa học khác nhau trong phản ứng.
Đặc điểm riêng của HI
HI là axit mạnh nhất trong nhóm halogen, có độ phân ly gần như hoàn toàn trong dung dịch nước. Một số tính chất đáng lưu ý:
- Liên kết H–I yếu nhất trong các axit halogen, dễ phân ly thành H⁺ và I⁻.
- Ion I⁻ có bán kính lớn, dễ nhường electron, thể hiện tính khử mạnh nhất trong nhóm.
Thế oxi hóa tiêu chuẩn của các cặp X₂/X⁻ được sắp xếp như sau:
| Cặp điện cực | Thế oxi hóa chuẩn (V) |
| F₂/F⁻ | +2.87 |
| Cl₂/Cl⁻ | +1.36 |
| Br₂/Br⁻ | +1.07 |
| I₂/I⁻ | +0.535 |
I⁻ dễ bị oxi hóa nhất trong số các ion halogen.
So sánh với phản ứng của Fe₂O₃ với các axit halogen khác
- Khi tác dụng với HCl hoặc HBr, Fe₂O₃ chủ yếu phản ứng theo kiểu proton hóa, tạo FeCl₃ hoặc FeBr₃, không có quá trình khử Fe³⁺ thành Fe²⁺.
- Chỉ trong phản ứng với HI, nhờ tính khử mạnh của I⁻, Fe³⁺ mới bị khử thành Fe²⁺.
Điều này giải thích tại sao sản phẩm tạo thành khi Fe₂O₃ phản ứng với HI là FeI₂ và I₂, thay vì các muối Fe³⁺ như trong trường hợp với các axit khác.
Bản chất oxi hóa khử của phản ứng
Trong phản ứng này, ion iodua (I⁻) đóng vai trò là chất khử, còn ion sắt (III) – Fe³⁺ là chất oxi hóa. Hai chất này tham gia vào phản ứng oxi hóa – khử theo cơ chế chuyển electron, trong đó I⁻ bị oxi hóa thành I₂ còn Fe³⁺ bị khử thành Fe²⁺.
Hiện tượng này xảy ra do sự chênh lệch thế điện cực chuẩn giữa hai cặp oxi hóa – khử: Fe³⁺/Fe²⁺ và I₂/I⁻. Thế điện cực chuẩn của cặp Fe³⁺/Fe²⁺ là +0,77 V, cao hơn so với I₂/I⁻ là +0,535 V.
\[E_{oxi hoa − khu} = E_{oxh (I^ -)} − E_{khu (Fe^{3 + })} = + 0,77 − (+ 0,535) = + 0.235V\]
Chênh lệch giữa hai giá trị này là +0,235 V, cho thấy phản ứng oxi hóa – khử xảy ra theo chiều tự phát. Điều này cũng phản ánh xu hướng tự nhiên của Fe³⁺ là nhận electron (bị khử), còn I⁻ lại có xu hướng mất electron (bị oxi hóa).
Phân tích lý do I⁻ nhường electron cho Fe³⁺
Việc I⁻ nhường electron cho Fe³⁺ có thể được giải thích dựa trên đặc điểm nguyên tử học và cấu trúc vi mô của các ion tham gia phản ứng.
Ion Fe³⁺ có điện tích dương cao và bán kính nhỏ, dẫn đến mật độ điện tích lớn. Cấu hình electron của Fe³⁺ là [Ar] 3d⁵, với các orbital d trống có năng lượng thấp. Điều này khiến Fe³⁺ có lực hút mạnh đối với electron tự do từ các chất khác.
Ngược lại, ion I⁻ có bán kính lớn và điện tích âm, với cấu hình electron là [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁶. Các electron ở lớp ngoài cùng (5p⁶) có năng lượng cao và tương đối ít bị hút chặt do hiệu ứng che chắn mạnh từ các lớp trong. Do đó, I⁻ dễ mất electron trong điều kiện thích hợp.
Khi Fe³⁺ và I⁻ tiếp xúc trong dung dịch, orbital p chứa đầy của I⁻ có thể tương tác với orbital d trống của Fe³⁺ thông qua va chạm định hướng. Nếu va chạm xảy ra theo hướng thuận lợi và năng lượng đủ để vượt qua hàng rào năng lượng hoạt hóa, electron từ orbital 5p của I⁻ sẽ được chuyển sang orbital 3d trống của Fe³⁺. Quá trình này dẫn đến sự khử Fe³⁺ thành Fe²⁺ và sự oxi hóa I⁻ thành I• (nguyên tử iod tự do).
\[I^- (5p) \to Fe^{3 +} (3d) \to Fe^{2 + } (3d^5)_{ban bao hoa} + I \bullet\]
Hai nguyên tử iod tự do I• sau đó kết hợp với nhau để tạo thành phân tử I₂ thông qua liên kết cộng hóa trị, trong đó hai orbital 5p bán đầy của mỗi nguyên tử I tạo thành một liên kết sigma (σ). Phân tử I₂ được giải phóng ra khỏi dung dịch, tồn tại ở thể rắn (kết tinh màu tím đen) hoặc thể hơi (hơi tím) tùy theo điều kiện môi trường.
\[2I \bullet \to I_2\]
Dòng electron và phân tử sau phản ứng
Tại mức độ vi mô, phản ứng có thể được phân tách thành hai bán phản ứng như sau:
Quá trình oxi hóa:
\[2I^ – \to I_2 + 2e E = +0,535 V\]
Quá trình khử:
\[2Fe^{3 + } + 2e \to 2Fe^{2 + } E = +0,77\]
Electron bị mất bởi hai ion iodua được chấp nhận bởi hai ion Fe³⁺. Luồng electron này dịch chuyển từ các orbital 5p chứa đầy (trên I⁻) sang các orbital d trống (trên Fe³⁺), dẫn đến sự tái cấu trúc điện tử ở cả hai phía. Sau phản ứng, các ion Fe²⁺ và phân tử I₂ hình thành là kết quả của quá trình này.
Trạng thái tồn tại của I₂ sau phản ứng
Ở điều kiện thường (25°C, 1 atm)
Phân tử I₂ là một chất rắn kết tinh có màu tím đen. Nó có cấu trúc phân tử tuyến tính (I–I) với liên kết cộng hóa trị không phân cực. Do khối lượng phân tử lớn và lực tương tác giữa các phân tử I₂ (lực Van der Waals) tương đối mạnh, nên I₂ tồn tại chủ yếu ở trạng thái rắn ở điều kiện thường.
Nhiệt độ nóng chảy: ≈ 113.7°C
Nhiệt độ sôi: ≈ 184.3°C
Áp suất hơi ở 25°C: thấp, nhưng có thể bay hơi tạo thành hơi màu tím đặc trưng.
Do đó, nếu phản ứng xảy ra ở nhiệt độ phòng, I₂ thường kết tinh dần hoặc bám thành mảng tím đen. Nếu có nguồn nhiệt hoặc điều kiện không khí khô, I₂ có thể thăng hoa thành hơi màu tím.
Độ tan và dung môi hòa tan I₂
I₂ là chất không phân cực, nên tan rất kém trong nước (dung môi phân cực). Ở 25°C, độ tan của I₂ trong nước là khoảng 0.03 g/100 mL.
Tuy nhiên, I₂ tan tốt trong các dung môi không phân cực hoặc ít phân cực, nhờ vào tương tác phân tán:
- Etanol, eter: tan vừa phải, dung dịch có màu tím.
- Benzene, cloroform, CCl₄: tan tốt, cho dung dịch màu tím sẫm hoặc nâu.
- Dung dịch KI dư: tan rất tốt nhờ hình thành phức I₃⁻ có màu nâu đỏ sẫm.
\[I_2 + I^- \to {I_3}^-\]
Trong phản ứng Fe₂O₃ + HI, nếu lượng I₂ tạo thành lớn, phần lớn sẽ tách ra ở dạng rắn hoặc hơi. Nếu có mặt dung môi không phân cực hoặc KI dư, I₂ có thể tan vào dung dịch.
Vì sao có thể nhận biết I₂ bằng hồ tinh bột?
Hiện tượng
Khi nhỏ vài giọt hồ tinh bột vào dung dịch có chứa I₂, xuất hiện màu xanh tím đặc trưng.
Phản ứng tạo phức I₂ – hồ tinh bột
Hồ tinh bột là hệ keo tạo bởi amylose – một chuỗi dài xoắn của glucose (C₆H₁₀O₅)n có cấu trúc hình xoắn lò xo. Khi thêm I₂ vào dung dịch hồ tinh bột (đặc biệt khi có thêm một chút I⁻ từ KI dư), I₂ sẽ chui vào lõi rỗng của chuỗi xoắn amylose, tạo nên phức nội phân tử I₃⁻– amylose.
I₂ không phản ứng hóa học với tinh bột mà tạo thành phức hấp phụ: I₂ nằm trong kênh xoắn, bị phân cực bởi nhóm -OH của amylose, gây dịch chuyển điện tử π → π* trên I₂, làm thay đổi cách hấp thụ ánh sáng.
Cấu trúc MO và màu xanh đặc trưng
Phức này không phải là liên kết cộng hóa trị, mà là tương tác phân tử yếu, chủ yếu là:
- Lực Van der Waals giữa I₂ hoặc I₃⁻ và mặt trong của vòng xoắn amylose.
- Hiện tượng cộng hưởng điện tử trong chuỗi phân tử I₃⁻ (hình thành từ I₂ + I⁻ → I₃⁻).
Trong phức I₃⁻, các orbital pz của các nguyên tử iod chồng lên nhau tạo thành hệ orbital phân tử liên hợp, trong đó có các MO liên kết, phản liên kết và không liên kết. Khoảng cách năng lượng giữa các mức này cho phép hấp thụ bước sóng trong vùng nhìn thấy, đặc biệt là ánh sáng màu đỏ–da cam, khiến phức thể hiện màu xanh tím đặc trưng.
Hiện tượng mất màu khi đun nóng – giải thích theo mô hình MO
Khi đun nóng dung dịch hồ tinh bột chứa I₂ hoặc I₃⁻:
- Nhiệt độ cao làm chuỗi xoắn amylose giãn ra, mất cấu trúc xoắn ốc → I₂/I₃⁻ không còn chui vào lõi xoắn được.
- Nhiệt cũng làm tăng động năng phân tử, phá vỡ liên kết yếu giữa I₂/I₃⁻ và chuỗi tinh bột.
- Đồng thời, I₂ thăng hoa dần khỏi dung dịch hoặc bị phân ly → làm giảm nồng độ I₂ tự do.
Kết quả là phức I₃⁻ – amylose không còn được hình thành, dung dịch mất màu xanh tím, trở nên trong hoặc vàng nhạt (tùy vào nền dung dịch).
Bài tập vận dụng
Đề bài: Cho 16 gam Fe₂O₃ tác dụng với 2 lít dung dịch HI 0,3M. Nồng độ FeI2 thu được sau phản ứng.
Giải:
Phương trình phản ứng:
\[F{e_2}{O_3} + 6HI \to 2Fe{I_2} + 3{H_2}O + {I_2}\]
- Số mol Fe₂O₃: \[{n_{F{e_2}{O_3}}} = \frac{{16}}{{160}} = 0,1mol\]
- Số mol HI: \[{n_{HI}} = 0,3 \times 2 = 0,6mol\]
tỉ lệ phản ứng Fe₂O₃:HI = 1:6 = 0,1:0,6 => Fe₂O₃ và HI phản ứng hoàn toàn.
- Theo phương trình, 1 mol Fe₂O₃ → 2 mol FeI2
⇒ 0.1 mol Fe₂O₃ → 0.2 mol FeI2 - Nồng độ mol của FeI2: \[{C_{M(Fe{I_2})}} = \frac{{0,2}}{2} = 0,1M\]
Đáp án: nồng độ mol của FeI2 trong dung dịch sau phản ứng là 0,1M.
