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.
Cơ chế phản ứng Fe₂O₃ + HI
Giai đoạn 1: Phản ứng axit-bazơ
Fe₂O₃ là một oxit bazơ. Khi tiếp xúc với HI, phản ứng proton hóa xảy ra:
\[F{e_2}{O_3} + 6{H^ + } \to 2F{e^{3 + }} + 3{H_2}O\]O
Ở bước này, oxit Fe₂O₃ bị phá vỡ cấu trúc, ion hóa thành Fe³⁺ và giải phóng nước.
Giai đoạn 2: Phản ứng oxi hóa – khử
Ion I⁻ đóng vai trò chất khử:
\[2F{e^{3 + }} + 2{I^ – } \to 2F{e^{2 + }} + {I_2}\]
Fe³⁺ nhận electron từ I⁻, chuyển thành Fe²⁺, đồng thời I⁻ mất electron và tạo thành I₂.
Phương trình tổng quát
Gộp cả hai giai đoạn:
\[F{e_2}{O_3} + 2{I^ – } + 6{H^ + } \to 2F{e^{2 + }} + {I_2} + 3{H_2}O\]
Đặc điểm cơ chế
- Không hình thành FeI₃ trung gian vì Fe³⁺ bị khử ngay sau khi hình thành.
- Các bước diễn ra đồng thời và liên kết chặt chẽ trong dung dịch HI.
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.
