Phản ứng giữa Sắt(II) Hidroxit (Fe(OH)₂) và Axit Nitric (HNO₃) là một phản ứng oxi hóa – khử đặc trưng. Phản ứng xảy ra ở nhiệt độ cao và tác dụng với HNO₃, trong đó Fe(OH)₂ bị oxi hóa để tạo ra sắt(III) nitrat (Fe(NO₃)₃), nước (H₂O), và khí nitơ monoxit (NO↑).
Phản ứng minh họa khả năng oxi hóa mạnh của HNO₃, trong đó Fe²⁺ chuyển thành Fe³⁺, và nitơ trong HNO₃ bị khử từ +5 xuống +2. Phản ứng không chỉ quan trọng trong lý thuyết hóa học mà còn có ứng dụng trong phân tích hóa học, xử lý nước thải, và nghiên cứu khí độc.
Phương Trình Hóa Học
Phương trình chưa cân bằng:
\[Fe(OH)_2 + HN{O_{3(loãng)}} \to Fe{(N{O_3})_3} + NO \uparrow + {H_2}O\]
Phương trình đã cân bằng:
\[3Fe(OH)_2 + 10HN{O_{3(loãng)}} \to 3Fe{(N{O_3})_3} + NO \uparrow + 8{H_2}O\]
Điều Kiện Phản Ứng
- HNO₃ hơi loãng (~50-68%), đảm bảo tính oxi hóa nhằm tạo NO, nếu quá loãng sẽ tạo N₂O hoặc đặc sẽ tạo NO₂.
- Fe(OH)₂: Dạng bột hoặc rắn để tăng diện tích tiếp xúc với HNO₃.
- Nhiệt độ: ở nhiệt độ thường, khử nitơ đến trạng thái +2.
- Môi trường: Cần thực hiện trong tủ hút do phản ứng tạo khí NO độc hại, dễ oxi hóa thành NO₂ trong không khí.
Nguyên Lý Phản Ứng
Đây là phản ứng oxi hóa – khử:
- \cccFe(OH)₂: chứa Fe²⁺, bị oxi hóa thành Fe³⁺ trong Fe(NO₃)₃.
- HNO₃: Đóng vai trò axit (cung cấp H⁺) và chất oxi hóa, trong đó nitơ (N⁵⁺ trong NO₃⁻) bị khử thành NO (N⁺²).
Phương trình electron:
- Quá trình oxi hóa:
\[Fe(OH)_2 + 2H^ + \to Fe^{3 + } + 4{H_2}O + e\]
Hay
\[F{e^{2 + }} \to F{e^{3 + }} + e\]
- Quá trình khử:
\[N{O^{3 – }} + 4{H^ + } + 3e \to NO + 2{H_2}O\]
- Tổng quát:
\[3Fe(OH)_2 + 10HN{O_{3(loãng)}} \to 3Fe{(N{O_3})_3} + NO \uparrow + 8{H_2}O\]
Phương trình ion:
\[3Fe{(OH)_2}_(r) + 10{H^ + } + 10N{O_3}^ – \to 3F{e^{3 + }} + 9N{O_3}^ – + NO \uparrow + 8{H_2}O\]
Phương trình ion rút gọn:
\[3Fe{(OH)_2}_(r) + 10{H^ + } + N{O_3}^ – \to 3F{e^{3 + }} + NO \uparrow + 8{H_2}O\]
Phương trình ion này thể hiện Fe(OH)₂ phản ứng với H⁺ và NO₃⁻ để tạo Fe³⁺ và NO.
Cách Thực Hiện Phản Ứng
Chuẩn bị:
- Sắt(II) Hidroxit (Fe(OH)₂) dạng bột hoặc rắn.
- Axit nitric (HNO₃) pha loãng, nồng độ (~50-68%).
- Dụng cụ: Ống nghiệm chịu nhiệt, cốc thủy tinh chịu axit, kẹp gắp, đèn cồn hoặc bếp điện.
- Thiết bị hỗ trợ: Tủ hút để xử lý khí NO độc, pipet để thêm HNO₃.
Trình tự tiến hành:
- Cho lượng nhỏ Fe(OH)₂(khoảng 0,1-0,2 g) vào ống nghiệm chịu nhiệt hoặc cốc thủy tinh.
- Thêm từ từ HNO₃ loãng (khoảng 2-3 ml), khuấy nhẹ bằng đũa thủy tinh.
- Đun nóng mạnh trên đèn cồn, giữ nhiệt độ cao.
- Quan sát hiện tượng: Fe(OH)₂ tan dần, dung dịch chuyển màu vàng/nâu nhạt (ion Fe³⁺), có khí không màu (NO) thoát ra, có thể chuyển thành NO₂ (nâu đỏ) khi tiếp xúc với không khí.
- Tiếp tục đun đến khi phản ứng hoàn tất, thu được dung dịch chứa Fe(NO₃)₃.
Lưu ý:
- HNO₃ đậm đặc là axit mạnh, rất nguy hiểm, cần thao tác trong tủ hút với găng tay và kính bảo hộ.
- Khí NO là khí độc, dễ oxi hóa thành NO₂ trong không khí, cần tủ hút để tránh hít phải.
- Fe(OH)₂ là oxit không bền, dễ oxi hóa thành Fe₂O₃ trong không khí ẩm. Cần dùng Fe(OH)₂ mới điều chế.
- Kiểm soát nhiệt độ và nồng độ HNO₃ để tạo NO, tránh tạo N₂O (HNO₃ loãng hơn) hoặc NO₂ (HNO₃ đậm đặc).
Nhận Biết Phản Ứng
Hiện tượng quan sát được:
- Chất rắn Fe(OH)₂ (màu xanh rêu) tan dần trong HNO₃ khi đun nóng.
- Dung dịch chuyển màu vàng/nâu nhạt, đặc trưng của ion Fe³⁺ (do Fe(NO₃)₃).
- Có khí không màu (NO) thoát ra, có thể chuyển thành nâu đỏ (NO₂) khi tiếp xúc với không khí.
Kiểm chứng sản phẩm:
- Fe³⁺: Lấy một ít dung dịch, thêm vài giọt kali thiocyanat (KSCN). Nếu xuất hiện màu đỏ máu, chứng tỏ có ion Fe³⁺, tức Fe(NO₃)₃.
- NO: Khí NO khó nhận biết trực tiếp do nhanh chóng oxi hóa thành NO₂ trong không khí. Do đó, ta cần dẫn khí qua dung dịch FeSO₄, nếu tạo phức màu nâu ([Fe(H₂O)₅NO]²⁺), đó là dấu hiệu của NO.
- Phân biệt Fe²⁺: Nếu có Fe²⁺ (do tạo Fe(NO₃)₂), thêm K₃[Fe(CN)₆] tạo kết tủa xanh (Turnbull’s blue), nhưng không tạo màu đỏ với KSCN.
Kiến Thức Mở Rộng
Nitơ Monoxit (NO)
- NO là khí không màu, độc, kém bền.
- Là chất dễ oxi hóa thành NO₂ trong không khí. NO là khí trung gian trong chu trình nitơ.
\[2NO + {O_2} \to 2N{O_2}\]
- NO không tan nhiều trong nước và không phản ứng với H₂O ở điều kiện thường. Nhưng có thể tan gián tiếp thông qua phản ứng với O₂ tạo NO₂, rồi NO₂ tan vào nước tạo axit nitric:
\[2N{O_2} + {H_2}O + \frac{1}{2}{O_2} \to 2HN{O_3}\]
- NO là phân tử có cấu trúc không đối xứng, chứa một electron độc thân (radical), nên rất dễ phản ứng với chất oxi hóa. Cấu trúc MO (molecular orbital) cho thấy NO có tính thuận từ (paramagnetic), dễ mất hoặc chia sẻ electron để tạo liên kết mới.
- NO có thể phản ứng với một số kim loại chuyển tiếp tạo phức kim loại nitrosyl:
\[F{e^{2 + }} + xNO \to {[Fe{(NO)_x}]^{2 + }}\] (phức màu nâu)
Phản ứng giữa Nitric Oxide (NO) và Chlorine (Cl₂)
\[2NO + C{l_2} \to 2NOCl\]
| Thành phần | Trước phản ứng | Sau phản ứng | Vai trò |
| Nitơ (N) trong NO | +2 | +3 (trong NOCl) | Chất khử |
| Clo (Cl) trong Cl₂ | 0 | -1 (trong NOCl) | Chất oxi hóa |
Trong phản ứng này, nguyên tử N trong NO bị oxi hóa từ +2 lên +3. Đồng thời, Cl₂ bị khử từ 0 về -1, mỗi nguyên tử Clo nhận 1 electron. Tổng thể, đây là phản ứng trao đổi electron giữa hai phân tử khí, không yêu cầu xúc tác hay điều kiện đặc biệt.
Cơ chế phản ứng
- Một phân tử Cl₂ phân ly phân cực, tiếp nhận electron từ NO (vốn có orbital chưa bão hòa).
- Nguyên tử Clo (Cl•) liên kết cộng hóa trị với nguyên tử N của NO, tạo thành NOCl, trong đó N đạt mức oxi hóa +3.
\[NO \bullet + Cl \bullet \to NOCl\]
- Tổng thể, hai phân tử NO bị oxi hóa, và một phân tử Cl₂ bị khử thành hai ion Cl⁻ tương đương trong sản phẩm NOCl.
Axit Nitric (HNO₃)
- HNO₃ là axit mạnh, phân ly hoàn toàn thành H⁺ và NO₃⁻ (pKa ≈ -1.4). HNO₃ đậm đặc là chất oxi hóa mạnh, khử nitơ đến NO (N⁺²) trong điều kiện này.
HNO₃ – chất oxi hóa
Trong môi trường HNO₃ loãng, hai thành phần quan trọng tham gia phản ứng là H⁺ và NO₃⁻:
H⁺ – tạo môi trường thuận lợi cho phản ứng khử NO₃⁻:
- Làm tăng tính tan và tính hoạt động của các sản phẩm trung gian
- Proton hóa các gốc O trong NO₃⁻ giúp phá vỡ cấu trúc cộng hưởng, mở đường cho phản ứng khử
- Ổn định các sản phẩm khử nitơ ở dạng khí thông qua tạo liên kết hydrogen với H₂O.
NO₃⁻ – nhận electron (chất oxi hóa thực sự):
- Trong NO₃⁻, nitơ đang ở trạng thái oxi hóa +5, mức cao nhất về mặt lý thuyết của nguyên tử N.
- N nằm ở chu kỳ 2, có bán kính nhỏ, mật độ điện tích cao, các orbital dễ tham gia vào phản ứng tái sắp xếp electron.
- Do cấu trúc liên kết không bền (Gồm 3 liên kết N=O có tính cộng hưởng mạnh nhưng không ổn định do có 2 electron tự do, dễ bị bẻ gãy khi có H⁺ và tác nhân khử), NO₃⁻ có xu hướng nhận electron để trở về trạng thái oxi hóa thấp hơn, như NO (+2), N₂O (+1), N₂ (0) hoặc NH₃ (–3) tùy vào điều kiện và chất khử.
- Trong phản ứng với Fe²⁺, nitrat bị khử về N₂O – một sản phẩm trung gian phổ biến khi nồng độ HNO₃ loãng và chất khử không quá mạnh.
Sản phẩm khử của HNO₃ và điều kiện tạo thành
| Sản phẩm khử của HNO₃ | Số oxh của N | Điều kiện hình thành |
| NO₂ (Nitơ đioxit) | +4 | HNO₃ đặc, nhiệt độ cao, chất khử yếu |
| NO (Nitơ monoxit) | +2 | HNO₃ loãng, chất khử trung bình (Fe²⁺, Cu, Zn) |
| N₂O (Dinitơ oxit) | +1 | HNO₃ loãng, chất khử tương đối mạnh (Fe(OH)₂, thiếc) |
| N₂ (Khí nitơ) | 0 | HNO₃ loãng, chất khử mạnh hơn (Zn dư, Al dư) |
| NH₄⁺ (Ion amoni) | -3 | HNO₃ loãng/đặc, chất khử cực mạnh (H₂S, Sn²⁺ dư, phản ứng mạnh mẽ |
Vì sao NO₃⁻ loãng có tính oxi hóa mạnh, còn SO₄²⁻ loãng thì không?
So sánh mức oxi hóa và tính bền
| Ion | Nguyên tử trung tâm | Số oxi hóa | Tính bền – Tính khử |
| NO₃⁻ | Nitơ (N⁺⁵) | Rất cao | Không bền → Dễ khử |
| SO₄²⁻ | Lưu huỳnh (S⁺⁶) | Rất cao | Bền → Rất khó khử |
- Nitơ có mức oxi hóa +5 là mức rất giàu năng lượng, dễ bị “rơi xuống” mức oxi hóa thấp hơn.
- Lưu huỳnh ở +6 tuy cũng cao, nhưng các liên kết trong SO₄²⁻ (đặc biệt là 4 liên kết S=O cộng hưởng bền chặt) khiến ion này rất khó bị khử, nhất là trong môi trường loãng, không có chất khử mạnh.
So sánh cấu trúc phân tử
Gốc Nitrat (NO₃⁻):
- Gồm ba liên kết cộng hưởng N=O, phân bố điện tử không đều, dễ bị phá vỡ khi có mặt proton (H⁺).
- N nằm ở chu kỳ 2, có bán kính nhỏ, mật độ điện tích cao, có mức năng lượng orbital thấp, khi bị chi phối bởi các tác nhân axit/kìm dễ tham gia vào phản ứng tái sắp xếp electron.
Gốc Sulfat (SO₄²⁻):
- Cấu trúc tetrahedron rất bền với 4 liên kết S=O mang tính π-đôi.
- Lưu huỳnh là nguyên tử chu kỳ 3, có d-orbital nên các liên kết cộng hóa trị mở rộng giúp cấu trúc ổn định hơn, rất khó bị khử trừ khi gặp tác nhân khử cực mạnh hoặc môi trường đặc biệt.
Liên kết và năng lượng chuyển hóa
- NO₃⁻ dễ dàng chấp nhận electron vì nitơ chưa có sự ổn định orbital đầy đủ → phản ứng khử dễ xảy ra
- SO₄²⁻ không có xu hướng tham gia vào phản ứng oxi hóa – khử vì:
- Liên kết bền
- Không có khả năng proton hóa tạo sản phẩm trung gian
- Không nhận thêm electron một cách thuận lợi do cấu trúc rất ổn định và điện tích âm cao.
Vì vậy, trong các phản ứng oxi hóa – khử ở môi trường loãng, HNO₃ là tác nhân oxi hóa mạnh, trong khi H₂SO₄ chỉ thể hiện vai trò oxi hóa trong điều kiện đặc biệt (đặc, nóng).
Nhiệt phân muối Nitrat (NO₃⁻) – Trường hợp Fe(NO₃)₃
Khi nung nóng các muối nitrat, sản phẩm thu được không giống nhau, mà thay đổi theo bản chất của kim loại tạo muối. Cụ thể:
- Muối nitrat của kim loại kiềm (như Na, K, Li):
\[2NaN{O_3} \mathop \to \limits^{\Delta} 2NaN{O_2} + O_2 \uparrow\]
→ Tạo muối nitrit tương ứng và khí oxi.
- Muối nitrat của kim loại kiềm thổ (như Ca, Mg, Ba), và một số kim loại chuyển tiếp hóa trị thấp (từ Mg²⁺ đến Fe³⁺ trong bảng điện hóa kim loại):
\[2Ca{(N{O_3})_2} \mathop \to \limits^{\Delta} 2CaO + 4N{O_2} \uparrow + O_2 \uparrow\]
\[2Fe{(N{O_3})_3} \mathop \to \limits^{\Delta} {Fe_2}{O_3} + 6N{O_2} \uparrow + 3/2O_2 \uparrow\]
→ Tạo oxit kim loại, khí NO₂ và O₂.
- Muối nitrat của các kim loại dễ bị khử (như Ag⁺, Hg²⁺):
\[2AgN{O_3} \mathop \to \limits^{\Delta} 2Ag + 2N{O_2} \uparrow + O_2 \uparrow\]
→ Tạo oxit kim loại bền (hoặc kim loại nếu ion bị khử được), cùng với khí NO₂ và O₂.
Nguyên nhân dẫn đến sự khác biệt về sản phẩm nhiệt phân
Sự khác biệt trong sản phẩm nhiệt phân bắt nguồn từ đặc điểm điện tử và khả năng oxi hóa–khử của ion kim loại. Có ba yếu tố chính:
Độ bền nhiệt của gốc NO₃⁻ phụ thuộc vào mức độ phân cực
- Gốc NO₃⁻ có cấu trúc cộng hưởng và khá bền về mặt điện tử.
- Tuy nhiên, khi gắn với cation kim loại, trường điện tích của cation sẽ phân cực đám mây electron của NO₃⁻, làm yếu liên kết N–O và thúc đẩy phân hủy.
- Cation có bán kính nhỏ – điện tích lớn (như Fe³⁺, Al³⁺) gây phân cực mạnh hơn cation có điện tích thấp (như Na⁺, K⁺), khiến NO₃⁻ dễ bị phân hủy sâu hơn.
Tính khử của cation kim loại
- Nếu cation kim loại dễ bị khử (như Ag⁺ → Ag⁰), khi nhiệt phân nó sẽ bị khử luôn, sản phẩm rắn là kim loại.
- Nếu cation có mức oxi hóa cao nhưng ổn định (như Fe³⁺, Cu²⁺), sản phẩm thường là oxit tương ứng (Fe₂O₃, CuO).
Độ bền của oxit tạo thành
- Trong nhiều trường hợp, sự hình thành oxit bền về mặt nhiệt động thúc đẩy phản ứng xảy ra hoàn toàn.
- Oxit kim loại như Fe₂O₃ hay CaO có enthalpy hình thành âm lớn → là sản phẩm bền và được ưu tiên hình thành khi có đủ điều kiện nhiệt độ.
Cơ chế nhiệt phân của muối sắt(III) nitrat – vai trò của Fe³⁺
Fe(NO₃)₃ là một muối của kim loại chuyển tiếp có hóa trị cao (Fe³⁺), mang nhiều đặc điểm đáng chú ý trong cơ chế nhiệt phân:
Cấu trúc và liên kết trong ion NO₃⁻
Ion nitrat NO₃⁻ có cấu trúc cộng hưởng, với 3 liên kết N–O tương đương, mang đặc trưng π giữa nguyên tử nitơ trung tâm (hybrid sp²) và 3 nguyên tử oxy.
Các liên kết N–O đều có tính bán đôi (không hoàn toàn đơn, cũng không hoàn toàn đôi, do có sự delocalization – sự di chuyển phi cục bộ đến các vị trí nhất định của cặp electron liên kết π).
Vì vậy, liên kết N–O nội phân tử khá bền trong điều kiện thường, và ion NO₃⁻ ổn định với điện tích âm phân bố đều trên 3 nguyên tử oxy.
Fe³⁺ là cation có khả năng phân cực rất mạnh
Fe³⁺ có bán kính ion nhỏ (khoảng 64 pm) và điện tích +3, tạo ra một trường điện tích rất mạnh.
- Nó hút cặp electron từ các phân tử hoặc ion có cặp electron không liên kết (các phối tử như NO₃⁻, H₂O, OH⁻,…).
- Khi phối hợp với NO₃⁻, Fe³⁺ tạo phức ion, thường qua nguyên tử O của NO₃⁻.
Trong trường này gốc NO₃⁻ phân cực mạnh, Fe³⁺ sẽ hút cặp electron không liên kết từ nguyên tử oxy của NO₃⁻. Sự tương tác này tạo ra một liên kết phối trí tạm thời, qua đó làm giảm mật độ electron giữa nitơ và oxy trong nhóm NO₃⁻, khiến liên kết π (pi) trong hệ cộng hưởng bị suy yếu.
Nói cách khác, Fe³⁺ đã phá vỡ cấu trúc cộng hưởng bền vững của NO₃⁻, vốn là cấu trúc làm cho ba liên kết N–O trong NO₃⁻ gần như tương đương. Khi liên kết cộng hưởng này bị phá vỡ cục bộ do lực hút từ ion Fe³⁺, một trong các liên kết N–O trở nên yếu hơn các liên kết còn lại và trở thành vị trí dễ bị gãy khi cung cấp thêm năng lượng dưới dạng nhiệt.
Khi liên kết N–O trở nên yếu hơn, phân tử NO₃⁻ dễ bị phân cắt thành các phân tử khí:
\[2N{O_3}^ – \to 2NO_2 \uparrow + O_2 \uparrow\]
→ Cơ chế này là một dạng nội phân tử oxi hóa – khử (disproportionation): nitơ trong NO₃⁻ vừa bị khử (tạo NO₂), vừa bị oxy hóa (tạo O₂).
Hình thành oxit sắt(III) bền:
- Khi nhiệt độ đủ cao, các ion Fe³⁺ sẽ kết hợp với oxy từ gốc nitrat để tạo thành oxit Fe₂O₃.
- Đây là oxit bền nhiệt và có cấu hình điện tử thuận lợi: Fe³⁺ có cấu hình 3d⁵ bán bền, ổn định trong môi trường oxi hóa.
Tổng thể phản ứng:
\[2Fe{(N{O_3})_3} \mathop \to \limits^{\Delta} {Fe_2}{O_3} + 6N{O_2} \uparrow + 3/2O_2 \uparrow\]
→ Phản ứng xảy ra mạnh do:
- Gốc NO₃⁻ bị phân cực bởi Fe³⁺ nên dễ phân hủy.
- Sản phẩm khí (NO₂, O₂) dễ thoát khỏi hệ → kéo cân bằng về phía sản phẩm.
- Fe₂O₃ là chất rắn bền → phản ứng thuận lợi về mặt nhiệt động.
Ứng Dụng
- Fe(NO₃)₃: Xử lý nước thải (keo tụ, loại bỏ phosphate), sản xuất thuốc nhuộm, xúc tác.
- NO: Nghiên cứu hóa học khí quyển, sản xuất HNO₃ trong công nghiệp.
- HNO₃: Sản xuất phân bón, thuốc nổ, làm sạch kim loại.
- Môi trường: Fe(NO₃)₃ xử lý nước thải, nhưng cần kiểm soát NO để giảm khí độc.
Bài Tập Vận Dụng
Bài tập 1
Đề bài: Cho 27 g Fe(OH)₂ phản ứng hoàn toàn với HNO₃ đậm đặc, nóng, theo phương trình: 3Fe(OH)₂ + 10HNO₃ → 3Fe(NO₃)₃ + 8H₂O + NO↑. Tính:
a) Khối lượng Fe(NO₃)₃ thu được.
b) Thể tích khí NO thoát ra (đktc, 0°C, 1 atm).
Giải:
Phương trình:
\[3Fe(OH)_2 + 10HN{O_{3(loãng)}} \to 3Fe{(N{O_3})_3} + NO \uparrow + 8{H_2}O\]
a) Tính khối lượng Fe(NO₃)₃:
Số mol Fe(OH)₂:
\[{n_{FeO}} = \frac{{27}}{{90}} = 0,3mol\]
Tỉ lệ mol Fe(OH)₂:
Fe(NO₃)₃ : Fe(OH)₂ = 1:1, nên \[{n_{Fe{{(N{O_3})}_3}}} = 0,3mol\]
Khối lượng phân tử Fe(NO₃)₃:
\[{M_{Fe{{(N{O_3})}_3}}} = 56 + 3 \times (14 + 16 \times 3) = 242gram/mol\]
Khối lượng Fe(NO₃)₃:
\[{m_{Fe{{(N{O_3})}_3}}} = 242 \times 0,3 = 72,6gram\]
Đáp số: Khối lượng Fe(NO₃)₃ thu được là 72,6 g.
b) Tính thể tích NO (đktc):
Tỉ lệ mol Fe(OH)₂:
\[{n_{NO}} = \frac{{0,1}}{2} = 0,05mol\]
Ở đktc (0°C, 1 atm), 1 mol khí chiếm 22,4 L.
Thể tích NO:
\[{V_{NO}} = 0,05 \times 22,4 = 1,12L\]
Đáp số: Thể tích NO thoát ra là 1,12 (L).
Bài tập 2
Đề bài:Cho 14,01 gam hỗn hợp X gồm Fe(OH)₂ và Fe(OH)₃ tác dụng với dung dịch HNO₃ 2M loãng, dư. Sau phản ứng, thu được dung dịch chứa muối Y và 0,896 lít khí NO (đktc).
Biết rằng:
- Phản ứng khử duy nhất là: NO₃⁻ + 4H⁺ + 3e → NO↑ + 2H₂O
- Các sản phẩm khử duy nhất là NO và H₂O.
a) Viết phương trình phản ứng xảy ra.
b) Tính thể tích dung dịch HNO₃ tối thiểu cần để hòa tan hỗn hợp X.
c) Tính thành phần phần trăm khối lượng của mỗi chất trong hỗn hợp X ban đầu.
Giải:
a) Phương trình hóa học:
\[3Fe(OH)_2 + 10HN{O_{3(loãng)}} \to 3Fe{(N{O_3})_3} + NO \uparrow + 8{H_2}O\]
\[Fe(OH)_3 + 3HN{O_{3(loãng)}} \to Fe{(N{O_3})_3} + 3{H_2}O\]
b) Thể tích dung dịch HNO₃:
\[n_{NO} = \frac{{0,896}}{{22,4}} = 0,04mol\]
Theo phương trình, tỉ lệ phản ứng của Fe(OH)₂: NO = 3:1, ta có:
\[n_{Fe(OH)_2} = 3 \times n_{NO} = 3 \times 0,04 = 0,12mol\]
\[m_{Fe(OH)_2} + m_{Fe(OH)_3} = 14,01\]
Suy ra:
\[n_{Fe(OH)_3} = \frac{{14,01 – (0,12 \times 90)}}{{107}} = 0,03mol\]
Theo phương trình trên, tỉ lệ mol giữa Fe(OH)₂ : HNO₃ = 3:10, tỉ lệ mol phản ứng giữa Fe(OH)₃ : HNO₃ = 1:3
\[n_{HNO_3} = n_{Fe(OH)_2} \times \frac{{10}}{{3}} + n_{Fe(OH)_3} \times \frac{{3}}{{1}} = 0,12 \times \frac{{10}}{{3}} + 0,03 \times 3 = 0,49mol\]
\[V_{HNO_3} = \frac{{n_{HNO_3}}}{{C_{M_{HNO_3}}}} = \times \frac{{0,49}}{{2}} = 0,245L\]
c) Tỉ lệ phần trăm mỗi chất trong hỗn hợp X
Fe(OH)₂:
\[\frac{{0,12 \times 90}}{{14,01}} = 0,77\]
Fe(OH)₃:
\[\frac{{0,03 \times 107}}{{14,01}} = 0,23\]
