Phản ứng giữa Sắt(II) Clorua (FeCl₂) và khí Clo (Cl₂) là một phản ứng oxi hóa – khử, trong đó Fe²⁺ trong FeCl₂ bị oxi hóa thành Fe³⁺, tạo Sắt(III) Clorua (FeCl₃). Cl₂ đóng vai trò chất oxi hóa, bị khử thành Cl⁻.
Phản ứng này là một phản ứng xảy ra giữa một ion kim loại chuyển tiếp (Fe²⁺) và một phân tử halogen (Cl₂). Mặc dù phương trình tổng quát có vẻ đơn giản, bản chất thực sự của phản ứng này diễn ra thông qua nhiều bước trung gian, bao gồm sự tạo thành và tiêu biến của các chất không xuất hiện trong sản phẩm cuối cùng.
Đặc biệt, Clo là một chất phản ứng có thể tham gia theo nhiều cơ chế khác nhau từ quá trình ion hóa đến phân tách gốc tự do. Ở môi trường phản ứng như trong dung dịch, Clo có thể kết hợp với nước góp phần tạo ra các phức chất tạm thời, ảnh hưởng đến hướng và tốc độ phản ứng.
Phương Trình Hóa Học
Phương trình chưa cân bằng:
\[FeC{l_2} + C{l_2} \to FeC{l_3}\]
Phương trình đã cân bằng:
\[2FeC{l_2} + C{l_2} \to 2FeC{l_3}\]
Điều Kiện Phản Ứng
Phản ứng không có điều kiện đặc biệt.
Nhiệt độ: Phản ứng xảy ra ở nhiệt độ phòng
Cl₂: Khí clo tinh khiết.
Nguyên Lý Phản Ứng
Loại phản ứng: Oxi hóa – khử.
Cơ chế:
Fe²⁺ trong FeCl₂ bị oxi hóa thành Fe³⁺, tạo FeCl₃.
Cl₂ bị khử từ Cl₀ thành Cl⁻, kết hợp với Fe³⁺ tạo FeCl₃.
Phương trình electron:
Quá trình oxi hóa: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ (2Fe²⁺ mất 2e⁻).
Quá trình khử: Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻ (1Cl₂ nhận 2e⁻).
Tổng quát: 2FeCl₂ + Cl₂ → 2FeCl₃.
Phương trình ion rút gọn:
\[2F{e^{2 + }} + C{l_2} \to 2F{e^{3 + }} + 2C{l^ – }\]
Cách Thực Hiện Phản Ứng
Chuẩn bị:
FeCl₂: Dung dịch FeCl₂ (0,1-0,5M) hoặc muối rắn FeCl₂·4H₂O.
Cl₂: Khí clo từ bình khí hoặc tạo từ KMnO₄ + HCl trong thiết bị sinh khí.
Dụng cụ: Bình phản ứng, ống dẫn khí, đũa thủy tinh, đèn cồn (nếu gia nhiệt).
Thiết bị: Tủ hút, kính bảo hộ, găng tay, ống dẫn khí để xử lý Cl₂ dư.
Trình tự tiến hành:
- Cho 10 mL dung dịch FeCl₂ (0,1M) hoặc 1-2 g FeCl₂ rắn vào bình phản ứng.
- từ từ qua dung dịch hoặc bình chứa FeCl₂, trong tủ hút.
- Dẫn khí Cl₂
- Quan sát:Dung dịch từ xanh nhạt (Fe²⁺) chuyển vàng/nâu (Fe³⁺); nếu dùng FeCl₂ rắn, muối chuyển từ xanh nhạt sang vàng nâu.
- Nếu phản ứng chậm (với FeCl₂ rắn), gia nhiệt nhẹ (50-70°C).
- Sau phản ứng, ngừng dẫn Cl₂, kiểm tra Fe³⁺ bằng thuốc thử.
Lưu ý:
Cl₂ độc, mùi hắc, cần tủ hút và ống dẫn khí để xử lý Cl₂ dư.
FeCl₂ tươi để tránh oxi hóa trước bởi không khí.
Tránh dùng quá nhiều Cl₂ để không tạo sản phẩm phụ (như Cl⁻ tự do).
FeCl₃ ăn mòn, tránh tiếp xúc da.
Nhận Biết Phản Ứng
Hiện tượng quan sát được:
Dung dịch đổi màu từ xanh nhạt sang vàng/nâu.
FeCl₂ rắn chuyển từ xanh nhạt sang vàng nâu.
Màu vàng lục của Cl₂ mất dần.
Kiểm chứng sản phẩm:
FeCl₃ (Fe³⁺):
Thêm NaOH: Kết tủa đỏ nâu (Fe(OH)₃).
Phân biệt FeCl₂:
Thêm NaOH: Kết tủa trắng xanh (Fe(OH)₂).
Phân tích cơ chế phản ứng FeCl₂ + Cl₂
Phương trình tổng quát:
\[{FeCl}_2 + \frac{1}{2} {Cl}_2 \to {FeCl}_3\]
Trong phản ứng này, ion sắt(II) (Fe²⁺) bị oxi hóa thành ion sắt(III) (Fe³⁺), trong khi phân tử clo (Cl₂) bị khử thành ion clorua (Cl⁻). Điều này thể hiện rõ qua hai nửa phản ứng sau:
- Quá trình oxi hóa:
\[{Fe}^{2+} \to {Fe}^{3+} + e\]
- Quá trình khử:
\[{Cl}_2 + 2e \to 2{Cl}^-\]
Từ đó, có thể thấy rằng bản chất của phản ứng là trao đổi electron giữa một chất khử (Fe²⁺) và một chất oxi hóa (Cl₂), đi kèm với sự hình thành liên kết ion mới trong FeCl₃.
Quá trình phân tách và hình thành các chất trung gian
Để hiểu rõ cơ chế phản ứng, cần phân tích sự phân ly và chuyển hóa của từng chất tham gia.
Phân ly FeCl₂ trong dung dịch:
Trong môi trường nước, FeCl₂ phân ly hoàn toàn thành ion Fe²⁺ và hai ion Cl⁻. Đây là một quá trình ion hóa đơn giản:
\[{FeCl}_2 \to {Fe}^{2+} + 2{Cl}^-\]
Ion Fe²⁺ đóng vai trò là trung tâm phản ứng – nơi xảy ra quá trình oxi hóa. Tuy nhiên, bản thân ion Fe²⁺ lại không tồn tại cô lập trong dung dịch nước. Nó bị hydrat hóa mạnh mẽ bởi các phân tử nước, tạo thành phức chất hexaqua:
\[{Fe}^{2+} + 6{H}_2{O} \to [{Fe(H}_2{O)}_6]^{2+}\]
Phức chất này là trạng thái thực tế tồn tại của Fe²⁺ trong môi trường nước, và cũng chính là cấu trúc trung gian phản ứng với Cl₂. Như vậy, phức hexaqua của Fe²⁺ là một trung gian thực sự trong hệ phản ứng, dù không xuất hiện trong phương trình tổng quát.
Phân ly hoặc phân tách Cl₂ – sự hình thành các tác nhân oxi hóa mạnh
Phân tử Cl₂, do chứa liên kết đồng cực giữa hai nguyên tử có cùng độ âm điện, có thể bị kích hoạt thông qua hai cơ chế: phân ly đồng li (radical cleavage) hoặc phân ly dị li (heterolytic cleavage). Cả hai quá trình này tạo ra các tác nhân trung gian có tính oxi hóa mạnh.
Cơ chế phân ly đồng li:
Trong cơ chế này, liên kết Cl–Cl bị phân tách đều, tạo thành hai gốc tự do Cl•:
\[{Cl}_2 \to 2{Cl}^\bullet\]
Các gốc Cl• là những chất có hoạt tính hóa học cao, dễ dàng nhận một electron để trở thành ion Cl⁻:
\[{Cl}^\bullet + e \to {Cl}^-\]
Chính sự tồn tại tạm thời của gốc Cl• cho phép chúng đóng vai trò là chất oxi hóa cực mạnh đối với Fe²⁺:
\[{Fe}^{2+} + {Cl}^\bullet \to {Fe}^{3+} + {Cl}^-\]
Phản ứng này khép kín chu trình oxi hóa khử, tạo ra sản phẩm cuối cùng là Fe³⁺ và Cl⁻, là thành phần cấu thành nên FeCl₃.
Cơ chế phân ly dị li:
Trong môi trường phân cực như nước, clo có thể phân tách theo cơ chế dị li, tạo ra ion Cl⁺ và Cl⁻:
\[{Cl}_2 \to {Cl}^+ + {Cl}^-\]
Ion Cl⁺ là một electrophile cực mạnh, có khả năng nhận electron từ Fe²⁺:
\[{Fe}^{2+} + {Cl}^+ \to {Fe}^{3+} + {Cl}\]
Nguyên tử Cl trung tính sinh ra sau phản ứng có thể tái kết hợp với Cl⁻ để quay trở về Cl₂, hoặc có thể bị giữ lại bởi dung dịch như một phần của mạng phản ứng phức tạp. Dù ít gặp hơn so với cơ chế gốc tự do, cơ chế dị li có thể xảy ra ở mức vi mô trong điều kiện đặc biệt.
Vai trò và ảnh hưởng của nước trong hệ phản ứng
Mặc dù không tham gia trực tiếp vào phương trình tổng quát, nước có ảnh hưởng lớn đến diễn tiến phản ứng. Vai trò của H₂O thể hiện trên ba cấp độ:
Môi trường phân ly và tạo ion
Nước đóng vai trò là môi trường cho quá trình phân ly điện ly của cả FeCl₂ và Cl₂, cho phép hình thành các ion và gốc tự do có hoạt tính cao. Nó giúp ổn định các trạng thái trung gian qua tương tác hydrogen hoặc lực tĩnh điện.
Tạo phức phối trí với Fe²⁺ và Fe³⁺
Nước tương tác mạnh với cả Fe²⁺ và Fe³⁺ để tạo thành các phức chất hexaqua ổn định:
\[{Fe}^{3+} + 6{H}_2{O} \to [{Fe(H}_2{O)}_6]^{3+}\]
Các phức chất này là những trung gian phản ứng tồn tại tạm thời, vừa tham gia vào các bước oxi hóa khử, vừa giúp phân tán điện tích, giảm năng lượng hoạt hóa cho phản ứng.
Tạo điều kiện cho quá trình thủy phân Fe³⁺ (sau phản ứng chính)
Sau khi Fe³⁺ được hình thành, trong môi trường nước nó có xu hướng thủy phân nhẹ:
\[{[{Fe(H}_2{O)}_6]}^{3+} \longleftrightarrow [{Fe(H}_2{O)}_5{OH}]^{2+} + {H}^+\]
Phản ứng này không ảnh hưởng đến quá trình oxi hóa khử chính nhưng giải thích vì sao dung dịch FeCl₃ có tính axit. Tuy nhiên, đây là phản ứng hậu kỳ và không đóng vai trò là trung gian của phản ứng ban đầu.
Tính chất đặc biệt của Cl₂ và ý nghĩa với cơ chế phản ứng
Clo là một phân tử phi kim có nhiều trạng thái phản ứng khác nhau. Nó có thể hoạt động như:
- Một tác nhân oxi hóa mạnh do độ âm điện cao và khả năng nhận electron dễ dàng;
- Một phân tử tạo ra các gốc tự do có hoạt tính cao khi phân ly đồng li;
- Một nguồn của Cl⁺ khi bị phân ly dị li trong môi trường phù hợp.
Sự linh hoạt này khiến cơ chế phản ứng của clo luôn tiềm ẩn nhiều khả năng phân nhánh, phụ thuộc vào điều kiện phản ứng, dung môi, nhiệt độ và sự có mặt của các chất xúc tác hoặc ion kim loại.
Nếu Cl₂ dư thì sao? Có phản ứng nào khác xảy ra không?
Nếu clo tiếp tục được đưa vào sau khi FeCl₂ đã hết, có một số khả năng sau đây tùy thuộc vào điều kiện dung dịch:
Clo dư KHÔNG tiếp tục oxi hóa Fe³⁺
Sắt ở hóa trị III (Fe³⁺) đã là trạng thái ổn định cao nhất trong dung dịch thông thường. Dù clo là chất oxi hóa mạnh, nó không đủ mạnh để kéo thêm electron từ Fe³⁺. Vì thế, không có phản ứng tiếp theo giữa Fe³⁺ và Cl₂ trong điều kiện bình thường.
Tóm lại: Fe³⁺ không bị oxi hóa tiếp. Phản ứng dừng lại tại FeCl₃.
Tạo phức chất với ion Cl⁻ trong dung dịch
Sau phản ứng, trong dung dịch có mặt nhiều ion Cl⁻ (sinh ra từ Cl₂ bị khử). Khi Cl⁻ tích tụ nhiều, Fe³⁺ có thể kết hợp với 4 ion Cl⁻ để tạo ra một loại hợp chất tan đặc biệt gọi là phức chất, có công thức:
\[{Fe}^{3+} + 4{Cl}^- \leftrightarrow [{FeCl}_4]^-\]
Phức [FeCl₄]⁻ là phức ion âm, với cấu trúc hình học Tetrahedral (tứ diện), thường gặp ở phức có số phối trí 4 và ligand đơn giản như Cl⁻. Phức chất này có thể làm thay đổi màu sắc dung dịch và ảnh hưởng đến khả năng phản ứng về sau.
Tính bền và cân bằng:
- [FeCl₄]⁻ khá bền trong dung dịch có nồng độ Cl⁻ cao (do cân bằng tạo phức bị đẩy sang phải theo nguyên lý Le Châtelier).
- Nếu pha loãng dung dịch hoặc làm giảm Cl⁻ (bằng cách cho Ag⁺ vào kết tủa AgCl chẳng hạn), phức sẽ phân ly trở lại thành FeCl₃ và Cl⁻.
Tính axit – bazơ:
- [FeCl₄]⁻ là anion, nhưng không có tính bazơ vì không có cặp electron tự do có thể nhận H⁺ hiệu quả (Cl⁻ gắn với Fe³⁺ rồi, không còn tính bazơ mạnh).
- Không thủy phân như Fe³⁺ hoặc FeCl₃ trong nước → ít tạo kết tủa Fe(OH)₃ hơn so với FeCl₃.
Khả năng phản ứng oxi hóa – khử:
- Vì Fe trong [FeCl₄]⁻ vẫn là Fe³⁺ → vẫn có thể tham gia các phản ứng khử nếu có chất khử mạnh.
- Tuy nhiên, do đã được che phủ bởi 4 ion Cl⁻ nên khả năng tiếp cận của các phân tử phản ứng bị giảm, làm giảm tốc độ phản ứng.
Tính động học – ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng
- Độ bền động học: Phức [FeCl₄]⁻ có cấu trúc đơn giản (tứ diện) và ligand yếu (Cl⁻), nên không quá bền về mặt động học. Nhưng vẫn kém linh hoạt hơn Fe³⁺ trần trong FeCl₃.
- Tốc độ phản ứng của [FeCl₄]⁻ với các tác nhân khác (như nước, bazơ, chất khử) thường chậm hơn FeCl₃ do phải mất năng lượng phá vỡ liên kết Fe–Cl đầu tiên.
So sánh khả năng phản ứng giữa FeCl₃ và phức chất [FeCl₄]⁻
| Đặc điểm | FeCl₃ | [FeCl₄]⁻ |
|---|---|---|
| Cấu trúc | Phân tử, có thể thủy phân | Ion phức anion, dạng tứ diện |
| Môi trường hình thành | Dung dịch trung tính hoặc hơi axit nhẹ | Môi trường Cl⁻ dư (HCl đậm, NaCl bão hòa) |
| Tính axit | Axit Lewis mạnh, thủy phân mạnh | Không thủy phân nhiều |
| Phản ứng với nước | Tạo kết tủa Fe(OH)₃ dễ dàng | Ổn định hơn trong nước, ít kết tủa |
| Khả năng phản ứng với bazơ | Phản ứng mạnh, tạo kết tủa | Chậm hơn, đôi khi không kết tủa ngay |
| Khả năng tham gia phản ứng oxi hóa | Rất mạnh (Fe³⁺ tiếp xúc dễ) | Giảm do ligand Cl⁻ bao phủ |
| Tốc độ phản ứng nói chung | Nhanh hơn | Chậm hơn do bền hơn về động học |
Clo dư có thể phản ứng với các chất khác (nếu có mặt)
Nếu trong dung dịch có thêm chất khử khác như H₂S, SO₂, ion I⁻, thì Cl₂ dư sẽ tiếp tục phản ứng với chúng. Đây là phản ứng rất dễ xảy ra, vì clo luôn ưu tiên phản ứng với chất dễ nhường electron.
Ví dụ:
\[{Cl}_2 + 2{I}^- \to 2{Cl}^- + {I}_2\]
\[{Cl}_2 + {H}_2{S} \to 2{HCl} + {S} \downarrow\]
Tóm lại: Nếu có tạp chất khử khác, Cl₂ dư sẽ phản ứng tiếp.
Clo dư phản ứng nhẹ với nước
Khi clo tan trong nước, một phần rất nhỏ sẽ phản ứng với nước để tạo ra dung dịch có tính sát khuẩn nhẹ:
\[{Cl}_2 + {H}_2{O} \longleftrightarrow {HCl} + {HClO}\]
Tính chất nổi bật:
HCl là axit mạnh, còn HClO là axit yếu, nó phân ly yếu trong nước và có tính oxi hóa nhẹ. Tuy nhiên, phản ứng này xảy ra rất ít trong môi trường không có kiềm.
HClO là chất oxi hóa mạnh: Vì nguyên tử Cl trong HClO có số oxi hóa +1, nên dễ dàng bị khử thành Cl⁻ (số oxi hóa -1). Chính vì vậy, HClO dễ dàng oxi hóa các chất khử nhẹ như Fe²⁺, SO₂, H₂S, I⁻, v.v.
HClO có tính không bền: HClO không bền, dễ phân hủy chậm theo thời gian hoặc nhanh chóng dưới ánh sáng:
\[{HClO} \to 2{HCl} + {O}_2\]
Bài Tập Vận Dụng
Đề bài: Cho 25,4 g FeCl₂ phản ứng hoàn toàn với Cl₂: 2FeCl₂ + Cl₂ → 2FeCl₃. Tính:
a) Thể tích Cl₂ cần dùng (đktc, lít).
b) Khối lượng FeCl₃ thu được (g).
Giải:
\[M_{FeCl_2} = 56 + 2 \times 35,5 = 127 gram/mol\]
\[M_{FeCl_3} = 56 + 3 \times 35,5 = 162,5 gram/mol\]
a) Thể tích Cl₂:
Số mol của FeCl₂:
\[n_{FeCl_2} = \frac{25,4}{127} = 0,2 mol\]
Tỉ lệ FeCl₂:Cl₂ = 2:1, nên:
\[n_{Cl_2} = 0,22= 0,1 mol\]
Thể tích Cl₂ cần dùng:
\[V_{Cl_2} = 0,1 \times 22,4 = 2,24 L\]
Đáp số: 2,24 L.
b) Khối lượng FeCl₃:
Tỉ lệ FeCl₂:FeCl₃ = 2:2, nên:
\[n_{FeCl_3} = 0,2 mol\]
khối lượng FeCl₃ thu được:
\[m_{FeCl_3} = n_{FeCl_3} \times M_{FeCl_3} = 0,2 \times 162,5 = 32,5 gram\]
Đáp số: 32,5 gram.
