Phản ứng giữa Sắt(III) Clorua (FeCl₃) và Kali Iodua (KI) là một phản ứng oxi hóa – khử, trong đó Fe³⁺ trong FeCl₃ bị khử thành Fe²⁺, tạo FeCl₂, còn I⁻ trong KI bị oxi hóa thành Iot (I₂↓). Kali Clorua (KCl) là sản phẩm phụ. Phản ứng này minh họa tính oxi hóa của Fe³⁺ và tính khử của I⁻, quan trọng trong giảng dạy hóa học và phân tích định tính.
Phương Trình Hóa Học
Phương trình chưa cân bằng:
\[FeC{l_3} + KI \to FeC{l_2} + {I_2} \downarrow + KCl\]
Phương trình đã cân bằng:
\[2FeC{l_3} + 2KI \to 2FeC{l_2} + {I_2} \downarrow + 2KCl\]
Điều Kiện Phản Ứng
Nhiệt độ: Phản ứng xảy ra ở nhiệt độ phòng.
Nguyên Lý Phản Ứng
Loại phản ứng: Oxi hóa – khử.
Cơ chế phản ứng:
- Fe³⁺ bị khử thành Fe²⁺, tạo FeCl₂.
- I⁻ bị oxi hóa thành I₂, tạo kết tủa.
- K⁺ và Cl⁻ tạo KCl hòa tan.
Phương trình electron:
Quá trình khử: \[Fe^{3+} + e \to Fe^{2+}\] (2Fe³⁺ nhận 2e⁻).
Quá trình oxi hóa: \[2I^- \to I_2 + 2e\] (2I⁻ mất 2e⁻).
Tổng quát: \[2FeC{l_3} + 2KI \to 2FeC{l_2} + {I_2} \downarrow + 2KCl\]
Phương trình ion rút gọn:
\[2F{e^{3 + }} + 2{I^ – } \to 2F{e^{2 + }} + {I_2}\]
Cách Thực Hiện Phản Ứng
Chuẩn bị:
- Dung dịch FeCl₃ (0,1-0,5M), từ FeCl₃·6H₂O hòa tan.
- Dung dịch KI (0,1-0,5M).
- Dụng cụ: Ống nghiệm, pipet, đũa thủy tinh.
- Thiết bị: Kính bảo hộ, găng tay.
Trình tự tiến hành:
- Cho 5 mL dung dịch FeCl₃ (0,1M) vào ống nghiệm.
- Nhỏ từ từ 5 mL dung dịch KI (0,1M), khuấy đều.
- Quan sát hiện tượng: Kết tủa nâu đen (I₂) xuất hiện, dung dịch từ vàng/nâu (Fe³⁺) sang xanh nhạt (Fe²⁺).
- Thêm CCl₄ (hoặc dung môi hữu cơ), lắc nhẹ: Lớp dung môi chuyển màu tím (I₂).
- Kiểm tra Fe²⁺ và I₂ bằng thuốc thử.
Lưu ý:
- FeCl₃ tươi, tránh thủy phân thành Fe(OH)₃.
- KI cần sạch, tránh tạp chất oxi hóa I⁻ trước.
- I₂ dễ thăng hoa, cần thao tác nhanh.
- FeCl₂ kích ứng, tránh tiếp xúc da.
Nhận Biết Phản Ứng
Hiện tượng quan sát được:
- Kết tủa nâu đen (I₂) hình thành.
- Dung dịch chuyển từ vàng/nâu sang xanh nhạt.
Kiểm chứng sản phẩm:
FeCl₂ (Fe²⁺): Thêm NaOH tạo kết tủa trắng xanh (Fe(OH)₂).
I₂: Thêm dung dịch tinh bột làm xuất hiện màu xanh lam, mất màu khi đun nóng.
KCl: Thêm AgNO₃ tạo kết tủa trắng AgCl.
Phân tích cơ chế phản ứng
Tổng quan phản ứng và bản chất
Phản ứng giữa sắt(III) clorua (FeCl₃) và kali iodua (KI) là một phản ứng thuộc loại oxi hóa – khử, nghĩa là có sự chuyển electron giữa các chất. Khi cho FeCl₃ tác dụng với KI trong dung dịch, ta thu được sắt(II) clorua (FeCl₂), iod (I₂) và kali clorua (KCl):
\[FeCl_3 + {KI} \to {FeCl}_2 + {I}_2 + {KCl}\]
Khi viết phương trình ion rút gọn, bỏ qua các ion không tham gia trực tiếp vào phản ứng, ta có:
\[{Fe}^{3+} + {I}^- \to {Fe}^{2+} + {I}_2\]
Từ đây có thể thấy, ion Fe³⁺ bị khử thành Fe²⁺, còn ion I⁻ bị oxi hóa thành phân tử I₂. Đây chính là tâm điểm của quá trình trao đổi electron trong phản ứng.
Cơ chế phản ứng ở cấp độ phân tử
Ở cấp độ phân tử, phản ứng xảy ra thông qua sự va chạm giữa các ion. Khi ion I⁻ tiến lại gần ion Fe³⁺, lực hút điện tích trái dấu giữa chúng giúp cho quá trình chuyển electron diễn ra dễ dàng hơn. Ion Fe³⁺ nhận một electron từ I⁻ để trở thành Fe²⁺. Khi đó, I⁻ mất electron và trở thành một nguyên tử iod chưa ổn định, gọi là gốc iod tự do.
Hai gốc iod tự do này sẽ nhanh chóng kết hợp với nhau để tạo thành phân tử iod (I₂):
\[{Fe}^{3+} + {I}^- \to {Fe}^{2+} + {I}^\bullet\]
Phân tử I₂ sau đó sẽ hiện ra với màu nâu tím đặc trưng trong dung dịch, hoặc có thể kết tủa hoặc bay hơi tùy điều kiện.
Vì sao phản ứng xảy ra?
Lý do phản ứng này xảy ra nằm ở tính chất tự nhiên của các chất tham gia. Ion Fe³⁺ là một chất có khả năng hút electron mạnh, trong khi I⁻ là một chất dễ nhường electron. Khi hai chất này gặp nhau, sự chuyển electron sẽ diễn ra một cách tự nhiên.
Nếu xét về thế điện cực tiêu chuẩn – một giá trị đặc trưng thể hiện khả năng hút hoặc nhường electron của các cặp chất oxi hóa – khử – thì phản ứng này hoàn toàn có cơ sở. Cặp Fe³⁺/Fe²⁺ có giá trị +0.77V, còn cặp I₂/I⁻ có giá trị +0.54V. Hiệu số dương chứng tỏ phản ứng tự xảy ra mà không cần thêm năng lượng từ bên ngoài.
Mở rộng: phản ứng thế giữa các halogen
Phản ứng giữa FeCl₃ và KI cũng có thể được nhìn nhận như một trường hợp đặc biệt của phản ứng thế giữa các nguyên tố halogen. Các nguyên tố halogen như clo (Cl₂), brom (Br₂) và iod (I₂) có thể phản ứng với muối của halogen yếu hơn để “đẩy” halogen đó ra khỏi hợp chất.
Chẳng hạn, nếu cho khí clo tác dụng với dung dịch kali iodua, ta sẽ thu được iod và kali clorua:
\[{Cl}_2 + 2{I}^- \to {I}_2 + 2{Cl}^-\]
Ở đây, clo là halogen có khả năng oxi hóa mạnh hơn iod nên có thể “đẩy” iod ra khỏi dạng ion. Về bản chất, phản ứng này cũng là quá trình trao đổi electron: Cl₂ nhận electron và trở thành Cl⁻, còn I⁻ mất electron và bị oxi hóa thành I₂.
Thứ tự khả năng oxi hóa giảm dần của các halogen là: Cl₂ > Br₂ > I₂. Do đó, chỉ có halogen mạnh hơn mới có thể đẩy halogen yếu hơn ra khỏi muối của nó, và điều ngược lại không xảy ra. Ví dụ, iod không thể đẩy clo ra khỏi KCl:
\[{I}_2 + {Cl}^- \to {Không xảy ra}\]
Vì vậy, phản ứng Fe³⁺ + I⁻ có thể xem như một trường hợp halogen (trong dạng ion I⁻) bị đẩy ra bởi một chất có tính oxi hóa mạnh tương tự như Cl₂.
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 Fe₃O₄ + 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).
Phản ứng liên quan
\[FeC{l_3} + Cu \to FeC{l_2} + CuC{l_2}\]
\[FeC{l_3} + Mg \to FeC{l_2} + MgC{l_2}\]
\[FeC{l_3} + Mg \to Fe + MgC{l_2}\]
\[FeC{l_3} + AgN{O_3} \to AgCl \downarrow + Fe{(N{O_3})_3}\]
\[FeC{l_3} + {H_2}S \to FeC{l_2} + Fe{S_2} + HCl\]
Ứng Dụng
Phòng thí nghiệm: Phân tích Fe²⁺, I₂; chuẩn độ iod.
Công nghiệp: I₂ trong sát trùng; FeCl₂ xử lý nước.
Y học: KCl trong dung dịch điện giải.
Bài Tập Vận Dụng
Đề bài: Cho 16,25 g FeCl₃ phản ứng hoàn toàn với KI dư. Tính:
a) Khối lượng I₂ thu được (g).
b) Khối lượng KI cần dùng (g).
Giải:
Phương trình hóa học:
\[2FeC{l_3} + 2KI \to 2FeC{l_2} + {I_2} \downarrow + 2KCl\]
\[M_{FeCl_3} = 56 + 3 \times 35,5 = 162,5 g/mol\]
\[M_{I_2} = 2 \times 127 = 254 g/mol\]
\[M_{KI} = 39 + 127 = 166 g/mol\]
a) Khối lượng I₂:
Số mol của FeCl₃:
\[n_{FeCl_3} = \frac{16,25}{162,5} = 0,1 mol\]
Tỉ lệ FeCl₃:I₂ = 2:1, nên:
\[n_{I_2} = \frac{0,1}{2} = 0,05 mol\]
Khối lượng I₂ thu được:
\[m_{I_2} = 0,05 \times 254 = 12,7 gram\]
Đáp số: 12,7 g.
b) Khối lượng KI:
Tỉ lệ FeCl₃:KI = 2:2, nên:
\[n_{KI} = n_{FeCl_3} = 0,1 mol\]
Khối lượng KI cần dùng:
\[m_{KI} = 0,1 \times 166 = 16,6 gram\]
Đáp số: 16,6 gram.
