Phản ứng giữa Sắt(II) Sunfua (FeS) và Axit Sunfuric (H₂SO₄) là phản ứng trao đổi, trong đó FeS phản ứng với H₂SO₄ tạo khí Hydro Sunfua (H₂S↑) và Sắt(II) Sunfat (FeSO₄).
Phương Trình Hóa Học
Phương trình đã cân bằng:
\[FeS_{(r)} + {H_2}S{O_4} \to {H_2}S \uparrow + FeS{O_4}\]
Điều Kiện Phản Ứng
Phản ứng không có điều kiện đặc biệt.
Nhiệt độ: Phản ứng xảy ra ở nhiệt độ phòng.
H₂SO₄: Dùng dung dịch loãng.
Nguyên Lý Phản Ứng
Loại phản ứng: Trao đổi.
Cơ chế:
S²⁻ từ FeS kết hợp với 2H⁺ từ H₂SO₄, tạo H₂S (khí).
Fe²⁺ từ FeS kết hợp với SO₄²⁻ từ H₂SO₄, tạo FeSO₄ hòa tan.
Phương trình ion đầy đủ:
\[FeS_{(r)} + 2{H^ + } + S{O_4}^ – \to {H_2}S \uparrow + F{e^{2 + }} + S{O_4}^{2 – }\].
Phương trình ion rút gọn:
\[FeS_{(r)} + 2{H^ + } \to {H_2}S \uparrow + F{e^{2 + }}\]
Lưu ý:
- H₂S là khí yếu, phân ly yếu (K₁ ≈ 9,5×10⁻⁸, K₂ ≈ 1×10⁻¹⁹), thoát ra do áp suất hơi cao.
- FeS ít tan trong nước, nhưng phản ứng với axit mạnh do H⁺ “kéo” S²⁻ tạo H₂S.
- H₂SO₄ loãng tối ưu; H₂SO₄ đặc có thể gây phản ứng phụ (FeS + H₂SO₄ đặc → S↓ + SO₂↑ + FeSO₄).
Cách Thực Hiện Phản Ứng
Chuẩn bị
- FeS: Bột FeS (1-2 g), chuẩn bị từ phản ứng FeCl₂ + H₂S hoặc mua dạng tinh khiết.
- H₂SO₄: Dung dịch H₂SO₄ 2M (hòa 11 mL H₂SO₄ đặc vào 89 mL nước cất, làm nguội).
- Dụng cụ: Bình phản ứng, ống nghiệm, đũa thủy tinh, đèn cồn (nếu gia nhiệt), ống dẫn khí, bình thu H₂S (nếu cần).
- Thiết bị: Tủ hút, kính bảo hộ, găng tay, bình hấp thụ H₂S (chứa NaOH hoặc Pb(CH₃COO)₂).
Trình tự tiến hành
- Cho 1 g bột FeS vào bình phản ứng hoặc ống nghiệm, đặt trong tủ hút.
- Nhỏ từ từ 10 mL dung dịch H₂SO₄ 2M vào FeS, khuấy nhẹ bằng đũa thủy tinh.
- Quan sát hiện tượng: Khí H₂S thoát ra (bọt khí, mùi trứng thối nếu không hấp thụ), FeS tan dần, dung dịch chuyển xanh nhạt (Fe²⁺).
- Nếu phản ứng chậm, gia nhiệt nhẹ (50-70°C) để tăng tốc độ thoát H₂S.
Lưu ý
- H₂S độc, thao tác trong tủ hút, tránh hít trực tiếp.
- H₂SO₄ loãng để tránh phản ứng phụ; H₂SO₄ đặc có thể tạo SO₂ hoặc S.
- FeS cần tinh khiết, tránh lẫn FeS₂ (pyrit) vì FeS₂ ít phản ứng với H₂SO₄ loãng.
- FeSO₄ dễ oxi hóa thành Fe³⁺ khi tiếp xúc không khí, cần phân tích ngay.
- Trung hòa dung dịch H₂SO₄ dư bằng NaOH nếu cần xử lý.
Hiện Tượng
Bột FeS (đen) tan dần, tạo bọt khí H₂S (nhận biết qua mùi trứng thối nếu không hấp thụ).
Dung dịch chuyển từ không màu sang xanh nhạt (Fe²⁺ trong FeSO₄).
Nếu dùng Pb(CH₃COO)₂ để kiểm tra H₂S, xuất hiện kết tủa đen (PbS).
Nhận Biết Phản Ứng
Hiện tượng quan sát được:
- FeS màu đen tan dần, tạo bọt khí H₂S.
- Dung dịch chuyển từ không màu sang màu xanh nhạt.
- Mùi trứng thối (H₂S) nếu không dùng tủ hút.
Kiểm chứng sản phẩm:
H₂S:
Dẫn qua Pb(CH₃COO)₂: Kết tủa đen PbS.
Dẫn qua dung dịch I₂: Màu I₂ nhạt dần (H₂S khử I₂ thành I⁻).
Mùi trứng thối đặc trưng (trong điều kiện an toàn).
FeSO₄ (Fe²⁺):
Thêm NaOH: Xuất hiện kết tủa màu trắng xanh (Fe(OH)₂), dễ chuyển nâu khi oxi hóa.
Các tính chất đặc biệt của H₂S và FeS
Khí H₂S – hydro sunfua: Một chất vừa yếu, vừa dễ thay đổi
Hydro sunfua là một khí không màu nhưng có mùi đặc trưng rất dễ nhận ra – mùi trứng thối. H₂S có một số đặc điểm rất đáng chú ý cả về mặt hóa học lẫn trong ứng dụng thực tế như:
Phân ly yếu trong nước: Trong nước H₂S chỉ phân ly một phần thành các ion H⁺ và HS⁻, rồi tiếp tục phân ly yếu hơn nữa thành S²⁻. Điều đó cho thấy nó là một axit yếu, nghĩa là trong dung dịch H₂S, đa phần vẫn tồn tại ở dạng phân tử chứ không phải dạng ion.
\[H_2S \rightleftharpoons H^+ + HS^- \rightleftharpoons 2H^+ + S^{2-}\]
Tuy nhiên, phần nhỏ ion S²⁻ được sinh ra lại rất có ý nghĩa, vì đây là thành phần phản ứng mạnh mẽ với nhiều ion kim loại (Cu²⁺, Pb²⁺, Fe²⁺,…) tạo thành các muối sunfua không tan – ví dụ như với ion đồng, chì hoặc sắt (II), tạo kết tủa màu sắc rõ rệt.
Chính nhờ đặc điểm này, H₂S được dùng trong hóa học phân tích để nhận biết sự có mặt của các kim loại nhất định trong dung dịch.
Khả năng phản ứng oxi hóa – khử:
\[H_2S + 4Cl_2 + 4H_2O \to H_2SO_4 + 8HCl\]
Không chỉ vậy, H₂S còn có khả năng phản ứng với các chất có tính oxi hóa mạnh như khí oxy, clo hoặc các ion chứa oxy. Nguyên nhân là vì lưu huỳnh trong phân tử H₂S đang ở trạng thái rất “khử” – nó có xu hướng nhường electron để chuyển thành dạng trung hòa như lưu huỳnh đơn chất (S⁰) hoặc các dạng đã bị oxi hóa hơn như SO₂ hoặc SO₄²⁻. Nhờ đặc tính này, H₂S trở thành một chất khử mạnh, rất dễ phản ứng trong môi trường có chất nhận electron.
H₂S là một khí độc: Nó có thể gây ức chế hô hấp tế bào ở người và động vật nếu nồng độ đủ cao, nên khi sử dụng trong phòng thí nghiệm hoặc trong công nghiệp, người ta cần đặc biệt cẩn trọng.
Muối sắt (II) sunfua (FeS)
Sắt (II) sunfua là một chất rắn có màu đen, không tan trong nước. Đây chính là sản phẩm kết tủa điển hình trong phản ứng giữa H₂S và muối sắt (II). Vì không tan nên FeS dễ dàng bị tách ra khỏi dung dịch – một đặc điểm rất hữu ích nếu cần thu hồi sản phẩm hoặc làm sạch dung môi.
\[FeS + 2H^+ \to Fe^{2+} + H_2S \uparrow\]
Mặc dù ổn định trong nước, FeS lại dễ bị phân hủy khi tiếp xúc với axit mạnh. Khi đó, ion H⁺ từ axit phản ứng với FeS, giải phóng khí H₂S trở lại.
Về khả năng phản ứng, FeS tuy không mạnh như các chất khử khác, nhưng ở nhiệt độ cao, nó có thể đóng vai trò là chất nhường electron – tức là một chất khử – để phản ứng với các chất khác như oxi hoặc ion kim loại có tính oxi hóa yếu.
\[S^{2 -} \to S^0/S^{4+}/S^{6+} + 2e/6e/8e\]
Tuy không phổ biến trong điều kiện thường, nhưng tính chất này lại có giá trị khi xét đến các phản ứng ở trạng thái rắn hoặc trong công nghiệp luyện kim.
Vì sao phản ứng trao đổi ion phải có điều kiện đặc biệt mới xảy ra?
Trong dung dịch, các chất tan phân ly thành ion và luôn ở trạng thái trao đổi lẫn nhau (ion di chuyển tự do). Nhưng không phải lúc nào hai ion gặp nhau cũng tạo thành sản phẩm.
Phản ứng chỉ xảy ra khi có động lực kéo ion kết hợp với nhau bền vững hơn so với khi chúng tồn tại riêng rẽ trong dung dịch. Động lực đó đến từ việc tạo ra một trong ba loại chất sau:
- Chất kết tủa: Là chất rắn không tan, khi hình thành sẽ rời khỏi dung dịch. Điều này làm giảm số ion tự do, khiến cân bằng phản ứng bị đẩy mạnh về phía tạo sản phẩm (theo nguyên lý Le Chatelier).
Ví dụ: FeS là chất kết tủa màu đen, không tan.
- Chất bay hơi (chất khí thoát ra): Khi sản phẩm bay khỏi dung dịch dưới dạng khí, nó cũng làm mất đi một thành phần trong dung dịch, kéo phản ứng về phía tạo sản phẩm.
Ví dụ: phản ứng tạo CO2, H2S, NH3,…
- Chất điện ly yếu
Là chất khi sinh ra thì không phân ly thành ion, làm giảm tổng số ion trong dung dịch → thúc đẩy phản ứng xảy ra.
Ví dụ: H2O, CH3COOH,…
Tóm lại: Phản ứng trao đổi xảy ra được hay không phụ thuộc vào việc có loại bỏ được ion ra khỏi dung dịch hay không (dưới dạng chất rắn, khí, hay phân tử không phân ly). Nếu không, ion sau phản ứng vẫn “tự do”, và phản ứng trở thành phản ứng cân bằng, không đi theo chiều nhất định.
Xét sâu hơn về phản ứng giữa FeS và H₂SO₄
Phản ứng được viết dưới dạng:
\[{FeS (r)} + {H}_2{SO}_4 \to {FeSO}_4 + {H}_2{S} \uparrow\]
Ở đây, FeS là một muối sunfua không tan trong nước, có hằng số tích số tan (Pₖₛ) rất nhỏ, khoảng 6,3 × 10⁻¹⁸. Điều này cho thấy trong nước, chỉ có một lượng cực kỳ nhỏ FeS phân ly thành ion Fe²⁺ và S²⁻. Tuy nhiên, điều này không đồng nghĩa với việc FeS trơ hoàn toàn trong các phản ứng hóa học. Khi FeS tiếp xúc với dung dịch H₂SO₄ loãng – một axit mạnh – phản ứng vẫn diễn ra một cách dễ dàng và gần như hoàn toàn. Để hiểu rõ điều đó, cần xét đến bản chất hóa học của hệ phản ứng này.
Trong dung dịch, H₂SO₄ phân ly hoàn toàn thành các ion H⁺ và SO₄²⁻. Ion H⁺ có khả năng phản ứng với ion sunfua S²⁻ có mặt trong cân bằng tan của FeS, tạo thành khí H₂S theo phương trình:
\[{S}^{2-} + 2{H}^+ \rightarrow {H}_2{S} \uparrow\]
Sự tạo thành khí H₂S và thoát ra khỏi hệ thống (dưới dạng khí có mùi trứng thối đặc trưng) làm mất đi sản phẩm của phản ứng axit-bazơ giữa S²⁻ và H⁺. Theo nguyên lý dịch chuyển cân bằng (Le Chatelier), khi một sản phẩm bị loại khỏi hệ (ở đây là H₂S thoát khỏi dung dịch), cân bằng tan của FeS sẽ dịch chuyển theo chiều tạo thêm ion S²⁻. Điều này đồng nghĩa với việc FeS tiếp tục tan dần để cung cấp thêm S²⁻ cho phản ứng với H⁺.
Song song với đó, ion Fe²⁺ được giải phóng cũng phản ứng với SO₄²⁻ từ axit để tạo thành muối tan FeSO₄ trong dung dịch. Như vậy, toàn bộ quá trình được thúc đẩy theo chiều thuận: chất rắn khó tan FeS dần tan ra và bị “kéo” phản ứng theo hướng tạo khí H₂S bay ra và muối tan FeSO₄ hòa tan trong nước.
Cần lưu ý rằng phản ứng này chỉ xảy ra khi có mặt axit mạnh đủ để cung cấp lượng ion H⁺ dồi dào, và phản ứng sẽ không hiệu quả nếu thay bằng axit yếu. Sự tạo thành khí H₂S chính là yếu tố động lực chính, làm cho phản ứng xảy ra gần như hoàn toàn, bất chấp độ tan rất thấp của FeS trong nước.
Ngược lại: Sục khí H₂S vào FeSO₄, phản ứng có xảy ra?
Trong chiều thuận, phản ứng giữa FeS và H₂SO₄ tạo ra FeSO₄ và khí H₂S xảy ra dễ dàng trong môi trường axit nhờ sự hình thành và thoát ra của khí H₂S, kéo phản ứng về một chiều. Tuy nhiên, nếu xét chiều ngược lại – khi sục khí H₂S vào dung dịch chứa muối FeSO₄ – liệu phản ứng tạo kết tủa FeS có thể xảy ra hay không? Để trả lời câu hỏi này, cần phân tích bản chất cân bằng hóa học trong điều kiện cụ thể của dung dịch và môi trường phản ứng.
Giả thiết ban đầu đặt ra là dung môi là nước cất, trung tính (pH ≈ 7), sau đó cho vào dung dịch chứa ion Fe²⁺ từ muối FeSO₄ với nồng độ chưa xác định, ký hiệu là [Fe2+]=a[Fe^{2+}] = a[Fe2+]=a. Cuối cùng, khí H₂S được sục vào hệ.
Phản ứng kết tủa mong đợi là:
\[Fe^{2+} + S^{2-} \to FeS \downarrow\]
Để phản ứng này xảy ra, tích số ion \[[Fe^{2+}][S^{2-}]\] phải lớn hơn hoặc bằng tích số tan Ksp của FeS. Theo dữ liệu thực nghiệm, \[K_{sp}(FeS) = 6.3 \times 10^{-18}\] ở 25°C. Như vậy, điều kiện để có kết tủa FeS là:
\[a \cdot [S^{2-}] \geq 6.3 \times 10^{-18}\]
Vấn đề lúc này chuyển sang việc xác định giá trị thực tế của \[[S^{2-}]\]trong hệ. Ta biết rằng khí H₂S trong nước là một axit yếu hai nấc, với các hằng số phân ly lần lượt là \[K_{a1} = 1.0 \times 10^{-7}\] và \[K_{a2} = 1.3 \times 10^{-13}\]. Do đó, cân bằng tổng hợp để tạo ra ion sunfua S²⁻ được biểu diễn bằng:
\[[S^{2-}] = \frac{K_{a1} \cdot K_{a2} \cdot [H_2S]}{[H^+]^2}\]
Trong môi trường nước cất, pH ≈ 7 nên \[[H^+] = 10^{-7} M\]. Giả sử khí H₂S được sục vào đến khi đạt nồng độ bão hòa trong nước, tức khoảng \[[H_2S] = 0.1 M\] (sát với độ tan tối đa ở 25°C, 1 atm), ta có:
\[[S^{2-}] = \frac{(1.0 \times 10^{-7})(1.3 \times 10^{-13}) \cdot 0.1}{(10^{-7})^2} = \frac{1.3 \times 10^{-21}}{10^{-14}} = 1.3 \times 10^{-7} \, \text{M}\]
Thay vào điều kiện tạo kết tủa:
\[a \cdot (1.3 \times 10^{-7}) \geq 6.3 \times 10^{-18} \Rightarrow a \geq \frac{6.3 \times 10^{-18}}{1.3 \times 10^{-7}} \approx 4.85 \times 10^{-11} \, \text{M}\]
Kết quả này cho thấy rằng chỉ cần nồng độ Fe²⁺ lớn hơn khoảng 4.85×10−114.85 \times 10^{-11}4.85×10−11 M – một giá trị cực kỳ nhỏ – thì phản ứng tạo kết tủa FeS sẽ xảy ra trong điều kiện pH ≈ 7 và nồng độ H₂S khoảng 0.1 M. Đây là một ngưỡng rất dễ đạt được trong thực nghiệm thông thường, vì nồng độ Fe²⁺ trong dung dịch FeSO₄ pha loãng thông thường thường nằm trong khoảng 0.001–0.1 M, lớn hơn rất nhiều so với mức tối thiểu cần thiết.
Mở rộng điều kiện này ra các môi trường khác, nếu pH giảm (môi trường trở nên axit hơn), thì [H⁺] tăng và [S²⁻] sẽ giảm mạnh theo công thức trên, vì nằm ở mẫu số theo lũy thừa bậc hai. Ví dụ, tại pH = 3 (tức [H⁺] = 10⁻³ M), với cùng [H₂S] = 0.1 M, ta có:
\[[S^{2-}] = \frac{1.3 \times 10^{-21} \cdot 0.1}{10^{-6}} = 1.3 \times 10^{-16} \Rightarrow a \geq \frac{6.3 \times 10^{-18}}{1.3 \times 10^{-16}} \approx 0.048 \, \text{M}\]
Tức là ở pH = 3, chỉ khi nồng độ Fe²⁺ đạt khoảng 0.048 M trở lên thì kết tủa mới xuất hiện. Điều này giải thích tại sao FeS không kết tủa trong môi trường axit loãng, mặc dù H₂S được sục vào dư.
Từ các tính toán trên, có thể thấy rằng phản ứng giữa FeSO₄ và H₂S hoàn toàn có thể xảy ra trong điều kiện trung tính (nước cất), và xảy ra ngay khi nồng độ Fe²⁺ vượt qua ngưỡng rất nhỏ. Trong khi đó, trong môi trường axit, phản ứng gần như bị ức chế do sự suy giảm nồng độ S²⁻ theo cơ chế cân bằng ion H₂S. Điều này khẳng định rằng phản ứng tạo FeS là có điều kiện, không xảy ra đơn thuần chỉ vì có mặt Fe²⁺ và H₂S, mà phụ thuộc trực tiếp vào pH và nồng độ khí H₂S. Sự hình thành kết tủa FeS vì vậy có thể xảy ra hoặc không xảy ra tùy vào sự điều phối của các yếu tố cân bằng trên.
Về mặt thực nghiệm – sẽ có giới hạn tạo kết tủa
Ban đầu, nếu nồng độ Fe²⁺ lớn hơn giá trị tối thiểu cần để tạo kết tủa FeS (ở pH trung tính), phản ứng sẽ diễn ra mạnh mẽ. Tuy nhiên, khi H⁺ tăng lên và pH giảm, [S²⁻] giảm, nên chỉ một phần Fe²⁺ được kết tủa.
Đến khi:
\[[Fe^{2+}][S^{2-}] = K_{sp}\]
thì hệ đạt cân bằng kết tủa, và không còn FeS kết tủa thêm nữa, mặc dù vẫn còn H₂S sục vào. Phần Fe²⁺ còn lại vẫn hòa tan trong dung dịch.
Nếu cố gắng sục tiếp H₂S thì H⁺ sẽ càng tích lũy làm pH càng thấp, càng ức chế quá trình và có thể làm kết tủa tan ngược trở lại nếu pH giảm sâu (tức hòa tan lại kết tủa FeS đã tạo ra).
Trong thực nghiệm, nồng độ tan tối đa của [FeSO₄] và [H₂S] lần lượt rơi vào khoảng sấp xỉ 1,83M và 0,1M. Bằng một số phép thế ta sẽ tính được thời điểm hệ đạt trạng thái bão hòa khi:
\[1,83 = 4,846 \times 10^3 \times [H^+]^2 \Rightarrow x = 0,019 M\]
\[n_{FeS (gần đúng)} = \frac{[H^+]}{2} \times V = 0,01 \cdot V (mol)\]
Ứng Dụng
Phòng thí nghiệm: Phân tích Fe²⁺, tạo H₂S cho thí nghiệm khác.
Công nghiệp:
- FeSO₄: Xử lý nước, sản xuất phân bón.
- H₂S: Sản xuất lưu huỳnh, phân tích.
Môi trường: FeSO₄ keo tụ chất thải; xử lý H₂S trong khí thải.
Địa chất: FeS trong khoáng vật, nghiên cứu mỏ sunfua.
Bài Tập Vận Dụng
Đề bài: Cho 8,8 g FeS phản ứng hoàn toàn với H₂SO₄ loãng. Tính:
a) Khối lượng FeSO₄ thu được (g).
b) Thể tích khí H₂S thoát ra (đktc, lít).
Giải:
Phương trình: \[FeS + {H_2}S{O_4} \to {H_2}S \uparrow + FeS{O_4}\]
\[M_{FeS} = 56 + 32 = 88 g/mol\]
\[M_{FeSO_4} = 56 + 32 + 4 \times 16 = 152 g/mol\]
a) Khối lượng FeSO₄:
Số mol của FeS:
\[n_{FeS} = \frac{8,8}{88} = 0,1 mol\]
Tỉ lệ FeS:FeSO₄ = 1:1, nên:
\[n_{FeSO_4} = n_{FeS} = 0,1 mol\]
Khối lượng FeSO₄ thu được:
\[m_{FeSO_4} = 0,1 \times 152 = 15,2 g\]
Đáp số: 15,2 g.
b) Thể tích H₂S:
Tỉ lệ FeS:H₂S = 1:1, nên:
\[n_{H_2S} = n_{FeS} = 0,1 mol\]
Thể tích khí H₂S thoát ra:
\[V_{H_2S} = 0,1 \times 22,4 = 2,24 L\]
Đáp số: 2,24 L.
